SO3 puhastusvahendites, lämmastikväetiste tootmisel, lämmastikhappe tootmisel toorainena Füüsikalised omadused :Hüdroskoopne; Kergesti lenduv; Õli taoline; Toa temp vedelik; Lämmastiku oksiidid Värvitu N2O; NO; NO2 e. N2O4; N2O5 Keemilised omadused N2O Füüsikalised omadused : Värvitu; Õhust raskem; Vees vähelahustuv; Narkootilise toimega o SO3-tugev oksüdeerija Kasutatakse: Naerugaasina, Nitrona
oksüdeerub edasi NO2 -eks. Keskkonnakeemikud ei vaevu neid seetõttu eristama kasutavad üldist valemit NOX "Naerugaas" N2O on teistest vähem mürgine ja teda vaadeldakse ka keskkonnakeemias eraldi. Lämmastiku oksiidid Lämmastiku oksiidid On tuntud kõikide oksüdatsiooniastmetega ja enamgi veel. Sulgudes on väga ebapüsivate ühendite valemid NI O NIIO (NIII O ) NIVO NV O 2 2 2 3 2 2 5 (N2O2) N2O4 N2O "naerugaas" molekul NNO eraldab kergesti hapnikku ja toetab põlemist. Vere hemoglobiin temast siiski hapnikku kätte ei saa nii et hingata ei kõlba . Neutraalne oksiid. Kasutatakse narkoosivahendina NO - neutraalne oksiid, võib saada vase ja lahja lämmastikhappe vahelisel reaktsioonil NO2 happeline oksiid, millele vastab kaks hapet H2O + 2NO2 = HNO3 + HNO2 kuna lämmastikkushape pole püsiv, siis praktiliselt kulgeb reaktsioon, järgmiselt H2O +3 NO2 =2 HNO3
Reageerimisel erinevate ühenditega, võib ta käituda nii oksüdeerijana kui ka redutseerijana. NO toetab nagu ka naerugaaski põlemist. Õhus oksüdeerub lämmastik(II)oksiid pruunikaks lämmastik(IV)oksiidiks. 2NO + O2 2NO2 NO2 lämmastikdioksiid ehk lämmastik(IV)oksiid NO2 on punakaspruuni värvusega, terava, lämmatava lõhnaga, väga mürgine gaas. Temperatuuril üle 140 °C (normaalrõhul) esineb NO2-na, kuid temperatuuril alla - 11°C esineb ta dimeerina N2O4. Vahepealsetel temperatuuridel on tegemist kahe aine seguga. NO2 on pruun ja dimeer värvitu. Seega võib õelda, et gaasi värvus sõltub temperatuurist ja rõhust ning olenevalt tingimustest moodustub tasakaalu süsteem: 2NO2 N2O4 Teda saadakse lämmastik(II)oksiidi reageerimisel hapnikuga või vase reageerimisel kontsentreeritud lämmastikhappega: Cu + konts. 4HNO3 Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O NO2 on tugev oksüdeerija, kus võivad põleda paljud ained. Veega reageerimisel
Lämmastik, lämmastikuühendid Created by Janus +I N2O +II NO & N2O2 +IV NO2 & N2O4 +V (max) N2O5 -III (min) NH3 ammoniaak 0 N2 lämmastik dilämmastikoksiid lämmastikoksiid lämmastikdioksiid dilämmastikpentoksiid Naerugaas
Kuna lähteainete kontsentratsioon väheneb reaktsiooni käigus ained reageerivad ära. 2. Millistel juhtudel võib reaktsiooni järk erineda reaktsiooni molekulaarsusest? Ainult lihtreaktsioonide puhul võib reaktsiooni järk ühtida reaktsiooni molekulaarsusega. 3. Milline on järgmiste reaktsioonide molekulaarsus? Millised on nende reaktsioonide kiiruse avaldised (massitoime seaduse järgi) ja reaktsiooni järk? a) N2O4(g) 2 NO2(g), monomolek; I v=kc( N2O4) b) H2(g) + S(t) H2S(g), bimolek; II v=kc( H2) c) 2 CO(g) + O2(g) 2 CO2(g), trimolek; II v=kc(CO)2c( O2) d) MgCO3(t) MgO(t) + CO2(g), monomolek; I v=k e) NH4Cl(l) + H2O(v) NH3H2O(l) + HCl(l). bimolek; II v=kc(NH4Cl)c( H2O) 4. Miks temperatuur avaldab väga olulist mõju reaktsioonide kiirusele? Kuna piisavalt kõrge energiaga osakeste arv kasvab. 5
Lisaks saadakse lämmastikoksiidi metallide reageerimisel lahjendatud lämmastikhappeg ja ammoniaagi katalüütilisel oksüdatsioonil : 3Cu + lahj. 8HNO è 3Cu(NO) + 2NO + 4HO.Reageerimisel erinevate ühenditega, võib ta käituda nii oksüdeerijana kui ka redutseerijana. NO2 lämmastikdioksiid on punakaspruuni värvusega, terava, lämmatava lõhnaga, väga mürgine gaas.Temperatuuril üle 140 °C (normaalrõhul) esineb NO2-na, kuid temperatuuril alla - 11°C esineb ta dimeerina N2O4.Teda saadakselämmastik(II)oksiidi reageerimisel hapnikuga või vase reageerimisel kontsentreeritud lämmastikhappega: .NO2 on pruun ja dimeer värvitu.Seega võib õelda, et gaasi värvus sõltub temperatuurist ja rõhust. Lämmastikdioksiidis põlevad intensiivselt süsinik, väävel ja fosfor. NO2 kahjustab ka osoonikihti. Vähesel määral tekib kõikide kütuste põletamisel. Inimesele on ta mürgine, sest kahjustab vere hemoglobiini. HNO3 lämmastikhape
// 3Cu + lahj. 8HNO3 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O Reageerimisel erinevate ühenditega, võib käituda nii oksüdeerijana kui ka redutseerijana. NO toetab põlemist. Õhus oksüdeerub lämmastik(II)oksiid pruunikaks lämmastik(IV)oksiidiks. // 2NO + O2 2NO2 NO2 lämmastikdioksiid ehk lämmastik(IV)oksiid NO2 on punakaspruuni värvusega, terava, lämmatava lõhnaga, väga mürgine gaas. Temperatuuril üle 140 °C (normaalrõhul) esineb NO2-na, kuid temperatuuril alla - 11°C esineb ta dimeerina N2O4. Vahepealsetel temperatuuridel on tegemist kahe aine seguga. NO2 on pruun ja dimeer värvitu. Seega, gaasi värvus sõltub temperatuurist ja rõhust ning olenevalt tingimustest moodustub tasakaalu süsteem: 2NO2 N2O4 Teda saadakse lämmastik(II)oksiidi reageerimisel hapnikuga või vase reageerimisel kontsentreeritud lämmastikhappega // Cu + konts. 4HNO3 Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O NO2 on tugev oksüdeerija, kus võivad põleda paljud ained. Veega reageerimisel moodustab ta kaks hapet
Воздействует на нервную и сердечно- сосудистую систему, вызывает удушье.. Токсичность СО возрастает при наличии в воздухе азота, в этом случае концентрацию СО в воздухе необходимо снижать в 1.5 раза. 1.1.2. Оксиды азота. NO, N2O3, NO5, N2O4 .В атмосферу выбрасывается в основном диоксид азота NO2 – бесцветный не имеющий запаха ядовитый газ, раздражающе действующий на органы дыхания. Особенно опасны оксиды азота в городах, где они
- - ( ): , ; - - - , - . 1 HS- - 7 NH3OH+ - 2 N3- - 8 NO+ - 3 9 NCS- - 4 NO2+ - 10 O22- - 5 O2+ - 11 O2- - 6 PH4+ - 12 O3- - H2CrO4 - ; VO2+ - Na2HPO4 - ( ); OCN- - KNO3 - ( ); UO2+ - V2O5 (); OH- - N2O4 - (); AsH3 Ag2O - ; HN3 CaS - ; B2H6 Bi2O3 ; H2S Pb(OH)2 - ; B4H10 (10) Cu2O - ; NH3 H2SO3 ; HCN Fe2O3 - ; N2H4 Cr2(SO4) - ; HCl SO3 - ( ); NH2OH H3BO3 - ; HF NaCN - ; PH3 FeO ; HI NiS - ; SiH4 V2O3 - ; K2HPO4 - ; Pb(OH)4 - (IV); HAsO2 CuO ; AsO2
· NI3 eksisteerib ainult ammoniaadina (NI3·NH3)n. 36. Kirjeldage lämmastiku oksiidide omadusi, lähtudes lämmastiku oksüdatsiooniastmetest. Millised neist on hapete anhüdriidid? Kirjutage olulisemate oksiidide (N2O, NO, NO2, N2O3) tasakaalustatud tekkereaktsioonid ja Lewisi struktuurid. · Lämmastik esineb oksiidides oksüdatsiooniastmetesvI...V. Lämmastik(V)oksiid N2O5 on lämmastikhappeanhüdriid. Lämmastikdioksiid NO2 esineb tasakaalusv dimeeriga: 2NO2 = N2O4 Lämmastik(III)oksiid N2O3 on lämmastikushappeanhüdriid. Lämmastik(II)oksiid NO. Dilämmastikoksiid N2O on hüpolämmastikushappe H2N2O2 anhüdriid · Kõik lämmastiku oksiidid on happelised. · Lämmastiku oksiidid on olulisel kohal atmosfäärikeemias, kus neid koos tähistatakse NOx. · Dilämmastikoksiidi N2O saadakse ammooniumnitraadi mõõdukal kuumutamisel. · N2O on maitsetu, lahustub hästi rasvades ja väikestes kogustes ei ole mürgine.
Õhus oksüdeerub lämmastikoksiid lämmastikdioksiidiks:
2NO+O2=2NO2
Lämmastikdioksiid moodustab ka väheaktiivsete metallide (vase) reageerimisel
kontsentreeritud lämmastikhappega:
Cu+4HNO3=Cu(NO3)2+2NO2+2H2O
Cu-2e=CuII 1
Nv+e=NIV 2
NO2 on punakaspruuni värvusega, terava lõhnaga mürgine gaas. Tema reageerimisel veega
tekib lämmastikhape ja lämmastikoksiid:
3NO2+H2O=2HNO3+NO
NO2 on tugev oksüdeerija.
NO2 moodustab madalal temperatuuril dimeeri N2O4:
t*alandamine
2NO2--------------------N2O4 (H
88,9% Cu , 11,1% Fe 104. 1,24 mol H2SO4 , 139. 18,5% NaOH , 178. C3H8 218. 47 dm3 3,2 mol H2O 18,5% KOH 179. C4H8Br2 219. 0,05 mol 105. 0,154 mol 140. 200,4 g 180. C2H5I 220. 0,72 g Al , 6,3 g HNO3 106. 80 cm3 141. 168 g 181. C3H6 107. 68,3 kg 142. 5,6 dm3 SO2 , 182. N2O4 108. 16,4 kg 16,8 dm3 SO3 183. 80,6% 109. 52,3% Ag , 47,7% Au 143. 80 g 184. 0,96 m3 CO2 , 110. 720 g 144. 156,8 dm3 1,54 kg H2O 111. 9,1% NaOH , 145. 40 dm3 H2 , 60 dm3 CO2 185. 112 dm3 CO2 , 90,9% CaCO3 146. 52,3% Sn , 47,7% Zn 112 dm3 NH3 112. 6,02 1024 aatomit 147. 1,28 kg 186. 10,25 mol 113
segunedes sula väävliga ta vähendab erikaalu, segu 1905.a. lasti Norras käiku tööstuslik protsess: III astme reaktsioonid: hakkab üles poole tõusma NO->NO2 -> Ca(NO3)2. 2 NO2 + H2O = HNO3 + HNO2 - H 5)sula väävel liigub läbi auruga köetavate torude Tsüaanamiid-protsess käivitati tööstuslikult Itaalias N2O4 + H2O = HNO3 + HNO2 - H separaatorisse, kus õhk eraldub 1905.a. Saksa keemikud Haber & Nernst töötasid 3 HNO2 ->HNO3 + 2 NO + H2O H Kuum komprimeeritud õhk tõstab sula väävli massi ammoniaagi sünteesi teoreetiliste aluste kallal peaaegu Summeerides: õhk-pumba (air-lift) põhimottel üles U-torus. Sula väävli 10 aastat ja said selle eest 1918.a. Nobeli preemia
tekkereaktsioonid ja Lewisi struktuurid. Lämmastik mood vähemalt 8 molekulaarset oksiidid, mis kõik on termodünaamiliselt ebastabiilsed, kuid praktikas enamasti püsivad. Kõik lämmastiku oksiidid on happelised. · Lämmastiku oksiidid on olulisel kohal atmosfäärikeemias, kus neid koos tähistatakse NOx. Lämmastik esineb oksiidides oksüdatsiooniastmetes I...V. Lämmastik(V)oksiid N2O5 on lämmastikhappeanhüdriid. Lämmastikdioksiid NO2 esineb tasakaalus dimeeriga: 2NO2 = N2O4 Lämmastik(III)oksiid N2O3 on lämmastikushappeanhüdriid. Lämmastik(II)oksiid NO. Dilämmastikoksiid N2O on hüpolämmastikushappe H2N2O2 anhüdriid. N20 dilämmastikoksiid on värvusetu,lõhnatu, narkootilise toimega, külmas vees lahustuv gass, mida saadakse ammooniumnitraadi kuumutamisel: NH4NO3N2O+2H2O. NO lämmastikmonooksiid saadakse ammoniaagi katalüütilisel oksüdeerimisel: NH4+5O24NO+6H2O; N2+O22NO. Värvusetu, mürgine gaas. Osaleb
Termodünaamika 2. seadus isoleeritud süsteemis kulgevad kõik protsessid entroopia kasvu suunas. -soojus ei saa iseenesest üle minna külmalt kehalt kuumale,st. ei ole võimalik niisugune protsess, mille ainsaks tulemuseks on soojuse ülekandumine külmemalt kehalt kuumemale. 43. Mono-,bi- ja mitmemolekulaarsed reaktsioonid. Monomolekulaarne reaktsioon- aine lagunemisreaktsioonid võivad olla monomolekulaarsed elementaaraktis osaleb üks molekul: N2O5 àß N2O4 + 0,5O2 Bimolekulaarsed tihti võtab reaktsiooni elementaaraktist osa 2 osakest, tegemist on bimolekulaarse reaktsiooniga: H2 + I2 àß HI +HI Mitmemolekulaarsed reaktsioonid kolme molekuli üheaegne osavõtt trimolekulaarne reaktsioon jne. 44. Hetero- ja homogeensed reaktsioonid Heterogeensed reaktsioonid reageerivad ained on erinevates faasides vedela ja tahke aine korral avaldab reaktsiooni kiirusele mõju kokkupuutepinna suurus reaktsiooni kiirus on
kontsentratsioon, katalüsaatorid. Heterogeensed reaktsioonid: kõik tegurid samad, mis homogeenstel reaktsioonidel, kokkupuutepinna suurus, tahkiste struktuur (poorsus jm) 1. Reaktsiooni mehhanism Kirjeldab reaktsiooni tegelikku protsessi, selgitab järjestikku ning paralleelselt kulgevaid reaktsioone ning tekkivaid vaheühendeid Monomolekulaarsed A saadused, reageerib (laguneb) üks molekul N2O5 = N2O4 + ½O2, ei toimu molekulide kokkupõrget Bimolekulaarsed (enamik reaktsioone), kaks reageerivat molekuli põrkuvad A + B saadused (H2 + I2 2HI), 2Asaadused Trimolekulaarne reaktsioon - 3 molekuli põrkuvad (vähetõenäoline), 2NO + O2 = 2NO2, A + B + C saadused, 2A + B saadused, A + 2B saadused, 3A saadused 1. Reaktsiooni järk Reaktsiooni järk - võrdub kontsentratsioonide astmenäitajate summaga reaktsioonikiiruse võrrandis
- valents ja oksüdatsiooniaste ei lange sageli kokku - ühendeis on N maksimaalselt neljavalentne N2O NO (NO)2 N = N = O ↔ N = N―O N = O N―O O―N N2O3 NO2 O = N ―O ― N = O O―N = O N2O4 N2 O 5 O O O O N―N N―O―N O O O O N2O6 NO3 O O N―O―O― N O O N2O (dilämmastikoksiid) lõhnatu, värvusetu gaas, lahustub märgatavalt (külmas) vees
Le Chatelier' printsiip - tasakaalulises süsteemis tasakaalu nihkumine toimub selles suunas, mis toimub vastu välisele muutusele. a)konsentratsiooni muutuse mõju (lähteaine lisamine nihutab tasakaalu saaduste tekke suunas, saaduste kontsentratsiooni suurendamine lähteainete tekke suunas) BiCl 3(l) + H2O(v) BiOCl(t) + 2HCl(l) <-HCl lisamine nihutab tasakaalu paremalt vasakule; b)temperatuuri muutuse mõju N2O4(g) 2NO2(g) H=+57kJ(endotermiline); N2 + 3H2 2NH3 H=-22kcal(eksotermiline) NB! Kui reaktsioonide kulgemisel mahud ei muutu, ei olene reaktsiooni tasakaalu nihkumine rõhust. Katalüüs keemilise reakts kiiruse muutmine vastavate ainete mõjul. Inhibiitor neg katalüsaator, aeglustab reakts kiirust. Katalüsaator (kat) reakts kiirendaja, ei jää lõppsaadustesse. Homogeenne katalüüs kat ja reageerivad ained on samas faasis (reakts-d lahustes ja gaasides).
pärisuunaline v1=K1(A)m*(B)n, vastassuunaline v2. Le Chatelier' printsiip: tasakaalses süst tasak nihkumine toim selles suunas, mis toimub vastu välisele muutusele N:kui tõsta rõhku gaasilises süsteemis, siis nihkub tasakaal mahu vähenemise suunas. Tasakaalu nihutamnes nim tasakaalu parameetri (temp, konts, rõhk) muutmist: 1)kasutades ühe komponendi liiga 2)saaduse pidev eemald süst-st 3)muuta tingim. N:temp muutumisel, muutub ka tasakaalu konts väärtus: N2O4=2NO2; rõhu suuren. kaldub reakts sinna, kus maht on väiksem: N2+3H2=2NH3. Katalüüs on protsess, millega suurendatakse reakts kiirust lisaainete viimisega reakts segusse. Lisaained ehk katalüsaatorid ei võta reakts osa nii, et nad jääksid lõppsaadusesse, vaid moodustavad vahe saadusi: A + B + kat = Akat + B = AB + kat. Klassifikatsioon: 1)homogeenne - katalüsaator samas füüsikalises olekus kui reakts lähteained N:O2 + 2NO = 2NO2 2)heterogeenne katalüsaator ja
v1=K1(A)m*(B)n, vastassuunaline v2. Le Chatelier' printsiip: tasakaalus süsteemi tasakaalu nihkumine toimub selles suunas, mis toimub vastu välisele muutusele. Nt:kui tõsta rõhku gaasilises süsteemis, siis nihkub tasakaal mahu vähenemise suunas. Tasakaalu nihutamiseks nim. tasakaalu parameetri (temp, konts, rõhk) muutmist: 1)kasutades ühe komponendi liiga 2)saaduse pidevat eemaldamist süsteemist 3)tingimuste muutmist. Nt: temp. muutumisel, muutub ka tasakaalu konstandi väärtus: N2O4=2NO2; rõhu suurendamisel kaldub reakts. sinna, kus maht on väiksem: N2+3H2=2NH3. Katalüüs on protsess, millega suurendatakse reakts kiirust lisaainete viimisega reakts segusse. Lisaained ehk katalüsaatorid ei võta reaktsioonist osa nii, et nad jääksid lõppsaadusesse, vaid moodustavad vahesaadusi: A + B + kat = Akat + B = AB + kat. Klassifikatsioon: 1)homogeenne - katalüsaator samas füüsikalises olekus kui reakts lähteained nt:O2+2NO=2NO2 2)heterogeenne- katalüsaator ja reag
annaabi.ee 
