Введение

Если внимательно взглянуть на азот в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева, то можно заметить, что он имеет переменную валентность. Это значит, что азот образует сразу несколько бинарных соединений с кислородом. Некоторые из них были открыты недавно, а некоторые - изучены вдоль и поперек. Существуют малостабильные и устойчивые оксиды азота. Химические свойства каждого из этих веществ совершенно разные, поэтому при их изучении нужно рассматривать как минимум пять оксидов азота. Вот о них и пойдет речь в сегодняшней статье.

Оксид азота (I)

Формула - N 2 O. Иногда его могут называть оксонитридом азота, оксидом диазота, закисью азота или веселящим газом.

Свойства

В обычных условиях представлен бесцветным газом, имеющим сладковатый запах. Его могут растворять вода, этанол, эфир и серная кислота. Если газобразный оксид одновалентного азота нагреть до комнатной температуры под давлением 40 атмосфер, то он сгущается до бесцветной жидкости. Это несолеобразующий оксид, разлагающийся во время нагревания и показывающий себя в реакциях как восстановитель.

Получение

Этот оксид образуется, когда нагревают сухой Другой способ его получения - термическое разложение смеси "сульфаминовая + азотная кислота".

Применение

Используется в качестве средства для ингаляционного наркоза, пищевая промышленность знает этот оксид как добавку E942. С его помощью также улучшают технические характеристики двигателей внутреннего сгорания.

Оксид азота (II)

Формула - NO. Встречается под названиями монооксида азота, окиси азота и нитрозил-радикала

Свойства

При нормальных условиях имеет вид бесцветного газа, который плохо растворяется в воде. Его трудно сжижить, однако в твердом и жидком состояниях это вещество имеет голубой цвет. Данный оксид может окисляться кислородом воздуха

Получение

Его довольно просто получить, для этого нужно нагреть до 1200-1300 о С смесь азота и кислорода. В лабораторных условиях он образуется сразу при нескольким опытах:

• Реакция меди и 30%-ного раствора азотной кислоты.
• Взаимодействие нитрита натрия и соляной кислоты.
• Реакция азотистой и иодоводородной кислот.

Применение

Это одно из веществ, из которых получают азотную кислоту.

Оксид азота (III)

Формула - N 2 O 3 . Также его могут называть азотистым ангидридом и сесквиоксидом азота.

Свойства

В нормальных условиях является жидкостью, которая имеет синий цвет, а в стандартных - бесцветным газом. Чистый оксид существует только в твердом агрегатном состоянии.

Получение

Образуется при взаимодействии 50%-ной азотной кислоты и твердого оксида трехвалентного мышьяка (его также можно заменить крахмалом).

Применение

С помощью этого вещества в лабораториях получают и ее соли.

Оксид азота (IV)

Формула - NO 2 . Также его могут называть диоксидом азота или бурым газом.

Свойства

Последнее название соответствует одному из его свойств. Ведь этот оксид имеет вид или красно-бурого газа или желтоватой жидкости. Ему присуща высокая химическая активность.

Получение

Данный оксид получают при взаимодействии азотной кислоты и меди, а также во время термического разложения нитрата свинца.

Применение

С помощью него производят серную и азотную кислоты, окисляют жидкое и смесевые

Оксид азота (V)

Формула - N 2 O 5 . Может встречаться под названиями пентаоксида диазота, нитрата нитроила или азотного ангидрида.

Свойства

Имеет вид бецветных и очень летучих кристаллов. Они могут плавиться при температуре 32,3 о С.

Получение

Этот оксид образуется при нескольких реакциях:

• Дегидрация азотной кислоты оксидом пятивалентного фосфора.
• Пропускание сухого хлора над
• Взаимодействие озона с оксидом четырехвалентного азота.

Применение

Из-за своей крайней неустойчивости в чистом виде нигде не используется.

Заключение

В химии существует девять оксидов азота, приведенные выше являются только классическими соединениями этого элемента. Остальные четыре - это, как уже было сказано, нестабильные вещества. Однако их все объединяет одно свойство - высокая токсичность. Выбросы оксидов азота в атмосферу приводят к ухудшению состояния здоровья живущих поблизости от промышленных химических предприятий людей. Симптомы отравления каким-либо из этих веществ - токсический отек легких, нарушение работы центральной нервной системы и поражение крови, причина которого - связывание гемоглобина. Поэтому с оксидами азота необходимо осторожно обращаться и в большинстве случаев использовать средства защиты.

Эта статья описывает оксиды азота как химические соединения; об образовании и способах сокращения выбросов оксидов азота при горении см. NOx (оксиды азота) .

Окси́ды азо́та - неорганические бинарные соединения азота с кислородом .

Энциклопедичный YouTube

1 / 3

Опыты по химии. Получение оксида азота (II); окисление его кислородом

Закись азота

О пользе оксида азота в организме. Найтворкс

Субтитры

Список оксидов

Известны 10 соединений азота с кислородом. Кроме пяти классических оксидов азота - закиси азота N 2 O, окиси азота NO, оксида азота(III) N 2 O 3 , диоксида азота NO 2 и оксида азота(V) N 2 O 5 - известны также димер диоксида азота N 2 O 4 и 4 малостабильных соединения: нитрозилазид NON 3 , нитрилазид NO 2 N 3 , тринитрамид N(NO 2) 3 и нитратный радикал NO 3 .

N 2 O

Несолеобразующий оксид. При нагревании разлагается на азот и кислород . При высоких концентрациях N 2 O возбуждает нервную систему («веселящий газ »). В медицине N 2 O применяют как слабое средство для наркоза , токсичен. Также N 2 O называют закисью азота. Закись азота иногда используется для улучшения технических характеристик двигателей внутреннего сгорания. В случае автомобильных применений вещество, содержащее закись азота, и горючее впрыскиваются во впускной (всасывающий) коллектор двигателя, что приводит к следующим результатам:

• снижает температуру всасываемого в двигатель воздуха, обеспечивая плотный поступающий заряд смеси;
• увеличивает содержание кислорода в поступающем заряде;
• повышает скорость (интенсивность) сгорания в цилиндрах двигателя.

NO

Оксид азота NO (монооксид азота ) - бесцветный газ, незначительно растворим в воде. Не взаимодействует с водой, растворами кислот и щелочей. Оксид азота(II) - очень реакционное соединение, может вступать в реакции присоединения с рядом солей (нитрозосоли), с галогенами (напр., нитрозилхлорид NOCl), органическими соединениями. При обычной температуре NO соединяется с кислородом с образованием NO 2 . Оксид NO получают каталитическим окислением аммиака при производстве азотной кислоты .

N 2 O 3 (III)

Оксид N 2 O 3 (триоксид диазота, азотистый ангидрид ) - темно-синяя жидкость, неустойчивая при обычных условиях, взаимодействует с водой, образуя азотистую кислоту HNO 2 .

NO 2 (IV)

Оксид азота NO 2 (диоксид азота ) - бурый газ, токсичен, тяжелее воздуха, легко сжижается. При комнатной температуре NO 2 находится в смеси с его бесцветным димером N 2 O 4 , приблизительно 1:1. Взаимодействует с водой:

2 N O 2 + H 2 O → H N O 3 + H N O 2 {\displaystyle {\mathsf {2NO_{2}+H_{2}O\rightarrow HNO_{3}+HNO_{2}}}}

и растворами щелочей:

2 N O 2 + 2 N a O H → N a N O 3 + N a N O 2 + H 2 O {\displaystyle {\mathsf {2NO_{2}+2NaOH\rightarrow NaNO_{3}+NaNO_{2}+H_{2}O}}}

Сильный окислитель. Многие вещества (

Оксиды и гидроксиды азота

ТАЙНА СТЕПЕНЕЙ ОКИСЛЕНИЯ

Азот образует ряд оксидов, формально отвечающих всем возможным степеням окисления от +1 до +5: N 2 O, NО, N 2 O 3 , NO 2 , N 2 O 5 , однако всего два из них - оксид азота(II) и оксид азота(IV) - не только устойчивы при обычных условиях, но и активно задействованы в природном и промышленном круговоротах азота. Поэтому мы займемся изучением именно их свойств (в сравнении). Начнем, как обычно, со строения молекул.

Cтроение молекул оксидов азота

Молекула NO. Строение предположить достаточно просто: у кислорода два неспаренных электрона, у азота три – образуется двойная связь и один неспаренный электрон в остатке... Непросто ответить на вопрос, почему такая «нестандартная» молекула устойчива. Кстати, стоит заметить, что устойчивые свободные радикалы – молекулы с неспаренными электронами – в природе достаточно редки. Можно предположить, что молекулы NO будут спариваться и образовывать удвоенную, или димерную, молекулу ONNO. Таким образом удается решить проблему неспаренного электрона.
Молекула NO 2 . Казалось бы, чего проще – к молекуле NО по неспаренному электрону присоединился атом кислорода. (На самом деле присоединяется не атом, а молекула, и не к NО, а к димеру ОNNO. Поэтому-то и уменьшается скорость присоединения с повышением температуры – димер разваливается на половинки.) И теперь уже у кислорода появился неспаренный электрон – молекула оксида азота(IV) тоже свободный радикал. Однако известно, что при соединении двух молекул NО 2 и образовании молекулы N 2 O 4 связь осуществляется через атомы азота, значит, именно у азота и должен бы быть этот самый неспаренный электрон. Как это можно осуществить?
Ответ нетрадиционен, но вполне в «характере» азота – донорно-акцепторная связь. Используя логику, рассмотрим электроны, которые есть у атома азота в молекуле NО. Это неспаренный электрон, свободная пара электронов и еще два электрона на связи с кислородом – всего пять. А у атома кислорода, «выходящего на связь», шесть электронов на четырех орбиталях. Если расположить их по два, то одна орбиталь останется свободной. Вот именно ее и занимает пара электронов атома азота, а неспаренный электрон в этой связи оказывается совершенно ни при чем (рис. 1, 2).
Стоит упомянуть еще один момент – раз пара электронов, находящаяся на s -орбитали, «пошла на связь», она была просто обязана подвергнуться гибридизации – очень сложно предложить второму атому в общее пользование пару электронов, равномерно распределенную по поверхности первого атома. Возникает вопрос: какой тип гибридизации использует атом? Ответ: три электронные орбитали азота находятся в состоянии sp 2 -гибридизации. Молекула NO 2 угловая, угол 134° (угол больше 120° потому, что один электрон отталкивает от себя электроны связи слабее, чем пара электронов) (рис. 3–5).

Физические свойства оксидов азота

Оксид азота(II) NO. Кристаллическая решетка молекулярная; молекула легкая, слабополярная (электроотрицательность кислорода выше, чем у азота, но не намного). Можно предположить, что температуры плавления и кипения будут низкими, но выше, чем у азота, т. к. какая-никакая полярность молекулы дает возможность подключать электростатические силы притяжения к просто межмолекулярным силам. Образование димера тоже способствует повышению температуры кипения, утяжеляя молекулу. Строение молекулы позволяет предположить и невысокую растворимость в воде – растворителе заметно более полярном, чем NO. Отдельно стоит подчеркнуть, что оксид азота(II) не имеет ни цвета, ни запаха.

Оксид азота(IV) NO 2 . Кристаллическая решетка тоже молекулярная, однако поскольку сама молекула тяжелее NO и склонность к димеризации у нее заметно выше, то плавиться и кипеть это вещество должно при заметно более высоких температурах. Температура кипения составляет 21 °С, поэтому при обычных условиях – 20 °С и 760 мм рт. ст. – оксид азота(IV) жидкий.
Теперь займемся растворимостью. Вспомним, что под словом «растворимость» могут подразумеваться и химические реакции с водой; главное, чтобы растворитель поглотил растворяемое. При реакции оксидов с водой, как известно, получаются гидроксиды – формально это просто гидратированные оксиды, но реальность зачастую преподносит массу интересного и совсем неформального. Вот и этот оксид азота в воде растворяется, одновременно с ней реагируя, и получается при этом сразу две кислоты!

Отметим, что оксид азота(IV) имеет и характерный резкий запах, и рыжевато-бурый цвет, оттенки которого отличаются друг от друга в зависимости от концентрации. Именно за этот цвет выбросы оксидов азота в атмосферу называют «лисьими хвостами».
Вы спросите: а где же тайна? Первая часть тайны степеней окисления перед вами: почему у элемента пятой (нечетной) группы устойчивы оксиды с четными степенями окисления? (При этом еще и свободные радикалы!) В наиболее общем смысле ответ очевиден – раз устойчивы, значит, им так выгодно. Энергетически. А почему? Видимо, дело в специфике строения атомов азота и кислорода – у них слишком много электронов и слишком мало орбиталей. Именно «орбитальные возможности» диктуют свои правила, устанавливают такие «энергетические выгоды». Тогда цифры «два» и «четыре» становятся понятными: двух электронов не хватает кислороду до восьми и у обоих атомов только по четыре орбитали.
А еще можно сказать, что NO просто... ждет молекулу кислорода, чтобы превратиться в NО 2 . Используя метафору, отметим, что «смысл жизни» многих атомов – стремление найти себе «партнера по жизни» – атом или атомы другого элемента. Хотя есть, конечно, и «убежденные холостяки» типа золота.

Химические свойства оксидов азота

1. Реакции с металлами. Поскольку атом азота в положительных степенях окисления является окислителем, причем чем выше степень окисления, тем сильнее способность отбирать электроны у других атомов, то с металлами – по сути своей восстановителями – оксиды азота будут реагировать. Продукты при этом могут получаться совсем разные, в зависимости от условий реакции и самого металла. Например, раскаленной меди все оксиды азота отдают кислород, а сами превращаются в простое вещество азот:

По количеству образовавшихся оксида меди и азота можно установить, какой именно из оксидов азота реагировал с медью.

2. Реакции с неметаллами. В первую очередь рассмотрим реакции с кислородом. Здесь между оксидами наблюдается различие, и весьма существенное.
Оксид NO реагирует с кислородом с образованием оксида азота(IV). Реакция обратимая. Причем с повышением температуры скорость этой реакции уменьшается:

2NO + O 2 = 2NO 2 .

Оксид NO 2 с кислородом вообще не реагирует.
Озон переводит оба оксида в оксид азота(V).
Оксид азота(II) NO присоединяет озон полностью:

2NO + O 3 = N 2 O 5 .

Оксид азота(IV) NO 2 в реакции с озоном выделяет еще и кислород:

2NO 2 + O 3 = N 2 O 5 + O 2 .

3. Реакции с водой . Оксид NO с водой не реагирует. Оксид NO 2 с водой образует две кислоты – азотную (степень окисления азота +5) и азотистую (степень окисления азота +3). В присутствии кислорода оксид NO 2 целиком переходит в азотную кислоту:

2NO 2 + Н 2 O = НNО 3 + НNO 2 ,
4NO 2 + O 2 + 2Н 2 О = 4НNО 3 .

4. Реакции c кислотами. Ни один из оксидов – NO или NO 2 – не реагирует с кислотами.
5. Реакции со щелочами . Оба оксида азота реагируют со щелочами.

Оксид NO образует с щелочью соль азотистой кислоты, оксид азота(I) и азот:

10NO + 6NaOH = 6NaNO 2 + N 2 O + N 2 + 3H 2 O.

Оксид NO 2 образует с щелочью соли двух кислот – азотной и азотистой:

2NO 2 + 2NaOH = NaNO 3 + NaNO 2 + H 2 O.

Вернемся к нашей тайне степеней окисления. При переходе кислородных соединений азота из состояния «газ», где свободно можно двигаться, в состояние «водный раствор», где больше толкотни, где процветает коллективизм, где существуют и активно действуют полярные молекулы воды, никто уже не позволит молекуле, атому или иону быть в одиночестве, происходит «смена ориентации». Устойчивыми становятся как раз нечетные степени окисления, как и положено элементу из нечетной группы. (Устойчивыми, правда, относительно. Азотистая кислота, например, может существовать только в растворе, иначе она разлагается. Но кислот, формально соответствующих оксидам азота(II) и (IV), вообще не существует. Все познается в сравнении.)
Интересно, что со щелочами реагирует не только явно кислотный оксид NO 2 , но и NО – по свойствам и степени окисления некислотный, при этом получаются соединения других степеней окисления – нечетных! Тайна? Вполне!

Строение молекулы гидроксида азота(V) – азотной кислоты

Из гидроксидов азота мы рассмотрим один, но наиболее многотоннажный – азотную кислоту.
Молекула азотной кислоты полярна (в первую очередь из-за разной электроотрицательности кислорода и водорода, потому что азот как бы скрыт внутри молекулы) и асимметрична. Все три имеющихся в ней угла между связями азота с кислородом разные. Формальная степень окисления азота высшая, т. е. +5. Но при этом только четыре связи у атома азота с другими атомами – валентность азота равна четырем. Еще одна тайна.
Понятно, как может получиться так, что валентность атома численно больше его степени окисления . Для этого достаточно образовать в молекуле связь между одинаковыми атомами. Например, в пероксиде водорода у кислорода валентность два, а степень окисления только –1. Общую электронную пару связи с водородом кислороду удалось подтянуть к себе поближе, а пара связи двух атомов кислорода так и находится строго посередине. Но как сделать так, чтобы валентность атома была меньше степени окисления ?
Давайте подумаем: а как вообще устроена молекула азотной кислоты? Строение молекулы легче понять, если рассмотреть процесс ее получения. Азотная кислота получается при реакции оксида азота(IV) с водой (в присутствии кислорода): две молекулы NO 2 одновременно «атакуют» молекулу воды своими неспаренными электронами, в результате связь водорода с кислородом разрывается не как обычно (пара электронов у кислорода и «голый протон»), а «по-честному» – одной молекуле NO 2 достается водород со своим электроном, другой – радикал ОН (рис. 6). Образуются две кислоты: обе кислоты сильные, обе быстро отдают свой протон ближайшим молекулам воды и остаются в итоге в виде ионов и . Ион нестоек, две молекулы НNО 2 разлагаются на воду, NО 2 и NО. Оксид NO реагирует с кислородом, превращаясь в NО 2 , и так до тех пор, пока не получится одна только азотная кислота.

Формально выходит, что с одним атомом кислорода атом азота связан двойной связью, а с другим – обычной одинарной связью (этот атом кислорода связан еще и с атомом водорода). С третьим атомом кислорода азот в HNO 3 связан донорно-акцепторной связью, причем в качестве донора выступает атом азота. Гибридизация атома азота при этом должна быть sр 2 из-за наличия двойной связи, что определяет структуру – плоский треугольник. Реально получается, что действительно фрагмент из атома азота и трех атомов кислорода – плоский треугольник, только в молекуле азотной кислоты этот треугольник неправильный – все три угла ОNО разные, следовательно, и разные стороны треугольника. Когда же молекула диссоциирует, треугольник становится правильным, равносторонним. Значит, и атомы кислорода в нем становятся равноценными! Одинаковыми становятся и все связи (двойная связь короче одинарной). Каким образом?
Давайте рассуждать. sр 2 -Гибридизация атома азота принуждает к такому же типу гибридизации и атомы кислорода. Получается плоская структура, поперек которой расположены не участвующие в гибридизации р-орбитали, имеющиеся у всех четырех атомов.
Теперь разберемся с общим количеством валентных электронов: ион содержит пять электронов азота, по шесть у трех атомов кислорода и еще один, придающий заряд иону в целом, итого двадцать четыре. Из них шесть электронов требуется для образования трех одинарных связей, двенадцать электронов расположены по периметру молекулы на гибридных орбиталях (по две электронные пары у каждого атома кислорода), остается шесть электронов на четыре те самые р -орбитали, не участвующие в гибридизации. Единственное возможное в данном случае разумное объяснение – это обобществление всеми атомами своих электронов в единое электронное облако (рис. 7). Этому способствуют малые радиусы атомов и малые межатомные расстояния. А симметрия обычно энергетически выгодна и поэтому повышает устойчивость конструкции в целом. Это не единственный случай обобществления электронов несколькими атомами, похожее «коллективное электронное хозяйство» встречается в органической химии, например в ароматических соединениях.

Вернемся, однако, к предсказаниям свойств азотной кислоты, исходя из представлений о структуре молекулы. Очевидная выгодность пребывания в виде иона объясняет не только высокую степень диссоциации кислоты в водном растворе, но и возможность диссоциации безводной кислоты. И именно диссоциация определяет физические свойства этого вещества.

Физические свойства азотной кислоты

Соединение ионизированное, пусть даже и частично, сложно перевести в газ. Таким образом, температура кипения должна бы быть достаточно высокой, однако при такой небольшой молекулярной массе (и из-за высокой подвижности) температура плавления высокой быть не должна. Следовательно, агрегатное состояние при 20 °С – жидкое.
Что касается растворимости в воде, то, как и многие другие полярные жидкости, азотная кислота легко смешивается с водой в любых соотношениях.
Чистая азотная кислота бесцветна и не имеет запаха. Однако из-за разложения на кислород и оксид азота(IV), который в ней же и растворяется, можно сказать, что обычная концентрированная азотная кислота имеет желтобурый цвет и характерный для NO 2 резкий запах.
Посмотрим, как влияет строение молекулы азотной кислоты на ее химические свойства.

Химические свойства азотной кислоты

Главное, что мы должны отметить, – наличие высшей степени окисления атома азота ограничивает свойства азотной кислоты, с окислителями она не реагирует. Зато с восстановителями, в первую очередь с металлами, она реагирует нетрадиционно и разнообразно.
1. Реакции с металлами . С металлами азотная кислота реагирует как сильный окислитель даже в разбавленных растворах (в отличие от серной кислоты, проявляющей свои окислительные свойства только в концентрированном виде). Образуется обычно нитрат металла, но вместо водорода выделяются газообразные соединения азота: NО 2 , NО, N 2 O, N 2 или аммиак, который в кислой среде сразу переходит в ион аммония. В принципе при реакции металла с азотной кислотой образуется весь этот «букет» газов, но в зависимости от металла и концентрации кислоты те или иные компоненты будут превалировать.
Так, в лабораторных условиях оксид азота(II) обычно получают при взаимодействии медных стружек с азотной кислотой плотностью 1,2 г/см 3 , т. е. при обработке меди разбавленной кислотой в газообразных продуктах реакции явно превалирует именно этот оксид:

А вот при реакции азотной кислоты той же плотности (а следовательно, и концентрации) с железом содержание оксида азота(II) в смеси составляет только 40% – меньше половины, а остальные 60% равномерно распределены между нитратом аммония, азотом, оксидом азота(I) и оксидом азота(IV) (рис. 8).

Следует отметить такой интересный и жизненно важный факт, что со 100%-й азотной кислотой ни железо, ни алюминий не реагируют (следовательно, ее можно хранить и перевозить в цистернах и других емкостях из этих металлов). Дело в том, что эти металлы покрыты прочными пленками оксидов, нерастворимых в чистой кислоте. Для проявления кислотных свойств нужно, чтобы кислота заметно диссоциировала, а для этого в свою очередь требуется вода.
2. Реакции с неметаллами. С кислородом и озоном азотная кислота не реагирует.
3. Реакция с водой не происходит. Вода лишь способствует диссоциации кислоты.
4. Реакции с кислотами. Азотная кислота не реагирует с другими кислотами по типу реакций обмена или соединения. Однако вполне способна реагировать как сильный окислитель. В смеси концентрированных азотной и соляной кислот протекают обратимые реакции, суть которых можно обобщить уравнением:

Образующийся атомарный хлор очень активен и легко отбирает электроны у атомов металлов, а имеющийся «под боком» хлорид-ион образует устойчивые комплексные ионы с получающимися ионами металлов. Все это позволяет перевести в раствор даже золото. По той причине, что золото – «царь металлов», смесь концентрированных азотной и соляной кислот называют царской водкой.
Концентрированная серная кислота как сильное водоотнимающее средство способствует реакции разложения азотной кислоты на оксид азота(IV) и кислород.
5. Реакции с основаниями и с основными оксидами . Азотная кислота – одна из сильных неорганических кислот и, естественно, со щелочами реагирует. Реагирует она также и с нерастворимыми гидроксидами, и с основными оксидами. Этим реакциям способствует еще и то обстоятельство, что все соли азотной кислоты имеют хорошую растворимость в воде, следовательно, продукты реакции не будут мешать ее протеканию.

Физические свойства соединений NO, NO 2 и HNO 3 в цифрах

Оксид азота(II ) NO. Молярная масса 30 г/моль. Температура плавления равна –164 °С, температура кипения –154 °С. Плотность газообразного NО при нормальных условиях (0 °С, 1 атм) 1,3402 г/л. Растворимость при атмосферном давлении и 20 °С равна 4,7 мл газа NO на 100 г воды.
Оксид азота(IV ) NO 2 . Молярная масса 46 г/моль. Температура плавления –11 °С, температура кипения 21 °С. Плотность газообразного NO 2 при н. у. 1,491 г/л. Растворимость – при условии, что этот оксид сначала реагирует с водой на воздухе, а потом еще и растворяется в получившейся азотной кислоте, – можно считать неограниченной (вплоть до образования 60%-й HNO 3).
Поскольку оксид азота(IV) активно димеризуется (при 140 °С он целиком находится в виде мономера NO 2 , однако при 40 °С мономера остается уже около 30%, а при 20 °С он практически весь переходит в димер N 2 O 4), то физические свойства относятся скорее к димеру, чем к мономеру. Именно этим можно объяснить достаточно высокую температуру кипения (N 2 O 4 достаточно тяжелая молекула). О степени димеризации можно судить по цвету: мономер интенсивно окрашен, а димер бесцветен.
Азотная кислота HNO 3 . Молярная масса 63 г/моль. Температура плавления –41,6 °С, температура кипения 83 °С. Плотность жидкой 100%-й кислоты 1,513 г/см 3 . Растворимость неограниченная, иными словами, кислота и вода смешиваются в любых соотношениях. Стоит отметить, что растворы азотной кислоты кипят при температурах выше температур кипения чистых воды и кислоты. При максимальной температуре (122 °С) кипит 68,4%-й раствор, при этом процентный состав раствора и пара одинаков.
Смеси веществ, для которых состав пара при кипячении соответствует составу жидкости, называют азеотропными или нераздельнокипящими. (Слово «азеотроп» произошло от греч. – киплю, – изменение, – отрицательная приставка.) Для более низких концентраций кислоты характерно увеличение количества воды в паре по сравнению с раствором, что приводит к концентрированию раствора. При более высоких концентрациях, наоборот, состав пара обогащен кислотой.

Химические свойства соединений азота (дополнение)

Как и всякие другие вещества, содержащие атом с промежуточной степенью окисления, оксиды азота(II) и (IV) в отличие от азотной кислоты могут выступать и как окислители, и как восстановители, в зависимости от партнера по реакции. Однако многие из этих реакций «неактуальны» и соответственно слабо изучены.
Из «актуальных» реакций стоит назвать реакцию оксида азота(IV) с оксидом серы(IV) в присутствии воды:

Актуальна эта реакция потому, что присоединение кислорода к оксиду серы(IV) протекает только при высоких температурах и в присутствии катализатора, в то время как присоединение кислорода к оксиду азота(II) происходит при обычных условиях. Таким образом, оксид азота(IV) как бы просто помогает оксиду серы присоединить кислород. Протекает эта реакция при обычных условиях (дополнительного давления в смеси и нагревания не требуется).
Оксид азота(II ) тоже реагирует с оксидом серы(IV), однако при совсем других условиях: или при давлении в 500 атмосфер (!), тогда получаются оксид серы(VI) и азот, или в водном растворе, тогда получаются серная кислота и оксид азота(I).
Оксид азота(I ). Имеет слабый приятный запах и сладковатый вкус. С кислородом, водой, растворами кислот и щелочей не реагирует. Разлагается на элементы при температуре выше 500 °С, иными словами, достаточно устойчив.
Строение молекулы интересное: линейная молекула О=N=N, в которой центральный атом азота четырехвалентен. Он образует две двойные связи: одну – с кислородом по типичной схеме создания ковалентной связи (два электрона азота, два электрона кислорода), другую – с атомом азота (который два из своих трех неспаренных электронов спаривает и образует за счет этого пустую орбиталь), одна из связей – ковалентная, вторая – донорно-акцепторная (рис. 9).

Рис. 9. Молекула оксида азота(I) – N 2 O. (Центральный атом азота четырехвалентен: две связи с атомами азота и кислорода он образует с помощью гибридизованных направленных орбиталей, две другие связи с теми же атомами – с помощью негибридизованных р-орбиталей, причем эти связи находятся в двух взаимно перпендикулярных плоскостях. Поэтому одна изображена как «вид сбоку» (1) – связь с атомом кислорода, а другая – как «вид сверху» (2) – связь между двумя атомами азота.)

Оксид азота(III). Состоит из NО и NO 2 , спаривших свои неспаренные электроны. Начинает разлагаться на соответствующие газы уже при плавлении (–101 °С).
Оксид азота(V). Состоит из двух групп NO 2 , соединенных через кислород. Несколько более устойчивое соединение, чем оксид азота(III), начинает разлагаться при комнатной температуре. Часть связей в нем, естественно, донорно-акцепторные. И никаких «пятивалентных азотов».
К химическим свойствам азотной кислоты следует добавить, что она прекрасно реагирует с неметаллами, которые может окислить. Так, концентрированная азотная кислота реагирует и с серой, и с фосфором, и с углем, образуя при этом серную, фосфорную и угольную кислоты соответственно.
Интересны и важны реакции азотной кислоты с органическими веществами. Например, при замещении трех атомов водорода в толуоле на группы NO 2 образуется тринитротолуол (или просто тол) – взрывчатое вещество.

Экологические свойства оксидов азота и азотной кислоты

Оксид азота(I) относительно инертен, а потому «экологически нейтрален». Однако на человека он оказывает наркотическое действие, начиная от просто веселья (за что он и был прозван «веселящим газом») и заканчивая глубоким сном, что нашло свое применение в медицине. Интересно, что он безвреден, и для медицинского наркоза применяют смесь оксида азота(I) с кислородом в таком же соотношении, что и соотношение азота и кислорода в воздухе. Наркотическое действие снимается сразу после прекращения вдыхания этого газа.
Два других устойчивых оксида азота легко переходят один в другой, затем в кислоты, а затем в анионы и. Таким образом, эти вещества представляют собой естественные минеральные удобрения, правда, если находятся в естественных количествах. В «неестественных» количествах эти газы редко попадают в атмосферу в одиночестве. Как правило, образуется целый «букет» ядовитых соединений, которые действуют комплексно.
Например, всего один завод азотных удобрений выбрасывает в воздух кроме оксидов азота, азотной кислоты, аммиака и пыли от удобрений еще и оксиды серы, соединения фтора, некоторые органические соединения. Ученые выясняют устойчивость различных трав, кустов и деревьев к подобным «букетам». Уже известно, что, к сожалению, ель и сосна неустойчивы и быстро погибают, однако белая акация, канадский тополь, ивы и некоторые другие растения могут существовать в таких условиях, более того, они способствуют удалению из воздуха этих веществ.
Сильное отравление оксидами азота можно получить в основном при авариях на соответствующих производствах. Ответная реакция организма будет разной из-за различия в свойствах этих газов. «Едкий» NО 2 в первую очередь действует на слизистые оболочки носоглотки, глаз, вызывает отек легких; NО, как малорастворимое в воде и не едкое вещество, проходит через легкие и попадает в кровь, вызывая нарушения в центральной и периферийной нервных системах. Оба оксида реагируют с гемоглобином крови, хотя и по-разному, но с одинаковым результатом – гемоглобин перестает переносить кислород.
Экологические свойства азотной кислоты складываются из двух «половинок». Как сильная кислота, она разрушающе действует не только на живые ткани (кожу человека, лист растения), но и на почву, что достаточно актуально – кислотные (из-за присутствия оксидов азота и серы) дожди, увы, не редкость. При попадании кислоты на кожу возникает химический ожог, который болезненнее и заживает значительно дольше, чем термический. Это были основные экологические свойства катиона водорода.
Перейдем к изучению аниона . При действии сильной кислоты на передний план выдвигаются именно кислотные свойства, поэтому свойства аниона лучше рассмотреть на примере солей.
Взаимодействие нитрат-иона с фауной и флорой. Дело в том, что нитрат-ион – неотъемлемая часть круговорота азота в природе, он в ней всегда присутствует. В обычных условиях и в разбавленных растворах устойчив, слабо проявляет окислительные свойства, не осаждает катионы металлов, тем самым способствуя транспортировке этих ионов с раствором в почве, растениях и т. п.
Нитрат-ион становится ядовитым только в больших количествах, нарушающих баланс других веществ. Например, при избытке нитратов в растениях уменьшается количество аскорбиновой кислоты. (Стоит напомнить, что живой организм настолько тонко организован, что любое вещество в больших количествах нарушает равновесие и, следовательно, становится ядовитым.)
Растения и бактерии используют нитраты для построения белков и других необходимых органических соединений. Для этого надо перевести нитрат-ион в ион аммония. Эта реакция катализируется ферментами, содержащими ионы металлов (меди, железа, марганца и др.). Из-за гораздо большей ядовитости аммиака и иона аммония в растениях хорошо отработана и обратная реакция перевода иона аммония в нитрат.
Животные не умеют строить все необходимые им органические соединения из неорганических – отсутствуют соответствующие ферменты. Однако микроорганизмы, живущие в желудке и кишечнике, этими ферментами обладают и могут переводить нитрат-ион в нитрит-ион. Именно нитрит-ион и действует как отравитель, переводя железо в гемоглобине из Fe 2+ в Fe 3+ .
Соединение, содержащее Fe 3+ и называемое метгемоглобином, слишком прочно связывает кислород воздуха, следовательно, не может отдавать его тканям. В результате организм страдает от недостатка кислорода, при этом происходят нарушения в работе мозга, сердца и других органов.
Обычно нитрит-ион образуется не в желудке, а в кишечнике и не успевает перейти в кровь и произвести все эти разрушения. Поэтому отравления нитратами достаточно редки. Существует, правда, и другая опасность: в нашем организме есть много веществ, в которых атомы водорода аммиака замещены на органические радикалы. Такие соединения называют аминами. При реакции аминов с нитрит-ионами образуются нитрозамины – канцерогенные вещества:

Они действуют на печень, способствуют образованию опухолей в легких и почках. Интересно, что активным замедлителем реакции образования нитрозаминов является давно нам знакомая аскорбиновая кислота.

О.Р.ВАЛЕДИНСКАЯ
(МГУ, Москва)

В связи с тем, что в своих соединениях азот проявляет различные валентности, для этого элемента характерно несколько оксидов: оксид диазота, моно-, три-, ди- и пентаоксиды азота. Рассмотрим каждый из них более подробно.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Оксид диазота (веселящий газ, закись азота) представляет собой бесцветный газ, термически устойчивый.

Плохо растворяется в воде. При сильном охлаждении из раствора кристаллизуется кларат N 2 O×5,75H 2 O.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Монооксид азота может существовать как в виде бесцветного газа, так и жидкости голубого цвета.

В твердом состоянии он полностью димеризован (N 2 O 2), в жидком состоянии - частично (≈ 25% N 2 O 2), в газе - в очень малой степени. Чрезвычайно термически устойчив. Плохо растворяется в воде.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Триоксид азота представляет собой термически неустойчивую жидкость синего цвета.

При комнатной температуре на 90% разлагается на NOи NO 2 и окрашивается в бурый цвет (NO 2), не имеет температуры кипения (NO испаряется первым). В твердом состоянии - это белое или голубоватое вещество с ионным строением - нитрит нитрозила (NO +)(NO 2 —). В газе имеет молекулярное строение ON-NO 2 .

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Диоксид азота (лисий хвост) представляет собой бурый газ.

При температуре выше 135 o С - это мономер, при комнатной температуре - красно-бурая смесь NO 2 и его димера (тетраоксида диазота) N 2 O 4 . В жидком состоянии димер бесцветен, в твердом состоянии белый. Хорошо растворяется в холодной воде (насыщенный раствор - ярко-зеленый), полностью реагируя с ней.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Пентаоксид азота (азотный ангидрид) представляет собой белое твердое вещество, бесцветные газ и жидкость.

При нагревании возгоняется и плавится, при комнатной температуре разлагается за 10 часов. В твердом состоянии имеет ионное строение (NO 2 +)(NO 3 —) - нитрат нитроила.

Таблица 1. Физические свойства оксидов азота.

Получение оксида азота

В лабораторных условиях оксид диазота получают путем осторожного нагревания сухого нитрата аммония (1) или нагреванием смеси сульфаминовой и азотной (73%-ная) кислот (2):

NH 4 NO 3 = N 2 O + 2H 2 O (1);

NH 2 SO 2 OH + HNO 3 = N 2 O + H 2 SO 4 + H 2 O (2).

Монооксид азота получают взаимодействием простых веществ азота и кислорода при высоких температурах (≈1300 o С):

N 2 + O 2 = 2NO.

Кроме этого оксид азота (II) является одним из продуктов реакции растворения меди в разбавленной азотной кислоте:

3Cu + 8HNO 3 = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O.

При охлаждении смеси газов, состоящей из оксидов азота (II) и (IV) до -36 o С образуется триоксид азота:

NO + NO 2 = N 2 O 3 .

Данное соединение можно получить при действии 50%-ной азотной кислоты на оксид мышьяка (III) (3) или крахмал (4):

2HNO 3 + As 2 O 3 = NO 2 + NO + 2HAsO 3 (3);

HNO 3 + (C 6 H 10 O 5) n = 6nNO + 6nNO 2 + 6nCO 2 + 11nH 2 O (4).

Термическое разложение нитрата свинца (II) приводит к образованию диоксидазота:

2Pb(NO 3) 2 = 2PbO + 4NO 2 + O 2 .

Это же соединение образуется при растворении меди в концентрированной азотной кислоте:

Cu + 4HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O.

Пентаоксид азота получают путем пропускания сухого хлора над сухим нитратом серебра (5), а также по реакции взаимодействия между оксидом азота (IV) и озоном (6):

2Cl 2 + 4AgNO 3 = 2N 2 O 5 + 4AgCl + O 2 (5);

2NO 2 + O 3 = N 2 O 5 + O 2 (6).

Химические свойства оксида азота

Оксид диазота малореакционноспособный, не реагирует с разбавленными кислотами, щелочами, гидратом аммиака, кислородом. При нагревании реагирует с колнцентрированной серной кислотой, водородом, металлами, аммиаком. Поддерживает горение углерода и фосфора. В ОВР может проявлять свойства как слабого окислителя, так и слабого восстановителя.

Монооксид азота не реагирует с водой, разбавленными кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Мгновенно присоединяет кислород. При нагревании реагирует с галогенами и другими неметаллами, сильными окислителями и восстановителями. Вступает в реакции комплексообразования.

Триоксид азота проявляет кислотные свойства, реагирует с водой, щелочами, гидратом аммиака. Энергично реагирует с кислородом и озоном, окисляет металлы.

Диоксид азота реагирует с водой и щелочами. В ОВР проявляет свойства сильного окислителя. Вызывает коррозию металлов.

Пентаоксид азота проявляет кислотные свойства, реагирует с водой, щелочами, гидратом аммиака. Является очень сильным окислителем.

Применение оксида азота

Оксид диазота используют в пищевой промышленности (пропеллент при изготовлении взбитых сливок), медицине (для ингаляционного наркоза), а также в качестве основного компонента ракетного топлива.

Триоксид и диоксид азота применяются в неорганическом синтезе для получения азотной и серной кислот. Оксид азота (IV) также нашел применение в качестве одного из компонентов ракетного топлива и смесевых взрывчатых веществ.

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

Задание	Оксид азота содержит 63,2% кислорода. Какова формула оксида.
Решение	Массовая доля элемента Х в молекуле состава НХ рассчитывается по следующей формуле: ω (Х) = n × Ar (X) / M (HX) × 100%. Вычислим массовую долю азота в оксиде: ω (N) = 100% — ω(O) = 100% — 63,2% = 36,8%. Обозначим количество моль элементов, входящих в состав соединения за «х» (азот) и «у» (кислород). Тогда, мольное отношение будет выглядеть следующим образом (значения относительных атомных масс, взятых из Периодической таблицы Д.И. Менделеева, округлим до целых чисел): x:y = ω(N)/Ar(N) : ω(O)/Ar(O); x:y= 36,8/14: 63,2/16; x:y= 2,6: 3,95 = 1: 2. Значит формула соединения азота и кислорода будет иметь вид NO 2 . Это оксид азота (IV).
Ответ	NO 2

ПРИМЕР 2

Задание	Какие газы тяжелее, а какие легче воздуха и во сколько раз: диоксид углерода, диоксид азота, монооксид углерода, хлор, аммиак?
Решение	Отношение массы данного газа к массе другого газа, взятого в том же объеме, при той же температуре и том же давлении, называется относительной плотностью первого газа по второму. Данная величина показывает, во сколько раз первый газ тяжелее или легче второго газа. Относительную молекулярную массу воздуха принимают равной 29 (с учетом содержания в воздухе азота, кислорода и других газов). Следует отметить, что понятие «относительная молекулярная масса воздуха» употребляется условно, так как воздух - это смесь газов. D air (CO 2) = M r (CO 2) / M r (air); D air (CO 2) = 44 / 29 = 1,52. M r (CO 2) = A r (C) + 2 ×A r (O) = 12 + 2 × 16 = 12 + 32 = 44. D air (NO 2) = M r (NO 2) / M r (air); D air (NO 2) = 46 / 29 = 1,59. M r (NO 2) = A r (N) + 2 ×A r (O) = 14 + 2 × 16 = 14 + 32 = 46. D air (CO) = M r (CO) / M r (air); D air (CO) = 28 / 29 = 0,97. M r (CO) = A r (C) + A r (O) = 12 + 16 = 28. D air (Cl 2) = M r (Cl 2) / M r (air); D air (Cl 2) = 71 / 29 = 2,45. M r (Cl 2) = 2 × A r (Cl) = 2 × 35,5 = 71. D air (NH 3) = M r (NH 3) / M r (air); D air (NH 3) = 17 / 29 = 0,57. M r (NH 3) = A r (N) + 3 ×A r (H) = 14 + 3 ×1 = 17.
Ответ	Диоксид углерода, диоксид азота и хлор тяжелее воздуха соответственно в 1,52; 1,59 и 2,45 раза, а монооксид углерода и аммиак - легче в 0,97 и 0,57 раз.

Оксид азота – химическое соединение группы окисей азота, в котором азот присутствует во II степени окисления. Он имеет один непарный радикальный электрон, следовательно, является нестабильным, имеет высокую реакционную способность и обладает свойствами свободного радикала.

Оксид азота или окись азота, а также известный как монооксид азота представляет собой молекулу с химической формулой NO. Это свободные радикалы, которые является важным промежуточным продуктом химических реакций.

В организмах млекопитающих и человека оксид азота является важной составляющей клеточных сигнальных молекул, участвующих во многих физиологических и патологических процессах. Это мощный вазодилататор с коротким, в несколько секунд, периодом полураспада в крови.

В конце 80-х годов было доказано, что особые ферментные системы организмов способны синтезировать газ оксида азота. Это происходит в результате окисления гуанидиновой группы аминокислоты L-аргинина с одновременным синтезом цитруллина.

Получение оксида азота

В лабораторных условиях получение оксида азота возможно путем проведения реакции разбавленной азотной кислоты с медью или восстановлением азотистой кислоты в виде нитрита натрия или нитрита калия.

Основным природным источником оксида азота являются электрические разряды молний в грозу. Оксид азота является побочным продуктом, возникающим при сгорании веществ в автомобильных двигателях и топлива на электростанциях.

Также получение оксида азота возможно из свободных элементов, для этого необходимо при температуре 1200-1300°C провести соединение азота с кислородом.

Применение оксида азота

Оксид азота используется в медицине для расширения кровеносных сосудов при ишемической болезни сердца путем уменьшения нагрузки на сердце.

Оксид азота используется при неотложной помощи для содействия капиллярному расширению легких для лечения первичной легочной гипертензии у новорожденных, связанной с врожденными дефектами. Терапия оксидом азота значительно повышает качество жизни и, в некоторых случаях, спасает жизнь детей с риском развития заболевания сосудов легких.

Оксид азота также вводится в виде спасительной терапии у больных с острой правожелудочковой недостаточностью, которая является вторичной по отношению к легочной эмболии.

В пищевой промышленности оксид азота известен под названием пищевая добавка Е942 и используется в качестве пропеллента и упаковочного газа.

Свойства оксида азота

Оксид азота – это бесцветный газ с температурой плавления -163,6°С и температурой кипения -151,7°С. Молекулярная формула оксида азота – NO, молярная масса – 30.01 грамм/моль, плотность – 1,3402 г дм, растворимость в воде – 74 см3/дм3, показатель преломления – 1.0002697.

Польза оксида азота

Оксид азота широко применяется в традиционной медицине при различных заболеваниях и оказывает положительное влияние на:

• Систему кровообращения – регуляторные свойства оксида азота оказывают влияние на циркуляцию крови по всему телу, увеличивают диаметр кровеносных сосудов и предотвращают образование тромбов. Он помогает эндотелиальным клеткам контролировать кровеносные сосуды. Оксид азота также повышает уровень кислорода внутри тела, понижает уровень артериального давления и помогает в оптимальном режиме функционировать сердцу;
• Иммунную систему – иммунные клетки в организме человека синтезируют оксид азота, чтобы уничтожать бактерии и вирусы, способные вызывать инфекции. Известно также свойство оксида азота предотвращать появление доброкачественных и злокачественных опухолей в клетках организма;
• Уровень выносливости - оксид азота повышает уровень выносливости мышечных клеток, что позволяет выдерживать более тяжелые нагрузки и с легкостью вести более активную деятельность;
• Повышение реакции нервных клеток – оксид азота действует как внутриклеточный посредник между различными клетками в организме, в том числе, нервными клетками. При достаточном содержании оксида азота в организме связь между нервными клетками становится быстрее, что приводит к быстроте реакции на внешние раздражители, увеличению фокуса и бдительности;
• Повышение сексуальной энергии – применение оксида азота стимулирует, бодрит и усиливает сексуальные механизмы реагирования в организме. Сенсорные и психические стимуляции, вызываемые нервными клетками под действием оксида азота, приводят к расслаблению мышц и притоку крови к пенису, благодаря чему происходит эрекция. Таким же образом процесс протекает и в женском организме, под действием оксида азота приток крови увеличивается в тканях влагалища;
• Облегчение боли – оксид азота обеспечивает долгосрочное облегчение от боли, связанной с артритом и воспалением суставов. Он способен активировать противовоспалительные механизмы в клетках организма, и способствует уменьшению воспаления;
• Увеличение мышечной массы – добавки содержащие оксид азота расширяют кровеносные каналы, улучшают кровообращение и увеличивают мышечную массу. При увеличении потока крови увеличивается количество питательных веществ в мышцах, что приводит к увеличению их размера;
• Внутриклеточные связи – оксид азота улучшает процесс связи между различными клетками в организме, в том числе, между нервными клетками и клетками мозга. Применение добавок содержащих оксид азота приводит к улучшению памяти, повышению уровня концентрации и способности к обучению.

Вред оксида азота

Применение оксида азота у большинства людей не вызывает побочных эффектов, однако, в случаях передозировки он приводит к диарее, слабости, тошноте, головной боли, учащению пульса и сердцебиения, задержкам воды, усталости, раздражениям на коже и сухости во рту.

Также побочными эффектами применения оксида азота являются проблемы с дыханием, сильная аллергия или сыпь, крапивница, зуд, одышка, опасные для жизни осложнения астмы, внезапный озноб, потливость, тремор, рвота и обмороки. В некоторых случаях применение оксида азота приводит к вспышкам герпеса, расширению сосудов и кровотечениям.