Azot dioksid

Из Википедије, слободне енциклопедије
(преусмерено са Azot-dioksid)
Jump to navigation Jump to search
Azot dioksid
Skeletal formula of nitrogen dioxide with some measurements
Spacefill model of nitrogen dioxide
Nitrogen dioxide being released from a test tube
Nazivi
Sistemski IUPAC naziv
Dioksidoazot[1] (aditiv)
Drugi nazivi
azot(IV) oksid[1]
Identifikacija
3D model (Jmol)
ChEBI
ChemSpider
ECHA InfoCard 100.030.234
EC broj 233-272-6
Gmelin Referenca 976
RTECS QW9800000
UN broj 1067
Svojstva
NO
2
Molarna masa 46.0055 g mol-1
Agregatno stanje narandžasti gas
Gustina 2.62 g dm-3
Tačka ključanja 21 °C (70 °F; 294 K)
Reaguje
Napon pare 98.80 kPa (at 20 °C)
Indeks refrakcije (nD) 1.449 (na 20 °C)
Struktura
Oblik molekula (orbitale i hibridizacija) Diedralno digonalan
Opasnosti
Bezbednost prilikom rukovanja ICSC 0930
GHS grafikoni The flame-over-circle pictogram in the Globally Harmonized System of Classification and Labelling of Chemicals (GHS) The corrosion pictogram in the Globally Harmonized System of Classification and Labelling of Chemicals (GHS) Шаблон:GHS06
GHS signalna reč Opasnost
H270, H314, H330
P220, P260, P280, P284, P305+351+338, P310
Very Toxic T+
R-oznake R26, R34, R8
S-oznake (S1/2), S9, S26, S28, S36/37/39, S45
Srodna jedinjenja
Azot pentoksid

Azot tetroksid
Azot trioksid
Azot monoksid
Azot suboksid

Ukoliko nije drugačije napomenuto, podaci se odnose na standardno stanje materijala (na 25 °C [77 °F], 100 kPa).
ДаY verifikuj (šta je ДаYНеН ?)
Reference infokutije

Azot dioksid je hemijsko jedinjenje sa formulom NO
2
. On je jedan od nekoliko oksida azota. NO
2
je intermedijar u industrijskoj sintezi azotne kiseline. Milioni tona ove kiseline se proizvedu svake godine. Ovaj crveno smeđi toksični gas ima karakteristični oštar miris. On je zagađivač vazduha. Azot dioksid je paramagnetičan povijeni molekul sa C2v simetrijom.

Osobine[уреди]

Azot dioksid ima molarnu masu od 46.0055, te je teži od vazduha, čija prosečna molarna masa je 28.8. Na osnovu zakona o idealnim gasovima, NO2 je gušći od vazduha.

Dužina veze između atoma azota i kiseonika je 119.7 pm. Ova dužina veze je konzistentna sa redom veze od jedan i jedna četvrtina, kao u ozonu (O3). Osnovno elektronsko stanje azot dioksida je stanje dubleta, pošto postoji jedan nespareni elektron koji je delokalizovan preko obe veze.

Pojava[уреди]

-NO- postoji u ravnoteži sa azot tetroksidom (N
2
O
4
):

2 NO
2
је у еквилибријуму са N
2
O
4

Ravnoteža je karakterisana sa -1=ΔH = −57.23 kJ/mol-, te je reakcija egzotermna. Na višim temperaturama ravnoteža se pomera na levo. Bezbojni dijamagnetik -N- se može dobiti kao čvrsta materija sa tačkom topljenja na −11.2 °C.[4]

Priprema i reakcije[уреди]

Azot dioksid tipično nastaje putem oksidacije azot monoksida kiseonikom u vazduhu:[4]

2 NO + O
2
→ 2 NO
2

U laboratorijskim uslovima, NO
2
se može pripremiti putem dvostepene procedure toplotnom dekompozicijom azot pentoksida, koji se dobija dehidracijom azotne kiseline:

2 HNO
3
N
2
O
5
+ H
2
O
2 N
2
O
5
→ 4 NO
2
+ O
2

Termalna dekompozicija nekih metalnih nitrata takođe proizvodi NO
2
:

2 Pb(NO
3
)
2
→ 2 PbO + 4 NO
2
+ O
2

Alternativno, redukcija koncentrovane azotne kiseline metalom (kao što je bakar) se može koristiti.

4 HNO
3
+ Cu → Cu(NO3)2 + 2 NO
2
+2 H2O

Finalno dodavanjem koncentrovane azotne količine kalaju nastaje NO
2
i kalajna kiselina kao sporedni proizvod.

4HNO3 + Sn → H2O + H2SnO3 + 4 NO2

Reference[уреди]

  1. 1,0 1,1 „nitrogen dioxide (CHEBI:33101)”. Chemical Entities of Biological Interest (ChEBI). UK: European Bioinformatics Institute. 13. 1. 2008. Main. Приступљено 4. 10. 2011. 
  2. ^ Li Q, Cheng T, Wang Y, Bryant SH (2010). „PubChem as a public resource for drug discovery.”. Drug Discov Today. 15 (23-24): 1052—7. PMID 20970519. doi:10.1016/j.drudis.2010.10.003.  уреди
  3. ^ Evan E. Bolton; Yanli Wang; Paul A. Thiessen; Stephen H. Bryant (2008). „Chapter 12 PubChem: Integrated Platform of Small Molecules and Biological Activities”. Annual Reports in Computational Chemistry. 4: 217—241. doi:10.1016/S1574-1400(08)00012-1. 
  4. 4,0 4,1 Holleman A. F.; Wiberg E. (2001). Inorganic Chemistry (1st изд.). San Diego: Academic Press. ISBN 0-12-352651-5. 

Spoljašnje veze[уреди]