Уравнение окисления оксида азота 2 до оксида азота 4 (7 видео)

Содержание

Напишите уравнение реакции окисления оксида азота(II) до оксида азота(IV). Протекает ли эта реакция при обычных условиях? Какую
Ваш ответ
решение вопроса
Похожие вопросы
Оксид азота IV: получение и химические свойства
Способы получения
Химические свойства
Окисление оксида азота II (NO).
Окисление оксида азота (II)
💡 Видео

Видео:Опыты по химии. Получение оксида азота (II); окисление его кислородомСкачать

Напишите уравнение реакции окисления оксида азота(II) до оксида азота(IV). Протекает ли эта реакция при обычных условиях? Какую

Видео:Оксиды азота. Оксид азота(IV)Скачать

Ваш ответ

Видео:Получение и свойства оксида азота (II) / Obtaining and properties of nirogen monooxideСкачать

решение вопроса

Видео:08 Азот 2 оксиды азотаСкачать

Оксид азота IV: получение и химические свойства

Оксиды азота	Цвет	Фаза	Характер оксида
N₂O Оксид азота (I), закись азота, «веселящий газ»	бесцветный	газ	несолеобразующий
NO Оксид азота (II), закись азота, «веселящий газ»	бесцветный	газ	несолеобразующий
N₂O₃ Оксид азота (III), азотистый ангидрид	синий	жидкость	кислотный
NO₂ Оксид азота (IV), диоксид азота, «лисий хвост»	бурый	газ	кислотный (соответствуют две кислоты)
N₂O₅ Оксид азота (V), азотный ангидрид	бесцветный	твердый	кислотный

Оксид азота (IV) — бурый газ. Очень ядовит! Для NO₂ характерна высокая химическая активность.

Видео:Оксиды азота. Оксид азота(II)Скачать

Способы получения

1. Оксид азота (IV) образуется при окислении оксида азота (II) кислородом или озоном:

2. Оксид азота (IV) образуется при действии концентрированной азотной кислоты на неактивные металлы.

Например , при действии концентрированной азотной кислоты на медь:

3. Оксид азота (IV) образуется также при разложении нитратов металлов, которые в ряду электрохимической активности расположены правее магния (включая магний) и при разложении нитрата лития.

Например , при разложении нитрата серебра:

Видео:Оксиды азота. Оксид азота(I)Скачать

Химические свойства

1. Оксид азота (IV) реагирует с водой с образованием двух кислот — азотной и азотистой:

Если растворение NO₂ в воде проводить в избытке кислорода , то образуется только азотная кислота:

Поскольку азотистая кислота неустойчива, то при растворении NO₂ в теплой воде образуются HNO₃ и NO:

При нагревании выделяется кислород:

2. При растворении оксида азота (IV) в щелочах образуются нитраты и нитриты:

В присутствии кислорода образуются только нитраты:

3. Оксид азота (IV) – сильный окислитель. В атмосфере оксида азота (IV) горят фосфор , уголь , сера , оксид серы (IV) окисляется до оксида серы (VI):

4. Оксид азота (IV) димеризуется :

Видео:Получение оксида азота (IV) и его конденсация / Obtaining and condensation of nitrogen oxideСкачать

Окисление оксида азота II (NO).

Лекция 8.

Оксид азота II (NO) имеет низкую растворимость в воде. Коэффициент поглощения (объем газа, поглощенный одним объемом воды) при атмосферном давлении и различных температурах имеет следующие значения:

Т, °С
	0,07381	0,05709	0,04706	0,03507	0,02954	0,0270

Вследствие чего NO не может быть использован для производства азотной кислоты, поэтому его подвергают дальнейшему окислению.

При окислении NO образуются высшие оксиды. Образование высших оксид протекает по реакциям:

(1)

(2)

(3)

Оксиды азота имеют различную термодинамическую устойчивость, которая в свою очередь зависит от температуры.

Температура, К	Термодинамические устойчивости различных оксидов, расположенные в порядке уменьшения
N₂O₄>N₂O>N₂O₅>NO₂>N₂O₃>NO
NO>N₂O>NO₂>N₂O₃>N₂O₄>N₂O₅

Таким образом, при низких температурах наибольшей термодинамической устойчивость обладает N₂O₄, а при высоких – NO. Так как оксид азота II (NO) имеет низкую растворимость в воде, то его целесообразно окислять при низких температурах, когда его термодинамическая устойчивость наименьшая по сравнению с другими оксидами.

С понижением температуры равновесие реакций (1)-(3) смещается в сторону образования продуктов. При низких температурах и времени, достаточном для установления равновесия, а так же при избытке кислорода преобладающим продуктом окисления будет оксид N₂O₄. Об условиях превращений одних оксидов азота в другие и перехода их из газообразной фазы в жидкую и твердую можно судить по диаграмме состояния системы NO-NO₂ при атмосферном давлении (рисунок 1).

Уравнение окисления оксида азота 2 до оксида азота 4

Рис. 1. Диаграмма состояния системы NO-NO₂ при атмосферном давлении.

При недостатке кислорода или неустановившемся равновесии в нитрозных газах могут одновременно содержаться N₂O₄, NO₂, N₂O₃, NO.

Оксид азота N₂O₅ при окислении N₂O₄ кислородом не образуется, даже если процесс происходит при повышенном давлении. Оксид азота N₂O₅ может быть получен только окислением N₂O₄ озоном, при этом протекает реакция:

Одновременно с образованием N₂O₅ может образовываться N₂O₆.

От степени полноты протекания реакции (1) будет зависеть остаточное содержание NO в газовой смеси. Поэтому при окислении оксида азота NO данная реакция является определяющей. Зависимость константы равновесия реакции:

выраженная через парциальные давления веществ имеет следующий вид:

Существует эмпирическое уравнение, описывающее зависимость константы равновесия от температуры (уравнение Боденштейна):

На рисунке 2 представлен график зависимости равновесной степени окисления оксида азота NO ( ) от температуры и давления при начальной концентрации 9,92% NO и 5,68 О₂.

Рис. 2. Зависимость равновесной степени окисления оксида азота NO (

) от температуры и давления при начальной концентрации 9,92% NO и 5,68 О₂. Значения Р, МПа: 1 – 0,1; 2 – 0,8.

Из диаграммы (рис. 2) следует, что понижение температуры и повышение давления газа смещают равновесие реакции в сторону образования продуктов. При температуре менее 200°С реакция окисления NO при давлении 0,1 МПа протекает почти на 100%. Поэтому при данных условиях реакцию можно рассматривать как протекающую необратимо в сторону образования NO₂.

Окисление оксида азота NO протекает по уравнению реакции третьего порядка. Дифференциальное уравнение скорости окисления NO кислородом имеет вид:

где – парциальные давления соответствующих веществ в данный момент; – константа скорости прямой реакции; – время окисления, с.

Значения констант скорости реакции, по данным М. Боденштейна, представлены в таблице 1.

Константы скорости окисления NO кислородом при различных температурах и давлении 1 МПа

Для определения времени, необходимого для окисления NO до заданной степени, можно использовать уравнение:

где – константа скорости реакции; – время реакции; – половина начальной концентрации NO, объемный %; – начальная концентрация кислорода, объемный %; – расход кислорода на окисление NO; объемный %.

Степень окисления NO в долях единицы можно при помощи уравнения: .

На рисунке 3 представлена номограмма для определения скорости окисления NO.

Рис. 3. Номограмма для определения скорости окисления NO.

На номограмме: – отношение концентрации кислорода к половине концентрации NO, то есть ; и есть скорость окисления NO при различных значениях .

Реакция окисления NO является суммой двух бимолекулярных реакций:

Первая реакция протекает быстро, вторая – медленно. С повышением температуры равновесие первой реакции смещается в сторону исходных веществ, концентрация NO₃ уменьшается, поэтому реакция образования NO₂ замедляется. С понижением температуры концентрация NO₃ увеличивается, что приводит к ускорению второй реакции, которая и определяет общую скорость процесса.

Реакция окисления NO кислородом относится к тем немногочисленным процессам, скорость протекания которых с понижением температуры увеличивается.

Как видно из уравнения кинетики окисления NO, скорость реакции давлению во второй степени. То есть если увеличить общее давление в 2 раза, то скорость окисления увеличится в четыре раза.

В действительности практически невозможно достичь 100% окисления NO в NO₂, так как для этого требуется высокое давление, высокие концентрации NO и кислорода в исходных реагентах (другими словами исходные газы должны содержать как можно меньше примесей в своем составе).

Переработка нитрозных газов зачастую производят при низких температурах. В этих условиях двуокись азота практически не существует, часть ее всегда полимеризуется в четырех окись азота:

Степень полимеризации тем выше, чем ниже температура и больше концентрация двуокиси азота NO₂. Процесс диссоциации (распада молекулы N₂O₄ на NO₂) имеет обратную зависимость.

Зависимость содержания диоксида азота (NO₂) и четырех окиси азота (N₂O₄) от температуры можно проследить по следующим данным:

Зависимость константы равновесия (полимеризации NO₂) от температуры имеет следующий вид (уравнение М. Боденштейна):

Для менее точных расчетов можно использовать уравнение:

Скорости протекания процессов как полимеризации диоксида азота, так и обратной реакции диссоциации существенно превышают скорость окисления оксида азота NO. Так равновесие реакции полимеризации устанавливается примерно за 10 -4 с, а процесса окисления оксида азота NO примерно за 0,1 с.

Жидкий N₂O₄ растворяется в воде ограничено. Поэтому процесс необходимо проводить при температуре не менее 30°С чтобы избежать его конденсации.

Образование N₂O₃ протекает по реакции:

Равновесие данной реакции сдвигается в сторону образования продуктов при уменьшении температуры и повышении давления. В таблице 2 представлено содержание N₂O₃ в эквимолекулярной (другими словами стехиометрической) смеси NO+NO₂ при различных температурах и давлениях.

Содержание N₂O₃ в эквимолекулярной (стехиометрической) смеси NO+NO₂ при различных температурах и давлениях.

Если известны парциальные давления NO, NO₂, N₂O₄, то можно определить концентрацию N2O3 при помощи уравнения:

Скорость образования N₂O₃ можно определить при помощи уравнения:

Равновесие данной реакции достигается более быстро, чем равновесие реакции окисления NO. Таким образом, из всех возможных реакций, протекающих при окислении NO, наименьшей скоростью обладает реакция непосредственно окисления NO с образованием NO₂. Данная стадия является лимитирующей.

Из литературных источников известно, что ускорить реакцию окисления NO можно за счет использования катализаторов. Установлено, что при низких температурах активны катализаторы адсорбционного типа (синтетические цеолиты, активированные угли). При содержании NO до 1,5%, объемной скорости 15000 ч -1 , в интервале температур 293-350 К такие катализаторы ускоряют реакцию в 35-65 раз по сравнению с гомогенным окислением.

В качестве высокотемпературных катализаторов в литературных источниках предлагаются катализаторы на основе оксидов никеля и кобальта с добавками оксидов циркония, марганца, серебра. Катализаторы данного состава способны ускорять реакцию окисления при температурах до 640 К. Отрицательно влияют на скорость наличие паров воды, увеличение содержания NO и NO₂.

Механизм реакции каталитического окисления NO можно описать при помощи уравнений:

1. O2 + 2kt → 2ktO;

3. ktNO + ktO → ktNO₂ + kt;

В таблице 3 представлены значения скорости окисления NO при использовании высокотемпературных катализаторов различного состава.

Скорость окисления NO при использовании высокотемпературных катализаторов различного состава и при различных температурах.

Видео:Оксиды азота (I) и (II)Скачать

Окисление оксида азота (II)

Окисление диоксида азота

Нитрозные газы, полученные при окислении аммиака, содержат оксид азота(II), азот, кислород и пары воды. При переработке нитрозных газов в азотную кислоту необходимо окислить оксид азота(II) до диоксида.

Реакция окисления обратима,

2NO + O2 Ы 2NO2 + 124 кДж

протекает с уменьшением объема и сопровождается выделением теплоты. Следовательно, в соответствии с принципом Ле Шателье, снижение температуры и повышение давления способствуют смещению равновесия реакции вправо, т.е. в сторону образования NO2. Ниже приведены значения константы равновесия реакции окисления для различных температур.

Из которых видно, что при температурах до 100 °С равновесие реакции практически полностью сдвинуто в сторону образования NO2. При более высокой температуре равновесие смещается в левую сторону и при температуре выше 700 °С образования диоксида азота практически не происходит. В связи с этим в горячих нитрозных газах, выходящих из контактного аппарата, NO2 отсутствует, и для его получения газовую смесь необходимо охладить до температуры ниже 100 °С.

Как видно из уравнения для константы равновесия при повышении парциального давления кислорода парциальное давление оксида азота(IV) также увеличится так как от общего давления константа равновесия зависит очень мало.

Окисление оксида азота (II) — самая медленная стадия производства азотной кислоты. Скорость реакции окисления, определяющую скорость всего процесса, можно выразить следующим образом:

Онa сильно зависит от концентрации реагентов, давления и температуры. Применение в производстве азотной кислоты воздуха, обогащенного кислородом, или чистого кислорода позволяет получать нитрозные газы с повышенным содержанием оксида азота(II) и увеличить скорость окисления NO в NO2.

Реакция окисления NO в NO2 ускоряется при понижении температуры, а с повышением температуры замедляется почти до полного прекращения. Для объяснения этого явления предложено несколько гипотез, одна из которых, наиболее признанная, заключается в том, что окисление NO в NО2 идет через образование промежуточного продукта — димера оксида азота(II):

O2 + (NO) 2 Ы 2NO2 + Q

Образование димера оксида азота — процесс обратимый, протекающий с выделением теплоты. Следовательно, повышение температуры вызовет смещение равновесия этой реакции в левую сторону. При этом константа равновесия будет уменьшаться и равновесная концентрация димера в газовой смеси будет понижаться. Скорость дальнейшего окисления димера в диоксид зависит от:

концентрации димера Таким образом, уменьшение скорости окисления оксида азота в диоксид с повышением температуры можно объяснить сильным снижением концентрации димера.

В установках, работающих под атмосферным давлением, окисляют оксид азота примерно на 92%, а оставшийся NO поглощают (совместно с NO2) щелочью, так как для окисления понадобилось бы много времени и соответственно большие объемы аппаратуры. Обычно переработку нитрозных газов в разбавленную кислоту проводят при температурах 10-50 °С, при которых часть диоксида азота полимеризуется в N2O4:

2NO2 Ы N2O4 + 57 кДж

Зависимость степени полимеризации NO₂ от температуры характеризуется следующими данными:

Степень поли -меризации %

Скорость полимеризации NO₂ очень высока, поэтому в любой момент времени числовое значение отношения NO₂: N₂O₄ определяется условиями равновесия, которое устанавливается практически мгновенно. Так как реакция протекает с уменьшением объема, то увеличение давления способствует образованию N₂O₄.

Нитрозные газы, поступающие на абсорбцию, содержат NO₂;. N₂O₄, NO, N₂O, N₂, N₂O₃ пары воды.

Окисление диоксида азота — самая медленная стадия получения азотной кислоты. Она сильно зависит от концентрации реагентов, давления температуры. Применение воздуха, обогащенного кислородом (или чистого кислорода) позволяет получать нитрозные газы с повышенным содержанием оксида азота (II) и увеличить скорость окисления NO в NO₂. Реакция окисления NO в NO₂ ускоряется при понижении температуры, а с повышением замедляется почти до полного прекращения. Это объясняется тем, окисление NO в NO₂ идет через образрвание промежуточного продукта — димера оксида азот (II):

Таким образом, уменьшение скорости окисления оксида азота в диоксид с повышением температуры можно объяснить сильным снижением концентрации димера. Обычно переработку нитрозных газов ведут при температурах 10 — 50 0 С, при которых часть диоксида полимеризуются в N₂O₄. Итак, нитрозные газы, поступающие на абсорбцию, содержат NO₂, N₂O₄, NO, N₂O, N₂, N₂O₃.