5.2.3 Оксиды азота
Азот образует с кислородом следующие оксиды: N2O, NO, N2O3, NO2, N2O5.
N2O и NO – несолеобразующие оксиды; N2O3 и N2O5 – ангидриды азотистой и азотной кислот соответственно; NO2 – смешанный ангидрид азотистой и азотной кислот.
Из всех оксидов азота только NO можно получить непосредственным взаимодействием азота и кислорода при температурах 3000 – 4000 C по обратимой реакции: N2 + O2 ⇆ 2 NO .
Большинство оксидов азота получают косвенным путём.
Оксид азота (I) N2O получается термическим разложением нитрата аммония: NH4NO3 N2O + 2 H2O.
N2O – это бесцветный газ со слабым запахом и сладковатым вкусом, малорастворимый в воде. При нагревании выше 500С N2O разлагается:
2 N2O 2 N2 + O2.
Поэтому при высоких температурах N2O проявляет свойства окислителя, например, тлеющая лучинка вспыхивает в атмосфере N2O. Раньше оксид азота (I) использовался в медицине для наркоза.
Оксид азота (II) NO – бесцветный газ, плохо растворимый в воде. В лаборатории его получают взаимодействием меди с разбавленной (30 – 35%) азотной кислотой: 3 Cu + 8 HNO3 3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O .
В промышленности NO получают каталитическим окислением аммиака (см. раздел 5.2.2 «Аммиак и соли аммония. Гидразин. Гидроксиламин» данной лекции). Оксид азота (II) является промежуточным продуктом при производстве азотной кислоты.
Для NO характерна окислительно-восстановительная двойственность:
2 NO + O2 2 NO2; 2 NO + 2 H2 N2 + 2 H2O.
Оксид азота (IV) NO2 – бурый ядовитый газ с неприятным запахом. Он образуется при взаимодействии NO с кислородом воздуха. Оксид азота (IV) легко конденсируется в красную жидкость (t кипения = +21 C), которая при охлаждении светлеет и при температуре минус 11,2 С замерзает, образуя белую массу.
Молекулы NO2 способны к димеризации с образованием молекул N2O4 , вследствие чего устанавливается химическое равновесие:
нагревание
охлаждение
2
NO2
N2O4
.
Так как N2O4 – бесцветное вещество, а NO2 имеет бурый цвет, за смещением этого равновесия при нагревании или охлаждении газовой смеси легко судить по изменению её окраски.
NO2 – энергичный окислитель, многие вещества способны гореть в атмосфере диоксида азота. Поскольку атом азота в молекуле NO2 находится в промежуточной степени окисления, то диоксид азота может проявлять и свойства восстановителя, а также диспропорционировать:
2 NO2 + H2O HNO2 + HNO3 .
Азотистая кислота неустойчива и разлагается по схеме:
3 HNO2 HNO3 + 2 NO + H2O .
Суммарно реакция взаимодействия NO2 с водой описывается уравнением:
3 NO2 + H2O 2 HNO3 + NO .
В присутствии воздуха образующийся NO окисляется до NO2 и реакция протекает по уравнению: 4 NO2 + O2 + 2 H2O 4 HNO3 .
Таким образом, следующая последовательность химических превращений
N2 NH3 NO NO2 HNO3
лежит в основе современного способа получения азотной кислоты.
При взаимодействии NO2 с растворами щелочей образуется смесь солей азотной и азотистой кислот:
2 NO2 + 2 NaOH NaNO2 + NaNO3 + H2O.
Оксид азота (III) N2O3 (азотистый ангидрид) – тёмно-синяя жидкость, разлагающаяся даже при низких температурах на NO и NO2:
N2O3 ⇆ NO + NO2.
Оксид азота (V) N2O5 (азотный ангидрид) – белое кристаллическое вещество, уже при комнатной температуре разлагающееся на NO2 и O2. Азотный ангидрид может быть получен действием водоотнимающих средств (например, P2O5) на азотную кислоту: 2 HNO3 + P2O5 2 HPO3 + N2O5 .
Оксид азота (V) – очень сильный окислитель. Многие органические вещества при соприкосновении с ним воспламеняются.