18. Окислы азота.
Азота окислы, соединения азота с кислородом. Известны N2O, NO, N2O3, NO2 (и его димер N2O4), N2O5; в природе — при электроразряде из смеси азота с кислородом образуется окись азота NO, которая при охлаждении переходит в NO2. Другие азота окислы получают косвенным путём.
N2O5 — твёрдое вещество; остальные окислы при обычных условиях газообразны.
Закись азота N2O — бесцветный газ со слабым приятным запахом и сладковатым вкусом; вдыхание смеси воздуха с N2O вызывает состояние, напоминающее опьянение (отсюда название — веселящий газ). tкип — 89,5°С, tпл — 102,4°С. Химически N2O с водой, растворами кислот и щелочей не реагирует, кислородом не окисляется. Выше 500°C разлагается: 2N2O = 2N2 + O2; поэтому при повышенных температурах действует как сильный окислитель и поддерживает горение. Получают N2O термическим разложением нитрата аммония: NH4NO3=N2O+ 2H2O. В медицине служит для общей анестезии.
Окись азота NO — бесцветный газ, буреющий при соприкосновении с воздухом вследствие окисления до NO2. tкип—151,8°С, tпл—163,6°С. В воде мало растворима (0,0738 объёма в 1 объёме H2O при 0°С). С водой, кислотами и щелочами химически не взаимодействует. Образует многочисленные продукты присоединения, например нитрозилхлорид NOCI. Получают NO действием разбавленной азотной кислоты на некоторые металлы,
например: 3Cu + 8HNO3= 3Cu(NO3)2 + 4H2O + 2NO. Окись азота — важный полупродукт окисления аммиака при получении азотной кислоты.
Азотистый ангидрид (трёхокись азота) N2O3 — в обычных условиях неустойчивое соединение. Разлагается уже при 0°С:
Около 3,5°С кипит с разложением, при 25°C содержит только 10% недиссоциированного N2O3. При низкой температуре может быть получен в виде тёмно-голубой жидкости, при сильном охлаждении — светло-голубой массы с tпл —102°С. С водой образует азотистую кислоту:
N2O3 + H2O = 2HNO2, со щелочами — соли ( Нитриты).
N2O3 получают по реакции: N2O4+ 2NO = 2N2O3; практического применения не находит.
Двуокись азота NO2 — бурый газ с удушливым запахом, при 21,15°C — буро-красная жидкость, бледнеющая при дальнейшем охлаждении из-за образования четырёхокиси азота N2O4 , tотв —11,2°С. Взаимодействует с водой с образованием азотной кислоты и окиси азота:
3NO2 + H2O = 2HNO3 + NO; со щелочами образует нитраты и нитриты. Двуокись азота — сильный окислитель; в токе NO2 энергично сгорают уголь, сера, фосфор, органические соединения. В промышленности NO2 получают окислением NO при производстве азотной кислоты, в лаборатории — термическим разложением некоторых нитратов:
2Pb(NO3)2 = 2PbO + O2 + 4NO2. Применяют NO2 как нитрующий агент (см. Нитрование органических соединений).
Азотный ангидрид (пятиокись азота) N2O5 — бесцветные очень летучие кристаллы. Крайне неустойчив и взрывоопасен. Взаимодействует с водой, давая азотную кислоту:
N2O5 +Н2O = 2HNO3, со щелочами образует соли — нитраты. В лаборатории получают по реакции: 2HNO3 + P2O5 = N2O5+ 2HPO3. Практического применения не находит. Все азота окислы физиологически активны.
38. Осмос. Осмотическое давление. Закон Ван-Гоффа.
О́смос— процесс односторонней диффузии через полупроницаемую мембрану молекул растворителя в сторону бо́льшей концентрации растворённого вещества (меньшей концентрации растворителя).
Более широкое толкование явления осмоса основано на применении Принципа Ле Шателье — Брауна: если на систему, находящуюся в устойчивом равновесии, воздействовать извне, изменяя какое-либо из условий равновесия (температура, давление, концентрация, внешнее электромагнитное поле), то в системе усиливаются процессы, направленные на компенсацию внешнего воздействия.
Осмотическое давление (обозначается π) — избыточное гидростатическое давление на раствор, отделённый от чистого растворителя полупроницаемой мембраной, при котором прекращается диффузия растворителя через мембрану. Это давление стремится уравнять концентрации обоих растворов вследствие встречной диффузии молекул растворённого вещества и растворителя.
Мера градиента осмотического давления, то есть различия водного потенциала двух растворов, разделённых полупроницаемой мембраной, называется тоничность. Раствор, имеющий более высокое осмотическое давление по сравнению с другим раствором, называется гипертоническим, имеющий более низкое — гипотоническим.
Установлено (В. Пфеффер, 1887), что осмотическое давление зависит от концентрации и температуры раствора, но не зависит ни от при-роды растворённого вещества, ни от природы растворителя. Для разбавленных растворов неэлектролитов зависимость осмотического давления(Pосм) от молярной концентрации (С) и температуры (Т) выра-жается уравнением (Я. Вант-Гофф, 1887):
Pосм = С·R·T.
Молярная концентрация С, как известно, равна отношению количества растворённого вещества n к объёму раствора V, а количество веще-
ства равно его массе, поделённой на молярную массу M. Поэтому урав-нение Вант-Гоффа можно записать в таком виде:
Росм = (m*R*T)/M*V
Последнее уравнение является уравнением состояния идеального газа. Следовательно, осмотическое давление идеального раствора равно тому давлению, которое оказывало бы растворённое вещест-во, если бы при данной температуре оно в виде газа занимало объём раствора (осмотический закон Вант-Гоффа).