Empirický vzorec. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . NIE
Molekulová hmotnosť, kg/kmol. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 30.01
Stav agregácie. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . plynný
Vzhľad. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . bezfarebný plyn
Vôňa. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . neprítomný
Aplikácia: na získanie NH2OH. Prítomný vo výfukových plynoch pri nedokonalom spaľovaní paliva.
FYZIKÁLNO-CHEMICKÉ VLASTNOSTI
Hustota pri 20 °C a tlaku 101,3 kPa, kg/m3. . . . . . . . . . . . . . . . . . .1.3402
Hustota kvapalnej fázy pri mínus 163°C, kg/m3. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1332
Teplota topenia, °C. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . mínus 163,5
Kritická teplota, °C. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . mínus 93
Kritický tlak, MPa. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 6.48
Tvorivé teplo, kJ/mol. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .91,26
Konštanty Antoinovej rovnice, v teplotnom rozsahu mínus 233 – mínus 178°С,
A. . . . . . . . . . . . 20,1314
IN. . . . . . . . . . . . 1572,52
S . . . . . . . . . mínus 4,88
Dynamická viskozita, Pa?s. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 183? 10-7
Tepelná kapacita, J/(mol? K). . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 29,86
Molárny objem v kritickom bode, cm3/mol. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 58
:*t- tuhá látka;
Rozpustnosť vo vode: . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .málo rozpustný
Reaktivita: pod 1000 0C sa prakticky nerozkladá. Neinteraguje s vodou, zriedenými roztokmi kyselín a zásad. Rozpustný v alkohole, sírouhlíku a kyseline sírovej. Za normálnych podmienok rýchlo oxiduje na oxid dusičitý so zvyšujúcou sa teplotou, rýchlosť reakcie klesá. Pridáva halogény za vzniku nitrosylhalogenidov (NOHal). S kyselinou sírovou v prítomnosti vzduchu poskytuje kyselinu nitrozylsírovú (NO)HSO4. Redukovaný uhlíkom, fosforom, sírou, vodíkom, kovmi, na dusík. Oxiduje sa napríklad chrómanmi a manganistami na kyselinu dusičnú. Vytvára nitrózokomplexy so soľami mnohých kovov.
SANITÁRNE A HYGIENICKÉ CHARAKTERISTIKY
Trieda nebezpečnosti vo vzduchu pracovnej oblasti. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 3
MPCm.r. vo vzduchu pracovného priestoru (v zmysle NO2), mg/m3. . . . . . . . . . . 5.0
Kód látky znečisťujúcej ovzdušie. . . . . . . . . . . . . . . . . 0304
Trieda nebezpečnosti v atmosférickom vzduchu. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 3
MPCm.r./s.s. v atmosférickom vzduchu, mg/m3. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 0,0,4/0,06
Účinok na človeka: krvný jed, má priamy účinok na centrálny nervový systém.
Opatrenia prvej pomoci pre obete vystavenia látke: odstráňte obeť zo škodlivého ovzdušia. Ak je dýchanie narušené - kyslík. Pri reflexných poruchách dýchania a srdcovej činnosti sa používa takzvaná protidymová zmes (chloroform 40 dielov, 96 % etylalkohol 4 diely, éter síry 20 dielov); Do tejto zmesi pridajte 5 kvapiek amoniaku. Pri podráždení dýchacích ciest - sódové inhalácie, horúce mlieko so sódou alebo zásaditá minerálna voda. V prípade ťažkej otravy - hospitalizácia.
Preventívne opatrenia: utesnenie zariadení a komunikácií, vetranie priestorov. Pri vykonávaní elektrického a plynového zvárania vo vnútri zariadenia, spravidla v tesných a stiesnených priestoroch, je potrebné privádzať čerstvý vzduch, aby sa vytlačili oxidy dusíka
Ochranné prostriedky: filtračná priemyselná plynová maska. Izolačné hadicové plynové masky s prívodom čistého vzduchu. Utesnené okuliare s polomaskou. Gumové rukavice odolné voči kyselinám, bezšvové, perchlorovinylové bezšvové; kyselinovzdorné rukavice KR; rukavice potiahnuté latexom. Pracovný odev potiahnutý vrstvou perchlorovinylovej živice alebo vyrobený z tkaniny upravenej parafín-stearín-fosfátovou emulziou a latexom SVKh-1. Čižmy, nohavice cez čižmy.
POŽIARNE A VÝBUCHOVÉ VLASTNOSTI
Skupina horľavosti. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . nehorľavý, horľavý plyn
Oxidy sú binárne zlúčeniny chemických prvkov s atómom kyslíka, ktorých oxidačný stav je 2-. Dusík, ktorý je menej elektronegatívny, tvorí s kyslíkom rôzne kombinácie. Tieto zlúčeniny patria do rôznych tried látok. Oxid dusnatý obsahuje kyslík v množstve, ktoré určuje valenciu prvku N. Pohybuje sa od 1 do 5.
Čo sú to oxidy?
Existuje asi tucet dusíkatých zlúčenín obsahujúcich prvok O. Z nich je päť najbežnejších: jednomocný oxid, dvojmocný oxid, trojmocný oxid, štvormocný oxid a päťmocný oxid.
Zvyšné zlúčeniny sa považujú za menej bežné. Patria sem štvormocný oxid dusnatý vo forme diméru, nestabilné molekuly nitrilazidu, nitrosylazidu, trinitramidu a dusičnanového radikálu.
Vzorce oxidu dusíka
Nižšie sú uvedené označenia najvýznamnejších zlúčenín prvku N.
Ide predovšetkým o oxid dusnatý, ktorého vzorec pozostáva z dvoch chemických symbolov - N a O. Za nimi nasledujú indexy v závislosti od stupňa oxidácie atómov.
- Monovalentný oxid dusíka má vzorec N 2 O. V ňom je atóm N nabitý +1.
- Dvojmocný oxid dusíka má vzorec NO. Atóm N v ňom je nabitý +2.
- Trojmocný oxid dusíka má vzorec N203. Atóm N v ňom je nabitý +3.
- Štvormocný oxid dusnatý, ktorého vzorec je NO 2, má náboj atómu N +4.
- Zlúčenina päťmocného kyslíka sa označuje N2O5. Atóm N v ňom je nabitý +5.
Popis monovalentného oxidu dusnatého
Nazýva sa aj didusík, oxid dusný a smiešny plyn. Posledné meno pochádza z akcie spojenej s intoxikáciou.
Oxid dusnatý s valenciou I existuje za normálnych teplotných podmienok vo forme nehorľavého plynu, bez farby, ktorý má príjemnú sladkastú chuť a vôňu. Vzduch je ľahší ako táto zlúčenina. Oxid sa rozpúšťa vo vodnom prostredí, etanole, éteroch a kyseline sírovej.
Voda, alkalické a kyslé roztoky s ním nie sú schopné reagovať, netvorí soli. Nezapáli sa, ale je schopný podporovať proces horenia.
Amoniak premieňa oxid dusnatý na azid (N3NH4).
Pri spojení s molekulami éterov, chlóretánu a cyklopropánu vzniká výbušná zmes.
Normálne podmienky prispievajú k jeho zotrvačnosti. Pri zahrievaní sa látka redukuje.
Opis dvojmocného oxidu dusíka
Nazýva sa aj monoxidový, oxidový alebo nitrozylový radikál. Za normálnych teplôt je to bezfarebný, nehorľavý plyn, málo rozpustný vo vodnom prostredí. Oxiduje sa vzduchom, pričom vzniká NO 2. Jeho kvapalná a tuhá forma sa stáva modrou.
Oxid dusnatý môže byť redukčným činidlom pri reakciách s halogénmi. Produktom ich adície je nitrosylhalogenid, ktorý má vzorec NOBr.
Oxid siričitý a iné silné redukčné činidlá oxidujú NO za vzniku molekúl N2.
Opis trojmocného oxidu dusíka
Nazývajú sa anhydridy dusíka. V normálnom stave to môže byť kvapalina s modrou farbou a štandardné parametre prostredia transformujú oxid do formy bezfarebného plynu. Je stabilný iba pri nízkych teplotách.
Molekuly N 2 O 3 disociujú počas zahrievania a uvoľňujú mono- a divalentný oxid.
Pridáva vodu ako anhydrid za vzniku kyseliny dusitej a s alkáliami tvorí soli vo forme dusitanov.
Opis štvormocného oxidu dusíka
Iným spôsobom sa nazýva oxid. Existuje vo forme hnedočerveného plynu, ktorý má štipľavý zápach a môže to byť aj žltkastá kvapalina.
Vzťahuje sa na kyslé oxidy, ktoré majú dobre vyvinutú chemickú aktivitu.
Jeho molekuly oxidujú nekovy za vzniku zlúčenín obsahujúcich kyslík a voľného dusíka.
Oxid reaguje so štvormocným a šesťmocným oxidom síry. Výsledkom je kyselina sírová. Spôsob jeho syntézy sa nazýva nitrózny.
Oxid dusnatý môže byť rozpustený vo vodnom prostredí. Výsledkom tejto reakcie je kyselina dusičná. Tento proces sa nazýva disproporcionácia. Medziproduktom je kyselina dusitá, ktorá sa rýchlo rozkladá.
Ak je štvormocný oxid dusíka rozpustený v alkálii, vznikajú roztoky dusičnanov a dusitanov. Jeho tekutú formu môžete použiť na reakciu s kovom, potom získate bezvodú soľ.
Opis päťmocného oxidu dusíka
Nazýva sa tiež oxid dusný, dusičnan nitrónium, nitrilnitrát alebo anhydrid dusnatý.
Existuje vo forme bezfarebných kryštálov, ktoré sú prchavé a nestabilné. Ich stabilita sa pozoruje pri nízkych teplotách. Táto štruktúra je tvorená dusičnanovými a dusitanovými iónmi.
V plynnej forme má látka formu anhydridu NO 2 −O−NO 2.
Päťmocný oxid dusnatý má kyslé vlastnosti. Ľahko sa rozkladá a uvoľňuje kyslík.
Látka reaguje s vodou za vzniku kyseliny dusičnej.
Alkálie rozpúšťajú anhydrid a uvoľňujú dusičnanové soli.
Ako vznikajú oxidy dusíka?
Oxid N2O vzniká opatrným zahrievaním dusičnanu amónneho v suchej forme, ale tento spôsob môže byť sprevádzaný výbuchom.
Výhodným spôsobom výroby monovalentného oxidu je pôsobenie koncentrovanej kyseliny dusičnej na kyselinu sulfámovú. Hlavnou podmienkou je vykurovanie.
Nitrosyl alebo NO je špeciálny oxid dusnatý, ktorý vzniká interakciou molekúl N 2 a O 2 . Dôležitou podmienkou takéhoto procesu je silné zahriatie nad 1000 °C.
Prirodzený spôsob výroby je spojený s výbojmi blesku v atmosférickom vzduchu. Tento oxid sa rýchlo spája s molekulami kyslíka a vytvára oxid.
Laboratórna metóda syntézy NO zahŕňa reakciu kovov a nekoncentrovanej kyseliny dusičnej. Príkladom takejto reakcie môže byť interakcia medi s HNO 3 .
Ďalším spôsobom tvorby oxidu dusnatého je reakcia chloridu železnatého s dusitanom sodným a kyselinou chlorovodíkovou. Výsledkom procesu sú chloridy trojmocného železa a sodného, voda a samotný oxid.
V priemyselnom meradle sa vyrába oxidáciou molekúl amoniaku počas zahrievania a pod vysokým tlakom. Urýchľovačom procesu je oxid platina alebo trojmocný chróm.
Dioxid alebo NO 2 sa získava reakciou oxidu trojmocného arzénu s 50 % kyselinou dusičnou, ktorá sa po kvapkách nanáša na povrch tuhého činidla. Vzniká zmes dvojmocných a štvormocných oxidov dusíka.
Ak sa ochladí na teplotu -30 ° C, potom sa syntetizuje anhydrid dusný alebo N203.
Získava sa vo forme prášku prechodom elektrického prúdu cez jeho plynnú formu.
Ak je škrobový prášok vystavený kyseline dusičnej s koncentráciou 50 %, uvoľňuje sa dvojmocný a štvormocný oxid dusíka, oxid uhličitý a voda. Následne sa z prvých dvoch získaných zlúčenín vytvorí molekula N203.
V dôsledku tepelného rozkladu nitrozlúčeniny olova sa uvoľňuje voľný kyslík a oxid olovnatý.
Anhydrid alebo N 2 O 5 vzniká v dôsledku odštiepenia molekuly vody z kyseliny dusičnej pôsobením oxidu päťmocného fosforu.
Ďalším spôsobom jeho syntézy je prechod suchého chlóru cez bezvodý dusičnan strieborný.
Ak je oxid dusičitý vystavený molekulám ozónu, vzniká N2O5.
Oxid dusnatý je inertný plyn, ktorý nemá aromatické vlastnosti ani farbu. Existuje niekoľko spojení:
· Oxid (I) netvoriaci soľ. Ak je koncentrácia vysoká, môže spôsobiť stimuláciu nervového systému. Hovorí sa mu aj smiechový plyn. Oxid dusnatý našiel svoje využitie ako mierna anestézia v medicíne;
· Oxid dusnatý je bezfarebný plyn. Vlastnosťou oxidu dusnatého (II) je jeho nízky stupeň rozpustnosti vo vode;
· Oxid (III) je kvapalina s tmavomodrou farbou. Za normálnych podmienok vykazuje nestabilitu. Pri interakcii s vodou je schopný vytvárať kyselinu dusičnú;
· Oxid (IV) má plynnú formu, jeho farba je hnedá. V tomto stave je látka ťažšia ako vzduch, a preto sa dá ľahko stlačiť. Jednou z vlastností oxidu dusnatého je schopnosť interagovať s vodou a alkalickými roztokmi; Oxid (V) je látka v kryštalickej forme bez farby. Vykazuje vlastnosti silného oxidačného činidla
Oxid dusnatý (II) (oxid dusnatý, oxid dusnatý, nitrozylový radikál) NO
Uvažujme oxid dusnatý (II)NO – nesolnotvorný oxid dusnatý. Je to bezfarebný plyn, ťažko rozpustný vo vode. Ťažko skvapalňuje; v tekutej a tuhej forme má modrú farbu.
Prítomnosť nespárovaného elektrónu určuje tendenciu NO vytvárať slabo viazané diméry N202. Kvapalný oxid dusíka (II) pozostáva z 25 % molekúl N 2 O 2 a tuhý oxid pozostáva výlučne z nich.
Potvrdenie.
Oxid dusnatý (II) je jediný oxid dusíka, ktorý možno získať priamo z voľných prvkov spojením dusíka s kyslíkom pri vysokých teplotách (1200-1300 °C) alebo v elektrickom výboji. V prírode sa tvorí v atmosfére pri výbojoch blesku:
a okamžite reaguje s kyslíkom:
Keď sa teplota zníži, oxid dusnatý sa rozkladá na dusík a kyslík, ale ak teplota prudko klesne, oxid, ktorý sa nemal čas rozložiť, existuje už dlho: pri nízkych teplotách je rýchlosť rozkladu nízka. Toto náhle ochladenie sa nazýva „kalenie“ a používa sa v jednej z metód výroby kyseliny dusičnej.
V laboratóriu zvyčajne sa získava reakciou 30 % HNO 3 s určitými kovmi, napríklad meďou:
Čistejší NO, nekontaminovaný nečistotami, možno získať nasledujúcimi reakciami:
Priemyselná metóda na báze oxidácie amoniaku pri vysokej teplote a tlaku za účasti Pt, Cr 2 O 3 (ako katalyzátorov):
Chemické vlastnosti.
Pri izbovej teplote a atmosférickom tlaku dochádza k oxidácii NO vzdušným kyslíkom okamžite:
NO je tiež charakterizovaný adičnými reakciami halogénov s tvorbou nitrosylhalogenidov pri tejto reakcii NO vykazuje vlastnosti redukčného činidla:
V prítomnosti silnejších redukčných činidiel NO vykazuje oxidačné vlastnosti:
NO je mierne rozpustný vo vode a nereaguje s ňou, pretože ide o oxid netvoriaci soľ.
Fyziologické pôsobenie.
Oxid dusnatý (biely) v cytoplazme buniek ihličnatých stromov hodinu po mechanickom pôsobení. Tmavozelené kruhy v bunkách sú jadrá, v niektorých jadrách sú viditeľné jadierka (svetlozelené).
Ako všetky oxidy dusíka (okrem N 2 O), aj NO je toxický a pri vdýchnutí pôsobí na dýchacie cesty.
Za posledné dve desaťročia sa zistilo, že táto molekula NO má široké spektrum biologických účinkov, ktoré možno rozdeliť na regulačné, ochranné a škodlivé. NO sa podieľa na regulácii vnútrobunkových a medzibunkových signálnych systémov. Oxid dusnatý, produkovaný vaskulárnymi endotelovými bunkami, je zodpovedný za relaxáciu hladkého svalstva ciev a ich dilatáciu, zabraňuje zhlukovaniu krvných doštičiek a adhézii neutrofilov k endotelu a podieľa sa na rôznych procesoch v nervovom, reprodukčnom a imunitnom systéme. NO má tiež cytotoxické a cytostatické vlastnosti. Zabíjačské bunky imunitného systému používajú oxid dusnatý na ničenie baktérií a rakovinových buniek. Poruchy biosyntézy a metabolizmu NO sú spojené s ochoreniami ako esenciálna arteriálna hypertenzia, ischemická choroba srdca, infarkt myokardu, primárna pľúcna hypertenzia, bronchiálna astma, neurotická depresia, epilepsia, neurodegeneratívne ochorenia (Alzheimerova choroba, Parkinsonova choroba), diabetes mellitus, atď.
Oxid dusnatý sa môže syntetizovať niekoľkými spôsobmi. Rastliny využívajú neenzymatickú fotochemickú reakciu medzi NO 2 a karotenoidmi.
Charakteristickou črtou NO je schopnosť rýchlo (za menej ako 5 sekúnd) difundovať cez membránu bunky, ktorá ho syntetizovala, do medzibunkového priestoru a ľahko (bez účasti receptorov) preniknúť do cieľových buniek. Vo vnútri bunky niektoré enzýmy aktivuje a iné inhibuje, čím sa podieľa na regulácii bunkových funkcií. Oxid dusnatý je v podstate lokálny tkanivový hormón. NO hrá kľúčovú úlohu pri inhibícii aktivity bakteriálnych a nádorových buniek tým, že buď blokuje niektoré z ich enzýmov obsahujúcich železo, alebo poškodzuje ich bunkové štruktúry oxidom dusnatým alebo voľnými radikálmi generovanými z oxidu dusnatého. Zároveň sa v mieste zápalu hromadí superoxid, ktorý spôsobuje poškodenie proteínov a lipidov bunkových membrán, čo vysvetľuje jeho cytotoxický účinok na cieľovú bunku. V dôsledku toho môže NO, nadmerne sa hromadiaci v bunke, pôsobiť dvoma spôsobmi: na jednej strane spôsobovať poškodenie DNA a na druhej strane pôsobiť prozápalovo.
Oxid dusnatý je schopný iniciovať tvorbu krvných ciev. V prípade infarktu myokardu zohráva oxid dusnatý pozitívnu úlohu tým, že vyvoláva nový vaskulárny rast, ale pri rakovine rovnaký proces spôsobuje rozvoj nádorov podporou výživy a rastu rakovinových buniek. Na druhej strane to zlepšuje prísun oxidu dusnatého do nádorových buniek. Poškodenie DNA vplyvom NO je jedným z dôvodov rozvoja apoptózy (naprogramovaný proces bunkovej „samovraždy“ zameraný na odstránenie buniek, ktoré stratili svoju funkciu). V experimentoch bola pozorovaná deaminácia deoxynukleozidov, deoxynukleotidov a intaktnej DNA, keď boli vystavené roztoku nasýtenému NO. Tento proces je zodpovedný za zvýšenie citlivosti buniek na alkylačné činidlá a ionizujúce žiarenie, ktoré sa využíva v protirakovinovej terapii.
II Zloženie a štruktúra HNO3
1. Reakcie s kovmi. Keďže atóm dusíka v kladných oxidačných stavoch je oxidačné činidlo a čím vyšší je oxidačný stav, tým silnejšia je schopnosť odoberať elektróny z iných atómov, potom oxidy dusíka budú reagovať s kovmi - v podstate redukčnými činidlami. Výsledné produkty môžu byť úplne odlišné, v závislosti od reakčných podmienok a samotného kovu. Napríklad horúcej medi sa všetky oxidy dusíka vzdajú kyslíka a samy sa premenia na jednoduchú látku dusík:
Podľa množstva vytvoreného oxidu medi a oxidu dusíka je možné určiť, ktorý oxid dusíka reagoval s meďou.
2. Reakcie s nekovmi. Najprv sa pozrime na reakcie s kyslíkom. Tu je rozdiel medzi oxidmi, a to veľmi významný.
Oxid NO reaguje s kyslíkom za vzniku oxidu dusnatého (IV). Reakcia je reverzibilná. Navyše so zvyšujúcou sa teplotou rýchlosť tejto reakcie klesá:
2NO + O2 = 2NO2.
Oxid NO2 vôbec nereaguje s kyslíkom.
Ozón premieňa oba oxidy na oxid dusíka (V).
Oxid dusnatý NO úplne absorbuje ozón:
2NO + 03 = N205.
Oxid dusnatý (IV) NO2 pri reakcii s ozónom tiež uvoľňuje kyslík:
2N02 + O3 = N205 + O2.
3. Reakcie s vodou. NO oxid nereaguje s vodou. Oxid NO2 tvorí s vodou dve kyseliny - dusičnú (oxidačný stupeň dusíka +5) a dusičnú (oxidačný stupeň dusíka +3). V prítomnosti kyslíka sa oxid NO2 úplne premení na kyselinu dusičnú:
2NO2 + H2O = HNO3 + HNO2,
4N02 + 02 + 2H20 = 4HN03.
4. Reakcie s kyselinami. Žiadny z oxidov - NO alebo NO2 - nereaguje s kyselinami.
5. Reakcie s alkáliami. Oba oxidy dusíka reagujú s alkáliami.
NO oxid tvorí s alkáliou soľ kyseliny dusnej, oxidu dusnatého (I) a dusíka:
10NO + 6NaOH = 6NaN02 + N20 + N2 + 3H20.
Oxid NO2 tvorí soli dvoch kyselín s alkáliami - dusičnou a dusičnou:
2NO2 + 2NaOH = NaNO3 + NaNO2 + H2O.
Vráťme sa k našej záhade oxidačných stavov. Pri prechode kyslíkových zlúčenín dusíka zo stavu „plyn“, kde sa môžete voľne pohybovať, do stavu „vodného roztoku“, kde je väčší zhon, kde prekvitá kolektivizmus, kde existujú a aktívne pôsobia polárne molekuly vody, nikto nedovolí, aby bola molekula, atóm alebo ión sám, dôjde k „zmene orientácie“. Sú to nepárne oxidačné stavy, ktoré sa stávajú stabilnými, ako sa hodí na prvok z nepárnej skupiny. (Stabilná je však relatívne. Kyselina dusitá môže napríklad existovať len v roztoku, inak sa rozkladá. Ale kyseliny formálne zodpovedajúce oxidom dusíka (II) a (IV) vôbec neexistujú. Všetko je známe porovnaním. )
Zaujímavosťou je, že s alkáliami nereaguje len zreteľne kyslý oxid NO2, ale aj NO, ktorý je vlastnosťami a stupňom oxidácie nekyslý a získavajú sa zlúčeniny iných oxidačných stavov - nepárne! Tajomstvo? Kompletná kyselina, molekulárna štruktúra a príprava.
Experimentálne bolo dokázané, že v molekule kyseliny dusičnej medzi dvoma atómami kyslíka a atómom dusíka sú dve chemické väzby absolútne identické - jeden a pol väzby. Oxidačný stav dusíka je +5 a valencia je IV.
Fyzikálne vlastnosti
Kyselina dusičná HNO3 vo svojej čistej forme je bezfarebná kvapalina s ostrým dusivým zápachom, neobmedzene rozpustná vo vode; t°pl.= -41°C; t°varu = 82,6 °C, r = 1,52 g/cm3. V malom množstve vzniká pri výbojoch blesku a je prítomný v dažďovej vode.
Pod vplyvom svetla sa kyselina dusičná čiastočne rozkladá s uvoľňovaním NO2 a vďaka tomu získava svetlohnedú farbu:
N2 + O2 bleskové elektrické výboje→ 2NO
2NO + O2 → 2NO2
4HNO3 svetlo → 4NO2 (hnedý plyn) + 2H2O + O2
Vysoko koncentrovaná kyselina dusičná uvoľňuje do vzduchu plyny, ktoré sa v uzavretej fľaši detegujú ako hnedé výpary (oxidy dusíka). Tieto plyny sú veľmi jedovaté, preto si treba dávať pozor, aby ste ich nevdýchli. Kyselina dusičná oxiduje mnohé organické látky. Papier a látky sa ničia v dôsledku oxidácie látok, ktoré tvoria tieto materiály. Koncentrovaná kyselina dusičná spôsobuje pri dlhšom kontakte ťažké popáleniny a pri krátkom kontakte niekoľkodňové zožltnutie pokožky. Zožltnutie kože indikuje deštrukciu proteínu a uvoľňovanie síry (kvalitatívne reakcie na koncentrovanú kyselinu dusičnú – žlté sfarbenie v dôsledku uvoľňovania elementárnej síry pri pôsobení kyseliny na proteín – xantoproteínová reakcia). To znamená, že ide o spálenie kože. Aby ste predišli popáleninám, mali by ste pracovať s koncentrovanou kyselinou dusičnou a nosiť gumené rukavice.
Potvrdenie
1. Laboratórna metóda
KNO3 + H2SO4 (konc) → KHSO4 + HNO3 (pri zahrievaní)
2. Priemyselná metóda
Vykonáva sa v troch etapách:
a) Oxidácia amoniaku na platinovom katalyzátore na NO
4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O (Podmienky: katalyzátor – Pt, t = 500˚С)
b) Oxidácia NO na NO2 vzdušným kyslíkom
2NO + O2 → 2NO2
c) Absorpcia NO2 vodou v prítomnosti prebytku kyslíka
4NO2 + O2 + 2H2O ↔ 4HNO3 a 3NO2 + H2O ↔ 2HNO3+NO (bez prebytku kyslíka)
Aplikácia
