Равновесие реакций взаимодействия двуокиси азота с водой

Двуокись азота взаимодействует с окисью азота с образованием полуторного окисла по уравнению реакции N0, + N02 гг N203 + 40,2 кДж. В этой реакции, как и в предыдущей, равновесие устанавливается практически мгновенно. В практических условиях в нитрозных газах, образующихся при окислении аммиака, содержание НзОз незначительно. В результате реакций окисления и ассоциации окислов образуется смесь нитрозных газов, которая кроме азота и кислорода, поступивших с воздухом, содержит N02, N204, N203, N0, N20 и Н2О. Соотношение концентраций различных окислов азота сильно меняется в зависимости от условий, однако основным компонентом в процессе абсорбции водой при атмосферном давлении является НОд. [c.58]

Равновесие реакции поглощения NO2. Реакция (VH..14) взаимодействия NO2 с водой обратима и при малом содержании двуокиси азота в газах протекает значительно быстрее процесса окисления NO в NO2- Поэтому мо но допустить, что реагенты и продукты реакции (Vn.l4) всегда находятся в состоянии равновесия и дальнейшее образование азотной кислоты возможно лишь по мере окисления N0 в двуокись азота. [c.363]

Равновесие этой реакции при 800° сдвинуто в левую сторону, т. е. в сторону образования окиси азота при температурах ниже 200° в равновесной газовой смеси присутствует главным образом двуокись азота. При 20° равновесие почти полностью смещено вправо, и реакцию можно считать практически необратимой. В горячих нитрозных газах, идущих из контактного аппарата, содержится исключительно окись азота. Окись азота может быть полностью окислена до двуокиси азота при обыкновенной температуре. В промышленных условиях приходится охлаждать горячие нитрозные газы ниже 100°, чтобы получить двуокись азота, которая после взаимодействия с водой (окись азота с водой не реагирует) образует азотную кислоту. [c.241]