Азотен оксид

химично съединение

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.

Физични и химични свойстваРедактиране

СтроежРедактиране

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]

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 редукцияРедактиране

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 химияРедактиране

Азотният оксид лесно реагира със съединения на преходните метали, като образува нитрозилкомплекси. Заместват се лиганди от вътрешната координационна сфера:

 

Нитрозилкомплексите са тъмно оцветени и се разлагат при нагряване.[3] Предполага се, че могат да се използват като катализатори.

ПроизводствоРедактиране

Лабораторно азотен оксид се получава при реакции на алкални нитрити:[4]

 

 

ЕкологияРедактиране

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.

ИзточнициРедактиране

  1. nitric oxide. PubChem. Посетен на 18 ноември 2016 г. (на английски)
  2. Лидин, Р.. Неорганическая химия в реакциях. Москва, Дрофа, 2007. ISBN 978-5-358-01303-2. с. 336 – 337.
  3. 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.
  4. а б в Greenwood, N., Earnshaw, A.. Chemistry of the Elements. Oxford, Butterworth-Heinemann, 1998. ISBN 0-7506-3365-4. с. 445 – 454.
  5. Bruce King, R.. Encyclopedia of Inorganic Chemistry [10 Volumes]. Wiley, 2005. ISBN 9780470860786. с. 31 – 33.