Азотен оксид

Азотният оксид е бинарно неорганично съединение с формула $\mathrm{N}\mathrm{O}$. Представлява безцветен газ с остра миризма, практически неразтворим и нереагиращ с водата, но силно разтворим в CS₂, H₂SO₄ и етанол. Съединението е неутрален оксид. В индустриалната химия е част от производството на азотна киселина и амоняк.

Физични и химични свойства

Строеж

Азотният оксид е най-простото 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: $KK[({\sigma }_s^2)(\pi 2_x)({\pi }_y^2)({\sigma }_n^2)({\pi }_x^{\star 1})]$. 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.

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

$3\mathrm{N}\mathrm{O}⟶\mathrm{N}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}+\mathrm{N}\mathrm{O}{\phantom{A}}_2$

Йонизационната енергия на единичния електрон от ${\pi }_x^{\star 1}$ молекулната орбитала е сравнително ниска – 809,6 kJ/mol. Това позволява образуването на нитрозилен катион $\mathrm{N}\mathrm{O}{\phantom{A}}^{+}$ при реакции с халогените, халогениди, някои силни киселини и други неорганични съединения:

$\mathrm{N}\mathrm{O}+\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}_2⟶\mathrm{N}\mathrm{O}\mathrm{C}\mathrm{l}+\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{l}$

$\mathrm{X}\mathrm{e}\mathrm{F}{\phantom{A}}_2+2\mathrm{N}\mathrm{O}⟶2\mathrm{N}\mathrm{O}\mathrm{F}+\mathrm{X}\mathrm{e}$ (с примеси от XeF₄)

$2\mathrm{N}\mathrm{O}+2\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{S}\mathrm{O}{\phantom{A}}_4+\frac{1}{2}\mathrm{O}{\phantom{A}}_2⟶2\mathrm{N}\mathrm{O}\mathrm{H}\mathrm{S}\mathrm{O}{\phantom{A}}_4+\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}$

$2\mathrm{I}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}{\phantom{A}}_5+10\mathrm{N}\mathrm{O}⟶5\mathrm{N}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}{\phantom{A}}_4+2\mathrm{I}{\phantom{A}}_2$

Окисление и редукция

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

$2\mathrm{N}\mathrm{O}⟶\mathrm{N}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}{\phantom{A}}_2+\mathrm{O}{\phantom{A}}_2⟶2\mathrm{N}\mathrm{O}{\phantom{A}}_2$

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

$5\mathrm{N}\mathrm{O}+3\mathrm{K}\mathrm{M}\mathrm{n}\mathrm{O}{\phantom{A}}_4+6\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{S}\mathrm{O}{\phantom{A}}_4⟶5\mathrm{H}\mathrm{N}\mathrm{O}{\phantom{A}}_3+3\mathrm{M}\mathrm{n}\mathrm{S}\mathrm{O}{\phantom{A}}_4+3\mathrm{K}\mathrm{H}\mathrm{S}\mathrm{O}{\phantom{A}}_4+2\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}$

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:

$[\mathrm{F}\mathrm{e}(\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}){\phantom{A}}_6]{\phantom{A}}^{2+}+\mathrm{N}\mathrm{O}⟶[\mathrm{F}\mathrm{e}(\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}){\phantom{A}}_5\mathrm{N}\mathrm{O}]{\phantom{A}}^{2+}+\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}$

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

Производство

Лабораторно азотен оксид се получава при реакции на алкални нитрити:

$\mathrm{K}\mathrm{N}\mathrm{O}{\phantom{A}}_2+\mathrm{K}\mathrm{I}+\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{S}\mathrm{O}{\phantom{A}}_4⟶\mathrm{N}\mathrm{O}+\mathrm{K}{\phantom{A}}_2\mathrm{S}\mathrm{O}{\phantom{A}}_4+\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}+\frac{1}{2}\mathrm{I}{\phantom{A}}_2$

$6\mathrm{N}\mathrm{a}\mathrm{N}\mathrm{O}{\phantom{A}}_2+3\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{S}\mathrm{O}{\phantom{A}}_4⟶4\mathrm{N}\mathrm{O}+2\mathrm{H}\mathrm{N}\mathrm{O}{\phantom{A}}_3+2\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}+3\mathrm{N}\mathrm{a}{\phantom{A}}_2\mathrm{S}\mathrm{O}{\phantom{A}}_4$

Екология

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