ДЕРЖАВНИЙ ВИЩИЙ НАВЧАЛЬНИЙ ЗАКЛАД

«ЗАПОРІЗЬКИЙ НАЦІОНАЛЬНИЙ УНІВЕРСИТЕТ»

МІНІСТЕРСТВА ОСВІТИ І НАУКИ УКРАЇНИ,

МОЛОДІ ТА СПОРТУ УКРАЇНИ

кафедра фізіології з курсу цивільної оборони

Розрахунково-графічна робота з дисципліни: «Цивільна оборона»

на тему: «Захист населення при аваріях на хімічно-небезпечних об’єктах»

Варіант № 14

Виконала: студентка магістратури

юридичного факультету

групи 8.6110-1

Германюк Маргарита Олегівна

Прийняла: Кузьміна М.А.

Запоріжжя 2011

ЗМІСТ

I. ТЕОРЕТИЧНА ЧАСТИНА…………………………………………………….3

II. ПРАКТИЧНА ЧАСТИНА……………………………………………………..8

ІІІ. ГРАФІЧНА ЧАСТИНА……………………………………………………...11

IV. НАКАЗ………………………………………………………………………..12

V. ВИКОРИСТАНА ЛІТЕРАТУРА…………………………………………….13

I. Теоретична частина

1. Основні властивості

Оксид азоту (мон(о) оксид азоту, окисел азоту, нітрозил-радикал) NO – несолетворний оксид азоту. Ступінь токсичності: сильнотоксичний. Він є безбарвним газом, погано розчинним у воді. Зріджується насилу; у рідкому і твердому вигляді має блакитний колір. Наявність неспареного електрона обумовлює схильність NO до утворення слабозв’язаних димірів N₂O₂. Це неміцні з’єднання з ΔH° дімерізациі = 17 кДж. Рідкий оксид азоту(II) на 25 % складається з молекул N₂O₂, а твердий оксид цілком складається з них.

Оксид азоту – єдиний з оксидів азоту, який можна отримати безпосередньо з вільних елементів з’єднанням азоту з киснем при високих температурах (1200-1300 °C) або в електричному розряді. У природі він утворюється в атмосфері при грозових розрядах:

N₂ + O₂ → 2NO — 180,9 кДж

і негайно ж реагує з киснем:

2NO + O₂ → 2NO₂.

2. Вибухо- та пожежонебезпечність

При пониженні температури оксид азоту (II) розкладається на азот і кисень, але якщо температура падає різко, оксид, що не встиг розкластися, існує достатньо довго: при низькій температурі швидкість розпаду невелика. Таке різке охолоджування називається «гартом» і використовується при одному із способів здобуття азотної кислоти. У лабораторії його звичайно отримують внаслідок взаємодії 30%-ої HNO₃ з деякими металами, наприклад, з міддю:

3Cu + 8HNO₃ (30 %) → 3Cu(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4H₂O.

Більш чистий, не забруднений домішками NO можна отримати по реакціях:

FeCl₂ + NaNO₂ + 2HCl → FeCl₃ + NaCl + NO↑ + H₂O;

2HNO₂ + 2HI → 2NO↑ + I₂↓ + 2H₂O.

Промисловий спосіб грунтується на окисленні аміаку при високій температурі і тиску за участю Pt, Cr₂O₃ (в якості каталізаторів):

4NH₃ + 5O₂ → 4NO + 6H₂O.

При кімнатній температурі і атмосферному тиску окислення NO киснем повітря відбувається миттєво:

2NO + O₂ → 2NO₂

Для NO характерні також реакції приєднання галогенів з утворенням нітрозілгалогенідов, у цій реакції NO проявляє властивості відновника:

2NO + Cl₂ → 2NOCl (нитрозилхлорид).

У присутності більш сильних відновників NO проявляє окислювальні властивості:

2SO₂ + 2NO → 2SO₃ + N₂↑.

У воді NO мало розчинний і з нею не реагує, будучи несолетворним оксидом [1].