Azotasta kiselina
| Azotasta kiselina | |
|---|---|
 |
|
|
Nitrous acid |
|
| Naziv po klasifikaciji | Hidroksidooksidoazot |
| Identifikacija | |
| CAS registarski broj | 7782-77-6  |
| PubHem | 24529 |
| HemPauk | 22936 |
| EINECS broj | |
| KEGG | |
| MeSH | |
| ChEBI | 25567 |
| SMILES |
|
| Gmelin Referenca | 983 |
| 3DMet | B00022 |
| Svojstva | |
| Molekulska formula | HNO2 |
| Molarna masa | 47.013 g/mol |
| Agregatno stanje | bledo plavi rastvor |
| Gustina | Aproksimativno 1 g/ml |
| Tačka topljenja |
Poznata je samo u rastvoru |
| pKa | 3.398 |
| Opasnost | |
| EU-indeks | nije na listi |
| Tačka paljenja | nije zapaljiva |
| Srodna jedinjenja | |
| Drugi anjoni | Azotna kiselina |
| Drugi katjoni | Natrijum nitrit Kalijum nitrit Amonijum nitrit |
| Srodna jedinjenja | Diazot trioksid |
|
Ukoliko nije drugačije napomenuto, podaci se odnose na standardno stanje (25 °C, 100 kPa) materijala |
|
| Infobox references | |
Azotasta kiselina (nitritna kiselina) je jedinjenje sa molekulskom formulom HNO2). Ona je slaba i monobazina kiselina koja je poznata samo u rastvoru i u obliku nitritnih soli.[1][2]
Azotasta kiselina se koristi za pravljenje diazida iz amina. Do toga dolazi nukleofilnim napadom amina na nitrit, reprotonacijom uz pomoć rastvarača, i dvostrukom eliminacijom u vodi. Diazid se zatim oslobađa i daje karben ili karbenoid.
Садржај |
Struktura [уреди]
U gasovitoj fazi, planarni molekul azotaste kiseline može da poprimi cis i trans formu. Trans forma je predominatna na sobnoj temperaturi, i IR merenja ukazuju da je stabilnija za oko 2.3 kJ mol−1.[3]
 |
 |
 |
|
(sa mikrotalanog spektra) |
|
|
Priprema [уреди]
Azotasta kiselina se pravi opreznom zakišeljavanjem hladnih razblaženih rastvora nitritnog jona, NO2−. Slobodna azotasta kiselina je nestabilna i brzo se razlaže.
Razlaganje [уреди]
Osim u veoma razblaženim, hladnim rastvorima, azotasta kiselina se brzo razlaže u azot dioksid, azot monoksid, i vodu:
- 2 HNO2 → NO2 + NO + H2O
Azot dioksid se disproporcioniše u azotnu kiselinu i azotastu kiselinu u vodenom rastvoru:[4]
- 2 NO2 + H2O → HNO3 + HNO2
U toplim ili koncentrisanim rastvorima, sveukupna reakcija dovodi do formiranja azotne kiseline, vode, i azot oksida:
- 3 HNO2 → HNO3 + 2 NO + H2O
Reference [уреди]
- ^ Housecroft C. E., Sharpe A. G. (2008). Inorganic Chemistry (3rd ed.). Prentice Hall. ISBN 978-0131755536.
- ^ Ullmann’s Encyclopedia of Industrial Chemistry. Weinheim: Wiley-VCH. 2005.
- ^ Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2nd ed.). Oxford: Butterworth-Heinemann. ISBN 0080379419.
- ^ Kameoka Yohji, Pigford Robert (February 1977). „Absorption of Nitrogen Dioxide into Water, Sulfuric Acid, Sodium Hydroxide, and Alkaline Sodium Sulfite Aqueous“. Ind. Eng. Chem. Fundamen. 16 (1): 163–169. DOI:10.1021/i160061a031.
