Азотен оксид
Азотният оксид е бинарно неорганично съединение с формула . Представлява безцветен газ с остра миризма, практически неразтворим и нереагиращ с водата, но силно разтворим в CS2, H2SO4 и етанол.[2] Съединението е неутрален оксид.[3] В индустриалната химия е част от производството на азотна киселина и амоняк.
| Азотен оксид | |
| Имена | |
|---|---|
| По IUPAC | Азотен(II) оксид |
| Свойства | |
| Формула | NO |
| Моларна маса | 29,998 u[1] |
| Външен вид | безцветен газ |
| Точка на топене | -164 °C |
| Точка на кипене | -152 °C |
| Парно налягане | 3 470 000 Pa (20 °C) |
| Диполен момент | 0,15 D |
| Термохимия | |
| Стандартна енталпия на образуване | 81 kJ/mol |
| Опасности | |
| Основни опасности |    |
| NFPA 704 |  0
3
0
OX
|
| Идентификатори | |
| CAS номер | 10102-43-9 |
| PubChem | 145068 |
| ChemSpider | 127983 |
| Номер на ООН | 1660 |
| DrugBank | 00435 |
| KEGG | D00074 |
| MeSH | D009569 |
| ChEBI | 16480 |
| ChEMBL | CHEMBL1200689 |
| RTECS | QX0525000 |
| ATC | R07AX01 |
| SMILES | [N]=O |
| InChI | 1S/NO/c1-2 |
| InChI ключ | MWUXSHHQAYIFBG-UHFFFAOYSA-N |
| UNII | 31C4KY9ESH |
| Gmelin | 451 |
| Данните са при стандартно състояние на материалите (25 °C, 100 kPa), освен ако не е указано друго. | |
| Азотен оксид в Общомедия | |
Физични и химични свойства редактиране
Строеж редактиране
Азотният оксид е най-простото[4] съединение с нечетен брой електрони, което е мономер като газ, и термично стабилно, въпреки положителната енергия на Гибс. Съединението е парамагнитно, което се определя от несдвоения електрон на една молекулните орбитали: . В течно и твърдо състояние димеризира. Доказано е наличието на цис-, който е по-стабилен, и транс-N2O2, който е червен и се получава в Люисови киселини като BCl3, TiCl4, SO2 или HCl.[5]
![{\displaystyle KK[(\sigma _{s}^{2})(\pi 2_{x})(\pi _{y}^{2})(\sigma _{n}^{2})(\pi _{x}^{\star 1})]}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/8588c067368de4608bb214975c73b748be58b731)
При 1100 – 1200 °C се разпада на съставящите го елементи. При високо налягане и 50 °C се диспропорционира:
Йонизационната енергия на единичния електрон от молекулната орбитала е сравнително ниска – 809,6 kJ/mol. Това позволява образуването на нитрозилен катион при реакции с халогените, халогениди, някои силни киселини и други неорганични съединения:[3][4]
(с примеси от XeF4)
Окисление и редукция редактиране
Азотният оксид лесно се окислява от кислорода във въздуха, като реакцията се забавя при повишена температура:
Със силни окислители азотът повишава степента си на окисление до +5:
В зависимост от редуктора, азотният оксид може да се редуцира до N2O, N2, NH2OH, NH3.
Координационна химия редактиране
Азотният оксид лесно реагира със съединения на преходните метали, като образува нитрозилкомплекси. Заместват се лиганди от вътрешната координационна сфера:
![{\displaystyle {\ce {[Fe(H2O)6]^2+ + NO -> [Fe(H2O)5NO]^2+ + H2O}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/0ef585c3aac13236e0b6c1f751780a70ef70f7bd)
Нитрозилкомплексите са тъмно оцветени и се разлагат при нагряване.[3] Предполага се, че могат да се използват като катализатори.
Производство редактиране
Лабораторно азотен оксид се получава при реакции на алкални нитрити:[4]
Екология редактиране
Азотният оксид се отделя при изгарянето на горива и е постоянен замърсител на атмосферата.[3] Той се окислява от O2 във въздуха до NO2, който причинява киселинни дъждове.
Източници редактиране
- ↑ nitric oxide // PubChem. Посетен на 18 ноември 2016 г. (на английски)
- ↑ Лидин, Р. Неорганическая химия в реакциях. Москва, Дрофа, 2007. ISBN 978-5-358-01303-2. с. 336 – 337.
- ↑ а б в г Киркова, Елена. Химия на елементите и техните съедиденения. София, Университетско издателство „Св. Климент Охридски“, 2013. ISBN 978-954-07-3504-7. с. 273 – 276.
- ↑ а б в Greenwood, N., Earnshaw, A. Chemistry of the Elements. Oxford, Butterworth-Heinemann, 1998. ISBN 0-7506-3365-4. с. 445 – 454.
- ↑ Bruce King, R. Encyclopedia of Inorganic Chemistry [10 Volumes]. Wiley, 2005. ISBN 9780470860786. с. 31 – 33.