Оксид азота как пишется - Граматика и образование на Pisanino.ru

This article is about a molecule of one nitrogen atom and one oxygen atom. For other chemical combinations of nitrogen and oxygen, see nitrogen oxide. For the use of nitric oxide as a medication or in biology, see Biological functions of nitric oxide.

Nitric oxide

Names

IUPAC name

Nitrogen monoxide^[1]

Systematic IUPAC name

Oxidonitrogen(•)^[2] (additive)

Other names

Nitrogen oxide
Nitrogen(II) oxide
Oxonitrogen

Identifiers

CAS Number

10102-43-9

3D model (JSmol)

Interactive image

3DMet

B00122

ChEBI

CHEBI:16480

ChEMBL

ChEMBL1200689

ChemSpider

127983

DrugBank

DB00435

ECHA InfoCard

100.030.233

EC Number

233-271-0

Gmelin Reference

451

IUPHAR/BPS

2509

KEGG

D00074

PubChem CID

145068

RTECS number

QX0525000

UNII

31C4KY9ESH

UN number

1660

CompTox Dashboard (EPA)

DTXSID1020938

InChI

InChI=1S/NO/c1-2

Key: MWUXSHHQAYIFBG-UHFFFAOYSA-N
InChI=1/NO/c1-2

Key: MWUXSHHQAYIFBG-UHFFFAOYAI

SMILES

[N]=O

Properties

Chemical formula

Molar mass

30.006 g·mol⁻¹

Appearance

Colourless gas

Density

1.3402 g/L

Melting point

−164 °C (−263 °F; 109 K)

Boiling point

−152 °C (−242 °F; 121 K)

Solubility in water

0.0098 g / 100 ml (0 °C)
0.0056 g / 100 ml (20 °C)

Refractive index (n_D)

1.0002697

Structure

Molecular shape

linear (point group C_∞v)

Thermochemistry

Std molar
entropy (S^⦵₂₉₈)

210.76 J/(K·mol)

Std enthalpy of
formation (Δ_fH^⦵₂₉₈)

90.29 kJ/mol

Pharmacology

ATC code

R07AX01 (WHO)

License data

EU EMA: by INN

Routes of
administration

Inhalation

Pharmacokinetics:

Bioavailability

good

Metabolism

via pulmonary capillary bed

Biological half-life

2–6 seconds

Hazards

Occupational safety and health (OHS/OSH):

Main hazards

Fatal if inhaled
Causes severe burns
Causes eye damage
Corrosive to the respiratory tract

^[4]

GHS labelling:

Pictograms

^[3]^[4]

Signal word

Danger

Hazard statements

H270, H280, H314, H330^[3]^[4]

Precautionary statements

P220, P244, P260, P280, P303+P361+P353+P315, P304+P340+P315, P305+P351+P338+P315, P370+P376, P403, P405^[3]^[4]

NFPA 704 (fire diamond)

Lethal dose or concentration (LD, LC):

LC₅₀ (median concentration)

315 ppm (rabbit, 15 min)
854 ppm (rat, 4 h)
2500 ppm (mouse, 12 min)^[5]

LC_Lo (lowest published)

320 ppm (mouse)^[5]

Safety data sheet (SDS)

External SDS

Related compounds

Related nitrogen oxides

Dinitrogen pentoxide

Dinitrogen tetroxide
Dinitrogen trioxide
Nitrogen dioxide
Nitrous oxide
Nitroxyl (reduced form)
Hydroxylamine (hydrogenated form)

Except where otherwise noted, data are given for materials in their standard state (at 25 °C [77 °F], 100 kPa).

verify (what is ?)

Infobox references

Nitric oxide (nitrogen oxide or nitrogen monoxide^[1]) is a colorless gas with the formula NO. It is one of the principal oxides of nitrogen. Nitric oxide is a free radical: it has an unpaired electron, which is sometimes denoted by a dot in its chemical formula (^•N=O or ^•NO). Nitric oxide is also a heteronuclear diatomic molecule, a class of molecules whose study spawned early modern theories of chemical bonding.^[6]

An important intermediate in industrial chemistry, nitric oxide forms in combustion systems and can be generated by lightning in thunderstorms. In mammals, including humans, nitric oxide is a signaling molecule in many physiological and pathological processes.^[7] It was proclaimed the «Molecule of the Year» in 1992.^[8] The 1998 Nobel Prize in Physiology or Medicine was awarded for discovering nitric oxide’s role as a cardiovascular signalling molecule.^[9]

Nitric oxide should not be confused with nitrogen dioxide (NO₂), a brown gas and major air pollutant, or with nitrous oxide (N₂O), an anesthetic gas.^[6]

Reactions[edit]

With di- and triatomic molecules[edit]

Upon condensing to a liquid, nitric oxide dimerizes to dinitrogen dioxide, but the association is weak and reversible. The N–N distance in crystalline NO is 218 pm, nearly twice the N–O distance.^[6]

Since the heat of formation of ^•NO is endothermic, NO can be decomposed to the elements. Catalytic converters in cars exploit this reaction:

2 NO → O₂ + N₂

When exposed to oxygen, nitric oxide converts into nitrogen dioxide:

2 NO + O₂ → 2 NO₂

This reaction is thought to occur via the intermediates ONOO^• and the red compound ONOONO.^[10]

In water, nitric oxide reacts with oxygen to form nitrous acid (HNO₂). The reaction is thought to proceed via the following stoichiometry:

4 NO + O₂ + 2 H₂O → 4 HNO₂

Nitric oxide reacts with fluorine, chlorine, and bromine to form the nitrosyl halides, such as nitrosyl chloride:

2 NO + Cl₂ → 2 NOCl

With NO₂, also a radical, NO combines to form the intensely blue dinitrogen trioxide:^[6]

NO + NO₂ ⇌ ON−NO₂

Organic chemistry[edit]

The addition of a nitric oxide moiety to another molecule is often referred to as nitrosylation. The Traube reaction^[11] is the addition of a two equivalents of nitric oxide onto an enolate, giving a diazeniumdiolate (also called a nitrosohydroxylamine).^[12] The product can undergo a subsequent retro-aldol reaction, giving an overall process similar to the haloform reaction. For example, nitric oxide reacts with acetone and an alkoxide to form a diazeniumdiolate on each α position, with subsequent loss of methyl acetate as a by-product:^[13]

This reaction, which was discovered around 1898, remains of interest in nitric oxide prodrug research. Nitric oxide can also react directly with sodium methoxide, ultimately forming sodium formate and nitrous oxide by way of an N-methoxydiazeniumdiolate.^[14]

Coordination complexes[edit]

Nitric oxide reacts with transition metals to give complexes called metal nitrosyls. The most common bonding mode of nitric oxide is the terminal linear type (M−NO).^[6] Alternatively, nitric oxide can serve as a one-electron pseudohalide. In such complexes, the M−N−O group is characterized by an angle between 120° and 140°. The NO group can also bridge between metal centers through the nitrogen atom in a variety of geometries.

Production and preparation[edit]

In commercial settings, nitric oxide is produced by the oxidation of ammonia at 750–900 °C (normally at 850 °C) with platinum as catalyst in the Ostwald process:

4 NH₃ + 5 O₂ → 4 NO + 6 H₂O

The uncatalyzed endothermic reaction of oxygen (O₂) and nitrogen (N₂), which is effected at high temperature (>2000 °C) by lightning has not been developed into a practical commercial synthesis (see Birkeland–Eyde process):

N₂ + O₂ → 2 NO

Laboratory methods[edit]

In the laboratory, nitric oxide is conveniently generated by reduction of dilute nitric acid with copper:

8 HNO₃ + 3 Cu → 3 Cu(NO₃)₂ + 4 H₂O + 2 NO

An alternative route involves the reduction of nitrous acid in the form of sodium nitrite or potassium nitrite:

2 NaNO₂ + 2 NaI + 2 H₂SO₄ → I₂ + 2 Na₂SO₄ + 2 H₂O + 2 NO

2 NaNO₂ + 2 FeSO₄ + 3 H₂SO₄ → Fe₂(SO₄)₃ + 2 NaHSO₄ + 2 H₂O + 2 NO

3 KNO₂ + KNO₃ + Cr₂O₃ → 2 K₂CrO₄ + 4 NO

The iron(II) sulfate route is simple and has been used in undergraduate laboratory experiments. So-called NONOate compounds are also used for nitric oxide generation.

Detection and assay[edit]

Nitric oxide (white) in conifer cells, visualized using DAF-2 DA (diaminofluorescein diacetate)

Nitric oxide concentration can be determined using a chemiluminescent reaction involving ozone.^[15] A sample containing nitric oxide is mixed with a large quantity of ozone. The nitric oxide reacts with the ozone to produce oxygen and nitrogen dioxide, accompanied with emission of light (chemiluminescence):

NO + O₃ → NO₂ + O₂ + hν

which can be measured with a photodetector. The amount of light produced is proportional to the amount of nitric oxide in the sample.

Other methods of testing include electroanalysis (amperometric approach), where ·NO reacts with an electrode to induce a current or voltage change. The detection of NO radicals in biological tissues is particularly difficult due to the short lifetime and concentration of these radicals in tissues. One of the few practical methods is spin trapping of nitric oxide with iron-dithiocarbamate complexes and subsequent detection of the mono-nitrosyl-iron complex with electron paramagnetic resonance (EPR).^[16]^[17]

A group of fluorescent dye indicators that are also available in acetylated form for intracellular measurements exist. The most common compound is 4,5-diaminofluorescein (DAF-2).^[18]

Environmental effects[edit]

Main article: NOx

Acid rain deposition[edit]

Nitric oxide reacts with the hydroperoxyl radical (HO^•
₂) to form nitrogen dioxide (NO₂), which then can react with a hydroxyl radical (^•OH) to produce nitric acid (HNO₃):

^•NO + HO^•
₂ → ^•NO₂ + ^•OH

^•NO₂ + ^•OH → HNO₃

Nitric acid, along with sulfuric acid, contributes to acid rain deposition.

Ozone depletion[edit]

^•NO participates in ozone layer depletion. Nitric oxide reacts with stratospheric ozone to form O₂ and nitrogen dioxide:

^•NO + O₃ → NO₂ + O₂

This reaction is also utilized to measure concentrations of ^•NO in control volumes.

Precursor to NO₂[edit]

As seen in the acid deposition section, nitric oxide can transform into nitrogen dioxide (this can happen with the hydroperoxy radical, HO^•
₂, or diatomic oxygen, O₂). Symptoms of short-term nitrogen dioxide exposure include nausea, dyspnea and headache. Long-term effects could include impaired immune and respiratory function.^[19]

Biological functions[edit]

NO is a gaseous signaling molecule.^[20] It is a key vertebrate biological messenger, playing a role in a variety of biological processes.^[21] It is a bioproduct in almost all types of organisms, including bacteria, plants, fungi, and animal cells.^[22]

Nitric oxide, an endothelium-derived relaxing factor (EDRF), is biosynthesized endogenously from L-arginine, oxygen, and NADPH by various nitric oxide synthase (NOS) enzymes.^[23] Reduction of inorganic nitrate may also make nitric oxide.^[24] One of the main enzymatic targets of nitric oxide is guanylyl cyclase.^[25] The binding of nitric oxide to the heme region of the enzyme leads to activation, in the presence of iron.^[25] Nitric oxide is highly reactive (having a lifetime of a few seconds), yet diffuses freely across membranes. These attributes make nitric oxide ideal for a transient paracrine (between adjacent cells) and autocrine (within a single cell) signaling molecule.^[24] Once nitric oxide is converted to nitrates and nitrites by oxygen and water, cell signaling is deactivated.^[25]

The endothelium (inner lining) of blood vessels uses nitric oxide to signal the surrounding smooth muscle to relax, resulting in vasodilation and increasing blood flow.^[24] Sildenafil (Viagra) is a drug that uses the nitric oxide pathway. Sildenafil does not produce nitric oxide, but enhances the signals that are downstream of the nitric oxide pathway by protecting cyclic guanosine monophosphate (cGMP) from degradation by cGMP-specific phosphodiesterase type 5 (PDE5) in the corpus cavernosum, allowing for the signal to be enhanced, and thus vasodilation.^[23] Another endogenous gaseous transmitter, hydrogen sulfide (H₂S) works with NO to induce vasodilation and angiogenesis in a cooperative manner.^[26]^[27]

Nasal breathing produces nitric oxide within the body, while oral breathing does not.^[28]^[29]

Occupational safety and health[edit]

In the U.S., the Occupational Safety and Health Administration (OSHA) has set the legal limit (permissible exposure limit) for nitric oxide exposure in the workplace as 25 ppm (30 mg/m³) over an 8-hour workday. The National Institute for Occupational Safety and Health (NIOSH) has set a recommended exposure limit (REL) of 25 ppm (30 mg/m³) over an 8-hour workday. At levels of 100 ppm, nitric oxide is immediately dangerous to life and health.^[30]

Explosion hazard[edit]

Liquid nitrogen oxide is very sensitive to detonation even in the absence of fuel, and can be initiated as readily as nitroglycerin. Detonation of the endothermic liquid oxide close to its b.p. (-152°C) generated a 100 kbar pulse and fragmented the test equipment. It is the simplest molecule that is capable of detonation in all three phases. The liquid oxide is sensitive and may explode during distillation, and this has been the cause of industrial accidents.^[31] Gaseous nitric oxide detonates at about 2300 m/s, but as a solid it can reach a detonation velocity of 6100 m/s.^[32]

References[edit]

Notes

^ ^a ^b Nomenclature of Inorganic Chemistry, IUPAC Recommendations (PDF). International Union of Pure and Applied Chemistry. 2005. p. 69.
^ «Nitric Oxide (CHEBI:16480)». Chemical Entities of Biological Interest (ChEBI). UK: European Bioinformatics Institute.
^ ^a ^b ^c «Nitrogen monoxide — Registration Dossier — ECHA». Retrieved 2020-11-02.
^ ^a ^b ^c ^d «Safety Data Sheet — Nitric Oxide, compressed — Registration Dossier» (PDF). Retrieved 2020-11-02.
^ ^a ^b «Nitric oxide». Immediately Dangerous to Life or Health Concentrations (IDLH). National Institute for Occupational Safety and Health (NIOSH).
^ ^a ^b ^c ^d ^e Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2nd ed.). Butterworth-Heinemann. ISBN 978-0-08-037941-8.
^ Hou, Y. C.; Janczuk, A.; Wang, P. G. (1999). «Current trends in the development of nitric oxide donors». Current Pharmaceutical Design. 5 (6): 417–441. PMID 10390607.
^ Culotta, Elizabeth; Koshland, Daniel E. Jr. (1992). «NO news is good news». Science. 258 (5090): 1862–1864. Bibcode:1992Sci…258.1862C. doi:10.1126/science.1361684. PMID 1361684.
^ «The Nobel Prize in Physiology or Medicine 1998». NobelPrize.org. Retrieved 2022-06-17.
^ Galliker, Benedikt; et al. (2009). «Intermediates in the Autoxidation of Nitrogen Monoxide». Chemistry — A European Journal. 15 (25): 6161–6168. doi:10.1002/chem.200801819. ISSN 0947-6539. PMID 19437472.
^
^ Arulsamy, Navamoney; Bohle, D. Scott (2006). «Synthesis of Diazeniumdiolates from the Reactions of Nitric Oxide with Enolates». J. Org. Chem. 71 (2): 572–581. doi:10.1021/jo051998p. PMID 16408967.
^ Traube, Wilhelm (1898). «Ueber Synthesen stickstoffhaltiger Verbindungen mit Hülfe des Stickoxyds». Justus Liebig’s Annalen der Chemie (in German). 300: 81–128. doi:10.1002/jlac.18983000108.
^ Derosa, Frank; Keefer, Larry K.; Hrabie, Joseph A. (2008). «Nitric Oxide Reacts with Methoxide». The Journal of Organic Chemistry. 73 (3): 1139–1142. doi:10.1021/jo7020423. PMID 18184006.
^ Fontijn, Arthur; Sabadell, Alberto J.; Ronco, Richard J. (1970). «Homogeneous chemiluminescent measurement of nitric oxide with ozone. Implications for continuous selective monitoring of gaseous air pollutants». Analytical Chemistry. 42 (6): 575–579. doi:10.1021/ac60288a034.
^ Vanin, A; Huisman, A; Van Faassen, E (2002). Iron dithiocarbamate as spin trap for nitric oxide detection: Pitfalls and successes. Methods in Enzymology. Vol. 359. pp. 27–42. doi:10.1016/S0076-6879(02)59169-2. ISBN 9780121822620. PMID 12481557.
^ Nagano, T; Yoshimura, T (2002). «Bioimaging of nitric oxide». Chemical Reviews. 102 (4): 1235–1270. doi:10.1021/cr010152s. PMID 11942795.
^ Kojima H, Nakatsubo N, Kikuchi K, Kawahara S, Kirino Y, Nagoshi H, Hirata Y, Nagano T (1998). «Detection and imaging of nitric oxide with novel fluorescent indicators: diaminofluoresceins». Anal. Chem. 70 (13): 2446–2453. doi:10.1021/ac9801723. PMID 9666719.
^ «Centers for Disease Control and Prevention». NIOSH. 1 July 2014. Retrieved 10 December 2015.
^ Liu, Hongying; Weng, Lingyan; Yang, Chi (2017-03-28). «A review on nanomaterial-based electrochemical sensors for H₂O₂, H₂S and NO inside cells or released by cells». Microchimica Acta. 184 (5): 1267–1283. doi:10.1007/s00604-017-2179-2. ISSN 0026-3672. S2CID 21308802.
^ Weller, Richard, Could the sun be good for your heart? TedxGlasgow. Filmed March 2012, posted January 2013
^ Roszer, T (2012) The Biology of Subcellular Nitric Oxide. ISBN 978-94-007-2818-9
^ ^a ^b Perez, Krystle M.; Laughon, Matthew (November 2015). «Sildenafil in Term and Premature Infants: A Systematic Review». Clinical Therapeutics. 37 (11): 2598–2607.e1. doi:10.1016/j.clinthera.2015.07.019. ISSN 0149-2918. PMID 26490498.
^ ^a ^b ^c Stryer, Lubert (1995). Biochemistry (4th ed.). W.H. Freeman and Company. p. 732. ISBN 978-0-7167-2009-6.
^ ^a ^b ^c T., Hancock, John (2010). Cell signalling (3rd ed.). Oxford: Oxford University Press. ISBN 9780199232109. OCLC 444336556.
^ Szabo, Csaba; Coletta, Ciro; Chao, Celia; Módis, Katalin; Szczesny, Bartosz; Papapetropoulos, Andreas; Hellmich, Mark R. (2013-07-23). «Tumor-derived hydrogen sulfide, produced by cystathionine-β-synthase, stimulates bioenergetics, cell proliferation, and angiogenesis in colon cancer». Proceedings of the National Academy of Sciences of the United States of America. 110 (30): 12474–12479. Bibcode:2013PNAS..11012474S. doi:10.1073/pnas.1306241110. ISSN 1091-6490. PMC 3725060. PMID 23836652.
^ Altaany, Zaid; Yang, Guangdong; Wang, Rui (July 2013). «Crosstalk between hydrogen sulfide and nitric oxide in endothelial cells». Journal of Cellular and Molecular Medicine. 17 (7): 879–888. doi:10.1111/jcmm.12077. ISSN 1582-4934. PMC 3822893. PMID 23742697.
^ Yasuda, Yoshifumi; Itoh, Tomonori; Miyamura, Miharu; Nishino, Hitoo (1997). «Comparison of Exhaled Nitric Oxide and Cardiorespiratory Indices between Nasal and Oral Breathing during Submaximal Exercise in Humans». Japanese Journal of Physiology. 47 (5): 465–470. doi:10.2170/jjphysiol.47.465. ISSN 0021-521X. PMID 9504133. Retrieved 2022-11-17.
^ Dahl, Melissa (2011-01-11). «‘Mouth-breathing’ gross, harmful to your health». NBC News. Retrieved 2021-09-06.{{cite web}}: CS1 maint: url-status (link)
^ «Nitric oxide». National Institute for Occupational Safety and Health. Retrieved 2015-11-20.
^ «Bretherick’s Handbook of Reactive Chemical Hazards | ScienceDirect». www.sciencedirect.com. Retrieved 2022-02-23.
^ Ribovich, John; Murphy, John; Watson, Richard (1975-01-01). «Detonation studies with nitric oxide, nitrous oxide, nitrogen tetroxide, carbon monoxide, and ethylene». Journal of Hazardous Materials. 1 (4): 275–287. doi:10.1016/0304-3894(75)80001-X. ISSN 0304-3894.

Further reading

Butler A. and Nicholson R.; «Life, death and NO.» Cambridge 2003. ISBN 978-0-85404-686-7.
van Faassen, E. E.; Vanin, A. F. (eds); «Radicals for life: The various forms of Nitric Oxide.» Elsevier, Amsterdam 2007. ISBN 978-0-444-52236-8.
Ignarro, L. J. (ed.); «Nitric oxide:biology and pathobiology.» Academic Press, San Diego 2000. ISBN 0-12-370420-0.

External links[edit]

International Chemical Safety Card 1311
«Nitric oxide and its role in health and diabetes». 21 October 2015.
Microscale Gas Chemistry: Experiments with Nitrogen Oxides
Your Brain Boots Up Like a Computer – new insights about the biological role of nitric oxide.
Assessing The Potential of Nitric Oxide in the Diabetic Foot
New Discoveries About Nitric Oxide Can Provide Drugs For Schizophrenia
Nitric Oxide at the Chemical Database
«Immediately Dangerous to Life or Health Concentrations (IDLH): Nitric oxide». National Institute for Occupational Safety and Health. 2 November 2018.

Источник

Nitric oxide

Names

IUPAC name

Nitrogen monoxide^[1]

Systematic IUPAC name

Oxidonitrogen(•)^[2] (additive)

Other names

Nitrogen oxide
Nitrogen(II) oxide
Oxonitrogen

Identifiers

CAS Number

10102-43-9

3D model (JSmol)

Interactive image

3DMet

B00122

ChEBI

CHEBI:16480

ChEMBL

ChEMBL1200689

ChemSpider

127983

DrugBank

DB00435

ECHA InfoCard

100.030.233

EC Number

233-271-0

Gmelin Reference

451

IUPHAR/BPS

2509

KEGG

D00074

PubChem CID

145068

RTECS number

QX0525000

UNII

31C4KY9ESH

UN number

1660

CompTox Dashboard (EPA)

DTXSID1020938

InChI

InChI=1S/NO/c1-2

Key: MWUXSHHQAYIFBG-UHFFFAOYSA-N
InChI=1/NO/c1-2

Key: MWUXSHHQAYIFBG-UHFFFAOYAI

SMILES

[N]=O

Properties

Chemical formula

Molar mass

30.006 g·mol⁻¹

Appearance

Colourless gas

Density

1.3402 g/L

Melting point

−164 °C (−263 °F; 109 K)

Boiling point

−152 °C (−242 °F; 121 K)

Solubility in water

0.0098 g / 100 ml (0 °C)
0.0056 g / 100 ml (20 °C)

Refractive index (n_D)

1.0002697

Structure

Molecular shape

linear (point group C_∞v)

Thermochemistry

Std molar
entropy (S^⦵₂₉₈)

210.76 J/(K·mol)

Std enthalpy of
formation (Δ_fH^⦵₂₉₈)

90.29 kJ/mol

Pharmacology

ATC code

R07AX01 (WHO)

License data

EU EMA: by INN

Routes of
administration

Inhalation

Pharmacokinetics:

Bioavailability

good

Metabolism

via pulmonary capillary bed

Biological half-life

2–6 seconds

Hazards

Occupational safety and health (OHS/OSH):

Main hazards

Fatal if inhaled
Causes severe burns
Causes eye damage
Corrosive to the respiratory tract

^[4]

GHS labelling:

Pictograms

^[3]^[4]

Signal word

Danger

Hazard statements

H270, H280, H314, H330^[3]^[4]

Precautionary statements

P220, P244, P260, P280, P303+P361+P353+P315, P304+P340+P315, P305+P351+P338+P315, P370+P376, P403, P405^[3]^[4]

NFPA 704 (fire diamond)

Lethal dose or concentration (LD, LC):

LC₅₀ (median concentration)

315 ppm (rabbit, 15 min)
854 ppm (rat, 4 h)
2500 ppm (mouse, 12 min)^[5]

LC_Lo (lowest published)

320 ppm (mouse)^[5]

Safety data sheet (SDS)

External SDS

Related compounds

Related nitrogen oxides

Dinitrogen pentoxide

Dinitrogen tetroxide
Dinitrogen trioxide
Nitrogen dioxide
Nitrous oxide
Nitroxyl (reduced form)
Hydroxylamine (hydrogenated form)

Except where otherwise noted, data are given for materials in their standard state (at 25 °C [77 °F], 100 kPa).

verify (what is ?)

Infobox references

Nitric oxide should not be confused with nitrogen dioxide (NO₂), a brown gas and major air pollutant, or with nitrous oxide (N₂O), an anesthetic gas.^[6]

Reactions[edit]

With di- and triatomic molecules[edit]

Since the heat of formation of ^•NO is endothermic, NO can be decomposed to the elements. Catalytic converters in cars exploit this reaction:

2 NO → O₂ + N₂

When exposed to oxygen, nitric oxide converts into nitrogen dioxide:

2 NO + O₂ → 2 NO₂

This reaction is thought to occur via the intermediates ONOO^• and the red compound ONOONO.^[10]

In water, nitric oxide reacts with oxygen to form nitrous acid (HNO₂). The reaction is thought to proceed via the following stoichiometry:

4 NO + O₂ + 2 H₂O → 4 HNO₂

Nitric oxide reacts with fluorine, chlorine, and bromine to form the nitrosyl halides, such as nitrosyl chloride:

2 NO + Cl₂ → 2 NOCl

With NO₂, also a radical, NO combines to form the intensely blue dinitrogen trioxide:^[6]

NO + NO₂ ⇌ ON−NO₂

Organic chemistry[edit]

Coordination complexes[edit]

Production and preparation[edit]

In commercial settings, nitric oxide is produced by the oxidation of ammonia at 750–900 °C (normally at 850 °C) with platinum as catalyst in the Ostwald process:

4 NH₃ + 5 O₂ → 4 NO + 6 H₂O

N₂ + O₂ → 2 NO

Laboratory methods[edit]

In the laboratory, nitric oxide is conveniently generated by reduction of dilute nitric acid with copper:

8 HNO₃ + 3 Cu → 3 Cu(NO₃)₂ + 4 H₂O + 2 NO

An alternative route involves the reduction of nitrous acid in the form of sodium nitrite or potassium nitrite:

2 NaNO₂ + 2 NaI + 2 H₂SO₄ → I₂ + 2 Na₂SO₄ + 2 H₂O + 2 NO

2 NaNO₂ + 2 FeSO₄ + 3 H₂SO₄ → Fe₂(SO₄)₃ + 2 NaHSO₄ + 2 H₂O + 2 NO

3 KNO₂ + KNO₃ + Cr₂O₃ → 2 K₂CrO₄ + 4 NO

The iron(II) sulfate route is simple and has been used in undergraduate laboratory experiments. So-called NONOate compounds are also used for nitric oxide generation.

Detection and assay[edit]

Nitric oxide (white) in conifer cells, visualized using DAF-2 DA (diaminofluorescein diacetate)

NO + O₃ → NO₂ + O₂ + hν

which can be measured with a photodetector. The amount of light produced is proportional to the amount of nitric oxide in the sample.

A group of fluorescent dye indicators that are also available in acetylated form for intracellular measurements exist. The most common compound is 4,5-diaminofluorescein (DAF-2).^[18]

Environmental effects[edit]

Main article: NOx

Acid rain deposition[edit]

Nitric oxide reacts with the hydroperoxyl radical (HO^•
₂) to form nitrogen dioxide (NO₂), which then can react with a hydroxyl radical (^•OH) to produce nitric acid (HNO₃):

^•NO + HO^•
₂ → ^•NO₂ + ^•OH

^•NO₂ + ^•OH → HNO₃

Nitric acid, along with sulfuric acid, contributes to acid rain deposition.

Ozone depletion[edit]

^•NO participates in ozone layer depletion. Nitric oxide reacts with stratospheric ozone to form O₂ and nitrogen dioxide:

^•NO + O₃ → NO₂ + O₂

This reaction is also utilized to measure concentrations of ^•NO in control volumes.

Precursor to NO₂[edit]

Biological functions[edit]

Nasal breathing produces nitric oxide within the body, while oral breathing does not.^[28]^[29]

Occupational safety and health[edit]

Explosion hazard[edit]

References[edit]

Notes

^ ^a ^b Nomenclature of Inorganic Chemistry, IUPAC Recommendations (PDF). International Union of Pure and Applied Chemistry. 2005. p. 69.
^ «Nitric Oxide (CHEBI:16480)». Chemical Entities of Biological Interest (ChEBI). UK: European Bioinformatics Institute.
^ ^a ^b ^c «Nitrogen monoxide — Registration Dossier — ECHA». Retrieved 2020-11-02.
^ ^a ^b ^c ^d «Safety Data Sheet — Nitric Oxide, compressed — Registration Dossier» (PDF). Retrieved 2020-11-02.
^ ^a ^b «Nitric oxide». Immediately Dangerous to Life or Health Concentrations (IDLH). National Institute for Occupational Safety and Health (NIOSH).
^ ^a ^b ^c ^d ^e Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2nd ed.). Butterworth-Heinemann. ISBN 978-0-08-037941-8.
^ Hou, Y. C.; Janczuk, A.; Wang, P. G. (1999). «Current trends in the development of nitric oxide donors». Current Pharmaceutical Design. 5 (6): 417–441. PMID 10390607.
^ Culotta, Elizabeth; Koshland, Daniel E. Jr. (1992). «NO news is good news». Science. 258 (5090): 1862–1864. Bibcode:1992Sci…258.1862C. doi:10.1126/science.1361684. PMID 1361684.
^ «The Nobel Prize in Physiology or Medicine 1998». NobelPrize.org. Retrieved 2022-06-17.
^ Galliker, Benedikt; et al. (2009). «Intermediates in the Autoxidation of Nitrogen Monoxide». Chemistry — A European Journal. 15 (25): 6161–6168. doi:10.1002/chem.200801819. ISSN 0947-6539. PMID 19437472.
^
^ Arulsamy, Navamoney; Bohle, D. Scott (2006). «Synthesis of Diazeniumdiolates from the Reactions of Nitric Oxide with Enolates». J. Org. Chem. 71 (2): 572–581. doi:10.1021/jo051998p. PMID 16408967.
^ Traube, Wilhelm (1898). «Ueber Synthesen stickstoffhaltiger Verbindungen mit Hülfe des Stickoxyds». Justus Liebig’s Annalen der Chemie (in German). 300: 81–128. doi:10.1002/jlac.18983000108.
^ Derosa, Frank; Keefer, Larry K.; Hrabie, Joseph A. (2008). «Nitric Oxide Reacts with Methoxide». The Journal of Organic Chemistry. 73 (3): 1139–1142. doi:10.1021/jo7020423. PMID 18184006.
^ Fontijn, Arthur; Sabadell, Alberto J.; Ronco, Richard J. (1970). «Homogeneous chemiluminescent measurement of nitric oxide with ozone. Implications for continuous selective monitoring of gaseous air pollutants». Analytical Chemistry. 42 (6): 575–579. doi:10.1021/ac60288a034.
^ Vanin, A; Huisman, A; Van Faassen, E (2002). Iron dithiocarbamate as spin trap for nitric oxide detection: Pitfalls and successes. Methods in Enzymology. Vol. 359. pp. 27–42. doi:10.1016/S0076-6879(02)59169-2. ISBN 9780121822620. PMID 12481557.
^ Nagano, T; Yoshimura, T (2002). «Bioimaging of nitric oxide». Chemical Reviews. 102 (4): 1235–1270. doi:10.1021/cr010152s. PMID 11942795.
^ Kojima H, Nakatsubo N, Kikuchi K, Kawahara S, Kirino Y, Nagoshi H, Hirata Y, Nagano T (1998). «Detection and imaging of nitric oxide with novel fluorescent indicators: diaminofluoresceins». Anal. Chem. 70 (13): 2446–2453. doi:10.1021/ac9801723. PMID 9666719.
^ «Centers for Disease Control and Prevention». NIOSH. 1 July 2014. Retrieved 10 December 2015.
^ Liu, Hongying; Weng, Lingyan; Yang, Chi (2017-03-28). «A review on nanomaterial-based electrochemical sensors for H₂O₂, H₂S and NO inside cells or released by cells». Microchimica Acta. 184 (5): 1267–1283. doi:10.1007/s00604-017-2179-2. ISSN 0026-3672. S2CID 21308802.
^ Weller, Richard, Could the sun be good for your heart? TedxGlasgow. Filmed March 2012, posted January 2013
^ Roszer, T (2012) The Biology of Subcellular Nitric Oxide. ISBN 978-94-007-2818-9
^ ^a ^b Perez, Krystle M.; Laughon, Matthew (November 2015). «Sildenafil in Term and Premature Infants: A Systematic Review». Clinical Therapeutics. 37 (11): 2598–2607.e1. doi:10.1016/j.clinthera.2015.07.019. ISSN 0149-2918. PMID 26490498.
^ ^a ^b ^c Stryer, Lubert (1995). Biochemistry (4th ed.). W.H. Freeman and Company. p. 732. ISBN 978-0-7167-2009-6.
^ ^a ^b ^c T., Hancock, John (2010). Cell signalling (3rd ed.). Oxford: Oxford University Press. ISBN 9780199232109. OCLC 444336556.
^ Szabo, Csaba; Coletta, Ciro; Chao, Celia; Módis, Katalin; Szczesny, Bartosz; Papapetropoulos, Andreas; Hellmich, Mark R. (2013-07-23). «Tumor-derived hydrogen sulfide, produced by cystathionine-β-synthase, stimulates bioenergetics, cell proliferation, and angiogenesis in colon cancer». Proceedings of the National Academy of Sciences of the United States of America. 110 (30): 12474–12479. Bibcode:2013PNAS..11012474S. doi:10.1073/pnas.1306241110. ISSN 1091-6490. PMC 3725060. PMID 23836652.
^ Altaany, Zaid; Yang, Guangdong; Wang, Rui (July 2013). «Crosstalk between hydrogen sulfide and nitric oxide in endothelial cells». Journal of Cellular and Molecular Medicine. 17 (7): 879–888. doi:10.1111/jcmm.12077. ISSN 1582-4934. PMC 3822893. PMID 23742697.
^ Yasuda, Yoshifumi; Itoh, Tomonori; Miyamura, Miharu; Nishino, Hitoo (1997). «Comparison of Exhaled Nitric Oxide and Cardiorespiratory Indices between Nasal and Oral Breathing during Submaximal Exercise in Humans». Japanese Journal of Physiology. 47 (5): 465–470. doi:10.2170/jjphysiol.47.465. ISSN 0021-521X. PMID 9504133. Retrieved 2022-11-17.
^ Dahl, Melissa (2011-01-11). «‘Mouth-breathing’ gross, harmful to your health». NBC News. Retrieved 2021-09-06.{{cite web}}: CS1 maint: url-status (link)
^ «Nitric oxide». National Institute for Occupational Safety and Health. Retrieved 2015-11-20.
^ «Bretherick’s Handbook of Reactive Chemical Hazards | ScienceDirect». www.sciencedirect.com. Retrieved 2022-02-23.
^ Ribovich, John; Murphy, John; Watson, Richard (1975-01-01). «Detonation studies with nitric oxide, nitrous oxide, nitrogen tetroxide, carbon monoxide, and ethylene». Journal of Hazardous Materials. 1 (4): 275–287. doi:10.1016/0304-3894(75)80001-X. ISSN 0304-3894.

Further reading

Butler A. and Nicholson R.; «Life, death and NO.» Cambridge 2003. ISBN 978-0-85404-686-7.
van Faassen, E. E.; Vanin, A. F. (eds); «Radicals for life: The various forms of Nitric Oxide.» Elsevier, Amsterdam 2007. ISBN 978-0-444-52236-8.
Ignarro, L. J. (ed.); «Nitric oxide:biology and pathobiology.» Academic Press, San Diego 2000. ISBN 0-12-370420-0.

External links[edit]

International Chemical Safety Card 1311
«Nitric oxide and its role in health and diabetes». 21 October 2015.
Microscale Gas Chemistry: Experiments with Nitrogen Oxides
Your Brain Boots Up Like a Computer – new insights about the biological role of nitric oxide.
Assessing The Potential of Nitric Oxide in the Diabetic Foot
New Discoveries About Nitric Oxide Can Provide Drugs For Schizophrenia
Nitric Oxide at the Chemical Database
«Immediately Dangerous to Life or Health Concentrations (IDLH): Nitric oxide». National Institute for Occupational Safety and Health. 2 November 2018.

Источник

Оксид азота

Оксиды азота — соединения азота с кислородом.

Содержание

1 Список оксидов
2 N₂O
3 NO
4 N₂O₃(III)
5 NО₂, N₂O₄
6 N₂O₅(V)
7 Воздействие на организм
8 Применение
9 См.также

Список оксидов

Азот образует несколько соединений с кислородом:

Оксид азота, N₂O	Оксид азота, NO	Оксид азота , N₂O₃	Оксид азота , NO₂
Оксид азота,(NO₂)₂ или N₂O₄	Азотный ангидрид, N₂O₅

N₂O

Оксид азота N₂O — бесцветный газ со слабым запахом, растворим в воде. Не взаимодействует с водой, растворами кислот и щелочей. При нагревании разлагается на азот и кислород. При высоких концентрациях N₂O возбуждает нервную систему («веселящий газ»). В медицине N₂O применяют как слабое средство для наркоза.

NO

Оксид азота NO — бесветный газ, незначительно растворим в воде. Не взаимодействует с водой, растворами кислот и щелочей. Оксид азота (II) — очень реакционноспособное 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 NO₂. Оксид NO получают каталитическим окислением при производстве азотной кислоты.

N₂O₃(III)

Оксид N₂O₃ (азотистый ангидрид) неустойчив при обычных условиях, взаимодействует с водой, образуя азотистую кислоту HNO₂.

NО₂, N₂O₄

Оксид азота NО₂ — бурый газ, токсичен, тяжелее воздуха, легко сжижается. При комнатной температуре NО₂ находится в смеси с его бесцветным димером N₂O₄, приблизительно 1:1. Взаимодействует с водой:

2NO₂ + Н₂О = HNO₃ + HNO₂ и растворами щелочей:

2NO₂ + 2NaOH = NaNO₃ + NaNO₂ + H₂О

Сильный окислитель. Многие вещества (уголь, сера, фосфор, органические соединения) могут гореть в NО₂. Этот оксид окисляет SО₂ до SO₃, на этой реакции основан нитрозный метод получения серной кислоты. Раздражает дыхательные пути, при больших концентрациях появляется отёк легких.

N₂O₅(V)

Оксид N₂O₅ (азотный ангидрид) — бесцветное кристаллическое вещество, легко разлагается на NО₂ и О₂. Сильный окислитель. В воде легко растворяется с образованием азотной кислоты HNO₃.

Воздействие на организм

Все оксиды азота физиологически активны, относятся к третьему классу опасности. ПДК (оксид азота в пересчете на NO₂) – 5,0 мг/м³.

Применение

Оксиды азота зарегистрированы в качестве пищевой добавки E918.

См.также

Выхлопные газы

Wikimedia Foundation.
2010.

Полезное

Смотреть что такое «Оксид азота» в других словарях:

Оксид азота(II) — Оксид азота(II) … Википедия
Оксид азота(I) — Газ без цвета, со сладким вкусом и запахом Общие Систематическое наименование Оксонитрид азота(I) Химическая формула N2O Физические свойства … Википедия
Оксид азота(IV) — Оксид азота(IV) … Википедия
Оксид азота (II) — Оксид азота(II) Общие Систематическое наименование Оксид азота(II) Химическая формула … Википедия
Оксид азота(V) — Оксид азота(V) … Википедия
Оксид азота (IV) — Оксид азота(IV) Общие … Википедия
Оксид азота (I) — Оксид азота(I) Общие Систематическое наименование Оксид азота(I) Химическая формула N2O Отн. молек. масса 44 а. е. м … Википедия
Оксид азота (V) — Оксид азота(V) Общие Систематическое наименование Оксид азота(V) Химическая формула … Википедия
оксид азота — — [http://www.eionet.europa.eu/gemet/alphabetic?langcode=en] EN nitrogen monoxide A colourless gas, soluble in water, ethanol and ether. It is formed in many reactions involving the reduction of nitric acid, but more convenient reactions… … Справочник технического переводчика
оксид азота (NO) — 3.5.3 оксид азота (NO): Продукт, относящийся к классу опасности 3. Источник: ГОСТ Р 51206 20 … Словарь-справочник терминов нормативно-технической документации

Источник

Виды и свойства

Азот — вещество, которое образует несколько групп оксидов. Все они обладают разной молярной массой и физическими характеристиками. В группу солеобразующих входят:

Триоксид диазота (III). Химическая формула N2O3, кратность связи равна 3. Вещество имеет вид жидкости тёмно-синего цвета, плотность которой меньше плотности воды. Кристаллизуется при температуре -100 градусов. Этот кислотный оксид реагирует со щелочами, образуя соли. С водой образует азотистую кислоту: N2O3+H2O = 2HNO2.
Двуокись азота (IV) — NO2. Атомы в молекуле расположены под углом к друг другу. Вещество является ядовитым газом бурого цвета, имеет характерный запах. Легко растворимо в воде. Оксид образует 2 кислоты — азотную и азотистую. Азотная кислота образуется в присутствии воздуха и воды. Со щелочами образует 2 соли — нитрат и нитрит. При температуре меньше 22 градусов молекулы димеризуются и образуется N2O4. Образуется жидкость, которая при дальнейшем охлаждении превращается в кристаллы.
Пентаоксид (V) — N2O5. Другое название — азотный ангидрид. Представляет собой кристаллы, имеющие белую окраску. При нормальной температуре и давлении легко разлагается. При низких температурах сохраняет высокую степень устойчивости. Обладает свойствами окислителя и восстановителя.

Связи атомов происходят по механизму «донор-акцептор». Атом азота отдаёт электрон и приобретает заряд со знаком «плюс». Кислород присоединяет электрон, приобретая отрицательный заряд.

Несолеобразующие соединения

Второй класс соединений — несолеобразующие. В неё входят оксид одновалентного и двухвалентного азота. Вещество с формулой N2O имеет линейное строение молекулы. Представляет собой газ, не имеющий цвета. В нормальных условиях вещество инертно. Обладает сладковатым вкусом и слабым запахом. Легко растворяется в воде, однако не вступает с ней в химические реакции. С водородом реагирует со взрывом. Не вступает в химические реакции с кислотами и основаниями.

При небольшом нагревании быстро разлагается, проявляет свойства окислителя. Окисляет металлы, водород, сернистый газ и прочее. Растворяясь в воде, образует азотную кислоту. В результате таких реакций образуется свободная форма азота.

Вступая в контакт с окислителями, N2O выступает в роли восстановителя. К примеру, раствор перманганата в серной кислоте окисляет закись азота до образования монооксида. В водном растворе окисляет диоксид серы до серной кислоты.

Монооксид (II) — NO. При низких температурах молекулы димеризуются и образуют новое вещество. Окись азота представляет собой газ без цвета и запаха, малорастворимый в воде. В присутствии кислорода загорается, образуется диоксид — вещество коричневого цвета. Под действием хлора или озона легко окисляется. Жидкая и твёрдая форма имеет голубую окраску. Вступает во взаимодействие с основаниями и основными оксидами.

Вступает в химические связи с окислителями, водородом, активными металлами. Входит в состав выхлопных газов автомобилей в качестве побочного продукта.

Получение в природе и промышленности

В природе азот встречается преимущественно в чистом виде. Во время грозы азот и кислород вступают во взаимодействие при высокой температуре. Образуется монооксид: N2+O2 = 2NO.

В промышленных условиях получают следующие соединения:

При разложении нитрата аммония образуется оксид азота, формула которого выглядит как N2O. Уравнение химической реакции записывается следующим образом: NH4NO3 → N2O+2H2O.
На производстве получение оксида азота (I) происходит путём окисления аммиака. Химический процесс нуждается в присутствии катализатора, в роли которого выступает платина.
В лабораторных условиях монооксид получают путём взаимодействия меди и разбавленной азотной кислоты. Другой способ получения — окисление хлорида железа или йодоводорода в результате взаимодействия с азотной кислотой.
Двуокись получается в результате взаимодействия монооксида с атомами кислорода.
Лабораторным путём NO2 (IV) получается при взаимодействии концентрированной азотной кислоты с медью. Второй вариант — разложение нитрата меди или свинца.
Азотистый ангидрид можно получить из оксидов при низкой температуре.

Живые организмы также вырабатывают соединения азота. Растения способны вырабатывать монооксид азота несколькими способами:

С помощью фермента синтазы и аминокислоты аргинина. Хотя некоторые учёные считают, что в растительных клетках нет прямых аналогов этого фермента.
С помощью фермента нитрат-редуктазы, который находится в клеточных оболочках. Вещество способно восстанавливать нитраты и нитриты, которые растение получает из почвы.
Посредством транспортировки электронов в митохондриях.
Путём окисления аммиака или восстановления нитратов и нитритов без участия катализаторов.

Практическое применение

Химические свойства оксида азота нашли практическое применение. Их используют в медицинской практике, военной, пищевой и химической промышленности. Наиболее часто соединения используются в следующих целях:

Влияние оксида азота на организм человека используется в медицинской практике. В хирургии применяется для дачи ингаляционного наркоза в смеси с кислородом (2 части кислорода на 8 частей закиси азота).
Поскольку NO2 обладает свойствами сильного окислителя, он используется в производстве ракетного топлива. Когда вещество взаимодействует с гидразином, образуется колоссальное количество энергии. Кроме того, оно используется для изготовления взрывчатых смесей.
Соединение NO2 применяется в химии для производства серной и азотной кислоты.
С помощью NO улучшают технические качества двигателей внутреннего сгорания у автомобилей.
В пищевой промышленности вещество применяется в качестве добавки для улучшения вкуса готовых продуктов. На упаковках ему соответствует символ Е942.
Монооксид и оксид трёхвалентного азота используется в химической промышленности в качестве сырья для производства азотной кислоты и её солей.

Влияние на живые организмы

В смеси с кислородом закись азота в малых концентрациях воздействует на нервную систему человека. Эффект напоминает опьянение лёгкой степени и сопровождается эйфорией. За это веществу дали название — «веселящий газ». В чистом виде вещество вызывает состояние опьянения и выраженную сонливость. При передозировке вначале вызывает приступ судорожного смеха, затем потерю сознания.

Монооксид азота — высокотоксичное соединение. Поступая в организм в больших концентрациях, способен изменить структуру гемоглобина, что взывает кислородное голодание. Оксид азота (IV) — крайне ядовитое вещество, представляющее опасность для здоровья и жизни.

Монооксид азота — вторичный посредник, который участвует в механизмах внутриклеточной и межклеточной передачи импульсов. Это вещество вырабатывают практически все живые организмы, от одноклеточных до млекопитающих.

Изначально окись азота была известна как эндотелиальный сосудорасширяющий фактор. Она образовалась в организме из аминокислоты аргинина. В химическом процессе участвуют молекулы кислорода, НАДФ и синтаза оксида азота. Другой способ образования вещества — восстановление неорганических солей азотной кислоты.

Эндотелиальные клетки сосудов передают сигнал гладкомышечным элементам, в результате сосуды расширяются и усиливается местный кровоток. Молекула оксида азота обладает способностью легко проникать через мембраны клеток. Благодаря этому она служит для обмена сигналами. Это благотворно влияет на состояние сердечно-сосудистой системы. Снижается риск ишемии миокарда и развития гипертонической болезни.

Уровень эндогенной окиси азота могут повышать растительные продукты — руккола, шпинат, свёкла, петрушка и прочие. Получение вещества из растительных продуктов требует присутствия сапрофитных микроорганизмов. В норме они живут в ротовой полости человека.

Источник

Оксид азота

4.5

Средняя оценка: 4.5

Всего получено оценок: 229.

4.5

Средняя оценка: 4.5

Всего получено оценок: 229.

Известно десять оксидов азота, пять из которых находятся в стабильном состоянии. Атомы кислорода и азота во всех оксидах соединены ковалентной полярной химической связью.

Общее описание

Азот – это бесцветный двухатомный газ (N₂). Атомы в молекуле азота удерживает прочная тройная связь, что обуславливает инертность элемента. Азот реагирует с другими элементами и соединениями под действием внешних факторов – высокой температуры, электричества, катализаторов.

Рис. 1. Строение молекулы азота.

Оксиды образуются из солей аммония и азотной кислоты. Формулы оксидов азота и краткая характеристика соединений приведены в таблице.

*Название*	*Формула*	*Получение*	*Особенности*
Оксид диазота или оксид азота (I) – «веселящий газ»	N₂O	– Нагревание нитрата аммония (опасность взрыва): NH₄NO₃ → N₂O + 2H₂O; – нагревание аминосульфоновой кислоты с разбавленной азотной кислотой: NH₂SO₂OH + HNO₃ → N₂O + H₂SO₄ + H₂O	Бесцветный газ со сладковатым привкусом. Не горит, токсичен. Растворим в воде, серной кислота, спирте
Монооксид или оксид азота (II)	NO	Единственный оксид, получаемый непосредственным взаимодействием кислорода и азота при температуре 1200°С или при электрических разрядах: N₂+ O₂ → 2NO	Бесцветный ядовитый газ. На воздухе окисляется, приобретая коричневый цвет. Трудно сжижается. В жидком виде имеет голубой цвет
Триоксид диазота или оксид азота (III)	N₂O₃	При взаимодействии разбавленной азотной кислоты и твёрдого оксида мышьяка с последующим охлаждением: – 2HNO₃ + As₂O₃ → NO₂ + NO + 2HAsO₃; – NO₂ + NO → N₂O₃	При нормальных условиях – синяя жидкость. Может приобретать газообразное и твёрдое состояния. Сильно токсичен, вызывает ожоги кожи
Диоксид или оксид азота (IV)	NO₂	– При взаимодействии азотной кислоты и меди: Cu + 4HNO₃ → Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O; – при разложении нитрата свинца: 2Pb(NO₃)₂ → 2PbO + 4NO₂ + O₂	Ядовитый газ бурого цвета с острым запахом. Легко сжижается при температуре ниже +21°С, превращаясь в желтоватую жидкость
Пентаоксид диазота или оксид азота (V)	N₂O₅	– Дегидратация азотной кислоты в присутствии оксида фосфора: 2HNO₃ + P₂O₅ → 2HPO₃ + N₂O₅; – взаимодействие хлора и нитрата серебра: 4AgNO₃ + 2Cl₂ → 4AgCl + 2N₂O₅ + O₂; – реакция оксида азота (IV) и озона: 2NO₂ + O₃ → N₂O₅ + O₂	Бесцветное твёрдое кристаллическое соединение, крайне неустойчивое при нормальных условиях. Приобретает стабильную форму при температуре ниже +10°C

Рис. 2. Диоксид или оксид азота (IV).

Помимо пяти стабильных оксидов азота известны ещё пять нестабильных соединений – NON₃, NO₂N₃, N(NO₂)₃, нитратный радикал NO₃ и димер, состоящий из двух простых молекул, диоксида азота (N₂O₄).

Химические свойства

Основные реакции оксидов азота с простыми и сложными веществами приведены в таблице.

*Оксиды*	*Реакции*	*Уравнения*
N₂O	При нагревании разлагается. Окисляет неметаллы. Проявляет свойства восстановителя с сильными окислителями. Реагирует с аммиаком и его производными. Не образует солей. Не реагирует с водой, щелочами, кислотами	– 2N₂O → 2N₂ + O₂; – 2N₂O + C → 2N₂ + CO₂; – 5N₂O + 8KMnO₄ + 7H₂SO₄ → 5Mn(NO₃)₂ + 3MnSO₄ + 4K₂SO₄ + 7H₂O; – 2NH₃ + N₂O → NH₄N₃ + H₂O; – 2NaNH₂ + N₂O → NaN₃ + NaOH + NH₃
NO	Окисляется до диоксида азота на воздухе при нормальных условиях. Взаимодействует с галогенами. В присутствии сильного восстановителя проявляет окислительные свойства. Не образует соли, плохо растворим в воде	– 2NO + O₂ → 2NO₂; – 2NO + Cl₂ → 2NOCl; – 2SO₂ + 2NO → 2SO₃ + N₂
N₂O₃	Разлагается при нагревании. Реагирует с водой с образованием азотистой кислоты. Растворим в щелочах	– N₂O₃ → NO + NO₂; – N₂O₃ + H₂O → 2HNO₂; – N₂O₃ + 2KOH → 2KNO₂ + H₂O
NO₂	Реагирует с неметаллами, металлами, галогенами, водой. Окисляет оксиды серы. Растворяется в щелочах	– 10NO₂ + 8P → 4P₂O₅ + 5N₂; – 4NO₂ + Zn → Zn(NO₃)₂ + 2NO; – 2NO₂ + 2Cl₂ → NOCl + NO₂Cl + Cl₂O; – 2NO₂ + H₂O → HNO₃ + HNO₂; – NO₂ + SO₂ → SO₃ + NO; – 2NO₂ + 2KOH → KNO₃ + KNO₂ + H₂O
N₂O₅	Быстро разлагается с взрывом. Растворяется в воде, щелочах	– 2N₂O₅ → 4NO₂ + O₂; – N₂O₅ + H₂O ↔ 2HNO₃; – N₂O₅ + 2NaOH → 2NaNO₃ + H₂O

Рис. 3. Пентаоксид диазота или оксид азота (V).

Оксиды используются для получения азотной кислоты. N₂O используется в качестве наркоза.

Что мы узнали?

Из темы урока узнали, что азот может образовывать пять стабильных оксидов, проявляя переменную валентность I, II, III, IV, V. Только один оксид (NO) можно получить непосредственным взаимодействием азота и кислорода при нагревании или под воздействием электричества. Остальные оксиды выделяются из солей аммония и азотной кислоты. Большинство оксидов – токсичные газы, способные сжижаться. Оксиды реагируют с металлами, неметаллами, щелочами, оксидами.

Тест по теме

Доска почёта

Чтобы попасть сюда — пройдите тест.

Олег Гаврюшкин

8/10
Сергей Ефремов

5/10

Оценка доклада

4.5

Средняя оценка: 4.5

Всего получено оценок: 229.

А какая ваша оценка?

Источник

1. Положение азота в периодической системе химических элементов
2. Строение атома азота
3. Физические свойства и нахождение в природе
4. Строение молекулы
5. Соединения азота
6. Способы получения
7. Химические свойства
7.1. Взаимодействие с простыми веществами
7.1.1. Взаимодействие с галогенами
7.1.2. Взаимодействие с серой и кремнием
7.1.3. Взаимодействие с водородом и фосфором
7.1.4. Взаимодействие с азотом
7.1.5. Взаимодействие с активными металлами

Аммиак
1. Строение молекулы и физические свойства
2. Способы получения
3. Химические свойства
3.1. Взаимодействие с серной кислотой
3.2. Взаимодействие с азотной кислотой
3.3. Взаимодействие с солями

Соли аммония
Способы получения солей аммония
Химические свойства солей аммония

Оксиды азота
1. Оксид азота (I)
2. Оксид азота (II)
3. Оксид азота (III)
4. Оксид азота (IV)
5. Оксид азота (V)

Азотная кислота
1. Строение молекулы и физические свойства
2. Способы получения
3. Химические свойства
3.1. Диссоциация азотной кислоты
2.3. Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами и гидроксидами
2.4. Вытеснение более слабых кислот из солей
2.5. Взаимодействие с металлами
2.6. Взаимодействие с неметаллами
2.7. Окисление сложных веществ
2.8. Взаимодействие с белками

Азотистая кислота

Соли азотной кислоты — нитраты

Соли азотистой кислоты — нитриты

Азот

Положение в периодической системе химических элементов

Азот расположен в главной подгруппе V группы (или в 15 группе в современной форме ПСХЭ) и во втором периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронное строение азота

Электронная конфигурация азота в основном состоянии:

Атом азота содержит на внешнем энергетическом уровне 3 неспаренных электрона и одну неподеленную электронную пару в основном энергетическом состоянии. Следовательно, атом азота может образовать 3 связи по обменному механизму и 1 связь по донорно-акцепторному механизму. Таким образом, максимальная валентность азота в соединениях равна IV. Также характерная валентность азота в соединениях — III.

Степени окисления атома азота – от -3 до +5. Характерные степени окисления азота -3, 0, +1, +2, +3, +4, +5.

Физические свойства и нахождение в природе

Азот в природе существует в виде простого вещества газа N₂. Нет цвета, запаха и вкуса. Молекула N₂ неполярная, следовательно, в воде азот практически нерастворим.

Азот – это основной компонент воздуха (79% по массе). В земной коре азот встречается в основном в виде нитратов. Входит в состав белков, аминокислот и нуклеиновых кислот в живых организмах.

Строение молекулы

Связь между атомами в молекуле азота – тройная, т.к. у каждого атома в молекуле по 3 неспаренных электрона. Одна σ-связь (сигма-связь) и две — π-связи.

Структурная формула молекулы азота:

Структурно-графическая формула молекулы азота: N≡N.

Схема перекрывания электронных облаков при образовании молекулы азота:

Соединения азота

Типичные соединения азота:

Степень окисления	Типичные соединения
+5	оксид азота (V) N₂O₅ азотная кислота HNO₃ нитраты MeNO₃
+4	оксид азота (IV) NO₂
+3	оксид азота (III) азотистая кислота нитриты MeNO₂
+2	оксид азота (II) NO
+1	оксид азота (I)
-3	аммиак NH₃ нитриды металлов MeN бинарные соединения азота с неметаллами

Способы получения азота

1. Азот в лаборатории получают при взаимодействии насыщенных растворов хлорида аммония и нитрита натрия. Образующийся в результате реакции обмена нитрит аммония легко разлагается с образованием азота и воды. В колбу наливают раствор хлорида аммония, а капельную воронку раствор нитрита натрия. При приливании нитрита натрия в колбу начинается выделение азота. Собирают выделяющийся азот в цилиндр. Горящая лучинка в атмосфере азота гаснет.

NaNO₂ + NH₄Cl → NH₄NO₂ + NaCl

NH₄NO₂ → N₂ + 2H₂O

Суммарное уравнение процесса:

NaNO₂ + NH₄Cl → N₂ + NaCl + 2H₂O

Видеоопыт взаимодействия нитрита натрия с хлоридом аммония можно посмотреть здесь.

Азот также образуется при горении аммиака:

4NH₃ + 3O₂ → 2N₂ + 6H₂O

2. Наиболее чистый азот получают разложением азидов щелочных металлов.

Например, разложением азида натрия:

2NaN₃ → 2Na + 3N₂

3. Еще один лабораторный способ получения азота — восстановление оксида меди (II) аммиаком при температуре ~700 °C:

3CuO + 2NH₃ → 3Cu + N₂ + 3H₂O

В промышленности азот получают, буквально, из воздуха. При промышленном производстве очень важно, чтобы сырье было дешевым и доступным. Воздуха много и он пока бесплатный.

Используются различные способы выделения азота из воздуха — адсорбционная технология, мембранная и криогенная технологии.

Адсорбционные методы разделения воздуха на компоненты основаны на разделения газовых сред в азотных установках лежит явление связывания твёрдым веществом, называемым адсорбентом, отдельных компонентов газовой смеси.

Основным принципом работы мембранных систем является разница в скорости проникновения компонентов газа через вещество мембраны. Движущей силой разделения газов является разница парциальных давлений на различных сторонах мембраны.

В основе работы криогенных установок разделения воздуха лежит метод разделения газовых смеси, основанный на разности температур кипения компонентов воздуха и различии составов находящихся в равновесии жидких и паровых смесей.

Химические свойства азота

При нормальных условиях азот химически малоактивен.

1. Азот проявляет свойства окислителя (с элементами, которые расположены ниже и левее в Периодической системе) и свойства восстановителя (с элементами, расположенными выше и правее). Поэтому азот реагирует с металлами и неметаллами.

1.1. Молекулярный азот при обычных условиях с кислородом не реагирует. Реагирует с кислородом только при высокой температуре (2000^оС), на электрической дуге (в природе – во время грозы):

N₂ + O₂ ⇄ 2NO – Q

Процесс эндотермический, т.е. протекает с поглощением теплоты.

1.2. При сильном нагревании (3000^оС-5000^оС или действие электрического разряда) образуется атомарный азот, который реагирует с серой, фосфором, мышьяком, углеродом с образованием бинарных соединений:

2С + N₂→ N≡C–C≡N

Молекулярный азот, таким образом, не реагирует с серой, фосфором, мышьяком, углеродом.

1.3. Азот взаимодействует с водородом при высоком давлении и высокой температуре, в присутствии катализатора. При этом образуется аммиак:

N₂ + ЗН₂ ⇄ 2NH₃

Этот процесс экзотермический, т.е. протекает с выделением теплоты.

1.4. Азот реагирует с активными металлами: с литием при комнатной температуре, кальцием, натрием и магнием при нагревании. При этом образуются бинарные соединения-нитриды.

Например, литий реагирует с азотом с образованием нитрида лития:

N₂ + 6Li → 2Li₃N

2. Со сложными веществами азот практически не реагирует из-за крайне низкой реакционной способности.

Взаимодействие возможно только в жестких условиях с активными веществами, например, сильными восстановителями.

Например, азот окисляет гидрид лития:

N₂ + 3LiH → Li₃N + NH₃

Аммиак

Строение молекулы и физические свойства

В молекуле аммиака NH₃ атом азота соединен тремя одинарными ковалентными полярными связями с атомами водорода:

Геометрическая форма молекулы аммиака — правильная треугольная пирамида. Валентный угол H-N-H составляет 107,3^о:

У атома азота в аммиаке на внешнем энергетическом уровне остается одна неподеленная электронная пара. Эта электронная пара оказывает значительное влиение на свойства аммиака, а также на его структуру. Электронная структура аммиака — тетраэдр , с атомом азота в центре:

Аммиак – бесцветный газ с резким характерным запахом. Ядовит. Весит меньше воздуха. Связь N-H — сильно полярная, поэтому между молекулами аммиака в жидкой фазе возникают водородные связи. При этом аммиак очень хорошо растворим в воде, т.к. молекулы аммиака образуют водородные связи с молекулами воды.

Способы получения аммиака

В лаборатории аммиак получают при взаимодействии солей аммония с щелочами. Поск

ольку аммиак очень хорошо растворим в воде, для получения чистого аммиака используют твердые вещества.

Например, аммиак можно получить нагреванием смеси хлорида аммония и гидроксида кальция. При нагревании смеси происходит образование соли, аммиака и воды:

2NH₄Cl + Са(OH)₂ → CaCl₂ + 2NH₃+ 2Н₂O

Тщательно растирают ступкой смесь соли и основания и нагревают смесь. Выделяющийся газ собирают в пробирку (аммиак — легкий газ и пробирку нужно перевернуть вверх дном). Влажная лакмусовая бумажка синеет в присутствии аммиака.

Видеоопыт получения аммиака из хлорида аммония и гидроксида кальция можно посмотреть здесь.

Еще один лабораторный способ получения аммиака – гидролиз нитридов.

Например, гидролиз нитрида кальция:

Ca₃N₂ + 6H₂O → ЗСа(OH)₂ + 2NH₃

В промышленности аммиак получают с помощью процесса Габера: прямым синтезом из водорода и азота.

N₂ + 3Н₂ ⇄ 2NH₃

Процесс проводят при температуре 500-550^оС и в присутствии катализатора. Для синтеза аммиака применяют давления 15-30 МПа. В качестве катализатора используют губчатое железо с добавками оксидов алюминия, калия, кальция, кремния. Для полного использования исходных веществ применяют метод циркуляции непровзаимодействовавших реагентов: не вступившие в реакцию азот и водород вновь возвращают в реактор.

Более подробно про технологию производства аммиака можно прочитать здесь.

Химические свойства аммиака

1. В водном растворе аммиак проявляет основные свойства (за счет неподеленной электронной пары). Принимая протон (ион H⁺), он превращается в ион аммония. Реакция может протекать и в водном растворе, и в газовой фазе:

:NH₃ + H₂O ⇄ NH₄⁺ + OH^–

Таким образом, среда водного раствора аммиака – щелочная. Однако аммиак – слабое основание. При 20 градусах один объем воды поглощает до 700 объемов аммиака.

Видеоопыт растворения аммиака в воде можно посмотреть здесь.

2. Как основание, аммиак взаимодействует с кислотами в растворе и в газовой фазе с образованием солей аммония.

Например, аммиак реагирует с серной кислотой с образованием либо кислой соли – гидросульфата аммония (при избытке кислоты), либо средней соли – сульфата аммония (при избытке аммиака):

NH₃ + H₂SO₄ → NH₄HSO₄

2NH₃ + H₂SO₄ → (NH₄)₂SO₄

Еще один пример: аммиак взаимодействует с водным раствором углекислого газа с образованием карбонатов или гидрокарбонатов аммония:

NH₃ + H₂O + CO₂ → NH₄HCO₃

2NH₃ + H₂O + CO₂ → (NH₄)₂CO₃

Видеоопыт взаимодействия аммиака с концентрированными кислотами – азотной, серной и и соляной можно посмотреть здесь.

В газовой фазе аммиак реагирует с летучим хлороводородом. При этом образуется густой белый дым – это выделяется хлорид аммония.

NH₃ + HCl → NH₄Cl

Видеоопыт взаимодействия аммиака с хлороводородом в газовой фазе (дым без огня) можно посмотреть здесь.

3. В качестве основания, водный раствор аммиака реагирует с растворами солей тяжелых металлов, образуя нерастворимые гидроксиды.

Например, водный раствор аммиака реагирует с сульфатом железа (II) с образованием сульфата аммония и гидроксида железа (II):

FeSO₄+ 2NH₃ + 2H₂O → Fe(OH)₂ + (NH₄)₂SO₄

4. Соли и гидроксиды меди, никеля, серебра растворяются в избытке аммиака, образуя комплексные соединения – амминокомплексы.

Например, хлорид меди (II) реагирует с избытком аммиака с образованием хлорида тетрамминомеди (II):

4NH₃ + CuCl₂ → [Cu(NH₃)₄]Cl₂

Гидроксид меди (II) растворяется в избытке аммиака:

4NH₃ + Cu(OH)₂ → [Cu(NH₃)₄](OH)₂

5. Аммиак горит на воздухе, образуя азот и воду:

4NH₃ + 3O₂ → 2N₂+ 6H₂O

Если реакцию проводить в присутствии катализатора (Pt), то азот окисляется до NO:

4NH₃ + 5O₂ → 4NO+ 6H₂O

6. За счет атомов водорода в степени окисления +1 аммиак может выступать в роли окислителя, например в реакциях с щелочными, щелочноземельными металлами, магнием и алюминием. С металлами реагирует только жидкий аммиак.

Например, жидкий аммиак реагирует с натрием с образованием амида натрия:

2NH₃+ 2Na → 2NaNH₂ + H₂

Также возможно образование Na₂NH, Na₃N.

При взаимодействии аммиака с алюминием образуется нитрид алюминия:

2NH₃ + 2Al → 2AlN + 3H₂

7. За счет азота в степени окисления -3 аммиак проявляет восстановительные свойства. Может взаимодействовать с сильными окислителями — хлором, бромом, пероксидом водорода, пероксидами и оксидами некоторых металлов. При этом азот окисляется, как правило, до простого вещества.

Например, аммиак окисляется хлором до молекулярного азота:

2NH₃ + 3Cl₂ → N₂+ 6HCl

Пероксид водорода также окисляет аммиак до азота:

2NH₃ + 3H₂O₂ → N₂+ 6H₂O

Оксиды металлов, которые в электрохимическом ряду напряжений металлов расположены справа — сильные окислители. Поэтому они также окисляют аммиак до азота.

Например, оксид меди (II) окисляет аммиак:

2NH₃+ 3CuO → 3Cu + N₂ + 3H₂O

Соли аммония

Соли аммония – это соли, состоящие из катиона аммония и аниона кислотного остатка.

Способы получения солей аммония

1. Соли аммония можно получить взаимодействием аммиака с кислотами. Реакции подробно описаны выше.

2. Соли аммония также получают в обменных реакциях между солями аммония и другими солями.

Например, хлорид аммония реагирует с нитратом серебра:

NH₄Cl + AgNO₃ → AgCl + NH₄NO₃

3. Средние соли аммония можно получить из кислых солей аммония. При добавлении аммиака кислая соль переходит в среднюю.

Например, гидрокарбонат аммония реагирует с аммиаком с образованием карбоната аммония:

NH₄НCO₃ + NH₃ → (NH₄)₂CO₃

Химические свойства солей аммония

1. Все соли аммония – сильные электролиты, почти полностью диссоциируют на ионы в водных растворах:

NH₄Cl ⇄ NH₄⁺ + Cl^–

2. Соли аммония проявляют свойства обычных растворимых солей –вступают в реакции обмена с щелочами, кислотами и растворимыми солями, если в продуктах образуется газ, осадок или образуется слабый электролит.

Например, карбонат аммония реагирует с соляной кислотой. При этом выделяется углекислый газ:

(NH₄)₂CO₃ + 2НCl → 2NH₄Cl + Н₂O + CO₂

Соли аммония реагируют с щелочами с образованием аммиака.

Например, хлорид аммония реагирует с гидроксидом калия:

NH₄Cl + KOH → KCl + NH₃ + H₂O

Взаимодействие с щелочами — качественная реакция на ионы аммония. Выделяющийся аммиак можно обнаружить по характерному резкому запаху и посинению лакмусовой бумажки.

3. Соли аммония подвергаются гидролизу по катиону, т.к. гидроксид аммония — слабое основание:

NH₄Cl + Н₂O ↔ NH₃∙ H₂O + HCl

NH₄⁺ + HOH ↔ NH₃∙ H₂O + H⁺

4. При нагревании соли аммония разлагаются. При этом если соль не содержит анион-окислителя, то разложение проходит без изменения степени окисления атома азота. Так разлагаются хлорид, карбонат, сульфат, сульфид и фосфат аммония:

NH₄Cl → NH₃ + HCl

NH₄HCO₃ → NH₃ + CO₂ + H₂O

(NH₄)₂SO₄ → NH₄HSO₄ + NH₃

NH₄HS → NH₃ + H₂S

Если соль содержит анион-окислитель, то разложение сопровождается изменением степени окисления атома азота иона аммония. Так протекает разложение нитрата, нитрита и дихромата аммония:

NH₄NO₂ → N₂ + 2H₂O

190 – 245° C:

NH₄NO₃ → N₂O + 2H₂O

При температуре 250 – 300°C:

2NH₄NO₃ → 2NO + 4H₂O

При температуре выше 300°C:

2NH₄NO₃ → 2N₂ + O₂ + 4H₂O

Разложение бихромата аммония («вулканчик»). Оранжевые кристаллы дихромата аммония под действием горящей лучинки бурно реагируют. Дихромат аммония – особенная соль, в ее составе – окислитель и восстановитель. Поэтому «внутри» этой соли может пройти окислительно-восстановительная реакция (внутримолекулярная ОВР):

(NH₄)₂Cr₂O₇ → Cr₂O₃ + N₂ + 4H₂O

Окислитель – хром (VI) превращается в хром (III), образуется зеленый оксид хрома. Восстановитель – азот, входящий в состав иона аммония, превращается в газообразный азот. Итак, дихромат аммония превращается в зеленый оксид хрома, газообразный азот и воду. Реакция начинается от горящей лучинки, но не прекращается, если лучинку убрать, а становится еще интенсивней, так как в процессе реакции выделяется теплота, и, начавшись от лучинки, процесс лавинообразно развивается. Оксид хрома (III) – очень твердое, тугоплавкое вещество зеленого цвета, его используют как абразив. Температура плавления – почти 2300 градусов. Оксид хрома – очень устойчивое вещество, не растворяется даже в кислотах. Благодаря устойчивости и интенсивной окраске окись хрома используется при изготовлении масляных красок.

Видеоопыт разложения дихромата аммония можно посмотреть здесь.

Оксиды азота

Оксиды азота	Цвет	Фаза	Характер оксида
N₂O Оксид азота (I), закись азота, «веселящий газ»	бесцветный	газ	несолеобразующий
NO Оксид азота (II)	бесцветный	газ	несолеобразующий
N₂O₃Оксид азота (III), азотистый ангидрид	синий	жидкость	кислотный
NO₂Оксид азота (IV), диоксид азота, «лисий хвост»	бурый	газ	кислотный (соответствуют две кислоты)
N₂O₅Оксид азота (V), азотный ангидрид	бесцветный	твердый	кислотный

Оксид азота (I)

Оксид азота (I) – это несолеобразующий оксид. Малые концентрации закиси азота вызывают лёгкое опьянение (отсюда название — «веселящий газ»). При вдыхании чистого газа быстро развиваются состояние опьянения и сонливость. Закись азота обладает слабой наркотической активностью, в связи с чем в медицине её применяют в больших концентрациях. В смеси с кислородом при правильном дозировании (до 80 % закиси азота) вызывает хирургический наркоз.

Строение молекулы оксида азота (I) нельзя описать методом валентных связей. Так как оксид азота (I) состоит из двух, так называемых резонансных структур, которые переходят одна в другую:

Общую формулу в таком случае можно задать, обозначая изменяющиеся связи в резонансных структурах пунктиром:

Получить оксид азота (I) в лаборатории можно разложением нитрата аммония:

NH₄NO₃ → N₂O + 2H₂O

Химические свойства оксида азота (I):

1. При нормальных условиях оксид азота (I) инертен. При нагревании проявляет свойства окислителя. Оксид азота (I) при нагревании окисляет водород, аммиак, металлы, сернистый газ и др. При этом азот восстанавливается в простое вещество.

N₂O + H₂ → N₂ + H₂O

N₂O + Mg → N₂ + MgO

N₂O + 2Cu → N₂ + Cu₂O

3N₂O + 2NH₃ → 4N₂ + 3H₂O

N₂O + H₂O + SO₂ → N₂ + H₂SO₄

Еще пример: оксид азота (I) окисляет углерод и фосфор при нагревании:

N₂O + C → N₂ + CO

5N₂O + 2Р → 5N₂ + Р₂O₅

2. При взаимодействии с сильными окислителями N₂O может проявлять свойства восстановителя.

Например, N₂O окисляется раствором перманганата в серной кислоте:

5N₂O + 3H₂SO₄ + 2KMnO₄ → 10NO + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O

Оксид азота (II)

Оксид азота (II) – это несолеобразующий оксид. В нормальных условиях это бесцветный ядовитый газ, плохо растворимый в воде. На воздухе коричневеет из-за окисления до диоксида азота. Сжижается с трудом; в жидком и твёрдом виде имеет голубой цвет.

Способы получения.

1. В лаборатории оксид азота (II) получают действием разбавленной азотной кислоты (30%) на неактивные металлы.

Например, при действии 30 %-ной азотной кислоты на медь образуется NO:

3Cu + 8HNO_3(разб.)→ 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

Также NO можно получить при окислении хлорида железа (II) или иодоводорода азотной кислотой:

3FeCl₂ + NaNO₃ + 4HCl → 3FeCl₃ + NaCl + NO + 2H₂O

2HNO₃ + 6HI → 2NO + I₂ + 4H₂O

2. В природе оксид азота (II) образуется из азота и кислорода под действием электрического разряда, например, во время грозы:

N₂ + O₂ → 2NO

3. В промышленности оксид азота (II) получают каталитическим окислением аммиака:

4NH₃ + 5O₂ → 4NO+ 6H₂O

Химические свойства.

1. Оксид азота (II) легко окисляется под действием окислителей.

Например, горит в атмосфере кислорода:

2NO + O₂ → 2NO₂

Оксид азота (II) легко окисляется под действием хлора или озона:

2NO + Cl₂ → 2NOCl

NO + O₃ → NO₂ + O₂

2. В присутствии более сильных восстановителей проявляет свойства окислителя. В атмосфере оксида азота (II) могут гореть водород, углерод и т.п.

Например, оксид азота (II) окисляет водород и сернистый газ:

2NO + 2H₂ → N₂ + 2H₂O

2NO + 2SO₂ → 2SO₃ + N₂

Оксид азота (III)

Оксид азота (III), азотистый ангидрид – кислотный оксид. За счет азота со степенью окисления +3 проявляет восстановительные и окислительные свойства. Устойчив только при низких температурах, при более высоких температурах разлагается.

Способы получения: можно получить при низкой температуре из оксидов азота:

NO₂ + NO ↔ N₂O₃

Химические свойства:

1. Оксид азота (III) взаимодействует с водой с образованием азотистой кислоты:

N₂O₃ + H₂O ↔ 2HNO₂

2. Оксид азота (III) взаимодействует с основаниями и основными оксидами:

Например, оксид азота (III) реагирует с гидроксидом и оксидом натрия с образованием нитрита натрия и воды:

N₂O₃ + 2NaOH → 2NaNO₂ + H₂O

N₂O₃ + Na₂O → 2NaNO₂

Оксид азота (IV)

Оксид азота (IV) — бурый газ. Очень ядовит! Для NO₂ характерна высокая химическая активность.

Способы получения.

1. Оксид азота (IV) образуется при окислении оксида азота (I) и оксида азота (II) кислородом или озоном:

2NO + O₂ → 2NO₂

2. Оксид азота (IV) образуется при действии концентрированной азотной кислоты на неактивные металлы.

Например, при действии концентрированной азотной кислоты на медь:

4HNO₃₍_конц_.) + Cu → Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O

3. Оксид азота (IV) образуется также при разложении нитратов металлов, которые в ряду электрохимической активности расположены правее магния (включая магний) и при разложении нитрата лития.

Например, при разложении нитрата серебра:

2AgNO₃ → 2Ag + 2NO₂ + O₂

Химические свойства.

1. Оксид азота (IV) реагирует с водой с образованием двух кислот — азотной и азотистой:

2NO₂ + H₂O → HNO₃ + HNO₂

Если растворение NO₂ в воде проводить в избытке кислорода, то образуется только азотная кислота:

4NO₂ + 2H₂O + O₂ → 4HNO₃

Поскольку азотистая кислота неустойчива, то при растворении NO₂в теплой воде образуются HNO₃ и NO:

3NO₂ + H₂O → 2HNO₃ + NO

2. При растворении оксида азота (IV) в щелочах образуются нитраты и нитриты:

2NO₂ + 2NaOH → NaNO₃ + NaNO₂ + H₂O

4NO₂ + 2Ca(OH)₂ → Ca(NO₂)₂ + Ca(NO₃)₂ + 2H₂O

В присутствии кислорода образуются только нитраты:

4NO₂ + 4NaOH + O₂ → 4NaNO₃ + 2H₂O

3. Оксид азота (IV) – сильный окислитель. В атмосфере оксида азота (IV) горят фосфор, уголь, сера, оксид серы (IV) окисляется до оксида серы (VI):

2NO₂ + 2S → N₂ + 2SO₂

2NO₂ + 2C → N₂ + 2CO₂

10NO₂ + 8P → 5N₂ + 4P₂O₅

NO₂ + SO₂ → SO₃ + NO

4. Оксид азота (IV) димеризуется:

2NO₂ ⇄ N₂O₄

Оксид азота (V)

N₂O₅ – оксид азота (V), ангидрид азотной кислоты – кислотный оксид.

Получение оксида азота (V).

1. Получить оксид азота (V) можно окислением диоксида азота:

2NO₂ + O₃ → N₂O₅ + O₂

2. Еще один способ получения оксида азота (V) – обезвоживание азотной кислоты сильным водоотнимающим веществом, оксидом фосфора (V):

2HNO₃ + P₂O₅ → 2HPO₃ + N₂O₅

Химические свойства оксида азота (V).

1. При растворении в воде оксид азота (V) образует азотную кислоту:

N₂O₅ + H₂O → 2HNO₃

2. Оксид азота (V), как типичный кислотный оксид, взаимодействует с основаниями и основными оксидами с образованием солей-нитратов.

Например, оксид азота (V) реагирует с гидроксидом натрия:

N₂O₅ + 2NaOH → 2NaNO₃ + H₂O

Еще пример: оксид азота (V) реагирует с оксидом кальция:

N₂O₅ + CaO → Ca(NO₃)₂

3. За счет азота со степенью окисления +5 оксид азота (V) – сильный окислитель.

Например, он окисляет серу:

2N₂O₅ + S → SO₂ + 4NO₂

4. Оксид азота (V) легко разлагается при нагревании (со взрывом):

2N₂O₅ → 4NO₂ + O₂

Азотная кислота

Строение молекулы и физические свойства

Азотная кислота HNO₃ – это сильная одноосновная кислота-гидроксид. При обычных условиях бесцветная, дымящая на воздухе жидкость, температура плавления −41,59 °C, кипения +82,6 °C ( при нормальном атмосферном давлении). Азотная кислота смешивается с водой во всех соотношениях. На свету частично разлагается.

Валентность азота в азотной кислоте равна IV, так как валентность V у азота отсутствует. При этом степень окисления атома азота равна +5. Так происходит потому, что атом азота образует 3 обменные связи и одну донорно-акцепторную, является донором электронной пары.

Поэтому строение молекулы азотной кислоты можно описать резонансными структурами:

Обозначим дополнительные связи между азотом и кислородом пунктиром. Этот пунктир по сути обозначает делокализованные электроны. Получается формула:

Способы получения

В лаборатории азотную кислоту можно получить разными способами:

1. Азотная кислота образуется при действии концентрированной серной кислоты на твердые нитраты металлов. При этом менее летучая серная кислота вытесняет более летучую азотную.

Например, концентрированная серная кислота вытесняет азотную из кристаллического нитрата калия:

KNO₃ + H₂SO_4(конц) → KHSO₄ + HNO₃

2. В промышленности азотную кислоту получают из аммиака. Процесс осуществляется стадийно.

1 стадия. Каталитическое окисление аммиака.

4NH₃ + 5O₂ → 4NO+ 6H₂O

2 стадия. Окисление оксида азота (II) до оксида азота (IV) кислородом воздуха.

2NO + O₂ → 2NO₂

3 стадия. Поглощение оксида азота (IV) водой в присутствии избытка кислорода.

4NO₂ + 2H₂O + O₂ → 4HNO₃

Химические свойства

Азотная кислота – это сильная кислота. За счет азота со степенью окисления +5 азотная кислота проявляет сильные окислительные свойства.

1. Азотная кислота практически полностью диссоциирует в водном растворе.

HNO₃→ H⁺ + NO₃^–

2. Азотная кислота реагирует с основными оксидами, основаниями, амфотерными оксидами и амфотерными гидроксидами.

Например, азотная кислота взаимодействует с оксидом меди (II):

CuO + 2HNO₃ → Cu(NO₃)₂ + H₂O

Еще пример: азотная кислота реагирует с гидроксидом натрия:

HNO₃ + NaOH → NaNO₃ + H₂O

3. Азотная кислота вытесняет более слабые кислоты из их солей (карбонатов, сульфидов, сульфитов).

Например, азотная кислота взаимодействует с карбонатом натрия:

2HNO₃ + Na₂CO₃ → 2NaNO₃ + H₂O + CO₂

4. Азотная кислота частично разлагается при кипении или под действием света:

4HNO₃ → 4NO₂ + O₂ + 2H₂O

5. Азотная кислота активно взаимодействует с металлами. При этом никогда не выделяется водород! При взаимодействии азотной кислоты с металлами окислителем всегда выступает азот +5. Азот в степени окисления +5 может восстанавливаться до степеней окисления -3, 0, +1, +2 или +4 в зависимости от концентрации кислоты и активности металла.

металл + HNO₃ → нитрат металла + вода + газ (или соль аммония)

С алюминием, хромом и железом на холоду концентрированная HNO₃ не реагирует – кислота «пассивирует» металлы, т.к. на их поверхности образуется пленка оксидов, непроницаемая для концентрированной азотной кислоты. При нагревании реакция идет. При этом азот восстанавливается до степени окисления +4:

Fe + 6HNO_3(конц.) → Fe(NO₃)₃ + 3NO₂ + 3H₂O

Al + 6HNO₃₍_конц_.) → Al(NO₃)₃ + 3NO₂ + 3H₂O

Золото и платина не реагируют с азотной кислотой, но растворяются в «царской водке» – смеси концентрированных азотной и соляной кислот в соотношении 1 : 3 (по объему):

HNO₃ + 3HCl + Au → AuCl₃ + NO + 2H₂O

Концентрированная азотная кислота взаимодействует с неактивными металлами и металлами средней активности (в ряду электрохимической активности после алюминия). При этом образуется оксид азота (IV), азот восстанавливается минимально:

4HNO₃₍_конц.) + Cu → Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O

С активными металлами (щелочными и щелочноземельными) концентрированная азотная кислота реагирует с образованием оксида азота (I):

10HNO₃+ 4Ca → 4Ca(NO₃)₂ + 2N₂O + 5H₂O

Разбавленная азотная кислота взаимодействует с неактивными металлами и металлами средней активности (в ряду электрохимической активности после алюминия). При этом образуется оксид азота (II).

8HNO_{3 (}_разб_.)+ 3Cu → 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

С активными металлами (щелочными и щелочноземельными), а также оловом и железом разбавленная азотная кислота реагирует с образованием молекулярного азота:

12HNO_3(разб)+ 10Na → 10NaNO₃ + N₂ + 6H₂O

При взаимодействии кальция и магния с азотной кислотой любой концентрации (кроме очень разбавленной) образуется оксид азота (I):

10HNO₃+ 4Ca → 4Ca(NO₃)₂ + 2N₂O + 5H₂O

Очень разбавленная азотная кислота реагирует с металлами с образованием нитрата аммония:

10HNO₃+ 4Zn → 4Zn(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O

Таблица. Взаимодействие азотной кислоты с металлами.

Азотная кислота
Концентрированная	Разбавленная
с Fe, Al, Cr	с неактивными металлами и металлами средней активности (после Al)	с щелочными и щелочноземельными металлами	с неактивными металлами и металлами средней активности (после Al)	с металлами до Al в ряду активности, Sn, Fe
пассивация при низкой Т	образуется NO₂	образуется N₂O	образуется NO	образуется N₂

6. Азотная кислота окисляет и неметаллы (кроме кислорода, водорода, хлора, фтора и некоторых других). При взаимодействии с неметаллами HNO₃обычно восстанавливается до NOили NO₂, неметаллы окисляются до соответствующих кислот, либо оксидов (если кислота неустойчива).

Например, азотная кислота окисляет серу, фосфор, углерод, йод:

6HNO₃ + S → H₂SO₄ + 6NO₂ + 2H₂O

Безводная азотная кислота – сильный окислитель. Поэтому она легко взаимодействует с красным и белым фосфором. Реакция с белым фосфором протекает очень бурно. Иногда она сопровождается взрывом.

5HNO₃ + P → H₃PO₄ + 5NO₂ + H₂O

5HNO₃ + 3P + 2H₂O → 3H₃PO₄ + 5NO

Видеоопыт взаимодействия фосфора с безводной азотной кислотой можно посмотреть здесь.

4HNO₃+ C → CO₂ + 4NO₂ + 2H₂O

Видеоопыт взаимодействия угля с безводной азотной кислотой можно посмотреть здесь.

10HNO₃ + I₂ → 2HIO₃ + 10NO₂ + 4H₂O

7. Концентрированная азотная кислота окисляет сложные вещества (в которых есть элементы в отрицательной, либо промежуточной степени окисления): сульфиды металлов, сероводород, фосфиды, йодиды, соединения железа (II) и др. При этом азот восстанавливается до NO₂, неметаллы окисляются до соответствующих кислот (или оксидов), а металлы окисляются до устойчивых степеней окисления.

Например, азотная кислота окисляет оксид серы (IV):

2HNO₃ + SO₂ → H₂SO₄ + 2NO₂

Еще пример: азотная кислота окисляет йодоводород:

6HNO₃ + HI → HIO₃ + 6NO₂ + 3H₂O

Азотная кислота окисляет углерод до углекислого газа, т.к. угольная кислота неустойчива.

3С + 4HNO₃ → 3СО₂ + 4NO + 2H₂O

Сера в степени окисления -2 окисляется без нагревания до простого вещества, при нагревании до серной кислоты.

Например, сероводород окисляется азотной кислотой без нагревания до молекулярной серы:

2HNO₃ + H₂S → S + 2NO₂ + 2H₂O

При нагревании до серной кислоты:

2HNO₃ + H₂S → H₂SO₄ + 2NO₂ + 2H₂O

8HNO₃ + CuS → CuSO₄ + 8NO₂ + 4H₂O

Соединения железа (II) азотная кислота окисляет до соединений железа (III):

4HNO₃ + FeS → Fe(NO₃)₃ + NO + S + 2H₂O

8. Азотная кислота окрашивает белки в оранжево-желтый цвет («ксантопротеиновая реакция»).

Ксантопротеиновую реакцию проводят для обнаружения белков, содержащих в своем составе ароматические аминокислоты. К раствору белка прибавляем концентрированную азотную кислоту. Белок свертывается. При нагревании белок желтеет. При добавлении избытка аммиака окраска переходит в оранжевую.

Видеоопыт обнаружения белков с помощью азотной кислоты можно посмотреть здесь.

Азотистая кислота

Азотистая кислота HNO₂ — слабая, одноосновная, химически неустойчивая кислота.

Получение азотистой кислоты.

Азотистую кислоту легко получить вытеснением из нитритов более сильной кислотой.

Например, соляная кислота вытесняет азотистую кислоту из нитрита серебра:

AgNO₂ + HCl → HNO₂ + AgCl

Химические свойства.

1. Азотистая кислота HNO₂ существует только в разбавленных растворах, при нагревании она разлагается:

3HNO₂ → HNO₃ + 2NO + H₂O

без нагревания азотистая кислота также разлагается:

2HNO₂ → NO₂ + NO + H₂O

2. Азотистая кислота взаимодействует с сильными основаниями.

Например, с гидроксидом натрия:

HNO₂ + NaOH → NaNO₂ + H₂O

3. За счет азота в степени окисления +3 азотистая кислота проявляет слабые окислительные свойства. Окислительные свойства HNO₂ проявляет только при взаимодействии с сильными восстановителями.

Например, HNO₂ окисляет иодоводород:

2HNO₂ + 2HI → 2NO + I₂ + 2H₂O

Азотистая кислота также окисляет иодиды в кислой среде:

2НNO₂ + 2KI + 2H₂SO₄ → K₂SO₄ + I₂ + 2NO + 2H₂O

Азотистая кислота окисляет соединения железа (II):

2HNO₂ + 3H₂SO₄ + 6FeSO₄ → 3Fe₂(SO₄)₃ + N₂ + 4H₂O

4. За счет азота в степени окисления +3 азотистая кислота проявляет сильные восстановительные свойства. Под действием окислителей азотистая кислота переходит в азотную.

Например, хлор окисляет азотистую кислоту до азотной кислоты:

HNO₂ + Cl₂ + H₂O → HNO₃ + 2HCl

Кислород и пероксид водорода также окисляют азотистую кислоту:

2HNO₂ + O₂ → 2HNO₃

HNO₂ + H₂O₂ → HNO₃ + H₂O

Соединения марганца (VII) окисляют HNO₂:

5HNO₂ + 2HMnO₄ → 2Mn(NO₃)₂ + HNO₃ + 3H₂O

Соли азотной кислоты — нитраты

Нитраты металлов — это твердые кристаллические вещества. Большинство очень хорошо растворимы в воде.

1. Нитраты термически неустойчивы, причем все они разлагаются на кислород и соединение, характер которого зависит от положения металла (входящего в состав соли) в ряду напряжений металлов:

Нитраты щелочных и щелочноземельных металлов (до Mg в электрохимическом ряду) разлагаются до нитрита и кислорода.

Например, разложение нитрата натрия:

2KNO₃ → 2KNO₂ + O₂

Исключение – литий.

Видеоопыт разложения нитрата калия можно посмотреть здесь.

Нитраты тяжелых металлов (от Mg до Cu, включая магний и медь) и литий разлагаются до оксида металла, оксида азота (IV) и кислорода:

Например, разложение нитрата меди (II):

2Cu(NO₃)₂ → 2CuO + 4NO₂ + O₂

Нитраты малоактивных металлов (правее Cu) – разлагаются до металла, оксида азота (IV) и кислорода.

Например, нитрат серебра:

2AgNO₃ → 2Ag + 2NO₂ + O₂

Исключения:

Нитрит железа (II) разлагается до оксида железа (III):

4Fe(NO₃)₂ → 2Fe₂O₃ + 8NO₂ + O₂

Нитрат марганца (II) разлагается до оксида марганца (IV):

Mn(NO₃)₂ → MnO₂ + 2NO₂

2. Водные растворы не обладают окислительно-восстановительными свойствами, расплавы – сильные окислители.

Например, смесь 75% KNO₃, 15% C и 10% S называют «черным порохом»:

2KNO₃ + 3C + S → N₂ + 3CO₂ + K₂S

Соли азотистой кислоты — нитриты

Соли азотистой кислоты устойчивее самой кислоты, и все они ядовиты. Поскольку степень окисления азота в нитритах равна +3, то они проявляют как окислительные свойства, так и восстановительные.

Кислород, галогены и пероксид водорода окисляют нитриты до нитратов:

2KNO₂ + O₂ → 2KNO₃

KNO₂ + H₂O₂ → KNO₃ + H₂O

KNO₂ + H₂O + Br₂ → KNO₃ + 2HBr

Лабораторные окислители — перманганаты, дихроматы — также окисляют нитриты до нитратов:

5KNO₂ + 3H₂SO₄ + 2KMnO₄ → 5KNO₃ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O

3KNO₂ + 4H₂SO₄ + K₂Cr₂O₇ → 3KNO₃ + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 4H₂O

В кислой среде нитриты выступают в качестве окислителей.

При окислении йодидов или соединений железа (II) нитриты восстанавливаются до оксида азота (II):

2KNO₂ + 2H₂SO₄ + 2KI → 2NO + I₂ + 2K₂SO₄ + 2H₂O

2KNO₂+ 2FeSO₄+ 2H₂SO₄→ Fe₂(SO₄)₃ + 2NO + K₂SO₄ + 2H₂O

При взаимодействии с очень сильными восстановителями (алюминий или цинк в щелочной среде) нитриты восстанавливаются максимально – до аммиака:

NaNO₂ + 2Al + NaOH + 6H₂O → 2Na[Al(OH)₄] + NH₃

Смесь нитратов и нитритов также проявляет окислительные свойства. Например, смесь нитрата и нитрита калия окисляет оксид хрома (III) до хромата калия:

3KNO₂ + Cr₂O₃ + KNO₃ → 2K₂CrO₄ + 4NO

Источник

Reactions[edit]

With di- and triatomic molecules[edit]

Organic chemistry[edit]

Coordination complexes[edit]

Production and preparation[edit]

Laboratory methods[edit]

Detection and assay[edit]

Environmental effects[edit]

Acid rain deposition[edit]

Ozone depletion[edit]

Precursor to NO2[edit]

Biological functions[edit]

Occupational safety and health[edit]

Explosion hazard[edit]

References[edit]

External links[edit]

Reactions[edit]

With di- and triatomic molecules[edit]

Organic chemistry[edit]

Coordination complexes[edit]

Production and preparation[edit]

Laboratory methods[edit]

Detection and assay[edit]

Environmental effects[edit]

Acid rain deposition[edit]

Ozone depletion[edit]

Precursor to NO2[edit]

Biological functions[edit]

Occupational safety and health[edit]

Explosion hazard[edit]

References[edit]

External links[edit]

Оксид азота

Содержание

Список оксидов

N2O

NO

N2O3(III)

NО2, N2O4

N2O5(V)

Воздействие на организм

Применение

См.также

Полезное

Смотреть что такое «Оксид азота» в других словарях:

Виды и свойства

Несолеобразующие соединения

Получение в природе и промышленности

Практическое применение

Влияние на живые организмы

Оксид азота

Общее описание

Химические свойства

Что мы узнали?

Тест по теме

Оценка доклада

Азот

Положение в периодической системе химических элементов

Электронное строение азота

Физические свойства и нахождение в природе

Строение молекулы

Соединения азота

Способы получения азота

Химические свойства азота

Аммиак

Строение молекулы и физические свойства

Способы получения аммиака

Химические свойства аммиака

Соли аммония

Способы получения солей аммония

Химические свойства солей аммония

Оксиды азота

Оксид азота (I)

Оксид азота (II)

Оксид азота (III)

Оксид азота (IV)

Оксид азота (V)

Азотная кислота

Строение молекулы и физические свойства

Способы получения

Precursor to NO₂[edit]

Precursor to NO₂[edit]

N₂O

N₂O₃(III)

NО₂, N₂O₄

N₂O₅(V)