Оксиды азота — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 27 ноября 2019; проверки требуют 3 правки. Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 27 ноября 2019; проверки требуют 3 правки. Эта статья описывает оксиды азота как химические соединения; об образовании и способах сокращения выбросов оксидов азота при горении см. NOx (оксиды азота).

Окси́ды азо́та — неорганические бинарные соединения азота с кислородом.

Известны 10 соединений азота с кислородом. Кроме пяти классических оксидов азота — закиси азота N₂O, окиси азота NO, оксида азота(III) N₂O₃, диоксида азота NO₂ и оксида азота(V) N₂O₅ — известны также димер диоксида азота N₂O₄ и 4 малостабильных соединения: нитрозилазид NON

3, нитрилазид NO₂N₃, тринитрамид N(NO₂)₃ и нитратный радикал NO₃.

Несолеобразующий оксид. При нагревании разлагается на азот и кислород. При высоких концентрациях N₂O возбуждает нервную систему («веселящий газ»). В медицине N₂O применяют как слабое средство для наркоза, в высоких концентрациях токсичен. Также N₂O называют закисью азота. Закись азота иногда используется для улучшения технических характеристик двигателей внутреннего сгорания. В случае автомобильных применений вещество, содержащее закись азота, и горючее впрыскиваются во впускной (всасывающий) коллектор двигателя, что приводит к следующим результатам:

• снижает температуру всасываемого в двигатель воздуха, обеспечивая плотный поступающий заряд смеси;
• увеличивает содержание кислорода в поступающем заряде;
• повышает скорость (интенсивность) сгорания в цилиндрах двигателя.

Оксид азота NO (монооксид азота) — бесцветный газ, незначительно растворим в воде. Не взаимодействует с водой, растворами кислот и щелочей. Оксид азота(II) — очень реакционное соединение, может вступать в реакции присоединения с рядом солей (нитрозосоли), с галогенами (напр., нитрозилхлорид NOCl), органическими соединениями. При обычной температуре NO соединяется с кислородом с образованием NO₂. Оксид NO получают каталитическим окислением аммиака при производстве азотной кислоты. В больших количествах очень ядовит, обладает удушающим действием.

Оксид N₂O₃ (триоксид диазота, азотистый ангидрид) — темно-синяя жидкость, неустойчивая при обычных условиях, взаимодействует с водой, образуя азотистую кислоту HNO₂.

Оксид азота NO₂ (диоксид азота) — бурый ядовитый газ тяжелее воздуха, легко сжижается. При комнатной температуре NO₂ находится в смеси с его бесцветным димером N

2O₄, приблизительно 1:1. Взаимодействует с водой:

2NO2+h3O→HNO3+HNO2{\displaystyle {\mathsf {2NO_{2}+H_{2}O\rightarrow HNO_{3}+HNO_{2}}}}

и растворами щелочей:

2NO2+2NaOH→NaNO3+NaNO2+h3O{\displaystyle {\mathsf {2NO_{2}+2NaOH\rightarrow NaNO_{3}+NaNO_{2}+H_{2}O}}}

Сильный окислитель. Многие вещества (уголь, сера, фосфор, органические соединения) могут гореть в NO₂. Этот оксид окисляет SO₂ до SO₃, на этой реакции основан нитрозный метод получения серной кислоты. В низких концентрациях оксид азота (IV) NO₂ (диоксид азота) раздражает дыхательные пути. При больших концентрациях он вызывает отёк легких.

Оксид азота N₂O₅ (пентаоксид диазота, азотный ангидрид) — бесцветное кристаллическое вещество, легко разлагается на NO₂ и О₂. Сильный окислитель. В воде легко растворяется с образованием азотной кислоты HNO

3.

N2O5+h3O→2HNO3{\displaystyle {\mathsf {N_{2}O_{5}+H_{2}O\rightarrow 2HNO_{3}}}}

• Химическая энциклопедия / Редкол.: И. Л. Кнунянц и др.. — М.: Советская энциклопедия, 1988. — Т. 1 (Абл-Дар). — 623 с.
• Леонтьев А. В., Фомичева О. А., Проскурнина М. В., Зефиров Н. С. Современная химия оксида азота(I) (рус.) // Успехи химии. — Российская академия наук, 2001. — Т. 70, № 2. — С. 107—122.
• Weller, Richard, Could the sun be good for your heart? Архивы TedxGlasgow. Filmed March 2012, posted January 2013
• Roszer, T (2012) The Biology of Subcellular Nitric Oxide. ISBN 978-94-007-2818-9
• Stryer, Lubert. Biochemistry, 4th Edition. — W.H. Freeman and Company, 1995. — P. 732. — ISBN 0-7167-2009-4.
• Plant-based Diets | Plant-based Foods | Beetroot Juice | Nitric Oxide VegetablesАрхивы . Berkeley Test.
• Ghosh, S. M.; Kapil, V.; Fuentes-Calvo, I.; Bubb, K. J.; Pearl, V.; Milsom, A. B.; Khambata, R.; Maleki-Toyserkani, S.; Yousuf, M.; Benjamin, N.; Webb, A. J.; Caulfield, M. J.; Hobbs, A. J.; Ahluwalia, A. Enhanced Vasodilator Activity of Nitrite in Hypertension: Critical Role for Erythrocytic Xanthine Oxidoreductase and Translational Potential (англ.) // Hypertension : journal. — 2013. — Vol. 61, no. 5. — P. 1091—1102. —

Оксид скандия — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Оксид скандия — бинарное неорганическое соединение металла скандия и кислорода с формулой Sc₂O₃, бесцветные (белые) кристаллы, нерастворимые в воде.

• Горение металлического скандия на воздухе:

4Sc+3O2 →200−250oC 2Sc2O3{\displaystyle {\mathsf {4Sc+3O_{2}\ {\xrightarrow {200-250^{o}C}}\ 2Sc_{2}O_{3}}}}

2Sc(OH)3 →>460oC Sc2O3+3h3O{\displaystyle {\mathsf {2Sc(OH)_{3}\ {\xrightarrow {>460^{o}C}}\ Sc_{2}O_{3}+3H_{2}O}}}

4Sc(NO3)3 →>300oC 2Sc2O3+12NO2+3O2{\displaystyle {\mathsf {4Sc(NO_{3})_{3}\ {\xrightarrow {>300^{o}C}}\ 2Sc_{2}O_{3}+12NO_{2}+3O_{2}}}}

Sc2(SO4)3 →>600oC Sc2O3+SO3+2SO2+O2{\displaystyle {\mathsf {Sc_{2}(SO_{4})_{3}\ {\xrightarrow {>600^{o}C}}\ Sc_{2}O_{3}+SO_{3}+2SO_{2}+O_{2}}}}

Sc2(CO3)3 →>1000oC Sc2O3+3CO2{\displaystyle {\mathsf {Sc_{2}(CO_{3})_{3}\ {\xrightarrow {>1000^{o}C}}\ Sc_{2}O_{3}+3CO_{2}}}}

Sc2(C2O4)3 →>400oC Sc2O3+3CO2+3CO{\displaystyle {\mathsf {Sc_{2}(C_{2}O_{4})_{3}\ {\xrightarrow {>400^{o}C}}\ Sc_{2}O_{3}+3CO_{2}+3CO}}}

Оксид скандия образует бесцветные (белые) кристаллы кубической сингонии, пространственная группа I a3, параметры ячейки a = 0,9844 нм, Z = 16.

При 1000°С и давлении 13 ГПа переходит в фазу с моноклинной сингонией, параметры ячейки a = 1,3171 нм, b = 0,3194 нм, c = 0,7976 нм, β = 100,67°, Z = 6, d = 4,16.

После прокаливания пассивируется и не реагирует с водой и щелочами.

• Реагирует с жидкой водой (под давлением):

Sc2O3+h3O →250−300oC 2ScO(OH){\displaystyle {\mathsf {Sc_{2}O_{3}+H_{2}O\ {\xrightarrow {250-300^{o}C}}\ 2ScO(OH)}}}

• Реагирует с концентрированными кислотами:

Sc2O3+6HCl →100oC 2ScCl3+3h3O{\displaystyle {\mathsf {Sc_{2}O_{3}+6HCl\ {\xrightarrow {100^{o}C}}\ 2ScCl_{3}+3H_{2}O}}}

• При сплавлении с оксидами щелочных и щелочноземельных металлов образует скандиаты:

Sc2O3+Na2O →1000oC 2NaScO2{\displaystyle {\mathsf {Sc_{2}O_{3}+Na_{2}O\ {\xrightarrow {1000^{o}C}}\ 2NaScO_{2}}}}

Sc2O3+2CO2+h3O → 2ScCO3(OH){\displaystyle {\mathsf {Sc_{2}O_{3}+2CO_{2}+H_{2}O\ {\xrightarrow {}}\ 2ScCO_{3}(OH)}}}

Sc2O3+3h3S →1000−1150oC Sc2S3+h3O{\displaystyle {\mathsf {Sc_{2}O_{3}+3H_{2}S\ {\xrightarrow {1000-1150^{o}C}}\ Sc_{2}S_{3}+H_{2}O}}}

• В присутствии восстановителей реагирует с хлором:

Sc2O3+3Cl2+3C →800−900oC 2ScCl3+3CO{\displaystyle {\mathsf {Sc_{2}O_{3}+3Cl_{2}+3C\ {\xrightarrow {800-900^{o}C}}\ 2ScCl_{3}+3CO}}}

• Высокотемпературная керамика.

• Химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И.Л. и др.. — М.: Советская энциклопедия, 1995. — Т. 4. — 639 с. — ISBN 5-82270-092-4.
• Справочник химика / Редкол.: Никольский Б.П. и др.. — 2-е изд., испр. — М.-Л.: Химия, 1966. — Т. 1. — 1072 с.
• Справочник химика / Редкол.: Никольский Б.П. и др.. — 3-е изд., испр. — Л.: Химия, 1971. — Т. 2. — 1168 с.
• Лидин Р.А. и др. Химические свойства неорганических веществ: Учеб. пособие для вузов. — 3-е изд., испр. — М.: Химия, 2000. — 480 с. — ISBN 5-7245-1163-0.
• Рипан Р., Четяну И. Неорганическая химия. Химия металлов. — М.: Мир, 1972. — Т. 2. — 871 с.

N2O какой это оксид

При комнатной температуре оксид азота (I) бесцветный газ без запаха, сладковатый на вкус, малорастворимый в воде (при 1 объем газа растворяется в 1 объеме воды). При вдыхании в небольших количествах вызывает судорожный смех, поэтому его называют «веселящим газом». Молекула линейная, малополярная.
Оксид азота (I) получают термическим разложением нитрата аммония при температуре немного выше температуры его плавления ():

   

Более чистый образуется при сопропорционировании нитрита и сои гидразина или гидроксиламина:

   

Оксид азота (I) не взаимодействует с водой, но формально его можно рассматривать как ангидрид азотноватистой кислоты , при разложении которой он образуется:

   

Оксид азота (I) является окислителем. В нем, как в кислороде, вспыхивает тлеющая лучинка, и ярко горит зажженная сера. В водных растворах окислительные свойства практически незаметны, что связано с кинетическими причинами. В газовой фазе он восстанавливается водородом до азота:

   

при поджигании смеси с происходит оглушительный взрыв:

   

В то же время при контакте с сильными окислителями проявляет себя как восстановитель. Он медленно обесцвечивает подкисленный раствор перманганата калия:

   

При нагревании выше оксид азота (I) разлагается со взрывом:

   

Оксид азота (I) нетоксичен. Он широко используется в качестве пропеллента для создания аэрозолей, находит применение как анестезирующее средство при наркозах.

Оксид цезия — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Окси́д це́зия — Cs₂O, неорганическое бинарное соединение цезия с кислородом.

Оксид цезия — оранжево-красные гексагональные кристаллы, расплывающиеся во влажном воздухе. При нагревании становится сперва тёмно-красным, затем — чёрным (150 °C). После охлаждения цвет постепенно восстанавливается.

Возгоняется в вакууме при температуре менее 500 °C. Под действием света темнеет и разлагается. При нагревании свыше 300 °C диспропорционирует:

2Cs2O→Cs2O2+2Cs{\displaystyle {\mathsf {2Cs_{2}O\rightarrow Cs_{2}O_{2}+2Cs}}}

Энергично реагирует с водой и растворами кислот:

Cs2O+h3O→2CsOH{\displaystyle {\mathsf {Cs_{2}O+H_{2}O\rightarrow 2CsOH}}}

Cs2O+2HCl→2CsCl+h3O{\displaystyle {\mathsf {Cs_{2}O+2HCl\rightarrow 2CsCl+H_{2}O}}}

С влажным CO₂ образует карбонат и гидрокарбонат:

Cs2O+CO2→Cs2CO3{\displaystyle {\mathsf {Cs_{2}O+CO_{2}\rightarrow Cs_{2}CO_{3}}}}

Cs2O+2CO2+h3O→2CsHCO3{\displaystyle {\mathsf {Cs_{2}O+2CO_{2}+H_{2}O\rightarrow 2CsHCO_{3}}}}

При нагревании вступает в реакцию с водородом, фтором и хлором, расплавленной серой:

2Cs2O+2F2→4CsF+O2{\displaystyle {\mathsf {2Cs_{2}O+2F_{2}\rightarrow 4CsF+O_{2}}}}

4Cs2O+7S→3Cs2S2+Cs2SO4{\displaystyle {\mathsf {4Cs_{2}O+7S\rightarrow 3Cs_{2}S_{2}+Cs_{2}SO_{4}}}}

С жидким аммиаком реагирует, образуя амид цезия:

Cs2O+Nh4 →−50oC CsNh3↓+CsOH{\displaystyle {\mathsf {Cs_{2}O+NH_{3}\ {\xrightarrow {-50^{o}C}}\ CsNH_{2}\downarrow +CsOH}}}

Получают оксид цезия осторожным нагреванием (ниже 200 °C) избытка цезия в атмосфере кислорода с последующей вакуумной отгонкой паров металла:

4Cs+O2→2Cs2O{\displaystyle {\mathsf {4Cs+O_{2}\rightarrow 2Cs_{2}O}}}

В качестве побочных продуктов могут образовываться пероксид (Cs₂O₂) и надпероксид цезия (CsO₂), а также другие бинарные соединения цезия с кислородом переменного состава: Cs₁₁O₃, Cs₄O, Cs₇O и другие.

Применяют оксид цезия как компонент сложных фотокатодов и катализаторов в органическом синтезе.

• Химическая энциклопедия / Редкол.: Зефиров Н.С. и др.. — М.: Большая Российская энциклопедия, 1998. — Т. 5 (Три-Ятр). — 783 с. — ISBN 5-85270-310-9.