Оксид азоту(IV)

Матеріал з Вікіпедії — вільної енциклопедії.
Перейти до: навігація, пошук
Оксид азоту(IV)
Nitrogen-dioxide-3D-vdW.png
Diossido di azoto.jpg
Інші назви бурий газ
Ідентифікатори
Номер CAS 10102-44-0
Властивості
Молекулярна формула NO2
Молярна маса 46,0055 г/моль
Зовнішній вигляд бурий газ або жовтувата рідина
Густина 2,0527 г/л (газ)
1,491 г/см³ (рідина, 0 °C)
1,536 г/см (твердий)
Тпл -11,2 °C
Ткип 21,1 °C
В'язкість 0,532 мПа·с (0 °C)
0,402 мПа·с (25 °C)
Структура
Дипольний момент 0,316 ± 0,010 D
Термохімія
Ст. ентальпія
утворення
ΔfHo298
33,2 кДж/моль
Ст. ентропія So298 240,1 Дж/(моль·K)
Теплоємність, cop 37,2 Дж/(моль·K)
Небезпеки
Індекс ЄС 007-002-00-0
Класифікація ЄС Дуже токсично T+
Якщо не зазначено інше, дані приведені для речовин у стандартному стані (за 25 °C, 100 кПа)
Інструкція з використання шаблону
Примітки картки

Окси́д азо́ту(IV), нітроге́н(IV) окси́д, діокси́д азо́ту — неорганічна сполука складу NO2. За звичайних умов є газом червоно-бурого кольору, з характерним гострим запахом або жовтуватою рідиною. Газ є сумішшю оксиду NO2 та його димеру N2O4. Ця суміш при 21,15 °С згущується на прозору жовту рідину, а при -11,2°С — замерзає в безбарвну масу. При температурі 140 °C діоксид азоту складається тільки з молекул NO2, він дуже темного, майже чорного кольору.

Структура[ред.ред. код]

Молекула NO2 має вигнуту будову із кутом O-N-O у 134,1°. Відстань N-O складає 1,193 Å.

Отримання[ред.ред. код]

Промислове отримання оксиду NO2 пролягає в окисненні повітрям аміаку та продукту реакції — оксиду NO:

\mathrm{ 4NH_3 + 5O_2 \xrightarrow{400-600^oC} 4NO + 6H_2O }
\mathrm{ 2NO + O_2 \rightarrow 2NO_2}

У лабораторії NO2 зазвичай отримують дією концентрованої нітратної кислоти на мідь:

\mathrm{Cu + 4HNO_3 \rightarrow Cu(NO_3)_2 + 2NO_2\uparrow + 2H_2O}

Також його можна отримати термічним розкладанням нітрату свинцю, однак при проведенні реакції слід дотримуватися обережності:

\mathrm{2Pb(NO_3)_2 \rightarrow 2PbO + 4NO_2\uparrow + O_2\uparrow}

Хімічні властивості[ред.ред. код]

Зріджений оксид NO2 частково димеризується в N2O4 (у діапазоні температур −11,2…20,7 °C):

\mathrm{ 2NO_2 \rightleftarrows N_2O_4}

При температурі понад 150 °C оксид азоту(IV) починає розкладатися

\mathrm{ 2NO_2 \xrightarrow{>150^oC} 2NO + O_2 }

У воді NO2 диспропорціонує з утворенням нітратної кислоти та, в залежності від умов, оксидів N2O3 або NO:

\mathrm{ 4NO_{2(liquid)} + H_2O \rightarrow 2HNO_3 + N_2O_3}
\mathrm{ 3NO_2 + H_2O_{(hot)} \rightarrow 2HNO_3 + NO}

При пропусканні оксиду крізь луги утворюється суміш нітратів та нітритів, а при окисненні реакційної суміші — тільки нітрати:

\mathrm{ NO_2 + 2NaOH \rightarrow NaNO_2 + NaNO_3 + H_2O}
\mathrm{ 4NO_2 + 4NaOH_{(hot)} + O_2 \rightarrow 4NaNO_3 + 2H_2O}

Діоксид азоту відновлюється воднем у присутності каталізаторів (платини, нікелю):

\mathrm{ 2NO_2 + 7H_2 \xrightarrow{Pt, Ni} 2NH_3 + 4H_2O }

Діоксид азоту проявляє себе як дуже сильний окисник. Так, він легко окиснює значну кількість неметалів, металів, а також їхніх сполук:

\mathrm{ 2NO_2 + 2S \xrightarrow{130-150^oC} N_2 + 2SO_2 }
\mathrm{ 10NO_2 + 8P \xrightarrow{130-150^oC} 5N_2 + 2P_4O_10}
\mathrm{ 6NO_2 + 2CS_2 \rightarrow 3N_2 + 2CO_2 + 4SO_2 }
\mathrm{ NO_2 + Na \rightarrow NaNO_3 + NO }
\mathrm{ NO_2 + K \rightarrow KNO_2}
\mathrm{ 6NO_2 + Bi \xrightarrow{70-110^oC} Bi(NO_3)_3 + 3NO }
\mathrm{ 2NO_2 + 4Cu \xrightarrow{500-600^oC} N_2 + 4CuO}
\mathrm{ 4NO_2 + 6FeSO_4 + 3H_2SO_4 \rightarrow N_2 + 2HNO_3 + 3Fe_2(SO_4)_3 + 2H_2O }

Небезпека[ред.ред. код]

Токсичність[ред.ред. код]

Діоксид азоту дуже отруйний при вдиханні. Однак, інгаляцій зазвичай можна уникнути, адже його легко виявити по запаху, навіть при низьких концентраціях. В лабораторіях одним з джерел NO2 є димна азотна кислота, яка розкладається при температурі вище 0 °С. Одним з симптомів отруєння є набряк легенів, який, як правило, з'являється через кілька годин після вдихання низьких, але потенційно небезпечних доз NO2. Крім того, низькі концентрації (4 проміле) можуть призвести до затримки дихання . Існує ряд доказів, які свідчать, що довгостроковий вплив NO2 при концентраціях вище 40—100 мкг/м³ може знизити функцію легенів і збільшити ризик виникнення респіраторних захворювань[1].

Забруднення[ред.ред. код]

Щільність оксиду азоту(IV) в атмосфері (2011).

Найбільшими джерелами NO2 є двигуни внутрішнього згоряння,[2] теплові елетростанії і, в меншій мірі, заводи з переробки целюлози. Бутанові газові обігрівачі та печі є також джерелами NO2. У побуті, гасові обігрівачі та газові обігрівачі є джерелами діоксиду азоту. Діоксид азоту утворюється, також, і в результаті ядерних випробувань, і відповідає за червоний колір грибовидної хмари.

Разом із оксидом NO (так звані оксиди NOx), діоксид азоту є одним з найбільших забруднювачів атмосфери, в декількох районах землі його концентрація досягає 30 мкг/м³, що лише на декілька одиниць менше ніж гранично допустима концентрація. Діоксид азоту відіграє важливу роль в хімії атмосфери, в тому числі в утворенні тропосферного озону. У 2005 році учені з Університету Каліфорнії припускали взаємозв'язок між рівнем NO2 і синдромом раптової дитячої смертності[3].

Діоксид азоту також утворюється під час грози. Такий процес називають атмосферною фіксацією азоту. Дощ, який утворюються при таких бурях містить певну кількість азотних добрив.

Див. також[ред.ред. код]

Примітки[ред.ред. код]

  1. Health Aspects of Air Pollution with Particulate Matter,Ozone and Nitrogen Dioxide. Всесвітня організація охорони здоров'я. 13–15 January 2003. с. 48. Процитовано 2011-11-19. 
  2. Son, Busoon; Wonho Yang, Patrick Breysse, Taewoong Chung and Youngshin Lee (March 2004). Estimation of occupational and nonoccupational nitrogen dioxide exposure for Korean taxi drivers using a microenvironmental model. Environmental Research 94 (3). с. 291–296. doi:10.1016/j.envres.2003.08.004. PMID 15016597. Процитовано 2008-02-25. 
  3. Sids Linked to Nitrogen Dioxide Pollution. Архів оригіналу за 2013-06-25. Процитовано 2008-02-25. 

Джерела[ред.ред. код]

  • CRC Handbook of Chemistry and Physics / D. R. Lide. — 86th. — Boca Raton (FL): CRC Press, 2005. — 2656 p. — ISBN 0-8493-0486-5. (англ.)
  • Handbook of Preparative Inorganic Chemistry / G. Brauer. — 2nd. — New York: Academic Press, 1963. — 1859 p. (англ.)
  • Thiemann M., Scheibler E., Wiegand K. W. Nitric Acid, Nitrous Acid, and Nitrogen Oxides // Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. — 6th. — Weinheim: Wiley-VCH, 2005. — P. 44—45. — DOI:10.1002/14356007.a17_293. (англ.)
  • Реми Г. Курс неорганической химии / А. В. Новоселова. — М.: ИИЛ, 1963. — Т. 1. — 922 с. (рос.)
  • Лидин Р. А., Молочко В. А., Андреева Л. Л. Химические свойства неорганических веществ / Р. А. Лидин. — 3-е. — М.: Химия, 2000. — 480 с. — ISBN 5-7245-1163-0. (рос.)
  • Деркач Ф. А. Хімія. — Львів: Львівський університет, 1968. — 312 с.