Оксид азота(IV)

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.

Оксид азота​(IV)​
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	3032552
Рег. номер EINECS	233-272-6
SMILES	N(=O)[O]
InChI	InChI=1S/NO2/c2-1-3 JCXJVPUVTGWSNB-UHFFFAOYSA-N
RTECS	QW9800000
ChEBI	33101
Номер ООН	1067
ChemSpider	2297499
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.
Медиафайлы на Викискладе

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:

${\displaystyle {\mathsf {Cu+4HNO_{3}\rightarrow Cu(NO_{3})_{2}+2NO_{2}\uparrow +2H_{2}O}}}$.

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

${\displaystyle {\ce {3Cu + 8HNO3 -> 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O}}}$

Также взаимодействием нитритов с серной кислотой:

${\displaystyle {\mathsf {2NaNO_{2}+H_{2}SO_{4}\rightarrow Na_{2}SO_{4}+NO_{2}\uparrow +NO\uparrow +H_{2}O}}}$,

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

${\displaystyle {\mathsf {2NO+O_{2}\rightarrow 2NO_{2}\uparrow }}}$

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

${\displaystyle {\mathsf {2Pb(NO_{3})_{2}\rightarrow 2PbO+4NO_{2}\uparrow +O_{2}\uparrow }}}$

Разработан более совершенный лабораторный способ получения NO₂^[3].${\displaystyle {\mathsf {CH_{3}COOH+6HNO_{3}\rightarrow 5NO_{2}\uparrow +5H_{2}O+NO\uparrow +2CO_{2}\uparrow }}}$

Образующийся монооксид азота тотчас же вступает в реакцию с кислородом:

${\displaystyle {\mathsf {2NO+O_{2}\rightarrow 2NO_{2}\uparrow }}}$

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

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:

${\displaystyle {\mathsf {2NO_{2}+2C\rightarrow 2CO_{2}\uparrow +N_{2}\uparrow }}}$

${\displaystyle {\mathsf {10NO_{2}+8P\rightarrow 4P_{2}O_{5}+5N_{2}\uparrow }}}$

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

${\displaystyle {\mathsf {SO_{2}+NO_{2}\rightarrow SO_{3}+NO\uparrow }}}$

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

${\displaystyle {\mathsf {2NO_{2}+H_{2}O\rightarrow HNO_{3}+HNO_{2}}}}$

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

${\displaystyle {\mathsf {3NO_{2}+H_{2}O\rightarrow 2HNO_{3}+NO\uparrow }}}$

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

${\displaystyle {\mathsf {4NO_{2}+2H_{2}O+O_{2}\rightarrow 4HNO_{3}}}}$

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:

${\displaystyle {\mathsf {2NO_{2}+2KOH\rightarrow KNO_{3}+KNO_{2}+H_{2}O}}}$

Жидкий NO₂ применяется для получения безводных нитратов:

${\displaystyle {\mathsf {Zn+4NO_{2}\rightarrow Zn(NO_{3})_{2}+2NO\uparrow }}}$

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

${\displaystyle {\mathsf {2NO_{2}+2Cl_{2}\rightarrow NOCl\uparrow +NO_{2}Cl\uparrow +Cl_{2}O\uparrow }}}$

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

${\displaystyle {\ce {nNO2 + HNO3 -> HNO3*nNO2}}}$

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.

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

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 (NO_x) 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.

Примечания

1. http://www.cdc.gov/niosh/npg/npgd0454.html
2. David R. Lide, Jr. Basic laboratory and industrial chemicals (англ.): A CRC quick reference handbook — CRC Press, 1993. — ISBN 978-0-8493-4498-5
3. EA201700017A1 20180430  (неопр.). 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  (неопр.). Дата обращения: 22 ноября 2018. Архивировано 22 ноября 2018 года.
5. Карякин Ю. В. Чистые химические вещества. — С. 163.

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)