Azot-dioksid

Из Википедије, слободне енциклопедије
Иди на навигацију Иди на претрагу
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]