Ракетная мастерская / Энциклопедия / Азота окислы

- соединения азота с кислородом. А. о.: закись N2O, окись NO, азотистый ангидрид N2O3, двуокись NO2, ее димер (четырехокись) N2O4 и азотный ангидрид N2O5. Все А. о. в газообразном состоянии эндотермичны, т. е. при их образовании из N2 и O2 поглощается теплота. Даже при низких темп-рах А. о. термодинамически неустойчивы. Однако, благодаря большой энергии связи между атомами азота и кислорода в А. о., энергии активации реакций с их участием, как правило, высоки и А.о.(за исключением NO) сравнительно мало реакционноспособны при обычных условиях. В частности, и реакции их распада "размораживаются" (начинают протекать с измеримой скоростью) лишь при сравнительно высоких темп-рах.
Закись азота N2O Синонимы: Азота оксид, Диазота оксид, Nitrous oxide, Nitrogenium oxydulatum, Oxydum nitrosum, Protoxyde d' Azote, Stikoxydal - бесцветный газ со слабо приятным запахом и сладковатым вкусом; т. кип. -89,5С, т. пл. -102,4С. Молекулярная масса 44,01.Относительная плотность равна 1,527. Масса 1 литра газа 1,977 грамм. При 00С и давлении 30 атм., а также при обычной температуре и давлении 40 атм. сгущается в бесцветную жидкость. В сжиженном состоянии закись азота обычно находится в баллонах емкостью 10 литров. Из 1 кг азота закиси жидкой образуется 500 л газа. Теплота образования H=19,49 ккал/моль. Растворимость в воде: 1,048(5С); 0,629(20С) объемов газа в одном объеме воды. С водой, с растворами к-т и щелочей N2O химически не взаимодействует; однако формально ей соответствует малоустойчивая азотноватистая к-та H2N2O2, легко разлагающаяся на воду и N2O. Кислородом N2O не окисляется. При 500С заметно диссоциирует, при 900С полностью распадается на N2 и О2. При высокой темп-ре проявляет сильные окислительные свойства (напр., в закиси азота, как и в кислороде, вспыхивает тлеющая лучина). Смеси N2O c H2, NH3 или СО, при нек-рых соотношениях компонентов, взрываются при нагревании. Получают N2O термич. разложением нитрата аммония: NH4NO3 = N2O+2H2O; процесс сопровождается выделением теплоты и протекает со все возрастающей скоростью, что требует осторожности при его проведении. При вдыхании смеси воздуха с N2O наступает состояние, близкое к опьянению (отсюда название N2O-"веселящий газ"). В медицине закись азота применяют в качестве наркотич. средства.
Окись азота NO - бесцветный газ, т.кип. -151,8С, т.пл. -163,6С. Теплота образования H=21,6 ккал/моль. Хотя NO самый эндотермичный из А. о., но именно этот окисел и образуется при взаимодействии N2 и О2; это, в часности, связано с тем, что реакция N2+O2 = 2NO не сопровождается уменьшением энтропии (что имеет место при синтезе всех других А. о. из простых тел), поскольку в результате этой реакции не уменьшается число малекул газа. При различных темп-рах равновесные концентрации NO в указанной реакции составляют (в %):

2000С	3200С	4200С
0,61	4,48	10,0

Полученная при высокой темп-ре NО при медленном охлаждении разлагается, поэтому ее быстро охлаждают до темп-ры ниже 1000С, при к-рой ее распад практически "заморожен". Окись азота крайне незначительно растворима в воде: 0,0738 (0С), 0,0471 (20С) объемов газа на один объем воды. Химически с водой и разбавленными растворами кислот и щелочей не взаимодействует. Молекула NO имеет нечетное число внешних электронов, в связи с чем NO парамагнитна. Окись азота склонна к реакциям окисления-восстановления и присоединения. При обычной темп-ре быстро окисляется кислородом до NO2. Т.к. реакция 2NO+O2=2NO2 экзотермична, то при повышении темп-ры равновесие смещается в сторону диссоциации NO2. С хлором NO соединяется с образованием хлористого нитрозила NOCl. Окислительные свойства NO проявляются, напр., при ее взаимодействии с водородом: 2NO+2H2=N2+2H2O (смесь равных объемов NO c H2 при нагревании взрывается), с сероводородом: 2NO+2H2S=N2+2S+2H2O и т.д. Окись азота - основной полупродукт в производстве азотной кислоты, где она получается при каталитич.окислении аммиака. NO получают также непосредственным взаимодействием азота с кислородом при очень высокой темп-ре (в пламени вольтовой дуги) и в электроразрядах; в лаборатории - разложением нитритов кислотами и др.
   Двуокись азота NO2, четырехокись азота N2O4 - бурый газ с удушливым запахом, сжижающийся при 21,15С в светло-желтую жидкость, замерзающую при -11,2С (бесцветные кристаллы); при обычных условиях представляет смесь NO2 и N2O4; в такой смеси содержится при 40С и 1 атм. 31%NO2, а при 100С и 1 атм - 88%NO2, и лишь ок.140С N2O4 целиком переходит в NO2. При дальнейшем повышении темп-ры начинает распадаться и NO2 и ок. 600С полностью превращается в NO и O2. Плотность газообразных окислов 3,3г/л(21С), жидких - 1,49г/см3(0С); t крит.158С, p крит.99атм; давление паров: 0,58 атм (10С),2,38 атм (40С), 7,35 атм (70С). Теплоты образования: NO2 Н=8,091 ккал/моль и N2O4 H=2,309ккал/моль. Молекула NO2 имеет нечетное число внешних электронов, парамагнитна. Вопрос об электронной структуре NO2 и N2O4 окончательно не решен. С водой и р-рами щелочей NO2 взаимодействует химически: 2NO2+H2O=HNO3+HNO2; 2NO2+2NaOH=NaNO3+NaNO2+H2O. Двуокись и четырехокись азота - сильные окислители. Многие в-ва (уголь, сера, фосфор, органич. соединения) энергично сгорают в токе NO2. Четырехокись N2O4 с жидким аммиаком реагирует со взрывом. С соляной к-той NO2 образует хлористый нитрозил NOCl, с серной к-той - нитрозилсерую к-ту NOHSO4. В пром-ти двуокись азота получают как промежуточный продукт в произ-ве азотной к-ты дальнейшим окислением окиси азота кислородом или воздухом; в лаборатории - разложением Pb(NO3)2 или взаимодействием меди с конц. HNO3. Применяют как нитрующий агент.
   Азотистый ангидрид N2O3 - красно-бурый газ, сгущающийся при охлаждении в синюю жидкость. Обычно приводимую в справочниках т. кип. 3,5С нельзя считать точной из-за разложения N2O3 на NO и NO2 при охлаждении; при сильном охлаждении жидкая N2O3 застывает в белоснежные кристаллы с т. пл. - 102С. Теплота образования Н=20,0 ккал/моль. С водой N2O3 образует азотистую кислоту: N2O3+H2O=2HNO2, с щелочами - нитриты. В лаборатории N2O3 получают взаимодействием HNO3 с мышьяковистым ангидридом As2O3. Практич. применения не находит.
   Азотный ангидрид (двупятиокись) N2O5 - единственный твердый при обычной темп-ре А.о., бесцветные кристаллы (ромбич. пластинки); при комнатной темп-ре разлагается на NO2 и O2, быстрое нагревание приводит к взрыву. Теплота образования Н(газ)=3,6 ккал/моль; Н(крист.)= -10,0 ккал/моль. В лаборатории получают взаимодействием HNO3 c P2O5 или жидкий NO2 с озонированным кислородом и др. способами. Практич. применения не находит.
Все встречающиеся на практике А.о. физиологически активны. Так, N2O в смеси с кислородом - слабый наркотик; в высоких концентрациях вызывает удушье. Окись азота NО действует на центральную нервную систему, в больших концентрациях переводит оксигемоглобин в метгемоглобин. Двуокись - четырехокись азота раздражающе действует на легкие, в тяжелых случаях вызывает отек, понижает кровяное давление. Помимо непосредственного действия, А.о. вызывает также и различные хронич. заболевания при длительной работе в атмосфере, содержащей эти окислы.