Оксид азота(IV)

В обычном состоянии NO₂ существует в равновесии со своим димером N₂O₄. Склонность к образованию которого объясняется наличием в молекуле NO₂ неспаренного электрона.
При температуре 140 °C диоксид азота состоит только из молекул NO₂, но очень тёмного, почти чёрного цвета.
В точке кипения NO₂ представляет собой желтоватую жидкость, содержащую около 0,1 % NO₂.
При температуре ниже +21°С — это бесцветная жидкость (или желтоватая из-за примеси мономера).
При температуре ниже −12 °C белые кристаллы состоят только из молекул N₂O₄.

В лаборатории NO₂ обычно получают воздействием концентрированной азотной кислоты на медь:

${\displaystyle {\mathsf {Cu+4HNO_{3}\rightarrow Cu(NO_{3})_{2}+2NO_{2}\uparrow +2H_{2}O}}}$ .

Однако данный метод плох тем, что со временем, концентрация азотной кислоты падает, и в качестве дополнительного продукта реакции выделяется оксид азота(II):

${\displaystyle {\ce {3Cu + 8HNO3 -> 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O}}}$

Также взаимодействием нитритов с серной кислотой:

${\displaystyle {\mathsf {2NaNO_{2}+H_{2}SO_{4}\rightarrow Na_{2}SO_{4}+NO_{2}\uparrow +NO\uparrow +H_{2}O}}}$ ,

оксид азота(II) NO тотчас же реагирует с кислородом:

${\displaystyle {\mathsf {2NO+O_{2}\rightarrow 2NO_{2}\uparrow }}}$

Также его можно получить термическим разложением нитрата свинца, однако при проведении реакции следует соблюдать осторожность, чтобы не допустить его взрыва:

${\displaystyle {\mathsf {2Pb(NO_{3})_{2}\rightarrow 2PbO+4NO_{2}\uparrow +O_{2}\uparrow }}}$

Разработан более совершенный лабораторный способ получения NO2^[3].

${\displaystyle {\mathsf {CH_{3}COOH+6HNO_{3}\rightarrow 5NO_{2}\uparrow +5H_{2}O+NO\uparrow +2CO_{2}\uparrow }}}$

Образующийся монооксид азота тотчас же вступает в реакцию с кислородом:

${\displaystyle {\mathsf {2NO+O_{2}\rightarrow 2NO_{2}\uparrow }}}$

Последняя реакция была разработана и реализована в новой химической машине — генераторе окислителя ракетного топлива марки NTO согласно ГОСТ Р ИСО 15859-5-2010^[4].

Другие способы получения оксида азота(IV) перечислены в статье [2].

Кислотный оксид. NO₂ отличается высокой химической активностью. Он взаимодействует с неметаллами (фосфор, сера и углерод горят в нём). В этих реакциях NO₂ — окислитель:

${\displaystyle {\mathsf {2NO_{2}+2C\rightarrow 2CO_{2}\uparrow +N_{2}\uparrow }}}$

${\displaystyle {\mathsf {10NO_{2}+8P\rightarrow 4P_{2}O_{5}+5N_{2}\uparrow }}}$

Окисляет SO₂ в SO₃ — на этой реакции основан нитрозный метод получения серной кислоты:

${\displaystyle {\mathsf {SO_{2}+NO_{2}\rightarrow SO_{3}+NO\uparrow }}}$

При растворении оксида азота(IV) в воде образуются азотная и азотистая кислоты (реакция диспропорционирования):

${\displaystyle {\mathsf {2NO_{2}+H_{2}O\rightarrow HNO_{3}+HNO_{2}}}}$

Поскольку азотистая кислота неустойчива, при растворении NO₂ в тёплой воде образуются HNO₃ и NO:

${\displaystyle {\mathsf {3NO_{2}+H_{2}O\rightarrow 2HNO_{3}+NO\uparrow }}}$

Если растворение проводить в избытке кислорода, образуется только азотная кислота (NO₂ проявляет свойства восстановителя):

${\displaystyle {\mathsf {4NO_{2}+2H_{2}O+O_{2}\rightarrow 4HNO_{3}}}}$

При растворении NO₂ в щелочах образуются как нитраты, так и нитриты:

${\displaystyle {\mathsf {2NO_{2}+2KOH\rightarrow KNO_{3}+KNO_{2}+H_{2}O}}}$

Жидкий NO₂ применяется для получения безводных нитратов:

${\displaystyle {\mathsf {Zn+2N_{2}O_{4}\rightarrow Zn(NO_{3})_{2}+2NO\uparrow }}}$

В реакциях с галогенами образует соли нитрония, нитрозила и оксиды галогенов:

${\displaystyle {\mathsf {2NO_{2}+2Cl_{2}\rightarrow NOCl\uparrow +NO_{2}Cl\uparrow +Cl_{2}O\uparrow }}}$

Реагирует с концентрированной азотной кислотой (97-98%) при −10 °C с образованием соединения, похожего на олеум, именуемого нитроолеум:

${\displaystyle {\ce {nNO2 + HNO3 -> HNO3*nNO2}}}$

Диоксид азота применяется при производстве серной и азотной кислот. Также диоксид азота используется в качестве окислителя в жидком ракетном топливе и смесевых взрывчатых веществах.

Помимо этого, он может быть применён для лабораторного получения красной дымящей азотной кислоты. Для этого, его продувают в 65% (или более концентрированную) азотную кислоту.^[5]

Оксид азота(IV) (диоксид азота) особо токсичен, является мощным окислителем. Числится в списке сильнодействующих ядовитых веществ. В больших дозах может стать сильнейшим неорганическим ядом. Даже в небольших концентрациях он раздражает дыхательные пути, в больших концентрациях вызывает отёк лёгких.

«Лисий хвост» — жаргонное название выбросов в атмосферу оксидов азота (NO_x) на химических предприятиях (иногда — из выхлопных труб автомобилей). Название происходит от оранжево-бурого цвета диоксида азота. При низких температурах диоксид азота димеризуется и становится бесцветным. В летний сезон «лисьи хвосты» наиболее заметны, так как в выбросах возрастает концентрация мономерной формы.

Оксиды азота, улетучивающиеся в атмосферу, представляют серьёзную опасность для экологической ситуации, так как способны вызывать кислотные дожди, а также сами по себе являются токсичными веществами, вызывающими раздражение слизистых оболочек.

Двуокись азота воздействует в основном на дыхательные пути и лёгкие, а также вызывает изменения состава крови, в частности, уменьшает содержание в крови гемоглобина.

Образующаяся в результате взаимодействия диоксида азота с водой азотная кислота является сильным коррозионным агентом.

• 1. Химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И.Л. и др.. — М.: Советская энциклопедия, 1988. — Т. 1 (Абл-Дар). — 623 с.
• 2. A New Method of Nitrogen Dioxide Production / D.A. Rudakov / June 2018. doi: 10.13140/RG.2.2.19010.27844 (https://www.researchgate.net/publication/325846942_A_New_Method_of_Nitrogen_Dioxide_Production Архивная копия от 23 ноября 2018 на Wayback Machine)