Оксиды азота и их свойства. Оксид азота (I, II, III, IV, V): свойства, получение, применение

Оксид азота (II), оксид (II) оксид, окись азота — неорганическое соединение состава NO. При обычных условиях является бесцветным, токсичным и негорючей газом. В жидком и твердом состояниях соединение димеризуеться с образованием оксида N 2 O 2.

Монооксид азота относится к несолетвирних оксидов: с водой он не образует кислоту или основание, а непосредственно реагируя с основами и с кислотами, не образует солей.

Физические свойства

Оксид азота NO при обычных условиях является бесцветным газом с очень низкой температурой кипения (-151,8 ° С) и температурой плавления (-163,6 ° С). В твердом состоянии, благодаря наличию неспаренного электрона, соединение полностью димеризуеться с образованием оксида N 2 O 2, а в жидком — примерно на четверть.

В воде растворяется трудно: при обычной температуре лишь около 5 см³ в 100 г воды.

Получение

Промышленный метод

В промышленных масштабах синтез оксида азота (II) является одной из стадий в получении азотной кислоты. Его получают окислением аммиака кислородом воздуха в присутствии катализаторов:

Количество преобразованного в NO аммиака составляет примерно 93-98%. Другими, побочными, реакциями является образование азота и оксида азота (I):

Кроме этого, может происходить частичное разложение конечного продукта, NO, а также его взаимодействие с аммиаком:

Согласно одной из самых распространенных теорий механизма окисления, предложенной Максом Боденштейном, аммиак окисляется атомарным кислородом, адсорбированным на катализаторе с образованием гидроксиламина, который постепенно разлагается с образованием NO:

Основными применяемыми катализаторами являются платина и, в меньшей степени, родий и палладий. Несмотря на их высокую стоимость, они имеют преимущество в высшем выходе реакции и меньшей склонности к отравлению.

Лабораторные методы

В лабораториях монооксид азота обычно добывают взаимодействием разбавленной азотной кислоты с медью при некотором нагревании по реакции:

Применяются также реакции восстановления нитритов в разведенной серной кислоте:

Полученный такими методами NO может быть загрязнен примесями (прежде всего, N 2 O), поэтому он требует дополнительной очистки.

Химические свойства

Наиболее характерной свойством монооксида азота является его способность легко сочетаться при обычных условиях с кислородом воздуха с образованием диоксида азота (реакция имеет большое значение при производстве азотной кислоты):

При высокотемпературном нагреве и в присутствии катализатора BaO, газообразные NO разлагается на простые соединения. Жидкий NO с течением времени может диспропорционуваты с образованием оксидов азота (I) и азота (III):

При взаимодействии с галогенами или серной кислотой (в присутствии кислорода), NO окисляется с образованием соединений нитрозила:

Аналогично он образует нитрозильни комплексы с металлами в водных растворах солей:

Оксид азота восстанавливается до свободного азота графитом, красным фосфором, неметаллическими соединениями-восстановителями, а также некоторыми металлами:

Роль в живых организмах

Роль оксида азота (II) как сигнальной молекулы в живых организмах была открыта в 1980-х годах, а в 1998 Роберт Ферчготт, Луис Игнарро и Ферид Мурад получили Нобелевскую премию по физиологии или медицине за выяснение его функций в сердечно-сосудистой системе. Монооксид азота является паракринным фактором благодаря своей способности быстро диффундировать через мембраны клеток, однако из-за высокой реакционность расстояние такой диффузии ограничена 1 мм а время полжизни молекул NO составляет 5-10 секунд. Азот мооноксид выполняет сигнальную функцию как у животных, так и у растений, даже некоторые бактерии могут чувствовать очень небольшие его концентрации и двигаться в сторону от источника этого соединения.

У млекопитающих NO задействован в ряде физиологических процессов, таких как регуляция артериального давления, передача нервных импульсов, свертывания крови и иммунный ответ. Синтез оксида азота (II) осуществляется путем деаминирование аминокислоты аргинина и обеспечивается ферментом NO-синтазы (NOS), что у млекопитающих трех изоформы: нейрональная (nNOS), индуцибельной (iNOS) и эндотелиальной (eNOS). nNOS и eNOS экспрессируются в соответствующих типах клеток конститутивно и резко увеличивают свою активность в ответ на рост концентрации Ca 2+. Зато активация iNOS осуществляется на уровне транскрипции под влиянием эндотоксинов или цитокинов воспаления, в частности в таких клетках как макрофаги и нейтрофилы, и не зависит от цитоплазматического уровня кальция.

Одной из мишеней монооксида азота в клетках млекопитающих, в том числе и гладких мышцах, является фермент гуанилатциклазы, в активном центре которого он присоединяется к атому железа и таким образом увеличивает энзиматическую активность. Циклический ГМФ, что является продуктом гуанилатциклазы, является вторичным посредником и запускает в клетке каскад реакций, обеспечивающих физиологическую ответ, в случае гладких мышц — их расслабление.

NO может действовать также и цГМФ-независимым путем, например изменять активность белков путем ковалентной нитрозилювання тиольных групп (-SH) специфических остатков цистеина в их составе.

Защитная функция монооксида азота

У растений NO участвует в защитных реакциях во время повреждений и инфекций. Также монооксид азота играет роль в функционировании иммунной системы животных. Активированные макрофаги и нейрофилов (а также клетки эндотелия) производят его в больших количествах во время воспалительных процессов. Вместе с NO они выделяют супероксид-он (O-2), эти два соединения соединяясь образуют очень токсичен пероксинитрит (OONO -) нужен для того, чтобы убить поглощены бактерии.

Медицинские препараты, влияющие на сигналювання NO

Из препаратов, влияющих на сигнальный путь монооксида азота, первым начал использоваться еще в XIX веке нитроглицерин для борьбы со стенокардией. Это соединение медленно расщепляется в организме и действует как источник NO длительное время. NO в свою очередь обеспечивает расширение сосудов и уменьшения нагрузки на сердце. Такое действие нитроглицерина была открыта благодаря наблюдению, что больные стенокардией работники фабрик, на которых изготавливали это соединение, сильнее страдали от боли на выходных. Врачи настолько часто слышали такие сообщения пациентов, обратили внимание на терапевтический эффект нитроглицерина. С тех пор было разработано много других нитровазодиляторив. Сам NO не имеет терапевтического действия при стенокрадии, через очень небольшое время полжизни, однако его иногда используют в вдыхаемой форме для облегчения легочной гипертензии.

Существуют также препараты, имеющие другие мишени в сигнальном пути NO. Например, силденафил подавляет деятельность фосфодиэстеразы, которая расщепляет цГМФ, таким образом продолжая продолжительность действия сигнала. Это соединение была впервые предложена для лечения стенокрадии, однако выяснилось, что она наиболее эффективно влияет на изоформу цГМФ-фосфодиэстеразы, експресуетсья в сосудах пениса, и вызывает их расширение и, соответственно, эрекцию. Поэтому силденафил (под названием Виагра) стал использоваться для лечения эректильной дисфункции.

Токсичность

Оксид NO раздражает дыхательные пути и глаза. Симптомы отравления зьявляють только через определенный период задержки в несколько часов. Ими являются: раздражение горла, затрудненное дыхание, головная боль, тошнота. Дальнейшие осложнения при отсутствии лечебных мероприятий могут вызывать полную потерю сил, непостоянство дыхания, цианоз, а также смерть в результате отека легких.

Пораженного NO необходимо убрать из опасной территории, провентилировать легкие кислородом. Дальнейшие 72 часа необходимо обеспечить надзор и исключить любую физическую деятельность, поскольку это может привести к развитию отека легких. При попадании вещества в ое или на кожу, необходимо тщательно промыть пораженное место теплой водой и обратиться к врачу.

Мерами безопасности при работе с оксидом азота (I) является наличие защитных резиновых (тефлоновых) перчаток, герметичных очков, респиратора.

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

Окси́ды азо́та - неорганические бинарные соединения азота с кислородом .

Энциклопедичный YouTube

1 / 3

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

Закись азота

О пользе оксида азота в организме. Найтворкс

Субтитры

Список оксидов

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

N 2 O

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

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

NO

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

N 2 O 3 (III)

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

NO 2 (IV)

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

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

и растворами щелочей:

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

Сильный окислитель. Многие вещества (

При обычной температуре N 2 O - бесцветный газ со слабым приятным запахом и сладковатым вкусом; обладает наркотическим действием, вызывая сначала судорожный смех, затем - потерю сознания.

Способы получения

1. Разложение нитрата аммония при небольшом нагревании:

NH 4 NO 3 = N 2 O + 2Н 2 О

2. Действие HNO 3 на активные металлы

10HNO 3 (конц.) + 4Са = N 2 O + 4Ca(NO 3) 2 + 5Н 2 О

Химические свойства

N 2 O не проявляет ни кислотных, ни основных свойств, т. е. не взаимодействует с основаниями, с кислотами, с водой (несолеобразующий оксид).

При Т > 500"С разлагается на простые вещества. N 2 O - очень сильный окислитель. Например, способен в водном растворе окислить диоксид серы до серной кислоты:

N 2 O + SO 2 + Н 2 О = N 2 + H 2 SO 4

NO - оксид азота (II), монооксид азота.

При обычной температуре NO - бесцветный газ без запаха, малорастворимый в воде, очень токсичный (в больших концентрациях изменяет структуру гемоглобина).

Способы получения

1. Прямой синтез из простых веществ может быть осуществлен только при очень высокой Т:

N 2 + O 2 = 2NО - Q

2. Получение в промышленности (1-я стадия производства HNO 3).

4NH 3 + 5O 2 = 4NО + 6Н 2 О

3. Лабораторный способ - действие разб. HNO 3 на тяжелые металлы:

8HNO 3 + 3Cu = 2NO + 3Cu(NO 3) 2 + 4Н 2 О

Химические свойства

NO - несолеобразующий оксид (подобно N 2 О). Обладает окислительно-восстановительной двойственностью.

I. NO - окислитель

2NO + SO 2 + Н 2 О = N 2 O + H 2 SO 4

2NO + 2H 2 = N 2 + 2Н 2 О (со взрывом)

II. NO - восстановитель

2NO + O 2 = 2NO 2

10NO + 6KMnO 4 + 9H 2 SO 4 = 10HNO 3 + 3K 2 SO 4 + 6MnSO 4 + 4Н 2 О

NO 2 - оксид азота (IV), диоксид азота

При обычной температуре NO 2 - красно-бурый ядовитый газ с резким запахом. Представляет собой смесь NO 2 и его димера N 2 O 4 в соотношении -1:4. Диоксид азота хорошо растворяется в воде.

Способы получения

I. Промышленный - окисление NO: 2NO + O 2 = 2NO 2

II. Лабораторные:

действие конц. HNO 3 на тяжелые металлы: 4HNO 3 + Сu = 2NO 2 + Cu(NO 3) 2 + 2Н 2 О

разложение нитратов: 2Pb(NO 3) 2 = 4NO 2 + O 2 + 2РbО

Химические свойства

NO 2 - кислотный оксид, смешанный ангидрид 2-х кислот

NO 2 взаимодействует с водой, основными оксидами и щелочами. Но реакции протекают не так, как с обычными оксидами - они всегда окислительно - восстановительные. Объясняется это тем, что не существует кислоты со С.О. (N) = +4, поэтому NO 2 при растворении в воде диспропорционирует с образованием 2-х кислот - азотной и азотистой:

2NO 2 + Н 2 О = HNO 3 + HNO 2

Если растворение происходит в присутствии O 2 , то образуется одна кислота - азотная:

4NO 2 + 2Н 2 О + O 2 = 4HNO 3

Аналогичным образом происходит взаимодействие NO 2 со щелочами:

в отсутствие O 2: 2NO 2 + 2NaOH = NaNO 3 + NaNO 2 + Н 2 О

в присутствии O 2: 4NO 2 + 4NaOH + O 2 = 4NaNO 3 + 2Н 2 О

NO 2 - очень сильный окислитель

По окислительной способности NO 2 превосходит азотную кислоту. В его атмосфере горят С, S, Р, металлы и некоторые органические вещества. При этом NO 2 восстанавливается до свободного азота:

10NO 2 + 8P = 5N 2 + 4P 2 O 5

2NO 2 + 8HI = N 2 + 4I 2 + 4Н 2 О (возникает фиолетовое пламя)

В присутствии Pt или Ni диоксид азота восстанавливается водородом до аммиака:

2NO 2 + 7Н 2 = 2NH 3 + 4Н 2 О

Как окислитель NO 2 используется в ракетных топливах. При его взаимодействии с гидразином и его производными выделяется большое количество энергии:

2NO 2 + 2N 2 H 4 = 3N 2 + 4Н 2 О + Q

N 2 O 3 и N 2 O 5 - неустойчивые вещества

Оба оксида имеют ярко выраженный кислотный характер, являются соответственно ангидридами азотистой и азотной кислот.

N 2 O 3 как индивидуальное вещество существует только в твердом состоянии ниже Т пл. (-10 0 С).

С повышением температуры разлагается: N 2 O 3 → NO + NO 2

N 2 O 5 при комнатной температуре и особенно на свету разлагается так энергично, что иногда самопроизвольно взрывается.

Свойства оксидов

Оксиды - это сложные химические вещества, представляющие собой химические соединения простых элементов с кислородом. Они бывают солеобразующими и не образующие соли . При этом солеобразующие бывают 3-х типов: основными (от слова "основание"), кислотными и амфотерными .
Примером окислов, не образующих соли, могут быть: NO (окись азота) - представляет собой бесцветный газ, без запаха. Он образуется во время грозы в атмосфере. CO (окись углерода) - газ без запаха, образуется при сгорании угля. Его обычно называют угарным газом. Существуют и другие окислы, не образующие соли. Теперь разберём подробнее каждый вид солеобразующих окислов.

Основные оксиды

Основные оксиды - это сложные химические вещества, относящиеся к окислам, которые образуют соли при химической реакции с кислотами или кислотными оксидами и не реагируют с основаниями или основными оксидами. Например, к основным относятся следующие:
K 2 O (окись калия), CaO (окись кальция), FeO (окись железа 2-валентного).

Рассмотрим химические свойства оксидов на примерах

1. Взаимодействие с водой:
- взаимодействие с водой с образованием основания (или щёлочи)

CaO+H 2 O→ Ca(OH) 2 (известная реакция гашения извести, при этом выделяется большое количества тепла!)

2. Взаимодействие с кислотами:
- взаимодействие с кислотой с образованием соли и воды (раствор соли в воде)

CaO+H 2 SO 4 → CaSO 4 + H 2 O (Кристаллы этого вещества CaSO 4 известны всем под названием "гипс").

3. Взаимодействие с кислотными оксидами: образование соли

CaO+CO 2 → CaCO 3 (Это вещество известно всем - обычный мел!)

Кислотные оксиды

Кислотные оксиды - это сложные химические вещества, относящиеся к окислам, которые образуют соли при химическом взаимодействии с основаниями или основными оксидами и не взаимодействуют с кислотными оксидами.

Примерами кислотных окислов могут быть:

CO 2 (всем известный углекислый газ), P 2 O 5 - оксид фосфора (образуется при сгорании на воздухе белого фосфора), SO 3 - триокись серы - это вещество используют для получения серной кислоты .

Химическая реакция с водой

CO 2 +H 2 O→ H 2 CO 3 - это вещество - угольная кислота - одна из слабых кислот, её добавляют в газированную воду для "пузырьков" газа. С повышением температуры растворимость газа в воде уменьшается, а его излишек выходит в виде пузырьков.

Реакция с щелочами (основаниями):

CO 2 +2NaOH→ Na 2 CO 3 +H 2 O- образовавшееся вещество (соль) широко используется в хозяйстве. Её название - кальцинированная сода или стиральная сода, - отличное моющее средство для подгоревших кастрюль, жира, пригара. Голыми руками работать не рекомендую!

Реакция с основными оксидами:

CO 2 +MgO→ MgCO 3 - получившая соль - карбонат магния - ещё называется "горькая соль".

Амфотерные оксиды

Амфотерные оксиды - это сложные химические вещества, также относящиеся к окислам, которые образуют соли при химическом взаимодействии и с кислотами (или кислотными оксидами ) и основаниями (или основными оксидами ). Наиболее частое применение слово "амфотерный" в нашем случае относится к оксидам металлов .

Примером амфотерных оксидов могут быть:

ZnO - окись цинка (белый порошок, часто применяемый в медицине для изготовления масок и кремов), Al 2 O 3 - окись алюминия (называют еще "глинозёмом").

Химические свойства амфотерных оксидов уникальны тем, что они могут вступать в химические реакции, соответствующие как основаниями так и с кислотами. Например:

Реакция с кислотным оксидом:

ZnO+H 2 CO 3 → ZnCO 3 + H 2 O - Образовавшееся вещество - раствор соли "карбоната цинка" в воде.

Реакция с основаниями:

ZnO+2NaOH→ Na 2 ZnO 2 +H 2 O - полученное вещество - двойная соль натрия и цинка.

Получение оксидов

Получение оксидов производят различными способами. Это может происходить физическим и химическим способами. Самым простым способом является химическое взаимодействие простых элементов с кислородом. Например, результатом процесса горения или одним из продуктов этой химической реакции являются оксиды . Например, если раскалённое железный прутик, да и не только железный (можно взять цинк Zn, олово Sn, свинец Pb, медь Cu, - вообщем то, что имеется под рукой) поместить в колбу с кислородом, то произойдёт химическая реакция окисления железа, которая сопровождается яркой вспышкой и искрами. Продуктом реакции будет чёрный порошок оксида железа FeO:

2Fe+O 2 → 2FeO

Полностью аналогичны химические реакции с другими металлами и неметаллами. Цинк сгорает в кислороде с образованием окисла цинка

2Zn+O 2 → 2ZnO

Горение угля сопровождается образованием сразу двух окислов: угарного газа и углекислого газа

2C+O 2 → 2CO - образование угарного газа.

C+O 2 → CO 2 - образование углекислого газа. Этот газ образуется если кислорода имеется в более, чем достаточном количестве, то есть в любом случае сначала протекает реакция с образованием угарного газа, а потом угарный газ окисляется, превращаясь в углекислый газ.

Получение оксидов можно осуществить другим способом - путём химической реакции разложения . Например, для получения окисла железа или окисла алюминия необходимо прокалить на огне соответствующие основания этих металлов :

Fe(OH) 2 → FeO+H 2 O

Твёрдый оксид алюминия - минерал корунд Оксид железа (III). Поверхность планеты Марс имеет красновато-оранжевый цвет из-за наличия в грунте оксида железа (III). Твёрдый оксид алюминия - корунд

2Al(OH) 3 → Al 2 O 3 +3H 2 O,
а также при разложении отдельных кислот:

H 2 CO 3 → H 2 O+CO 2 - разложение угольной кислоты

H 2 SO 3 → H 2 O+SO 2 - разложение сернистой кислоты

Получение оксидов можно осуществить из солей металлов при сильном нагревании:

CaCO 3 → CaO+CO 2 - прокаливанием мела получают окись кальция (или негашенную известь) и углекислый газ.

2Cu(NO 3) 2 → 2CuO + 4NO 2 + O 2 - в этой реакции разложения получается сразу два окисла: меди CuO (чёрного цвета) и азота NO 2 (его ещё называют бурым газом из-за его действительно бурого цвета).

Ещё одним способом, которым можно осуществить получение окислов - это окислительно-восстановительные реакции

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

S + 2H 2 SO 4 (конц.)→ 3SO 2 + 2H 2 O

Оксиды хлора

Молекула ClO 2 Молекула Cl 2 O 7 Закись азота N 2 O Азотистый ангидрид N 2 O 3 Азотный ангидрид N 2 O 5 Бурый газ NO 2

Известны следующие оксиды хлора : Cl 2 O, ClO 2 , Cl 2 O 6 , Cl 2 O 7 . Все они, за исключением Cl 2 O 7 , имеют желтую или оранжевую окраску и не устойчивы, особенно ClO 2 , Cl 2 O 6 . Все оксиды хлора взрывоопасны и являются очень сильными окислителями.

Реагируя с водой, они образуют соответствующие кислородсодержащие и хлорсодержащие кислоты :

Так, Cl 2 O - кислотный оксид хлора хлорноватистой кислоты.

Cl 2 O + H 2 O→ 2HClO - Хлорноватистая кислота

ClO 2 - кислотный оксид хлора хлорноватистой и хлорноватой кислоты, так как при химической реакции с водой образует сразу две этих кислоты:

ClO 2 + H 2 O→ HClO 2 + HClO 3

Cl 2 O 6 - тоже кислотный оксид хлора хлорноватой и хлорной кислот:

Cl 2 O 6 + H 2 O→ HClO 3 + HClO 4

И, наконец, Cl 2 O 7 - бесцветная жидкость - кислотный оксид хлора хлорной кислоты:

Cl 2 O 7 + H 2 O→ 2HClO 4

Оксиды азота

Азот - газ, который образует 5 различных соединений с кислородом - 5 оксидов азота . А именно:

N 2 O - гемиоксид азота . Другое его название известно в медицине под названием веселящий газ или закись азота - это бесцветный сладковатый и приятный на вкус на газ.
- NO - моноксид азота - бесцветный, не имеющий ни запаха ни вкуса газ.
- N 2 O 3 - азотистый ангидрид - бесцветное кристаллическое вещество
- NO 2 - диоксид азота . Другое его название - бурый газ - газ действительно имеет буро-коричневый цвет
- N 2 O 5 - азотный ангидрид - синяя жидкость, кипящая при температуре 3,5 0 C

Из всех этих перечисленных соединений азота наибольший интерес в промышленности представляют NO - моноксид азота и NO 2 - диоксид азота. Моноксид азота (NO) и закись азота N 2 O не реагируют ни с водой, ни с щелочами. (N 2 O 3) при реакции с водой образует слабую и неустойчивую азотистую кислоту HNO 2 , которая на воздухе постепенно переходит в более стойкое химическое вещество азотную кислоту Рассмотрим некоторые химические свойства оксидов азота :

Реакция с водой:

2NO 2 + H 2 O→ HNO 3 + HNO 2 - образуется сразу 2 кислоты: азотная кислота HNO 3 и азотистая кислота.

Реакция с щелочью:

2NO 2 + 2NaOH→ NaNO 3 + NaNO 2 + H 2 O - образуются две соли: нитрат натрия NaNO 3 (или натриевая селитра) и нитрит натрия (соль азотистой кислоты).

Реакция с солями:

2NO 2 + Na 2 CO 3 → NaNO 3 + NaNO 2 + CO 2 - образуются образуются две соли: нитрат натрия и нитрит натрия, и выделяется углекислый газ.

Получают диоксид азота (NO 2) из моноксида азота (NO) с помощью химической реакции соединения c кислородом :

2NO + O 2 → 2NO 2

Оксиды железа

Железо образует два оксида : FeO - оксид железа (2-валентный) - порошок чёрного цвета, который получают восстановлением оксида железа (3-валентного) угарным газом по следующей химической реакции:

Fe 2 O 3 +CO→ 2FeO+CO 2

Этот основной оксид, легко вступающий в реакции с кислотами. Он обладает восстановительными свойствами и быстро окисляется в оксид железа (3-валентный).

4FeO +O 2 → 2Fe 2 O 3

Оксид железа (3-валентный) - красно-бурый порошок (гематит), обладающий амфотерными свойствами (может взаимодействовать и с кислотами и со щелочами). Но кислотные свойства этого оксида выражены настолько слабо, что наиболее часто он его используют, как основной оксид .

Есть ещё так называемы смешанный оксид железа Fe 3 O 4 . Он образуется при горении железа, хорошо проводит электрический ток и обладает магнитными свойствами (его называют магнитным железняком или магнетитом). Если железо сгорает, то в результате реакции горения образуется окалина, состоящая сразу из двух оксидов: оксида железа (III) и (II) валентные.

Оксид серы

Сернистый газ SO 2

Оксид серы SO 2 - или сернистый газ относится к кислотным оксидам , но кислоту не образует, хотя отлично растворяется в воде - 40л оксида серы в 1 л воды (для удобства составления химических уравнений такой раствор называют сернистой кислотой).

При нормальных обстоятельствах - это бесцветный газ с резким и удушливым запахом горелой серы. При температуре всего -10 0 C его можно перевести в жидкое состояние.

В присутствии катализатора -оксида ванадия (V 2 O 5) оксид серы присоединяет кислород и превращается в триоксид серы

2SO 2 +O 2 → 2SO 3

Растворённый в воде сернистый газ - оксид серы SO 2 - очень медленно окисляется, в результате чего сам раствор превращается в серную кислоту

Если сернистый газ пропускать через раствор щелочи, например, гидроксида натрия, то образуется сульфит натрия (или гидросульфит - смотря сколько взять щёлочи и сернистого газа)

NaOH + SO 2 → NaHSO 3 - сернистый газ взят в избытке

2NaOH + SO 2 → Na 2 SO 3 + H 2 O

Если сернистый газ не реагирует с водой, то почему его водный раствор даёт кислую реакцию?! Да, не реагирует, но он сам окисляется в воде, присоединяя к себе кислород. И получается, что в воде накапливаются свободные атомы водорода, которые и дают кислую реакцию (можете проверить каким-нибудь индикатором!)

Оксиды и гидроксиды азота

ТАЙНА СТЕПЕНЕЙ ОКИСЛЕНИЯ

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

Cтроение молекул оксидов азота

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

Физические свойства оксидов азота

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

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

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

Химические свойства оксидов азота

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

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

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

2NO + O 2 = 2NO 2 .

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

2NO + O 3 = N 2 O 5 .

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Строение молекулы гидроксида азота(V) – азотной кислоты

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

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

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

Физические свойства азотной кислоты

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

Химические свойства азотной кислоты

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

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

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

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

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

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

Химические свойства соединений азота (дополнение)

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

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

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

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

Экологические свойства оксидов азота и азотной кислоты

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

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

О.Р.ВАЛЕДИНСКАЯ
(МГУ, Москва)