Азотистая кислота
| Азотистая кислота | |
|---|---|
| |
 | |
| Общие | |
| Систематическое наименование |
Азотистая кислота |
| Хим. формула | HNO2 |
| Физические свойства | |
| Состояние |
в водном растворе — жидкость; в чистом виде — газ |
| Молярная масса | 47,0134 г/моль |
| Плотность | 1,685 (жидкость) |
| Термические свойства | |
| Температура | |
| • плавления | 42,35 °C |
| • кипения | 158 °C |
| Химические свойства | |
| Константа диссоциации кислоты | 3,4 |
| Растворимость | |
| • в воде | 548 г/100 мл |
| Классификация | |
| Рег. номер CAS | 7782-77-6 |
| PubChem | 24529 |
| Рег. номер EINECS | 231-963-7 |
| SMILES | |
| InChI | |
| ChEBI | 25567 |
| ChemSpider | 22936 |
| Безопасность | |
| ЛД50 | 35 мг/кг |
| Токсичность | Высокотоксична, сильнейший неорганический яд, мутагенна |
| Пиктограммы ECB |
 |
| NFPA 704 | |
| Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное. | |
 Медиафайлы на Викискладе | |
Азо́тистая кислота́ (химическая формула — HNO2) — слабая одноосновная высокотоксичная неорганическая кислота. При стандартных условиях неустойчива.
Строение
[править | править код]В газовой фазе планарная молекула азотистой кислоты существует в виде двух конфигураций: цис- и транс-.
цис-изомер транс-изомер
При комнатной температуре преобладает транс-изомер: эта структура является более устойчивой. Так, для цис-HNO2(г) ΔG°f = −42,59 кДж/моль, а для транс-HNO2(г) ΔG°f = −44,65 кДж/моль.
Физические свойства
[править | править код]Азотистая кислота — это неустойчивая кислота, существующая только в разбавленных водных растворах, окрашенных в слабый голубой цвет, и в газовой фазе. Кислота весьма токсична (в больших концентрациях).
Химические свойства
[править | править код]В водных растворах существует равновесие:
![{\displaystyle {2\,\mathrm {HNO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}\mathrel {\longleftrightarrow } {}\mathrm {N} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}\mathrel {\longleftrightarrow } {}\mathrm {NO} \uparrow {}{}+{}\mathrm {NO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\uparrow {}{}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/7b50e4f46057479d9e9a774ffa89d984496e7e9b)
При нагревании раствора азотистая кислота распадается с выделением NO и образованием азотной кислоты:
![{\displaystyle {3\,\mathrm {HNO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}\mathrel {\longleftrightarrow } {}\mathrm {HNO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{}+{}2\,\mathrm {NO} \uparrow {}{}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/ee5b63c45f49740e07ed87c9b646705c3f11622f)
По действием щелочей образует соли, называемые нитритами (или азотистокислыми), которые гораздо более устойчивы, чем HNO2:
![{\displaystyle {\mathrm {HNO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}\mathrm {NaOH} {}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {NaNO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/8279d762de16b73438fc97cbbf3dc0a4db115818)
HNO2 является слабой кислотой. В водных растворах диссоциирует (KD = 4,6⋅10−4), немного сильнее уксусной кислоты:
![{\displaystyle {\mathrm {HNO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}\mathrel {\longrightleftharpoons } {}\mathrm {H} {\vphantom {A}}^{+}{}+{}\mathrm {NO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{\vphantom {A}}^{-}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/4985e889aaa26a4da5ffadc233860c0a4552f96d)
Используется в органическом синтезе для получения органических нитритов (изопропилнитрита, изоамилнитрита и других). Реакция протекает в присутствии сильных кислот:
![{\displaystyle {\mathrm {HNO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}\mathrm {HCl} {}\mathrel {\longrightleftharpoons } {}[\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {NO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}]{\vphantom {A}}^{+}{}+{}\mathrm {Cl} {\vphantom {A}}^{-}{}\mathrel {\longrightleftharpoons } {}\mathrm {NO} {\vphantom {A}}^{+}{}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}+{}\mathrm {Cl} {\vphantom {A}}^{-}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/7bd20e339014b02df96f7ad8d912394a711b9d69)
Общая реакция:
![{\displaystyle {\mathrm {HNO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}\mathrm {R} {-}\mathrm {OH} {}\mathrel {\xrightarrow {\mathrm {H} {\vphantom {A}}^{+}} } {}\mathrm {R} {-}\mathrm {ONO} {}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/00badd9238a3a17241f25909924c6cc75e0c99da)
Азотистая кислота проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства. При действии более сильных окислителей (пероксид водорода, хлор, перманганат калия) окисляется в азотную кислоту:
![{\displaystyle {\mathrm {HNO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {HNO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/1f1ae54d9034c27aab4af72e5cee980acaefbfc8)
![{\displaystyle {\mathrm {HNO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}\mathrm {Cl} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {HNO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{}+{}2\,\mathrm {HCl} \uparrow {}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/320b609f6e0ee08e88c1e358b522e6d1804756b4)
![{\displaystyle {5\,\mathrm {HNO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}2\,\mathrm {KMnO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{}+{}3\,\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {SO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{}\mathrel {\longrightarrow } {}2\,\mathrm {MnSO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{}+{}\mathrm {K} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {SO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{}+{}3\,\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}+{}5\,\mathrm {HNO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/ebb9308ef3e14cf4ebd7630869517fe2f44600a0)
В то же время она способна окислять вещества, обладающие восстановительными свойствами. Реакция с соляной кислотой при незначительном нагревании протекает обратимо, а при температуре выше +100°C идёт необратимо:
![{\displaystyle {2\,\mathrm {HNO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}2\,\mathrm {HI} {}\mathrel {\longrightarrow } {}2\,\mathrm {NO} \uparrow {}{}+{}\mathrm {I} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\downarrow {}{}+{}2\,\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/a2339b00ee121343f7fb2000fc3e752786f69464)
![{\displaystyle {2\,\mathrm {HNO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}2\,\mathrm {HBr} {}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {Br} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}2\,\mathrm {NO} \uparrow {}{}+{}2\,\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/cbfb06a2c412d3d6cf64c5d273abbec39680c06c)
![{\displaystyle {2\,\mathrm {HNO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\ {}+{}2\,\mathrm {HCl} \rightleftarrows \mathrm {Cl} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\uparrow {}+{}2\,\mathrm {NO} \uparrow {}+{}2\,\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/12c20c250f276870c3d364ffa5d09da8c7ab695d)
![{\displaystyle {2\,\mathrm {HNO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\ {}+{}2\,\mathrm {HCl} {}\mathrel {\xrightarrow {{}>{}{+100}{\vphantom {A}}^{o}\mathrm {C} } } {}\mathrm {Cl} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\uparrow {}{}+{}2\,\mathrm {NO} \uparrow {}{}+{}2\,\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/717bf56a68b106288561233bbfafb0f5a14f583e)
Может вступать в реакцию с азидами с образованием более безопасных продуктов, что является способом их утилизации:
![{\displaystyle {2\,\mathrm {HNO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}2\,\mathrm {NaN} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{}\mathrel {\longrightarrow } {}3\,\mathrm {N} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\uparrow {}{}+{}2\,\mathrm {NO} {}+{}2\,\mathrm {NaOH} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/d72d0b92789ec4b8d297051a3d6d28eee1099215)
Получение
[править | править код]Растворение оксида азота(III) N2O3 в воде:
![{\displaystyle {\mathrm {N} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}\mathrel {\longrightarrow } {}2\,\mathrm {HNO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/fe37b7266afff0f712328c476b1a481a684a4f62)
Растворение оксида азота(IV) NO2 в воде:
![{\displaystyle {2\,\mathrm {NO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {HNO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{}+{}\mathrm {HNO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/eb436e14f6055e4792bd8d8980516efd26845aa4)
Применение
[править | править код]- Диазотирование первичных ароматических аминов и образование солей диазония;
- Применение нитритов в органическом синтезе при производстве органических красителей.
Физиологическое действие
[править | править код]Азотистая кислота (HNO2) весьма токсична, причём обладает ярко выраженным мутагенным действием, поскольку является дезаминирующим агентом.
ПДК в рабочей зоне 5 мг/м3 (по диоксиду азота).
Источники
[править | править код]- Карапетьянц М. Х., Дракин С. И. Общая и неорганическая химия. — М.: Химия, 1994.
Ссылки
[править | править код]- Азотистая кислота // Энциклопедический словарь Брокгауза и Ефрона : в 86 т. (82 т. и 4 доп.). — СПб., 1890—1907.
 | |
|---|---|
| В библиографических каталогах |
