Оксид азоту (I)

Related posts:

1. Оксид азоту (IV) – хімія N2O5 – оксид азоту (V), ангідрид азотної кислоти – кислотний оксид. Одержання оксиду азоту (V). 1. Отримати оксид азоту (V) можна окисленням діоксиду азоту: 2NO2 + O3 → N2O5 + O2 2. Ще один спосіб отримання оксиду азоту (V) – зневоднення азотної кислоти сильним водовіднімаючих речовиною, оксидом фосфору (V): 2HNO3 + P2O5 → 2HPO3 + […]...
2. Оксид азоту (IV) Оксид азоту (IV) – бурий газ. Дуже отруйний! Для NO2 характерна висока хімічна активність. Способи отримання. 1. Оксид азоту (IV) утворюється при окисленні оксиду азоту (I) і оксиду азоту (II) киснем або озоном: 2NO + O2 → 2NO2 2. Оксид азоту (IV) утворюється при дії концентрованої азотної кислоти на неактивні метали. Наприклад, при дії концентрованої […]...
3. Оксид азоту (V) N2O5 Будова молекули Оксид азоту (V) – ангідрид азотної кислоти, побудований з іонів NO2 + і NO3-, в газовій фазі і розчині складається з молекул N2O5. Фізичні властивості Азотний ангідрид – безбарвні гігроскопічні кристали, температура сублімації 32,3 ° С. Нестійкий і протягом декількох годин розпадається, при нагріванні – з вибухом. Хімічні властивості Розкладання: 2N2O5 = 4NO2 […]...
4. Оксид сірки (IV) – хімія Оксид сірки (IV) – це кислотний оксид. Безбарвний газ з різким запахом, добре розчинний у воді. Способи отримання окісда сірки (IV): 1. Спалювання сірки на повітрі: S + O2 → SO2 2. Горіння сульфідів і сірководню: 2H2S + 3O2 → 2SO2 + 2H2O 2CuS + 3O2 → 2SO2 + 2CuO 3. Взаємодія сульфітів з більш […]...
5. Оксид бору Оксид бору В2О3 – безбарвна склоподібна або кристалічна речовина. Склоподібна модифікація має шарувату структуру, атоми бору розташовані всередині рівносторонніх трикутників В3, температура плавлення 325-450 ° С, має високу твердість. Кристалічний оксид бору існує у вигляді двох модифікацій: гексагональної і моноклінної. Температура плавлення 450 ° С, температура кипіння 2250 ° С. Хімічні властивості Взаємодія з металами […]...
6. Кисневі сполуки азоту і фосфору До кисневих сполук азоту і фосфору відносять їх оксиди. Азот здатний змінювати свій ступінь окислення від -3 до +5, тому ступені окиснення його оксидів також змінюються. N2O і NO – безбарвні гази; NО2 – бурий газ (“лисячий хвіст”). N2O3 – рідина синього кольору; N2O5 – прозорі кристали. N2O – оксид азоту (I) – звеселяючий газ. […]...
7. Оксид і гідроксид міді (II) Оксид міді (II) CuO – кристали чорного кольору, кристалізуються в моноклінної сингонії, щільність 6,51 г / см3, температура плавлення 1447 ° С (під тиском кисню). При нагріванні до 1100 ° С розкладається з утворенням оксиду міді (I): 4CuO = 2Cu2O + O2. У воді не розчиняється і не реагує з нею. Має слабко виражені амфотерні […]...
8. Оксид і гідроксид срібла (I) Оксид срібла (I) Ag2O – буро-чорні кристали з кубічною кристалічною решіткою, щільність 7,14 г / см3, при 300 ° С розкладається. Має виражені основні властивості. У воді погано розчиняється, але надає їй слаболужну реакцію: Ag2O + H2O = 2Ag + + 2OH-. При нагріванні до 300 ° С розкладається на кисень і срібло: 2Ag2O = […]...
9. Оксид кальцію Негашене вапно – це оксид кальцію. Його отримують в лабораторіях і промисловим шляхом з природних матеріалів. Речовина активно використовується в будівництві і промисловості. Фізичні властивості Оксид кальцію – неорганічне кристалічна речовина у вигляді білого або сіро-білого порошку без запаху і смаку. Тверда речовина кристалізується в кубічні гранецентрированную кристалічні решітки по типу хлориду натрію (NaCl). Загальний […]...
10. Хімічні властивості оксиду алюмінію Оксид алюмінію – типовий амфотерний оксид. Взаємодіє з кислотними та основними оксидами, кислотами, лугами. 1. При взаємодії оксиду алюмінію з основними оксидами утворюються солі-алюмінати. Наприклад, оксид алюмінію взаємодіє з оксидом натрію: Na2O + Al2O3 → 2NaAlO2 2. Оксид алюмінію взаємодіє з розчинними підставами (лугами). При цьому в розплаві утворюються солі-алюмінати, а в розчині – комплексні […]...
11. Оксиди азоту З киснем N утворює оксиди: N2O, NO, N2O3 NO2, N2O5 і NO3. Оксид азоту I – N2O – закис азоту, “звеселяючий газ”. Фізичні властивості: безбарвний, з солодкуватим запахом, розчинний у воді, t плавлення -91 ° C, t кипіння -88,5 ° C. Анестезуючий засіб. Хімічні властивості: розкладається при 700 ° C: 2N2O? 2N2 + O2 підтримує […]...
12. Оксид кремнію Кремній проявляє змінну валентність (II, IV), тому може утворювати два оксиду кремнію – монооксид і діоксид. Вони відрізняються фізичними та хімічними властивостями. Детальніше про оксиди кремнію говоримо в цій статті. Монооксид Формула оксид кремнію (II) – SiO. Це в’язке, схоже на смолу речовина. Зберігає аморфний стан і не окислюється при звичайних умовах. Не утворює солі, […]...
13. Хімічні властивості вуглецю – хімія При нормальних умовах вуглець існує, як правило, у вигляді атомних кристалів (алмаз, графіт), тому хімічна активність вуглецю – невисока. 1. Вуглець проявляє властивості окислювача (з елементами, які розташовані нижче і лівіше в Періодичній системі) і властивості відновника (з елементами, розташованими вище і правіше). Тому вуглець реагує і з металами, і з неметалами. 1.1. З галогенів […]...
14. Хімічні властивості азоту – хімія При нормальних умовах азот хімічно малоактивний. 1. Азот проявляє властивості окислювача (з елементами, які розташовані нижче і лівіше в Періодичній системі) і властивості відновника (з елементами, розташованими вище і правіше). Тому азот реагує з металами і неметалами. 1.1. Молекулярний азот при звичайних умовах з киснем не реагує. Реагує з киснем тільки при високій температурі (2000ОС), […]...
15. Оксид вуглецю (II) CO Будова молекули Молекула оксиду вуглецю (II) має лінійну будову. Між атомами вуглецю і кисню утворюється потрійний зв’язок. Дві зв’язку отримані шляхом перекривання неспарених 2р-електронів вуглецю і кисню, а третина – по донорно-акцепторного механізму за рахунок вільної атомної орбіталі 2р вуглецю і електронної пари 2р кисню. Молекула СО є донором електронної пари. Фізичні властивості Оксид вуглецю […]...
16. Отримання азоту В лабораторії Реакція внутримолекулярного окиснення-відновлення при нагріванні суміші розчинів нітриту натрію і хлориду амонію при 80 ° С: NaNO2 + NH4Cl = N2 + 2H2O + NaCl. Утворений азот може бути забруднений домішками оксиду азоту (II) і азотної кислоти, для видалення яких газ пропускають через підкисленою розчин біхромату калію. Твердий нітрит амонію розкладається з вибухом: […]...
17. Кисневі сполуки азоту – коротко Оксиди. Азот утворює шістьох оксидів зі ступенями окислення +1, +2, +3, +4, +5. Оксид азоту (IV) NO2 – бурий, дуже отруйний газ. Він легко виходить при окисленні киснем повітря безбарвного несолеобразующіе оксиду азоту (II). Азотна кислота HNO3. Це безбарвна рідина, яка “парує” на повітрі. При зберіганні на світлі концентрована азотна кислота жовтіє, так як частково […]...
18. Оксид вуглецю (IV) CO2 Будова молекули Молекула СО2 лінійна, довжина подвійного зв’язку С = О дорівнює 0,116 нм. В рамках теорії гібридизації атомних орбіталей два σ-зв’язки утворені sp-гібридними орбиталями атома вуглецю і 2р-орбиталями атома кисню. Р-орбіталі вуглецю, що не беруть участь у гібридизації, утворюють з аналогічними орбиталями кисню p-зв’язки. Молекула неполярна. Фізичні властивості Оксид вуглецю (IV) – вуглекислий газ, […]...
19. Кисневі сполуки азоту Азот утворює з киснем кілька сполук, в яких виявляє різні ступені окислення. Існує закис азоту N2О, або, як її називають, “звеселяючий газ”. У ній азот проявляє ступінь окислення + 1. У окису азоту NO азот проявляє ступінь окислення + 2, в азотистому ангідриді N2О3 – + 3, в двоокису азоту NО2 – +4, в пятиокиси […]...
20. Способи отримання азоту 1. Азот в лабораторії отримують при взаємодії насичених розчинів хлориду амонію і нітриту натрію. Утворений в результаті реакції обміну нітрит амонію легко розкладається з утворенням азоту та води. В колбу наливають розчин хлориду амонію, а крапельну воронку розчин нітриту натрію. При Прилив нітриту натрію в колбу починається виділення азоту. Собераюсь виділяється азот в циліндр. Палаюча […]...
21. Окислення аміаку Аміак або нітрид водню – активне з’єднання, яке набирає реакції з простими і складними речовинами. У присутності кисню відбувається окислення аміаку. Залежно від умов протікання реакції аміак може окислюватися до оксиду або азоту. Ступінь окислення Ступінь окислювання аміаку залежить від ступеня окислення елементів, що входять до його складу. На зовнішньому енергетичному рівні азоту знаходиться п’ять […]...
22. Хімічні властивості сірки При кімнатній температурі сірка вступає в реакції тільки з ртуттю. З підвищенням температури її активність значно підвищується. При нагріванні сірка безпосередньо реагує з багатьма простими речовинами, за винятком інертних газів, азоту, селену, телуру, золота, платини, іридію і йоду. Сульфіди азоту і золота отримані непрямим шляхом. Взаємодія з металами Сірка виявляє окисні властивості, в результаті взаємодії […]...
23. Характеристика азоту На зовнішньому електронному шарі у азоту розташовуються 3 неспарених р-електрона. При утворенні неполярной молекули азоту між атомами азоту утворюються 3 загальні електронні пари за рахунок перекривання р-орбіталей обох атомів. Таким чином, у вільному стані азот трехвалентен. Ступені окислення у азоту досить різноманітні: від -3 до +5. Азот трохи легше повітря. У земній корі азоту 0,03%. […]...
24. Фізичні властивості азоту За звичайних умов азот – безбарвний газ, без смаку і запаху, абсолютно нешкідливий, трохи легший за повітря, мало розчинний у воді. Температура плавлення азоту -210°С; Температура кипіння азоту 196 ° С. Газоподібний азот складається з двохатомних молекул. Між атомами в молекулі реалізується потрійний зв’язок, внаслідок цього молекула азоту надзвичайно міцна, енергія хімічного зв’язку становить 945 […]...
25. Кругообіг азоту в природі – схема і опис Азот – один з життєво важливих елементів. Азот не фіксується в організмі у вільному вигляді. Тому в кругообігу азоту в природі допомагають бактерії. Загальний опис Азот – сьомий елемент періодичної таблиці Менделєєва. Виявляє дві валентності – III і V. В природі це двоатомний газ (N2), погано розчинний у воді. За рахунок міцної потрійний зв’язку між […]...
26. З’єднання заліза (III) Ступінь окислення +3 характерна для заліза. Оксид заліза (III) Fe2O3 – речовина бурого кольору, існує в трьох поліморфних модифікаціях. Проявляє слабко виражені амфотерні властивості з переважанням основних. Легко реагує з кислотами: Fe2O3 + 6HCl = 2FeCl3 + 3H2O. З розчинами лугів не реагує, але при сплаву утворює ферити: Fe2O3 + 2NaOH = 2NaFeO2 + H2O. […]...
27. Сполуки хрому (III) У хрому ступінь окислення +3 є найбільш стійкою. Оксид хрому (III) Cr2O3 – темно-зелений порошок, в кристалічному стані – чорне з металевим блиском речовину. Температура плавлення 1990 ° С, щільність 5,21 г / см3. Хімічно інертний. У воді, кислотах і лугах розчиняється. Насилу розчиняється в сильних кислотах при тривалому нагріванні. Проявляє амфотерні властивості. При сплаві […]...
28. Застосування азоту та його сполук Азот застосовується при виробництві мінеральних добрив, для синтезу аміаку, створення інертної атмосфери в лампах, використовується в медицині. Рідкий азот застосовується для глибокого охолодження і виморожування. Аміак використовується для отримання азотної кислоти, азотвмісних солей, сечовини та соди. Застосовується в холодильних установках; рідкий аміак і його розчини служать рідкими добривами; використовується в медицині. Оксид одновалентного азоту використовується […]...
29. Хімічні властивості ванадію Ванадій відрізняється високою хімічною стійкістю, при нормальних умовах інертний. Взаємодія з неметалами При температурі вище 600 ° С взаємодіє з киснем, утворюючи оксид ванадію (V): 4V + 5O2 = 2V2O5, При горінні ванадію на повітрі утворюється оксид ванадію (IV): V + O2 = VO2. При температурі вище 700 ° С реагує з азотом з утворенням […]...
30. Звуження дрібних судин Тромбоксани судинозвужувальні речовини, що утворюються головним чином в тромбоцитах і викликають звуження дрібних судин. Крім того, тромбоксани підсилюють агрегації тромбоцитів. Ці реакції сприяють зупинці Оксид азоту утворюється з амінокислоти L-аргініну за допомогою ферменту NO-синтетази. Оксид азоту надає потужний судинорозширювальну дію. Воно посилюється при гіпоксії і зменшується при зростанні напруги кисню в крові. Утворюючись в ендотеліальних […]...
31. Фосфориста кислота Фосфориста кислота H3PO3 – це двухосновна кисневмісна кислота. При нормальних умовах безбарвна кристалічна речовина, добре розчинна у воді. Валентність фосфору в фосфористої кислота дорівнює V, а ступінь окислення +3. Отримання фосфористої кислоти. Фосфористу кислоту можна отримати гідролізом галогенідів фосфору (III). Наприклад, гідролізом хлориду фосора (III): PCl3 + 3H2O → H3PO3 + 3HCl Фосфористу кислоту можна […]...
32. Хімічні властивості фосфору і його сполук Фосфор – життєво важливий елемент з п’ятої групи періодичної таблиці Менделєєва. Хімічні властивості фосфору залежать від його модифікації. Найбільш активною речовиною є білий фосфор, окислюється на повітрі. Фосфор має дві валентності (III і V) і три ступені окислення – +5, +3, -3. Фосфор і з’єднання Фосфор має три алотропічні модифікації, що відрізняються хімічними і фізичними […]...
33. Сполуки ванадію (II) В сполуки ванадію (II) метал входить у вигляді катіона V2 +. Оксид ванадію (II) VO – речовина сірого кольору, володіє металевим блиском і досить високою електричну провідність, кристалізується в кубічної гранецентрированной решітці типу хлориду натрію. Проявляє основні властивості, з водою і лугами не взаємодіє, реагує з кислотами: VO + 2HCl = VCl2 + H2O; При […]...
34. Загальна характеристика підгрупи азоту Підгрупа азоту – п’ята група, головна підгрупа періодичної системи Д. І. Менделєєва. У неї входять елементи: азот (N); фосфор (P); миш’як (As); сурма (Sb); вісмут (Bi). Загальна електронна формула елементів підгрупи азоту: ns2np3 – на зовнішньому енергетичному рівні ці елементи містять п’ять валентних електронів, на що вказує номер групи – два електрони на s-підрівні і […]...
35. Гідроксиди лужних металів (луги) Способи отримання 1. Луги отримують електролізом розчинів хлоридів лужних метал-лов: 2NaCl + 2H2O → 2NaOH + H2 + Cl2 2. При взаємодії лужних металів, їх оксидів, пероксидів, гід-ридів і деяких інших бінарних сполук з водою також утворюються лугу. Наприклад, натрій, оксид натрію, гідрид натрію і пероксид натрію при розчиненні у воді утворюють лугу: 2Na + […]...
36. З’єднання марганцю (II) У ступені окислення +2 для марганцю характерні оксид, гідроксид і солі. Оксид марганцю (II) MnO – кристалічна речовина сіро-зеленого кольору, утворює дві поліморфні модифікації: кубічну і гексагональну, володіє напівпровідниковими властивостями. Проявляє переважно основні властивості. З водою і розчинами лугів не взаємодіє, в кислотах розчиняється, утворюючи солі марганцю (II) і воду: MnO + 2HCl = MnCl2 […]...
37. Фосфор – доповідь Фосфор: – елемент P. неметал. Електронний аналог азоту. Також знаходиться в головній підгрупі V групи; – ступінь окислення +5. Однак, фосфор, на відміну від азоту, при такому ступені окислення стійкий; В невеликій кількості необхідний всьому живому; Може бути в декількох модифікаціях: Білий фосфор (P4): схожий за структурою на віск, плавиться при нагріванні, загоряється від тертя, […]...
38. Сполуки ванадію (V) Ступінь окислювання +5 для ванадію реалізується в оксокатіонах VO2 +, VO3 + (ванадил-іони) і оксоаніонів VO43-, V2O74-, V3O93- та ін. (Ванадат (V) – іони). Оксид ванадію (V) V2O5 – тугоплавкое кристалічна речовина червоно-бурого кольору, має напівпровідниковими властивостями. Проявляє кислотні властивості. Погано розчиняється у воді, утворюючи розчин світло-жовтого кольору. Легко розчиняється в лугах, з утворенням ванадатів: […]...
39. Оксиди вуглецю. Вугільна кислота Вуглець з киснем утворює оксиди: СО, СО2, С3О2, С5О2, С6О9 та ін Оксид вуглецю (II) – СО. Фізичні властивості: чадний газ, без кольору і запаху, отруйний, у воді майже не розчинний, розчинний в органічних розчинниках, t кипіння = -192 ° C, t плавлення = -205 ° C. Хімічні властивості: несолеобразующіе оксид. У звичайних умовах малоактивний, […]...
40. Кругообіг азоту в природі Азот бере участь в утворенні білкових структур. Велика частина біосферного азоту міститься в атмосфері. Це головне джерело азоту для органічних сполук. Перехід його в доступні живим організмам форми може здійснюватися різними способами. Наприклад, електричні розряди при грозах сприяють синтезу оксидів азоту, які потім з дощовими водами потрапляють в грунт у вигляді селітри або азотної кислоти […]...