Способ получения закиси азота

______________

✅ ️Наши контакты (Telegram):✅ ️

>>>🔥🔥🔥(ЖМИ СЮДА)🔥🔥🔥<<<

✅ ️ ▲ ✅ ▲ ️✅ ▲ ️✅ ▲ ️✅ ▲ ✅ ️

ВНИМАНИЕ!!!

ИСПОЛЬЗУЙТЕ ВПН, ЕСЛИ ССЫЛКА НЕ ОТКРЫВАЕТСЯ!

В Телеграм переходить только по ССЫЛКЕ что ВЫШЕ, в поиске НАС НЕТ там только фейки !!!

______________

Способ получения закиси азота

Как сделать закись азота

Способ получения закиси азота

катализатор получения закиси азота и способ получения закиси азота

Способ получения закиси азота

Включите JavaScript для лучшей работы сайта. В них этот бесцветный негорючий газ с приятным сладковатым запахом и привкусом используется для резкого ускорения перед финишной чертой и гарантированной победы. К сожалению, в фильмах не уточняют, что этот же газ может быть весьма опасным. Вам понадобится. Для получения закиси азота необходима химическая лаборатория и строгое соблюдения условий протекания химических реакций , поскольку этот процесс может быть смертельно опасным. Подготовьте лабораторные условия в зависимости от выбранного метода получения так называемой закиси азота. Наиболее распространенный способ получения N2O — термическое разложение сухого нитрата аммония. В домашних условиях оксид диазота можно получить при нагревании сухого нитрата аммония электрическим нагревательным прибором. Нитрат аммония — это та самая аммиачная селитра, используемая для производства взрывчатки. В связи с этим температура нагревания не должна превышать градусов по Цельсию, иначе в ходе химической реакции произойдет взрыв. Организуйте процесс нагревания сухого нитрата аммония с возможностью выхода, охлаждения и сбора бесцветного газа. В емкости для этого газа и будет накапливаться искомый N2O. Этот способ называют более удобным для промышленного производства закиси азота, однако менее подходит для домашних условий. Дело в том, что сульфаминовая кислота вызывает ожоги кожных покровов и слизистых оболочек, а азотная кислота и ее пары очень вредны: пары вызывают раздражение дыхательных путей, а сама кислота оставляет на коже язвы. Обратите внимание. Химическое вещество N2O сгущается в бесцветную жидкость только при определенных условиях, например, при комнатной температуре и давлении 40 атмосфер. Таким образом, получить закись азота в жидком виде в домашних условиях весьма затруднительно. Закись азота иногда используется для улучшения технических характеристик двигателей внутреннего сгорания. Однако его основное применение — ингаляционный наркоз. Таким образом, вместо получения N2O в домашних условиях можно просто заказать в фармацевтической компании так называемый веселящий газ — в баллоне будет все тот же N2O. Совет полезен? Да Нет. Добавить комментарий к статье. Осталось символов:

Свислочь купить Шмыг

Купить закладки гашиш в Тимашевске

Способ получения закиси азота

Закладки методон в Спас-клепике

Купить Гашиш в Слюдянка

Купить закладки MDMA в Барнауле

Оксид азота(I)

Закладки героин в Первоуральске

Шишки в Горячем Ключе

Способ получения закиси азота

Купить JWH Бокситогорск

Маньчжурия купить гашиш

Положение азота в периодической системе химических элементов 2. Строение молекулы 5. Соединения азота 6. Способы получения 7. Химические свойства 7. Взаимодействие с простыми веществами 7. Взаимодействие с галогенами 7. Взаимодействие с серой и кремнием 7. Взаимодействие с азотом 7. Взаимодействие с активными металлами. Способы получения 3. Химические свойства 3. Взаимодействие с серной кислотой 3. Взаимодействие с азотной кислотой 3. Взаимодействие с солями. Соли аммония Способы получения солей аммония Химические свойства солей аммония. Оксид азота III 4. Оксид азота IV 5. Оксид азота V. Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами и гидроксидами 2. Вытеснение более слабых кислот из солей 2. Взаимодействие с металлами 2. Взаимодействие с неметаллами 2. Окисление сложных веществ 2. Взаимодействие с белками. Атом азота содержит на внешнем энергетическом уровне 3 неспаренных электрона и одну неподеленную электронную пару в основном энергетическом состоянии. Следовательно, атом азота может образовать 3 связи по обменному механизму и 1 связь по донорно-акцепторному механизму. Таким образом, максимальная валентность азота в соединениях равна IV. Азот в природе существует в виде простого вещества газа N 2. Нет цвета, запаха и вкуса. Молекула N 2 неполярная, следовательно, в воде азот практически нерастворим. В земной коре азот встречается в основном в виде нитратов. Связь между атомами в молекуле азота — тройная , так как у каждого атома в молекуле по 3 неспаренных электрона. Структурная формула молекулы азота:. Схема перекрывания электронных облаков при образовании молекулы азота:. Азот в лаборатории получают при взаимодействии насыщенных растворов хлорида аммония и нитрита натрия. Образующийся в результате реакции обмена нитрит аммония легко разлагается с образованием азота и воды. В колбу наливают раствор хлорида аммония , а капельную воронку раствор нитрита натрия. При приливании нитрита натрия в колбу начинается выделение азота. Соберают выделяющийся азот в цилиндр. Горящая лучинка в атмосфере азота гаснет. Наиболее чистый азот получают разложением азидов щелочных металлов. Например , разложением азида натрия :. В промышленности азот получают, буквально, из воздуха. Воздуха много и он пока бесплатный. Используются различные способы выделения азота из воздуха — адсорбционная технология, мембранная и криогенная технологии. Основным принципом работы мембранных систем является разница в скорости проникновения компонентов газа через вещество мембраны. Движущей силой разделения газов является разница парциальных давлений на различных сторонах мембраны. В основе работы криогенных установок разделения воздуха лежит метод разделения газовых смеси, основанный на разности температур кипения компонентов воздуха и различии составов находящихся в равновесии жидких и паровых смесей. При нормальных условиях азот химически малоактивен. Азот проявляет свойства окислителя с элементами, которые расположены ниже и левее в Периодической системе и свойства восстановителя с элементами, расположенными выше и правее. Молекулярный азот при обычных условиях с кислородом не реагирует. При этом образуется аммиак :. При этом образуются бинарные соединения- нитриды. Например , литий реагирует с азотом с образованием нитрида лития:. Со сложными веществами азот практически не реагирует из-за крайне низкой реакционной способности. Взаимодействие возможно только в жестких условиях с активными веществами, например, сильными восстановителями. Например , азот окисляет гидрид лития :. В молекуле аммиака NH 3 атом азота соединен тремя одинарными ковалентными полярными связями с атомами водорода:. Геометрическая форма молекулы аммиака — правильная треугольная пирамида. Валентный угол H-N-H составляет ,3 о :. У атома азота в аммиаке на внешнем энергетическом уровне остается одна неподеленная электронная пара. Эта электронная пара оказывает значительное влиение на свойства аммиака, а также на его структуру. Электронная структура аммиака — тетраэдр , с атомом азота в центре:. Аммиак — бесцветный газ с резким характерным запахом. Весит меньше воздуха. Связь N-H — сильно полярная , поэтому между молекулами аммиака в жидкой фазе возникают водородные связи. При этом аммиак очень хорошо растворим в воде, так как молекулы аммиака образуют водородные связи с молекулами воды. В лаборатории аммиак получают при взаимодействи солей аммония с щелочами. Поскольку аммиак очень хорошо растворим в воде, для получения чистого аммиака используют твердые вещества. При нагревании смеси происходит образование соли, аммиака и воды:. Тщательно растирают ступкой смесь соли и основания и нагревают смесь. Выделяющийся газ собирают в пробирку аммиак — легкий газ и пробирку нужно перевернуть вверх дном. Влажная лакмусовая бумажка синеет в присутствии аммиака. Видеоопыт получения аммиака из хлорида аммония и гидроксида кальция можно посмотреть здесь. Еще один лабораторный способ получения аммиака — гидролиз нитридов. В промышленности аммиак получают с помощью процесса Габера: прямым синтезом из водорода и азота. Процесс проводят при температуре о С и в присутствии катализатора. Для синтеза аммиака применяют давления МПа. В качестве катализатора используют губчатое железо с добавками оксидов алюминия, калия, кальция, кремния. Для полного использования исходных веществ применяют метод циркуляции непровзаимодействовавших реагентов: не вступившие в реакцию азот и водород вновь возвращают в реактор. Более подробно про технологию производства аммиака можно прочитать здесь. В водном растворе аммиак проявляет основные свойства за счет неподеленной электронной пары. Реакция может протекать и в водном растворе, и в газовой фазе:. Таким образом, среда водного раствора аммиака — щелочная. Однако аммиак — слабое основание. При 20 градусах один объем воды поглощает до объемов аммиака. Как основание, аммиак взаимодействует с кислотами в растворе и в газофой фазе с образованием солей аммония. Например , аммиак реагирует с серной кислотой с образованием либо кислой соли — гидросульфата аммония при избытке кислоты , либо средней соли — сульфата аммония при избытке аммиака :. Еще один пример : аммиак взаимодействует с водным раствором углекислого газа с образованием карбонатов или гидрокарбонатов аммония:. В газовой фазе аммиак реагирует с летучим хлородоводородом. Видеоопыт взаимодействия аммиака с хлородводородом в газовой фазе дым без огня можно посмотреть здесь. Например , водный раствор аммиака реагирует с сульфатом железа II с образованием сульфата аммония и гидроксида железа II :. Соли и гидроксиды меди, никеля, серебра растворяются в избытке аммиака, образуя комплексные соединения — амминокомплексы. Например , хлорид меди II реагирует с избытком аммиака с образованием хлорида тетрамминомеди II :. Если реакцию проводить в присутствии катализатора Pt , то азот окисляется до NO:. С металлами реагирует только жидкий аммиак. Например , жидкий аммиак реагирует с натрием с образованием амида натрия:. При взаимодействии аммиака с алюминием образуется нитрид алюминия:. За счет азота в степени окисления -3 аммиак проявляет восстановительные свойства. Может взаимодействовать с сильными окислителями — хлором, бромом, пероксидом водорода, пероксидами и оксидами некоторых металлов. При этом азот окисляется, как правило, до простого вещества. Например , аммиак окисляется хлором до молекулярного азота:. Оксиды металлов , которые в электрохимическом ряду напряжений металлов расположены справа — сильные окислители. Поэтому они также окисляют аммиак до азота. Например , оксид меди II окисляет аммиак:. Соли аммония можно получить взаимодействием аммиака с кислотами. Реакции подробно описаны выше. Соли аммония также получают в обменных реакциях между солями аммония и другими солями. Например , хлорид аммония реагирует с нитратом серебра:. Срединие соли аммония можно получить из кислых солей аммония. При подбавлении аммиака кислая соль переходит в среднюю. Например , гидрокарбонат аммония реагирует с аммиаков с образованием карбоната аммония:. Все соли аммония — сильные электролиты , почти полностью диссоциируют на ионы в водных растворах:. Соли аммония проявляют свойства обычных растворимых солей —вступают в реакции обмена с щелочами, кислотами и растворимыми солями , если в продуктах образуется газ, осадок или образуется слабый электролит. При этом выделыется углекислый газ:. Например , хлорид аммония реагирует с гидроксидом калия:. Взаимодействие с щелочами — качественная реакция на ионы аммония. Выделяющийся аммиак обнаруживается по характерному резкому запаху и посинению лакмусовой бумажки. Соли аммония подвергаются гидролизу по катиону , так как гидроксид аммония — слабое основание:. При нагревании соли аммония разлагаются. При этом если соль не содержит анион-окислителя , то разложение проходит без изменения степени окисления атома азота. Так разлагаются хлорид, карбонат, сульфат, сульфид и фосфат аммония:. Так протекает разложение нитрата , нитрита и дихромата аммония :. Оранжевые кристаллы дихромата аммония под действием горящей лучинки бурно реагируют. Дихромат аммония — особенная соль, в ее составе — окислитель и восстановитель. Восстановитель — азот , входящий в состав иона аммония, превращается в газообразный азот. Итак, дихромат аммония превращается в зеленый оксид хрома, газообразный азот и воду. Реакция начинается от горящей лучинки, но не прекращается, если лучинку убрать, а становится еще интенсивней, так как в процессе реакции выделяется теплота , и, начавшись от лучинки, процесс лавинообразно развивается. Температура плавления — почти градусов. Оксид хрома — очень устойчивое вещество, не растворяется даже в кислотах. Благодаря устойчивости и интенсивной окраске окись хрома используется при изготовлении масляных красок. Видеоопыт разложения дихромата аммония можно посмотреть здесь. При вдыхании чистого газа быстро развиваются состояние опьянения и сонливость. Закись азота обладает слабой наркотической активностью , в связи с чем в медицине её применяют в больших концентрациях. Строение молекулы оксида азота I нельзя описать методом валентных связей. Так как оксид азота I состоит из двух, так называемых резонансных структур, которые переходят одна в другую:. Общую формулу в таком случае можно задать, обозначая изменяющиеся связи в резонансных структурах пунктиром:. Получить оксид азота I в лаборатории можно разложением нитрата аммония :. При нормальных условиях оксид азота I инертен. При нагревании проявляет свойства окислителя. Оксид азота I при нагревании окисляет водород, аммиак, металлы, сернистый газ и др. При этом азот восстанавливается в простое вещество. Еще пример : оксид азота I окисляет углерод и фосфор при нагревании:. При взаимодействии с сильными окислителями N 2 O может проявлять свойства восстановителя. Например , N 2 O окисляется раствором перманганата в серной кислоте :. В нормальных условиях это бесцветный ядовитый газ, плохо растворимый в воде. На воздухе коричневеет из-за окисления до диоксида азота. Сжижается с трудом; в жидком и твёрдом виде имеет голубой цвет. Также NO можно получить при окислении хлорида железа II или йодоводорода азотной кислотой:. В промышленности оксид азота II получают каталитическим окислением аммиака :. Оксид азота II легко окисляется под действием окислителей. Оксид азота II легко окисляется под действием хлора или озона :. В присутствии более сильных восстановителей проявляет свойства окислителя. Например , оксид азота II окисляет водород и сернистый газ :. Устойчив только при низких температурах, при более высоких температурах разлагается. Способы получения: м ожно получить при низкой температуре из оксидов азота:. Оксид азота III взаимодействует с водой с образованием азотистой кислоты:. Например , оксид азота III реагирует с гидроксидом и оксидом натрия с образованием нитрита натрия и воды:. Оксид азота IV — бурый газ. Очень ядовит! Оксид азота IV образуется при действии концентрированной азотной кислоты на неактивные металлы. Например , при действии концентрированной азотной кислоты на медь :. 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 :. Оксид азота IV реагирует с водой с образованием двух кислот — азотной и азотистой :. Если растворение NO 2 в воде проводить в избытке кислорода , то образуется только азотная кислота :. При растворении оксида азота IV в щелочах образуются нитраты и нитриты :. Оксид азота IV димеризуется :. Получить оксид азота V можно окислением диоксида азота :. Еще один способ получения оксида азота V — обезвоживание азотной кислоты сильным водоотнимающим веществом, оксидом фосфора V :. При растворении в воде оксид азота V образует азотную кислоту:. Оксид азота V , как типичный кислотный оксид, взаимодействует с основаниями и основными оксидами с образованием солей-нитратов. Например , оксид азота V реагирует с гидроксидом натрия :. Еще пример : оксид азота V реагирует с оксидом кальция :. Например , он окисляет серу :. Оксид азота V легко разлагается при нагревании со взрывом :. Азотная кислота HNO 3 — это сильная одноосновная кислота-гидроксид. Азотная кислота смешивается с водой во всех соотношениях. На свету частично разлагается. Валентность азота в азотной кислоте равна IV, так как валентность V у азота отсутствует. Поэтому строение молекулы азотной кислоты можно описать резонансными структурами:. Обозначим дополнительные связи между азотом и кислородом пунктиром. Этот пунктир по сути обозначает делокализованные электроны. Получается формула:. При этом менее летучая серная кислота вытесняет более летучую азотную. Например , концентрированная серная кислота вытесняет азотную из кристаллического нитрата калия:. В промышленности азотную кислоту получают из аммиака. Процесс осуществляется стадийно. Каталитическое окисление аммиака. Поглощение оксида азота IV водой в присутствии избытка кислорода. Азотная кислота — это сильная кислота. Азотная кислота практически полностью диссоциирует в водном растворе. Например , азотная кислота взаимодействует с оксидом меди II :. Еще пример : азотная кислота реагирует с гидроксидом натрия :. Азотная кислота вытесняет более слабые кислоты из их солей карбонатов, сульфидов, сульфитов. Например , азотная кислота взаимодействует с карбонатом натрия:. Азотная кислота активно взаимодествует с металлами. При нагревании реакция идет. Концентрированная азотная кислота взаимодействует с неактивными металлами и металлами средней активности в ряду электрохимической активности после алюминия. При этом образуется оксид азота IV , азот восстанавливается минимально:. С активными металлами щелочными и щелочноземельными концентрированная азотная кислота реагирует с образованием оксида азота I :. Разбавленная азотная кислота взаимодействует с неактивными металлами и металлами средней активности в ряду электрохимической активности после алюминия. При этом образуется оксид азота II. При взаимодействии кальция и магния с азотной кислотой любой концентрации кроме очень разбавленной образуется оксид азота I :. Очень разбавленная азотная кислота реагирует с металлами с образованием нитрата аммония :. Взаимодействие азотной кислоты с металлами. Азотная кислота окисляет и неметаллы кроме кислорода, водорода, хлора, фтора и некоторых других. Например , азотная кислота окисляет серу, фосфор, углерод, йод :. Безводная азотная кислота — сильный окислитель. Поэтому она легко взаимодействует с красным и белым фосфором. Реакция с белым фосфором протекает очень бурно. Иногда она сопровождается взрывом. Видеоопыт взаимодействия фосфора с безводной азотной кислотой можно посмотреть здесь. Видеоопыт взаимодействия угля с безводной азотной кислотой можно посмотреть здесь. Концентрированная а зотная кислота окисляет сложные вещества в которых есть элементы в отрицательной, либо промежуточной степени окисления : сульфиды металлов, сероводород, фосфиды, йодиды, соединения железа II и др. Например , азотная кислота окисляет оксид серы IV :. Еще пример : азотная кислота окисляет йодоводород:. Азотная кислота окисляет углерод до углекислого газа , так как угольная кислота неустойчива. Сера в степени окисления -2 окисляется без нагревания до простого вещества, при нагревании до серной кислоты. Ксантопротеиновую реакцию проводят для обнаружения белков , содержащих в своем составе ароматические аминокислоты. Белок свертывается. При нагревании белок желтеет. При добавлении избытка аммиака окраска переходит в оранжевую. Видеоопыт обнаружения белков с помощью азотной кислоты можно посмотреть здесь. Азотистая кислота HNO 2 — слабая, одноосновная, химически неустойчивая кислота. Азотистую кислоту легко получить вытеснением из нитритов более сильной кислотой. Например , соляная кислота вытесняет азотистую кислоту из нитрита серебра :. Азотистая кислота взаимодействвет с сильными основаниями. Например , с гидроксидом натрия :. Окислительные свойства HNO 2 проявляет только при взаимодействии с сильными восстановителями. Например , HNO 2 окисляет йодоводород :. Под действием окислителей азотистая кислота переходит в азотную. Например , хлор окисляет азотистую кислоту до азотной кислоты:. Нитраты металлов — это твердые кристаллические вещества. Большинство очень хорошо растворимы в воде. Нитраты термически неустойчивы , причем все они разлагаются на кислород и соединение, характер которого зависит от положения металла входящего в состав соли в ряду напряжений металлов:. Видеоопыт разложения нитрата калия можно посмотреть здесь. Водные растворы не обладают окислительно-восстановительными свойствами, расплавы — сильные окислители. Соли азотистой кислоты устойчивее самой кислоты, и все они ядовиты. Лабораторные окислители — перманганаты , дихроматы — также окисляют нитриты до нитратов :. При окислении йодидов или соединений железа II нитриты восстанавливаются до оксида азота II :. При взаимодействии с очень сильными восстановителями алюминий или цинк в щелочной среде нитриты восстанавливаются максимально — до аммиака :. Смесь нитратов и нитритов также проявляет окислительные свойства. Например , смесь нитрата и нитрита калия окисляет оксид хрома III до хромата калия :. Химия азота. Физические свойства и нахождение в природе Азот в природе существует в виде простого вещества газа N 2. Строение молекулы Связь между атомами в молекуле азота — тройная , так как у каждого атома в молекуле по 3 неспаренных электрона. Химические свойства азота При нормальных условиях азот химически малоактивен. Электронная структура аммиака — тетраэдр , с атомом азота в центре: Аммиак — бесцветный газ с резким характерным запахом. Способы получения аммиака В лаборатории аммиак получают при взаимодействи солей аммония с щелочами. Химические свойства аммиака 1. Способы получения солей аммония 1. Способы получения. Например , при действии концентрированной азотной кислоты на медь : 4HNO 3 конц. Получение оксида азота V. Азотистая кислота Азотистая кислота HNO 2 — слабая, одноосновная, химически неустойчивая кислота. Получение азотистой кислоты. Нитраты термически неустойчивы , причем все они разлагаются на кислород и соединение, характер которого зависит от положения металла входящего в состав соли в ряду напряжений металлов: Нитраты щелочных и щелочноземельных металлов до Mg в электрохимическом ряду разлагаются до нитрита и кислорода. Популярные записи и страницы Железо. Свойства железа и его соединений. Химия фосфора Химия алюминия Окислительно-восстановительные реакции Химические свойства и способы получения солей Основания. Химические свойства и способы получения Химия кремния Химические свойства спиртов Амины Химия углерода. ЕГЭ на ! Наша рассылка ВКонтакте. Контакты Москва, м. Новослободская, ул. Подписаться на рассылку. RU … Все права защищены.

Способ получения закиси азота

Закладки спайс в Сортавале

Закладки экстази в Боброве

Курительные Смеси Ставрополь