Кислородные соединения азота.

2 NO2 + 2 NaOH = NaNO2 + NaNO3 + H2O.

образуются соли азотной и азотистой кислот (в отличие от самой HNO2, соли её устойчивы).

Соли азотистой кислоты — нитриты — бесцветны, почти все хорошо растворимы в воде (хуже других — AgNO2). Чаще всего встречается в практике NaNO2, который получают обычно по схеме:

NO2 + NO + 2 NaOH = 2 NaNO2 + H2O.

Соль эта используется при производстве органических красителей.

Лишь немногие нитриды плавятся без разложения. В растворах они постепенно окисляются кислородом воздуха с образованием соответствующих нитратов. Нитрит натрия (т. пл. 283 °С) находит медицинское использование как сосудорасширяющее средство. В больших дозах соли азотистой кислоты весьма ядовиты.

Сама азотистая кислота известна только в разбавленных водных растворах. По силе она лишь немного превышает уксусную кислоту. Наиболее характерны для неё сильно выраженные окислительные свойства, причём восстанавливается она в большинстве случаев до NO. С другой стороны, действием сильных окислителей азотистая кислота может быть окислена до азотной. Типичные примеры характерных для HNO2 окислительно-восстановительных процессов приводят ниже:

2 HNO2 + 2 HI = I2 + 2 NO + 2 H2O

2 HMnO4 + 5 HNO2 = 2 Mn(NO3)2 + HNO3 + 3 H2O

Обе эти реакции протекают в кислой среде.

Скорость окисления азотистой кислотой HI с ростом рН среды уменьшается, а при рН > 4,8 оно прекращается. Параллельно с основной реакцией (восстановлением HNO2 до NO) может частично протекать и побочная:

2 HNO2 + 4 HI = 2 I2 + N2O + 3 H2O.

Ионами Fe•• азотистая кислота восстанавливается до NO, а ионами Sn••— до N2O.

Окисление HNO2 до азотной кислоты посредством H2O2 происходит только в кислой среде и идёт через промежуточное образование надазотистой кислоты — HOONO.

Диссоциация HNO2 по основному типу очень мала и заметно выявляется только в сильнокислых средах. Для равновесия реакции

Н• + HNO2 Û H2O + NO•

найдено значение К = 2·10-7. В менее кислых средах на неё налагается сильно смещённое вправо равновесие

NO• + NO2’Û N2O3.

В качестве соединений, отвечающих основной функции HNO2, можно рассматривать производные нитрозила общей формулы NOX, где Х – одновалентный анион. Хотя галогенидные нитрозилы (Х – F, Cl или Br) и устойчивый лишь ниже –50 °С жёлтый NON3 (т. пл. –57 °С) по свойствам далеки от типичных солей, однако некоторые другие известные вещества того же типа приближаются к ним. Так, кристаллическая структура NOClO4 (легко получаемого действием смеси NO2 + NO на очень крепкую хлорную кислоту) однотипна со структурой NH4ClO4. Соль эта предлагалась в качестве окислителя твёрдого реактивного топлива.

Как соль нитрозила (NOHSO4) следует рассматривать и нитрозилсерную кислоту. Это бесцветное кристаллическое вещество удобно получать действием SO2 на сильно охлаждённую дымящую HNO3. При 73 °С оно плавится и медленно переходит в пиросульфат нитрозила, который может быть получен также прямым взаимодействием NO2 с жидким сернистым газом по схеме:

3 NO2 + 2 SO2 = (NO)2S2O7 + NO.

Интересно, что бесцветный кристаллический (NO)2S2O7 не только плавится, но и кипит без разложения (т. пл. 233, т. кип. 360 °С). Как и другие солеобразные производные нитрозила, он содержит в своём составе ионы NO+. Эти ионы нитрозила (нитрозония) имеют структуру [:NºO:]+ и сильно укороченное расстояние по сравнению с молекулой NO [d(NO) = 106 пм].

Растворы солей нитрозила в растворителях, не взаимодействующих с NO+ (например, NOHSO4 в концентрированной H2SO4), а также некоторые твёрдые его соли (например, NOAlCl4) способны поглощать NO в соответствии с равновесием:

Copyright © 2025 - All Rights Reserved - www.chemicalnow.ru