Химические свойства азотистой кислоты уравнения реакций

Азотистая кислота: получение и свойства

Азотистая кислота HNO₂ — слабая, одноосновная, химически неустойчивая кислота.

Получение азотистой кислоты

Азотистую кислоту легко получить вытеснением из нитритов более сильной кислотой.

Например , соляная кислота вытесняет азотистую кислоту из нитрита серебра:

AgNO₂ + HCl → HNO₂ + AgCl

Химические свойства

1. Азотистая кислота HNO ₂ существует только в разбавленных растворах, при нагревании она разлагается :

без нагревания азотистая кислота также разлагается :

2. Азотистая кислота взаимодействует с сильными основаниями .

Например , с гидроксидом натрия:

3. За счет азота в степени окисления +3 азотистая кислота проявляет слабые окислительные свойства . Окислительные свойства HNO₂ проявляет только при взаимодействии с сильными восстановителями.

Например , HNO₂ окисляет иодоводород:

2HNO₂ + 2HI → 2NO + I₂ + 2H₂O

Азотистая кислота также окисляет иодиды в кислой среде:

Азотистая кислота окисляет соединения железа (II):

4. За счет азота в степени окисления +3 азотистая кислота проявляет сильные восстановительные свойства . Под действием окислителей азотистая кислота переходит в азотную.

Например , хлор окисляет азотистую кислоту до азотной кислоты:

Кислород и пероксид водорода также окисляют азотистую кислоту:

Соединения марганца (VII) окисляют HNO₂:

Азотистая кислота. Свойства азотистой кислоты.

Азотистая кислота HNO₂ имеет слабый характер. Весьма неустойчива, может быть только в разбавленных растворах:

2HNO₂ NO + NO₂ + H₂O.

Соли азотистой кислоты называются нитритами или азотистокислыми. Нитриты гораздо более устойчивы, чем HNO₂, все они токсичны.

Атом азота в азотистой кислоте имеет промежуточную степень окисления +3 и в связи с этим он может быть и окислителем, и проявлять восстановительные свойства:

Строение азотистой кислоты.

В газовой фазе планарная молекула азотистой кислоты существует в виде двух конфигураций цис- и транс-:

При комнатной температуре преобладает транс-изомер: эта структура является более устойчивой. Так, для цис — HNO₂ (г) DG°_f = −42,59 кДж/моль, а для транс-HNO₂ (г) DG = −44,65 кДж/моль.

Химические свойства азотистой кислоты.

В водных растворах существует равновесие:

,

Нагреваясь, раствор азотистой кислоты распадается с выделением NO и образованием азотной кислоты:

,

HNO₂ в водных растворах диссоциирует (K_D=4,6·10 −4 ), немного сильнее уксусной кислоты. Легко вытесняется более сильными кислотами из солей:

,

Азотистая кислота проявляет окислительные и восстановительные свойства. При действии более сильных окислителей (пероксид водорода, хлор, перманганат калия) происходит окисление в азотную кислоту:

,

,

.

Кроме того, она может окислять вещества, которые обладают восстановительными свойствами:

.

Получение азотистой кислоты.

Азотистую кислоту получают при растворении оксида азота (III) N₂O₃ в воде:

,

Кроме того, она образуется при растворении в воде оксида азота (IV) NO₂:

Применение азотистой кислоты.

Азотистая кислота применяется для диазотирования первичных ароматических аминов и образования солей диазония. Нитриты применяются в органическом синтезе в производстве органических красителей.

Физиологическое действие азотистой кислоты.

Азотистая кислота является токсичной и обладает ярко выраженным мутагенным действием, так как является деаминирующим агентом.

Азотистая кислота (HNO2): строение, свойства, синтез.

Азотистая кислота (HNO2): строение, свойства, синтез. — Наука

Содержание:

В азотистая кислота слабая неорганическая кислота, химическая формула которой HNO₂. Он находится в основном в водном растворе бледно-голубого цвета. Он очень нестабилен и быстро разлагается на оксид азота, NO, и азотную кислоту, HNO.₃.

Обычно он находится в водном растворе в виде нитритов. Кроме того, он естественным образом поступает из атмосферы в результате реакции оксида азота с водой. Там, особенно в тропосфере, азотистая кислота вмешивается в регулирование концентрации озона.

Решение HNO показано на изображении выше.₂ где ценится характерный бледно-голубой цвет этой кислоты. Он синтезируется растворением триоксида азота N₂ИЛИ₃, в воде. Точно так же это продукт подкисления растворов нитрита натрия при низких температурах.

HNO₂ Он не имеет коммерческого использования, поскольку используется в форме нитрита для консервирования мяса. С другой стороны, он используется в производстве азокрасителей.

Он используется вместе с тиосульфатом натрия при лечении пациентов с отравлением цианидом натрия. Но это мутагенный агент, и считается, что он может вызывать замены в основаниях цепей ДНК посредством окислительного дезаминирования цитозина и аденина.

Азотистая кислота имеет двойное поведение, поскольку она может действовать как окислитель или как восстановитель; то есть он может быть уменьшен до NO или N₂, или окислиться до HNO₃.

Состав азотистой кислоты

На верхнем изображении показана молекулярная структура азотистой кислоты с использованием модели сфер и столбиков. Атом азота (синяя сфера) расположен в центре структуры, образуя двойную связь (N = O) и одинарную связь (N-O) с атомами кислорода (красные сферы).

Обратите внимание, что атом водорода (белая сфера) связан с одним из атомов кислорода, а не напрямую с азотом. Итак, зная это, структурная формула HNO₂ это [HO-N = O] или [NO (OH)], и такой связи H-N нет (как может предполагать химическая формула).

Молекулы на изображении соответствуют молекулам газовой фазы; в воде они окружены молекулами воды, которые могут (слабо) принимать ион водорода с образованием ионов NO₂ – и H₃ИЛИ + .

Их структуры могут принимать две формы: цис- или транс-, называемые геометрическими изомерами. В цис-изомере атом H затмевается соседним атомом кислорода; в то время как в транс-изомере оба находятся в анти- или противоположных положениях.

В цис-изомере вероятно образование внутримолекулярного водородного мостика (OH-NO), который может нарушить межмолекулярные (ONOH-ONOH).

Свойства

Химические названия

-Диоксоназотная кислота (III)

-Hydroxydoxydonitrogen (систематическое название IUPAC)

Физическое описание

Бледно-голубая жидкость, соответствующая раствору нитрита.

Молекулярный вес

Константа диссоциации

Это слабая кислота. Его pKa составляет 3,35 при 25 ° C.

Температура плавления

Это известно только в растворе. Следовательно, его температуру плавления невозможно вычислить, равно как нельзя выделить кристаллы.

Точка кипения

Поскольку он существует не в чистом виде, а в воде, измерения этого свойства неточны. С одной стороны, это зависит от концентрации HNO₂, а с другой — его нагревание приводит к его разложению. Вот почему точная температура кипения не сообщается.

Образование соли

Образует водорастворимые нитриты с Li + , Na + , К + , Ca 2+ , Мистер 2+ , Ba 2+ . Но он не образует солей с поливалентными катионами, такими как: Al 3+ и / или Быть 2+ (из-за высокой плотности заряда). Он способен образовывать стабильные сложные эфиры со спиртами.

Пожарный потенциал

Воспламеняется в результате химических реакций. Может взорваться при контакте с трихлоридом фосфора.

Разложение

Это очень нестабильное соединение, и в водном растворе оно разлагается на оксид азота и азотную кислоту:

Восстановитель

Азотистая кислота в водном растворе находится в виде нитрит-ионов NO.₂ – , которые претерпевают различные реакции восстановления.

Реагирует с ионами I – и вера 2+ в форме нитрита калия с образованием оксида азота:

Нитрит калия в присутствии ионов олова восстанавливается с образованием закиси азота:

Нитрит калия восстанавливается цинком в щелочной среде с образованием аммиака:

Окислитель

Азотистая кислота не только является восстановителем, но и может вмешиваться в процессы окисления. Например: он окисляет сероводород, превращаясь в оксид азота или аммиак, в зависимости от кислотности среды, в которой происходит реакция.

Азотистая кислота в кислой среде с pH может окислять иодид-ион до йода.

Он также может действовать как восстановитель, действуя на Cu. 2+ , образующая азотную кислоту.

Номенклатура

В HNO₂ Ему могут быть присвоены другие названия, в зависимости от вида номенклатуры. Азотистая кислота соответствует традиционной номенклатуре; диоксоназотная кислота (III), к номенклатуре запасов; и диоксонитрат водорода (III) к систематическому.

Синтез

Азотистая кислота может быть синтезирована растворением триоксида азота в воде:

Другой метод приготовления состоит из реакции нитрита натрия, NaNO.₃, с минеральными кислотами; такие как соляная кислота и бромистоводородная кислота. Реакцию проводят при низкой температуре, и азотистая кислота расходуется на месте.

Старший брат₃ + H + => HNO₂ + Na +

Ион H + это происходит из HCl или HBr.

Риски

Учитывая его свойства и химические характеристики, имеется мало информации о прямых токсических эффектах HNO.₂. Возможно, некоторые вредные эффекты, которые, как считается, вызывает это соединение, на самом деле вызваны азотной кислотой, которая может быть произведена при расщеплении азотистой кислоты.

Отмечается, что HNO₂ он может оказывать вредное воздействие на дыхательные пути и вызывать раздражающие симптомы у пациентов с астмой.

В форме нитрита натрия он восстанавливается дезоксигемоглобином, образуя оксид азота. Это мощное сосудорасширяющее средство, которое вызывает расслабление гладких мышц сосудов; доза LD50 для перорального употребления людям оценивается в 35 мг / кг.

Токсичность нитрита натрия проявляется сердечно-сосудистым коллапсом с последующей тяжелой гипотензией из-за сосудорасширяющего действия оксида азота, производимого из нитрита.

Двуокись азота, NO₂присутствует в загрязненном воздухе (смог), при определенных условиях может выделять азотистую кислоту; которые, в свою очередь, могут реагировать с аминами с образованием нитрозаминов, гамма канцерогенных соединений.

Аналогичная реакция происходит с сигаретным дымом. Были обнаружены остатки нитрозамина на внутренней обшивке автомобилей для курения.

Приложения

Производство солей диазония

Азотистая кислота используется в промышленности при производстве солей диазония в результате реакции с ароматическими аминами и фенолами.

Соли диазония используются в реакциях органического синтеза; например, в реакции Зандмейера. В этой реакции замещение аминогруппы (H₂N-) в первичном ароматическом амине группами Cl – , Br – и CN – . Для получения этих ароматических продуктов требуются соли одновалентной меди.

Соли диазония могут образовывать яркие азосоединения, которые используются в качестве красителей, а также служат качественным тестом на наличие ароматических аминов.

Удаление азида натрия

Азотистая кислота используется для удаления азида натрия (NaN₃), который потенциально опасен из-за своей склонности к взрыву.

2 NaN₃ + 2 HNO₂ => 3 N₂ + 2 NO + 2 NaOH

Синтез оксимов

Азотистая кислота может реагировать с кетонными группами с образованием оксимов. Они могут быть окислены с образованием карбоновых кислот или восстановлены с образованием аминов.

Этот процесс используется при коммерческом получении адипиновой кислоты, мономера, используемого при производстве нейлона. Он также участвует в производстве полиуретана, а его сложные эфиры являются пластификаторами, в основном в ПВХ.

В солевом виде

Азотистая кислота в форме нитрита натрия используется для обработки и консервирования мяса; так как он предотвращает рост бактерий и способен реагировать с миоглобином, давая темно-красный цвет, что делает мясо более привлекательным для потребления.

Эта же соль используется вместе с тиосульфатом натрия при внутривенном лечении отравления цианидом натрия.

Ссылки

1. Грэм Соломонс Т.В., Крейг Б. Фрайл. (2011). Органическая химия. Амины. (10 th издание.). Wiley Plus.
2. Шивер и Аткинс. (2008). Неорганическая химия. (Четвертый выпуск). Мак Гроу Хилл.
3. PubChem. (2019). Азотистая кислота. Получено с: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
4. Софтшколы. (2019). Азотистая кислота. Получено с: Softschools.com
5. Википедия. (2019). Азотистая кислота. Получено с: en.wikipedia.org
6. Королевское химическое общество. (2015). Азотистая кислота. Получено с: chemspider.com
7. Энциклопедия Нового Света. (2015). Азотистая кислота. Получено с: newworldencyclopedia.org
8. DrugBank. (2019). Азотистая кислота. Получено с: drugbank.ca
9. Химический состав. (2018). HNO₂. Получено с: formulacionquimica.com

Лавуазье: биография, эксперименты и вклад

Лабораторный пропипет: характеристики, виды и применение