Оксид азота(IV)

Оксид азота​(IV)​
Общие
Систематическое наименование	Оксид азота​(IV)​
Традиционные названия	диоксид азота; двуокись азота, тетраоксид диазота
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
Термические свойства
Температура
• плавления	-11,2 °C
• кипения	+21,1 °C
• разложения	выше +500 °C
Энтальпия
• образования	33,10 кДж/моль
Классификация
Рег. номер CAS	10102-44-0
Безопасность
Предельная концентрация	2 мг/м³
Токсичность	Токсичен, окислитель, СДЯВ
Пиктограммы СГС
NFPA 704	0 4 2 OX
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.

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

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.

Получение

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

$\mathsf{Cu}\mathsf{+}\mathsf{4}{\mathsf{HNO}}_{\mathsf{3}}\to \mathsf{Cu}\mathsf{(}{\mathsf{NO}}_{\mathsf{3}}{\mathsf{)}}_{\mathsf{2}}\mathsf{+}\mathsf{2}{\mathsf{NO}}_{\mathsf{2}}\uparrow \mathsf{+}\mathsf{2}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\mathsf{O}$.

Также взаимодействием нитритов с серной кислотой:

$\mathsf{2}{\mathsf{NaNO}}_{\mathsf{2}}\mathsf{+}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}{\mathsf{SO}}_{\mathsf{4}}\to {\mathsf{Na}}_{\mathsf{2}}{\mathsf{SO}}_{\mathsf{4}}\mathsf{+}{\mathsf{NO}}_{\mathsf{2}}\uparrow \mathsf{+}\mathsf{NO}\uparrow \mathsf{+}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\mathsf{O}$,

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

$\mathsf{2}\mathsf{NO}\mathsf{+}{\mathsf{O}}_{\mathsf{2}}\to \mathsf{2}{\mathsf{NO}}_{\mathsf{2}}\uparrow$

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

$\mathsf{2}\mathsf{Pb}\mathsf{(}{\mathsf{NO}}_{\mathsf{3}}{\mathsf{)}}_{\mathsf{2}}\to \mathsf{2}\mathsf{PbO}\mathsf{+}\mathsf{4}{\mathsf{NO}}_{\mathsf{2}}\uparrow \mathsf{+}{\mathsf{O}}_{\mathsf{2}}\uparrow$

Разработан более совершенный лабораторный способ получения NO2.

${\mathsf{CH}}_{\mathsf{3}}\mathsf{COOH}\mathsf{+}\mathsf{6}{\mathsf{HNO}}_{\mathsf{3}}\to \mathsf{5}{\mathsf{NO}}_{\mathsf{2}}\uparrow \mathsf{+}\mathsf{5}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\mathsf{O}\mathsf{+}\mathsf{NO}\uparrow \mathsf{+}\mathsf{2}{\mathsf{CO}}_{\mathsf{2}}\uparrow$

Образующийся монооксид азота тотчас же вступает в реакцию с кислородом:

$\mathsf{2}\mathsf{NO}\mathsf{+}{\mathsf{O}}_{\mathsf{2}}\to \mathsf{2}{\mathsf{NO}}_{\mathsf{2}}\uparrow$

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

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

Химические свойства

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

$\mathsf{2}{\mathsf{NO}}_{\mathsf{2}}\mathsf{+}\mathsf{2}\mathsf{C}\to \mathsf{2}{\mathsf{CO}}_{\mathsf{2}}\uparrow \mathsf{+}{\mathsf{N}}_{\mathsf{2}}\uparrow$

$\mathsf{10}{\mathsf{NO}}_{\mathsf{2}}\mathsf{+}\mathsf{8}\mathsf{P}\to \mathsf{4}{\mathsf{P}}_{\mathsf{2}}{\mathsf{O}}_{\mathsf{5}}\mathsf{+}\mathsf{5}{\mathsf{N}}_{\mathsf{2}}\uparrow$

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

${\mathsf{SO}}_{\mathsf{2}}\mathsf{+}{\mathsf{NO}}_{\mathsf{2}}\to {\mathsf{SO}}_{\mathsf{3}}\mathsf{+}\mathsf{NO}\uparrow$

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

$\mathsf{2}{\mathsf{NO}}_{\mathsf{2}}\mathsf{+}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\mathsf{O}\to {\mathsf{HNO}}_{\mathsf{3}}\mathsf{+}{\mathsf{HNO}}_{\mathsf{2}}$

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

$\mathsf{3}{\mathsf{NO}}_{\mathsf{2}}\mathsf{+}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\mathsf{O}\to \mathsf{2}{\mathsf{HNO}}_{\mathsf{3}}\mathsf{+}\mathsf{NO}\uparrow$

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

$\mathsf{4}{\mathsf{NO}}_{\mathsf{2}}\mathsf{+}\mathsf{2}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\mathsf{O}\mathsf{+}{\mathsf{O}}_{\mathsf{2}}\to \mathsf{4}{\mathsf{HNO}}_{\mathsf{3}}$

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

$\mathsf{2}{\mathsf{NO}}_{\mathsf{2}}\mathsf{+}\mathsf{2}\mathsf{KOH}\to {\mathsf{KNO}}_{\mathsf{3}}\mathsf{+}{\mathsf{KNO}}_{\mathsf{2}}\mathsf{+}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\mathsf{O}$

Жидкий NO₂ применяется для получения безводных нитратов:

$\mathsf{Zn}\mathsf{+}\mathsf{2}{\mathsf{N}}_{\mathsf{2}}{\mathsf{O}}_{\mathsf{4}}\to \mathsf{Zn}\mathsf{(}{\mathsf{NO}}_{\mathsf{3}}{\mathsf{)}}_{\mathsf{2}}\mathsf{+}\mathsf{2}\mathsf{NO}\uparrow$

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

$\mathsf{2}{\mathsf{NO}}_{\mathsf{2}}\mathsf{+}\mathsf{2}{\mathsf{Cl}}_{\mathsf{2}}\to \mathsf{NOCl}\uparrow \mathsf{+}{\mathsf{NO}}_{\mathsf{2}}\mathsf{Cl}\uparrow \mathsf{+}{\mathsf{Cl}}_{\mathsf{2}}\mathsf{O}\uparrow$

Применение

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

Физиологическое действие и токсичность

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»

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

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.

Литература

• 1. Химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И.Л. и др.. — М.: Советская энциклопедия, 1988. — Т. 1 (Абл-Дар). — 623 с.
• 2. A New Method of Nitrogen Dioxide Production / D.A. Rudakov / June 2018. doi: 10.13140/RG.2.2.19010.27844 (https://www.researchgate.net/publication/325846942_A_New_Method_of_Nitrogen_Dioxide_Production Архивная копия от 23 ноября 2018 на Wayback Machine)