Оксид азота (II) no

Ниже приведено электронное и пространственное строение оксида азота (II).

Оси X, Y, S, T и W лежат в плоскости α. Оси Z перпендикулярны этой плоскости. Углы между осями S и X, S и T близки к 120^О. Ось Y параллельна оси S, ось W параллельна оси T.

Физические свойства no

Оксид азота II – NO представляет собой бесцветный газ, который при – 151.7^ОC сжимается в голубую жидкость. Последняя уже при – 163,6^ОC отвердевает. Так как оксид азота II имеет неспаренный электрон, то в жидком состоянии он на 25% димеризован, а в твёрдом является на 100% димером N₂O₂:

В воде растворяется плохо; растворимость довольно резко падает с ростом температуры:

V⁰_s = 7, 38 мл / 100 г воды; V²⁰_s = 4,71 мл / 100 г воды; V⁸⁰_s = 2,70 мл / 100 г воды

Запах NO неизвестен, так как на воздухе он быстро окисляется до резко пахнущего NO₂ , запах которого, наоборот, известен любому химику, так как именно им пахнет концентрированная азотная кислота.

Способы получения no

Оксид азота II NO может быть получен:

1. Прямым синтезом из простых веществ в электрической дуге:

N₂ + O₂ 2 NO – Q

Процесс эндотермичен.

2. В промышленности NO получают сжиганием аммиака в присутствии катализаторов:

4 NH₃ + 5 O₂ 4 NO + 6 H₂O

3. При сжигании аминов также получается NO:

4 CH₃ – NH₂ + 11 О₂ 4 CO₂ + 10 H₂O + 4 NO

4. При взаимодействии нитритов металлов с концентрированной серной кислотой, например:

2 NaNO₂(насыщ.) + H₂SO₄ (конц ) Na₂SO₄ + NO↑ + NO₂↑ + H₂O

5. При разложении оксида азота (III):

N₂O₃ (синяя жидк.) NO↑ + NO₂↑( бурый газ)

6. При восстановлении нитритов в кислой среде, например:

2 NaNO₂ + 2 NaI + 2 H₂SO₄ (разб.) → 2 NO↑ + I₂↓ + 2 Na₂SO₄ + 2 H₂O

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

7. При восстановлении разбавленной азотной кислоты тяжёлыми металлами (Ag, Cu, Pb, Ni, Mn, Hg и др.), например:

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

_. 8. При окислении «царской водкой» благородных металлов (Au, Pt, Rh)

3 Pt + 18 HCl (конц.) + 4 HNO₃ (конц_.) → 3 H₂[PtCl₆] + 4 NO↑ + 8 H₂O

9. При разложении хлорида нитрозила:

2 NOCl 2 NO↑ + Cl₂↑

10. При гидролизе трифторида азота происходит диспропорционирование азота:

11. При взаимодействии фторида или хлорида нитрозила с красным фосфором, кремнием, металлами:

5 NOF + P(красн.) → 5 NO↑ + PF₅ 4 NOF + Si → 4 NO↑ + SiF₄

3 NOCl + Fe → FeCl₃ + 3 NO↑

Химические свойства оксида азота II – no

Оксид азота II – NO самый стабильный из всех оксидов азота. Но и он при катализе оксидом бария распадается на простые вещества при 700^ОС:

2 NO N₂ + O₂

NO медленно диспропорционирует, контактируя с твёрдой щёлочью:

Оксид азота II может быть окислителем:

2 NO + 2 H₂ 2 H₂O + N₂

2 NO + 5 Zn + 10 NaOH(конц.) + 10 H₂O → 2 (NH₃ • H₂O) + 5 Na₂[Zn(OH)₄]

2 NO + 2 H₂S → N₂ + 2 H₂O + 2 S↓ 2 NO + 2 SO₂ N₂ + 2 SO₃

2 NO + C N₂ + CO₂ 10 NO + 4 P 5 N₂ + P₄O₁₀

2 NO + 4 Cu N₂ + 2 Cu₂O (кирпично-красный)

и восстановителем:

2 NO + O₂ → 2 NO₂ 2 NO + 3 HClO + H₂O → 2 HNO₃ + 3 HCl

NO + O₃ → NO₂ + O₂ 2 NO + 2 CrO₃ + 3 H₂SO₄ → 2 HNO₃ + Cr₂(SO₄)₃ + 2 H₂O

NO может вытеснять угарный газ – СО из карбонильных комплексов:

4 NO + [Fe(CO)₅] (жёлт.жидк.) ——→ 5 CO↑ + [Fe(NO)₄] (чёрн.тв.в-во)

NO может вступать в реакции соединения:

с галогенами:

2 NO + Сl₂ (Br₂) → 2 O = N – Cl (хлористый нитрозил (бромистый))

с оксидом азота IV:

NO + NO₂ N₂O₃

сам с собой, давая димер:

NO + NO N₂O₂