Азотен оксид

Азотен оксид
Имена
По IUPAC	Азотен(II) оксид
Свойства
Формула	NO
Моларна маса	29,998 u[1]
Външен вид	безцветен газ
Точка на топене	-164 °C
Точка на кипене	-152 °C
Парно налягане	3 470 000 Pa (20 °C)
Диполен момент	0,15 D
Термохимия
Стандартна енталпия на образуване	81 kJ/mol
Опасности
Основни опасности
NFPA 704	0 3 0 OX
Идентификатори
CAS номер	10102-43-9
PubChem	145068
ChemSpider	127983
Номер на ООН	1660
DrugBank	DB00435
KEGG	D00074
MeSH	D009569
ChEBI	16480
ChEMBL	CHEMBL1200689
RTECS	QX0525000
ATC	R07AX01
SMILES	[N]=O
InChI	1S/NO/c1-2
InChI ключ	MWUXSHHQAYIFBG-UHFFFAOYSA-N
UNII	31C4KY9ESH
Gmelin	451
Данните са при стандартно състояние на материалите (25 °C, 100 kPa), освен ако не е указано друго.
Азотен оксид в Общомедия

Азотният оксид е бинарно неорганично съединение с формула ${\displaystyle {\ce {NO}}}$. Представлява безцветен газ с остра миризма, практически неразтворим и нереагиращ с водата, но силно разтворим в CS₂, H₂SO₄ и етанол.^[2] Съединението е неутрален оксид.^[3] В индустриалната химия е част от производството на азотна киселина и амоняк.

Физични и химични свойства

Строеж

Азотният оксид е най-простото^[4] съединение с нечетен брой електрони, което е мономер като газ, и термично стабилно, въпреки положителната енергия на Гибс. Съединението е парамагнитно, което се определя от несдвоения електрон на една молекулните орбитали: ${\displaystyle KK[(\sigma _{s}^{2})(\pi 2_{x})(\pi _{y}^{2})(\sigma _{n}^{2})(\pi _{x}^{\star 1})]}$. В течно и твърдо състояние димеризира. Доказано е наличието на цис-, който е по-стабилен, и транс-N₂O₂, който е червен и се получава в Люисови киселини като BCl₃, TiCl₄, SO₂ или HCl.^[5]

При 1100 – 1200 °C се разпада на съставящите го елементи. При високо налягане и 50 °C се диспропорционира:

${\displaystyle {\ce {3NO -> N2O + NO2}}}$

Йонизационната енергия на единичния електрон от ${\displaystyle \pi _{x}^{\star 1}}$ молекулната орбитала е сравнително ниска – 809,6 kJ/mol. Това позволява образуването на нитрозилен катион ${\displaystyle {\ce {NO^+}}}$ при реакции с халогените, халогениди, някои силни киселини и други неорганични съединения:^[3][4]

${\displaystyle {\ce {NO + Cl2 -> NOCl + HCl}}}$

${\displaystyle {\ce {XeF2 + 2NO -> 2NOF + Xe}}}$ (с примеси от XeF₄)

${\displaystyle {\ce {2NO + 2H2SO4 + 1/2O2 -> 2NOHSO4 + H2O}}}$

${\displaystyle {\ce {2I2O5 + 10NO -> 5N2O4 + 2I2}}}$

Окисление и редукция

Азотният оксид лесно се окислява от кислорода във въздуха, като реакцията се забавя при повишена температура:

${\displaystyle {\ce {2NO -> N2O2 + O2 -> 2NO2}}}$

Със силни окислители азотът повишава степента си на окисление до +5:

${\displaystyle {\ce {5NO + 3KMnO4 + 6H2SO4 -> 5HNO3 + 3MnSO4 + 3KHSO4 + 2H2O}}}$

В зависимост от редуктора, азотният оксид може да се редуцира до N₂O, N₂, NH₂OH, NH₃.

Координационна химия

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

${\displaystyle {\ce {[Fe(H2O)6]^2+ + NO -> [Fe(H2O)5NO]^2+ + H2O}}}$

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

Производство

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

${\displaystyle {\ce {KNO2 + KI + H2SO4 -> NO + K2SO4 + H2O + 1/2 I2}}}$

${\displaystyle {\ce {6NaNO2 + 3H2SO4 -> 4NO + 2HNO3 + 2H2O + 3Na2SO4}}}$

Екология

Азотният оксид се отделя при изгарянето на горива и е постоянен замърсител на атмосферата.^[3] Той се окислява от O₂ във въздуха до NO₂, който причинява киселинни дъждове.

Източници

1. nitric oxide // PubChem. Посетен на 18 ноември 2016 г. (на английски)
2. Лидин, Р. Неорганическая химия в реакциях. Москва, Дрофа, 2007. ISBN 978-5-358-01303-2. с. 336 – 337.
3. Киркова, Елена. Химия на елементите и техните съедиденения. София, Университетско издателство „Св. Климент Охридски“, 2013. ISBN 978-954-07-3504-7. с. 273 – 276.
4. Greenwood, N., Earnshaw, A. Chemistry of the Elements. Oxford, Butterworth-Heinemann, 1998. ISBN 0-7506-3365-4. с. 445 – 454.
5. Bruce King, R. Encyclopedia of Inorganic Chemistry [10 Volumes]. Wiley, 2005. ISBN 9780470860786. с. 31 – 33.