Оксид азота(IV)

Материал из Википедии — свободной энциклопедии
Перейти к навигации Перейти к поиску
Оксид азота​(IV)​
Изображение химической структуры Изображение молекулярной модели
Общие
Систематическое
наименование
Оксид азота​(IV)​
Традиционные названия диоксид азота; двуокись азота, тетраоксид диазота, бурый газ
Хим. формула NO2
Рац. формула NO2
Физические свойства
Состояние бурый газ или желтоватая жидкость
Молярная масса 46,0055 г/моль
Плотность г. 2,0527 г/л
ж. 1,4910г/см³
тв. 1,536 г/см³
Энергия ионизации 9,75 эВ[1][2]
Термические свойства
Температура
 • плавления -11,2 °C
 • кипения +21,1 °C
 • разложения выше +500 °C
Энтальпия
 • образования 33,10 кДж/моль
Давление пара 95 992,1 Па[1]
Структура
Дипольный момент 1,1E−30 Кл·м[2]
Классификация
Рег. номер CAS 10102-44-0
PubChem
Рег. номер EINECS 233-272-6
SMILES
InChI
RTECS QW9800000
ChEBI 33101
Номер ООН 1067
ChemSpider
Безопасность
Предельная концентрация 2 мг/м³
Токсичность Токсичен, окислитель, СДЯВ
Пиктограммы СГС Пиктограмма «Череп и скрещённые кости» системы СГСПиктограмма «Окружающая среда» системы СГСПиктограмма «Пламя над окружностью» системы СГС
NFPA 704
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
Логотип Викисклада Медиафайлы на Викискладе

Оксид азота(IV) (диоксид азота, двуокись азота) NO2 — бинарное неорганическое соединение азота с кислородом. Представляет собой ядовитый газ красно-бурого цвета с резким неприятным запахом или желтоватую жидкость.

Димеризация молекулы

[править | править код]
Диоксид азота при различных температурах: −196 °C, 0 °C, 23 °C, 35 °C и 50 °C

В обычном состоянии NO2 существует в равновесии со своим димером N2O4. Склонность к образованию которого объясняется наличием в молекуле NO2 неспаренного электрона.
При температуре 140 °C диоксид азота состоит только из молекул NO2, но очень тёмного, почти чёрного цвета.
В точке кипения NO2 представляет собой желтоватую жидкость, содержащую около 0,1 % NO2.
При температуре ниже +21°С — это бесцветная жидкость (или желтоватая из-за примеси мономера).
При температуре ниже −12 °C белые кристаллы состоят только из молекул N2O4.

В лаборатории NO2 обычно получают воздействием концентрированной азотной кислоты на медь:

.

Однако данный метод плох тем, что со временем, концентрация азотной кислоты падает, и в качестве дополнительного продукта реакции выделяется оксид азота(II):

Также взаимодействием нитритов с серной кислотой:

,

оксид азота(II) NO тотчас же реагирует с кислородом:

Также его можно получить термическим разложением нитрата свинца, однако при проведении реакции следует соблюдать осторожность, чтобы не допустить его взрыва:

Разработан более совершенный лабораторный способ получения NO2[3].

Образующийся монооксид азота тотчас же вступает в реакцию с кислородом:

Последняя реакция была разработана и реализована в новой химической машине — генераторе окислителя ракетного топлива марки NTO согласно ГОСТ Р ИСО 15859-5-2010[4].

Другие способы получения оксида азота(IV) перечислены в статье [2].

Химические свойства

[править | править код]

Кислотный оксид. NO2 отличается высокой химической активностью. Он взаимодействует с неметаллами (фосфор, сера и углерод горят в нём). В этих реакциях NO2 — окислитель:

Окисляет SO2 в SO3 — на этой реакции основан нитрозный метод получения серной кислоты:

При растворении оксида азота(IV) в воде образуются азотная и азотистая кислоты (реакция диспропорционирования):

Поскольку азотистая кислота неустойчива, при растворении NO2 в тёплой воде образуются HNO3 и NO:

Если растворение проводить в избытке кислорода, образуется только азотная кислота (NO2 проявляет свойства восстановителя):

Обратная реакция разложения HNO3 на диоксид азота, воду и кислород идёт на свету. Раствор NO2 в концентрированной HNO3 (бурого цвета) часто называют дымящей азотной кислотой.

При растворении NO2 в щелочах образуются как нитраты, так и нитриты:

Жидкий NO2 применяется для получения безводных нитратов:

В реакциях с галогенами образует соли нитрония, нитрозила и оксиды галогенов:

Реагирует с концентрированной азотной кислотой (97-98%) при −10 °C с образованием соединения, похожего на олеум, именуемого нитроолеум:

Применение

[править | править код]

Диоксид азота применяется при производстве серной и азотной кислот. Также диоксид азота используется в качестве окислителя в жидком ракетном топливе и смесевых взрывчатых веществах.

Помимо этого, он может быть применён для лабораторного получения красной дымящей азотной кислоты. Для этого, его продувают в 65% (или более концентрированную) азотную кислоту.[5]

Физиологическое действие и токсичность

[править | править код]

Оксид азота(IV) (диоксид азота) особо токсичен, является мощным окислителем. Числится в списке сильнодействующих ядовитых веществ. В больших дозах может стать сильнейшим неорганическим ядом. Даже в небольших концентрациях он раздражает дыхательные пути, в больших концентрациях вызывает отёк лёгких.

«Лисий хвост»

[править | править код]
На фото справа — «лисий хвост» на Нижнетагильском металлургическом комбинате

«Лисий хвост» — жаргонное название выбросов в атмосферу оксидов азота (NOx) на химических предприятиях (иногда — из выхлопных труб автомобилей). Название происходит от оранжево-бурого цвета диоксида азота. При низких температурах диоксид азота димеризуется и становится бесцветным. В летний сезон «лисьи хвосты» наиболее заметны, так как в выбросах возрастает концентрация мономерной формы.

Вредное воздействие

[править | править код]

Оксиды азота, улетучивающиеся в атмосферу, представляют серьёзную опасность для экологической ситуации, так как способны вызывать кислотные дожди, а также сами по себе являются токсичными веществами, вызывающими раздражение слизистых оболочек.

Двуокись азота воздействует в основном на дыхательные пути и лёгкие, а также вызывает изменения состава крови, в частности, уменьшает содержание в крови гемоглобина.

Образующаяся в результате взаимодействия диоксида азота с водой азотная кислота является сильным коррозионным агентом.

Примечания

[править | править код]
  1. 1 2 http://www.cdc.gov/niosh/npg/npgd0454.html
  2. 1 2 David R. Lide, Jr. Basic laboratory and industrial chemicals (англ.): A CRC quick reference handbookCRC Press, 1993. — ISBN 978-0-8493-4498-5
  3. EA201700017A1 20180430. Дата обращения: 17 марта 2022. Архивировано 9 июля 2020 года.
  4. ГОСТ Р ИСО 15859-5-2010 Системы космические. Характеристики, отбор проб и методы анализа текучих сред. Часть 5. Ракетное топливо на основе тетроксида азота. Дата обращения: 22 ноября 2018. Архивировано 22 ноября 2018 года.
  5. Карякин Ю. В. Чистые химические вещества. — С. 163.

Литература

[править | править код]