Емпирична формула. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . НЕ
Молекулно тегло, kg/kmol. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 30.01
Агрегатно състояние. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . газообразен
Външен вид. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . безцветен газ
Миризма. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . отсъстващ
Приложение: за получаване на NH2OH. Присъства в отработените димни газове при непълно изгаряне на гориво.
ФИЗИКОХИМИЧНИ ХАРАКТЕРИСТИКИ
Плътност при 20 °C и налягане 101,3 kPa, kg/m3. . . . . . . . . . . . . . . . . . .1.3402
Плътност на течната фаза при минус 163°C, kg/m3. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1332
Точка на топене, °C. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . минус 163,5
Критична температура, °C. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . минус 93
Критично налягане, MPa. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 6.48
Топлина на образуване, kJ/mol. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .91.26
Константи от уравнението на Антоан, в температурния диапазон минус 233 – минус 178°С,
А. . . . . . . . . . . . . 20.1314
IN . . . . . . . . . . . . 1572.52
СЪС. . . . . . . . . минус 4,88
Динамичен вискозитет, Pa?s. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 183?10-7
Топлинен капацитет, J/(mol? K). . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 29,86
Моларен обем в критичната точка, cm3/mol. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 58
:*t- твърд;
Разтворимост във вода: . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .слабо разтворим
Реактивност: под 1000 0C практически не се разлага. Не взаимодейства с вода, разредени разтвори на киселини и основи. Разтворим в алкохол, въглероден дисулфид и сярна киселина. При нормални условия бързо се окислява до азотен диоксид; с повишаване на температурата скоростта на реакцията намалява. Добавя халогени за образуване на нитрозил халиди (NOHal). Със сярна киселина в присъствието на въздух дава нитрозилсулфатна киселина (NO)HSO4. Редуцира се от въглерод, фосфор, сяра, водород, метали до азот. Окислява се, например, от хромати и перманганати до азотна киселина. Образува нитрозокомплекси със соли на много метали.
САНИТАРНО-ХИГИЕННА ХАРАКТЕРИСТИКА
Клас на опасност във въздуха на работната зона. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 3
MPCm.r. във въздуха на работната зона (по отношение на NO2), mg/m3. . . . . . . . . . . 5.0
Код на замърсителя на въздуха. . . . . . . . . . . . . . . . . 0304
Клас на опасност в атмосферния въздух. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 3
MPCm.r./s.s. в атмосферен въздух, mg/m3. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 0,4/0,06
Въздействие върху хората: кръвна отрова, има пряк ефект върху централната нервна система.
Мерки за първа помощ за жертви на експозиция на веществото: изведете жертвата от вредната атмосфера. При нарушено дишане - кислород. При рефлекторни нарушения на дишането и сърдечната дейност се използва така наречената противодимна смес (хлороформ 40 части, 96% етилов алкохол 4 части, серен етер 20 части); Добавете 5 капки амоняк към тази смес. При дразнене на дихателните пътища - содови инхалации, горещо мляко със сода или алкална минерална вода. При тежко отравяне - хоспитализация.
Предпазни мерки: запечатване на оборудването и комуникациите, вентилация на помещенията. При извършване на електрическо и газово заваряване вътре в оборудването, обикновено в тесни и затворени пространства, е необходимо подаване на свеж въздух за изместване на азотните оксиди
Защитно оборудване: филтриращ индустриален противогаз. Изолиращи шлангови противогази с подаване на чист въздух. Уплътнени очила с полумаска. Киселинноустойчиви гумени ръкавици, безшевни, перхлорвинил безшевни; киселинноустойчиви ръкавици KR; ръкавици с латексово покритие. Работно облекло, покрито със слой перхлоровинилова смола или изработено от тъкан, обработена с парафин-стеарин-фосфатна емулсия и латекс SVKh-1. Ботуши, панталони върху ботуши.
СВОЙСТВА ПРИ ПОЖАР И ВЗРИВ
Група на запалимост. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . незапалим, запалим газ
Оксидите са бинарни съединения на химични елементи с кислороден атом, чиято степен на окисление е 2-. Азотът, който е по-малко електроотрицателен, образува различни комбинации с кислорода. Тези съединения принадлежат към различни класове вещества. Азотният оксид съдържа кислород в количество, което определя валентността на елемента N. Тя варира от 1 до 5.
Какво представляват оксидите?
Има около дузина азотни съединения, съдържащи О елемента. От тях петте най-често срещани са: едновалентен оксид, двувалентен оксид, тривалентен оксид, четиривалентен оксид и петвалентен оксид.
Останалите съединения се считат за по-рядко срещани. Те включват четиривалентен азотен оксид под формата на димер, нестабилни молекули на нитрил азид, нитрозил азид, тринитрамид и нитратен радикал.
Формули на азотен оксид
По-долу са обозначенията на най-значимите съединения на елемент N.
Това е предимно азотен оксид, чиято формула се състои от два химични символа - N и O. Те са последвани от индекси, в зависимост от степента на окисление на атомите.
- Едновалентният азотен оксид има формула N 2 O. В него N атомът е зареден с +1.
- Двувалентният азотен оксид има формула NO. N атомът в него е зареден с +2.
- Тривалентният азотен оксид има формула N 2 O 3 . N атомът в него е зареден с +3.
- Четиривалентният азотен оксид, чиято формула е NO 2, има заряд на N атом +4.
- Петвалентното кислородно съединение се обозначава като N2O5. N атомът в него е зареден с +5.
Описание на едновалентен азотен оксид
Нарича се още диазот, азотен оксид и смешен газ. Последното име идва от действието, свързано с интоксикация.
Азотният оксид с валентност I при нормални температурни условия съществува под формата на незапалим газ, безцветен, който проявява приятен сладникав вкус и мирис. Въздухът е по-лек от това съединение. Оксидът се разтваря във водна среда, етанол, етери и сярна киселина.
Вода, алкални и киселинни разтвори не могат да реагират с него, не образува соли. Не се запалва, но е в състояние да поддържа процеса на горене.
Амонякът превръща азотния оксид в азид (N3NH4).
Когато се комбинира с молекули на етери, хлороетан и циклопропан, се образува експлозивна смес.
Нормалните условия допринасят за неговата инертност. При нагряване веществото се редуцира.
Описание на двувалентен азотен оксид
Нарича се още монооксид, оксид или нитрозил радикал. При нормални температури е безцветен, незапалим газ, слабо разтворим във водна среда. Той се окислява от въздуха, произвеждайки NO 2. Неговите течни и твърди форми стават сини.
Азотният оксид може да бъде редуциращ агент при реакции с халогени. Продуктът от тяхното добавяне е нитрозилхалид, който има формула NOBr.
Серният диоксид и други силни редуциращи агенти окисляват NO, за да произведат N2 молекули.
Описание на тривалентен азотен оксид
Те се наричат азотен анхидрид. В нормално състояние може да бъде течност със син цвят, а стандартните параметри на околната среда превръщат оксида във формата на безцветен газ. Стабилен е само при ниски температури.
Молекулите на N 2 O 3 се дисоциират по време на нагряване, за да освободят моно- и двувалентен оксид.
Той добавя вода като анхидрид, за да произведе азотиста киселина, а с алкали образува соли под формата на нитрити.
Описание на четиривалентен азотен оксид
По друг начин се нарича диоксид. Съществува под формата на кафяво-червен газ, който има остра миризма и може също да бъде жълтеникава течност.
Отнася се за киселинни оксиди, които имат добре развита химична активност.
Неговите молекули окисляват неметалите до образуване на кислородсъдържащи съединения и свободен азот.
Диоксидът реагира с четиривалентен и шествалентен серен оксид. Резултатът е сярна киселина. Методът на неговия синтез се нарича азотен.
Азотният оксид може да се разтвори във водна среда. Азотната киселина е резултат от тази реакция. Този процес се нарича диспропорционалност. Междинният компонент е азотиста киселина, която бързо се разлага.
Ако четиривалентният азотен оксид се разтвори в основа, се образуват разтвори на нитрати и нитрити. Можете да използвате течната му форма, за да реагирате с метал, след което получавате безводна сол.
Описание на петвалентен азотен оксид
Нарича се също азотен пентоксид, нитрониев нитрат, нитрилен нитрат или азотен анхидрид.
Съществува под формата на безцветни кристали, които са летливи и нестабилни. Тяхната стабилност се наблюдава при ниски температури. Тази структура се образува от нитратни и нитритни йони.
В газообразна форма веществото е под формата на анхидрид NO 2 −O−NO 2.
Петвалентният азотен оксид има киселинни свойства. Лесно се разлага, отделяйки кислород.
Веществото реагира с вода за получаване на азотна киселина.
Алкалите разтварят анхидрида, освобождавайки нитратни соли.
Как се произвеждат азотните оксиди?
N2O оксидът се образува чрез внимателно нагряване на амониев нитрат в суха форма, но този метод може да бъде придружен от експлозия.
Предпочитаният метод за получаване на едновалентен оксид е въздействието на концентрирана азотна киселина върху сулфаминова киселина. Основното условие е отоплението.
Нитрозилът или NO е специален азотен оксид, който се получава при взаимодействието на молекули N 2 и O 2 . Важно условие за такъв процес е силното нагряване над 1000 °C.
Естественият метод на производство е свързан с гръмотевични разряди в атмосферния въздух. Този оксид бързо се свързва с кислородните молекули, за да образува диоксид.
Лабораторният метод за синтез на NO включва реакцията на метали и неконцентрирана азотна киселина. Пример за такава реакция би било взаимодействието на мед с HNO 3 .
Друг начин за образуване на азотен оксид е реакцията на железен хлорид с натриев нитрит и солна киселина. Резултатът от процеса е фери желязо и натриев хлорид, вода и самият оксид.
В индустриален мащаб се получава чрез окисляване на молекули на амоняк по време на нагряване и под високо налягане. Ускорителят на процеса е тривалентен оксид на платина или хром.
Диоксидът или NO 2 се получава чрез взаимодействие на тривалентен арсенов оксид с 50% азотна киселина, която се нанася на капки върху повърхността на твърдия реагент. Образува се смес от двувалентни и четиривалентни азотни оксиди.
Ако се охлади до температура от -30 ° C, тогава се синтезира азотен анхидрид или N 2 O 3.
Получава се под формата на прах чрез преминаване на електрически ток през газообразната му форма.
Ако прахът от нишесте се изложи на азотна киселина с концентрация 50%, се отделят двувалентен и четиривалентен азотен оксид, въглероден диоксид и вода. Впоследствие молекулата N 2 O 3 се образува от първите две получени съединения.
В резултат на термично разлагане на оловното нитро съединение се отделят свободен кислород и оловен оксид.
Анхидридът или N 2 O 5 се образува поради разделянето на водна молекула от азотна киселина под действието на петвалентен фосфорен оксид.
Друг начин за синтезирането му е преминаването на сух хлор през безводен сребърен нитрат.
Ако азотният диоксид е изложен на озонови молекули, се образува N2O5.
Азотният оксид е инертен газ, който няма ароматни качества или цвят. Има няколко връзки:
· Оксид (I) не образува сол. Ако концентрацията е висока, това може да предизвика стимулация на нервната система. Наричат го още смеещ се газ. Азотният оксид е намерил своето приложение като лека анестезия в медицината;
· Азотният оксид е безцветен газ. Свойството на азотния оксид (II) е неговата ниска степен на разтворимост във вода;
· Оксид (III) е течност с тъмно син цвят. При нормални условия той проявява нестабилност. При взаимодействие с вода е способен да образува азотиста киселина;
· Оксидът (IV) е в газообразна форма, цветът му е кафяв. В това състояние веществото е по-тежко от въздуха и следователно може лесно да се компресира. Едно от свойствата на азотния оксид е способността да взаимодейства с вода и алкални разтвори; Оксидът (V) е вещество в кристална форма без цвят. Проявява свойствата на силен окислител
Азотен оксид (II) (Азотен оксид, азотен оксид, нитрозил радикал) NO
Да разгледаме азотния оксид (II)NO - азотен оксид, който не образува сол. Това е безцветен газ, слабо разтворим във вода. Втечнява се трудно; в течна и твърда форма има син цвят.
Наличието на несдвоен електрон определя тенденцията на NO да образува слабо свързани N 2 O 2 димери. Течният азотен оксид (II) се състои от 25% молекули N 2 O 2, а твърдият оксид се състои изцяло от тях.
Касова бележка.
Азотният оксид (II) е единственият азотен оксид, който може да се получи директно от свободни елементи чрез комбиниране на азот с кислород при високи температури (1200-1300 °C) или при електрически разряд. В природата се образува в атмосферата по време на гръмотевични разряди:
и веднага реагира с кислорода:
Когато температурата се понижи, азотният (II) оксид се разлага на азот и кислород, но ако температурата спадне рязко, тогава оксидът, който не е имал време да се разложи, съществува доста дълго време: при ниски температури скоростта на разлагане е ниска . Това внезапно охлаждане се нарича "закаляване" и се използва в един от методите за производство на азотна киселина.
В лабораториятаобикновено се получава чрез взаимодействие на 30% HNO 3 с определени метали, например мед:
По-чист NO, незамърсен с примеси, може да се получи чрез следните реакции:
Индустриален методна базата на окисление на амоняк при висока температура и налягане с участието на Pt, Cr 2 O 3 (като катализатори):
Химични свойства.
При стайна температура и атмосферно налягане окислението на NO от атмосферен кислород става незабавно:
NO също се характеризира с реакции на присъединяване на халогени с образуване на нитрозилхалогениди, в тази реакция NO проявява свойствата на редуциращ агент:
В присъствието на по-силни редуциращи агенти NO проявява окислителни свойства:
NO е слабо разтворим във вода и не реагира с нея, тъй като е несолеобразуващ оксид.
Физиологично действие.
Азотен оксид (бял) в цитоплазмата на клетки от иглолистни дървета един час след механично въздействие. Тъмнозелените кръгове в клетките са ядра; в някои от ядрата се виждат нуклеоли (светлозелени).
Както всички азотни оксиди (с изключение на N 2 O), NO е токсичен и при вдишване засяга дихателните пътища.
През последните две десетилетия беше установено, че тази NO молекула има широк спектър от биологични ефекти, които могат да бъдат разделени на регулаторни, защитни и вредни. NO участва в регулирането на вътреклетъчните и междуклетъчните сигнални системи. Азотният оксид, произвеждан от васкуларните ендотелни клетки, е отговорен за отпускането на гладките мускули на съдовете и тяхното разширяване, предотвратява агрегацията на тромбоцитите и адхезията на неутрофилите към ендотела и участва в различни процеси в нервната, репродуктивната и имунната система. NO също има цитотоксични и цитостатични свойства. Клетките убийци на имунната система използват азотен оксид, за да унищожат бактериите и раковите клетки. Нарушенията в биосинтезата и метаболизма на NO са свързани със заболявания като есенциална артериална хипертония, коронарна болест на сърцето, инфаркт на миокарда, първична белодробна хипертония, бронхиална астма, невротична депресия, епилепсия, невродегенеративни заболявания (болест на Алцхаймер, болест на Паркинсон), захарен диабет, и т.н.
Азотният оксид може да се синтезира по няколко начина. Растенията използват неензимна фотохимична реакция между NO 2 и каротеноидите.
Характерна особеност на NO е способността бързо (за по-малко от 5 секунди) да дифундира през мембраната на клетката, която го е синтезирала, в междуклетъчното пространство и лесно (без участието на рецептори) да проникне в целевите клетки. Вътре в клетката той активира някои ензими и инхибира други, като по този начин участва в регулирането на клетъчните функции. По същество азотният моноксид е локален тъканен хормон. NO играе ключова роля в инхибирането на активността на бактериалните и туморните клетки чрез блокиране на някои от техните съдържащи желязо ензими или чрез увреждане на техните клетъчни структури с азотен оксид или свободни радикали, генерирани от азотен оксид. В същото време супероксидът се натрупва в мястото на възпалението, което причинява увреждане на протеините и липидите на клетъчните мембрани, което обяснява неговия цитотоксичен ефект върху клетката-мишена. Следователно NO, прекомерно натрупвайки се в клетката, може да действа по два начина: от една страна, да причини увреждане на ДНК и, от друга, да има провъзпалителен ефект.
Азотният оксид е в състояние да инициира образуването на кръвоносни съдове. В случай на инфаркт на миокарда, азотният оксид играе положителна роля, като индуцира нов съдов растеж, но при рак, същият процес причинява развитието на тумори чрез насърчаване на храненето и растежа на раковите клетки. От друга страна, това подобрява доставянето на азотен оксид до туморните клетки. Увреждането на ДНК под въздействието на NO е една от причините за развитието на апоптоза (програмиран процес на клетъчно "самоубийство", насочен към отстраняване на клетки, които са загубили своите функции). При експерименти се наблюдава дезаминиране на дезоксинуклеозиди, дезоксинуклеотиди и непокътната ДНК, когато се изложи на разтвор, наситен с NO. Този процес е отговорен за повишаване на чувствителността на клетките към алкилиращи агенти и йонизиращо лъчение, което се използва в противораковата терапия.
II Състав и структура на HNO3
1. Реакции с метали. Тъй като азотният атом в положителни степени на окисление е окислител и колкото по-висока е степента на окисление, толкова по-силна е способността да се вземат електрони от други атоми, тогава азотните оксиди ще реагират с метали - по същество редуциращи агенти. Получените продукти могат да бъдат напълно различни, в зависимост от условията на реакцията и самия метал. Например при гореща мед всички азотни оксиди отделят кислород и се превръщат в простото вещество азот:
По количеството образувани меден оксид и азотен оксид е възможно да се определи кой азотен оксид е реагирал с медта.
2. Реакции с неметали. Първо, нека разгледаме реакциите с кислорода. Тук има разлика между оксидите, и то много съществена.
Оксид NOреагира с кислород, за да образува азотен оксид (IV). Реакцията е обратима. Освен това с повишаване на температурата скоростта на тази реакция намалява:
2NO + O2 = 2NO2.
NO2 оксидът изобщо не реагира с кислорода.
Озонът превръща двата оксида в азотен оксид (V).
Азотният (II) оксид NO абсорбира напълно озона:
2NO + O3 = N2O5.
Азотният оксид (IV) NO2 при реакция с озон също освобождава кислород:
2NO2 + O3 = N2O5 + O2.
3. Реакции с вода. NO оксид не реагира с вода. NO2 оксидът с вода образува две киселини - азотна (степен на окисление на азот +5) и азотна (степен на окисление на азот +3). В присъствието на кислород NO2 оксидът се превръща напълно в азотна киселина:
2NO2 + H2O = HNO3 + HNO2,
4NO2 + O2 + 2H2O = 4HNO3.
4. Реакции с киселини. Нито един от оксидите - NO или NO2 - не реагира с киселини.
5. Реакции с алкали. И двата азотни оксида реагират с алкали.
NO оксидът образува с алкали сол на азотиста киселина, азотен оксид (I) и азот:
10NO + 6NaOH = 6NaNO2 + N2O + N2 + 3H2O.
NO2 оксидът образува соли на две киселини с алкални - азотна и азотна:
2NO2 + 2NaOH = NaNO3 + NaNO2 + H2O.
Да се върнем към нашата мистерия на степента на окисление. По време на прехода на кислородните съединения на азота от състояние „газ“, където можете да се движите свободно, към състояние „воден разтвор“, където има повече суматоха, където колективизмът процъфтява, където съществуват и активно действат полярни водни молекули, никой няма да позволи на молекулата, атома или йона да бъдат сами, настъпва „промяна на ориентацията“. Нечетните степени на окисление стават стабилни, както подобава на елемент от нечетна група. (Стабилно обаче е относително. Азотната киселина например може да съществува само в разтвор, в противен случай се разлага. Но киселини, формално съответстващи на азотни оксиди (II) и (IV), изобщо не съществуват. Всичко се познава чрез сравнение. )
Интересно е, че не само ясно киселинният оксид NO2 реагира с алкали, но и NO, който е некиселинен по свойства и степен на окисление, и се получават съединения с други степени на окисление - странни! Тайна? Пълна киселина, молекулна структура и препарат.
Експериментално е доказано, че в молекула на азотна киселина между два кислородни атома и азотен атом две химични връзки са абсолютно идентични - една и половина връзки. Степента на окисление на азота е +5, а валентността е IV.
Физични свойства
Азотната киселина HNO3 в чиста форма е безцветна течност с остра задушлива миризма, безкрайно разтворима във вода; t°pl.= -41°C; t° на кипене = 82,6°C, r = 1,52 g/cm3. Образува се в малки количества при гръмотевични разряди и присъства в дъждовната вода.
Под въздействието на светлината азотната киселина частично се разлага с отделянето на NO2 и поради това придобива светлокафяв цвят:
N2 + O2 мълния електрически разряди → 2NO
2NO + O2 → 2NO2
4HNO3 светлина → 4NO2 (кафяв газ) + 2H2O + O2
Азотната киселина с висока концентрация отделя газове във въздуха, които в затворена бутилка се откриват като кафяви пари (азотни оксиди). Тези газове са много отровни, така че трябва да внимавате да не ги вдишвате. Азотната киселина окислява много органични вещества. Хартията и тъканите се унищожават поради окисляването на веществата, които образуват тези материали. Концентрираната азотна киселина причинява тежки изгаряния при продължителен контакт и пожълтяване на кожата за няколко дни при кратък контакт. Пожълтяването на кожата показва разрушаването на протеина и освобождаването на сяра (качествена реакция към концентрирана азотна киселина - жълто оцветяване поради освобождаването на елементарна сяра, когато киселината действа върху протеина - ксантопротеинова реакция). Тоест, това е изгаряне на кожата. За да предотвратите изгаряния, трябва да работите с концентрирана азотна киселина с гумени ръкавици.
Касова бележка
1. Лабораторен метод
KNO3 + H2SO4 (конц.) → KHSO4 + HNO3 (при нагряване)
2. Индустриален метод
Извършва се на три етапа:
а) Окисляване на амоняк върху платинен катализатор до NO
4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O (Условия: катализатор – Pt, t = 500˚С)
б) Окисляване на NO до NO2 от атмосферния кислород
2NO + O2 → 2NO2
в) Абсорбция на NO2 от вода в присъствието на излишък на кислород
4NO2 + O2 + 2H2O ↔ 4HNO3 и 3NO2 + H2O ↔ 2HNO3+NO (без излишък на кислород)
Приложение
