Azoto dioksidas – cheminis junginys, kurio formulė NO2. Tai yra vienas iš keleto azoto oksidų. NO2 yra pramoninės azoto rūgšties sintezės tarpinis junginys. Šios rausvai rudos toksiškos dujos turi aštraus prakaito kvapą ir yra žinomas oro taršalas.[1]
Naudojamas nitrinimui, naftai valyti nuo sieros organinių junginių, kurui oksiduoti, junginių oksidacijai spartinti.[2]
Kai kurių metalų nitratai pakaitinus taip pat skyla išskirdami azoto dioksidą (NO2):
2 Pb(NO3)2 → 2 PbO + 4 NO2 + O2
Antraip, koncentruotos azoto rūgšties redukcija metalu (tokiu kaip varis):
4 HNO3 + Cu → Cu(NO3)2 + 2 NO2 +2 H2O
Arba, galiausiai, įdedant koncentruotą azoto rūgštį kartu su alavu. Šalutinis produktas yra alavo dioksidas.
4HNO3 + Sn → H2O + H2SnO3 + 4 NO2
Pagrindinės šiluminės savybės
Azoto dioksido (NO2) dujos pasiverčia į bespalves diazoto tetraoksido (N2O4) dujas esant mažoms temperatūroms. Šioje nuotraukoje buteliuose yra vienodas dujų kiekis skirtinguose temperatūrose.
NO2 būna pusiausvyroje kartu su bespalvėmis diazoto tetraoksido (N2O4) dujomis.
2 NO2 N2O4
Pusiausvyra apibūdinama entalpija ΔH = −57.23 kJ/mol, kuri yra egzoterminė. NO2 yra labiau palankesnė aukštoms temperatūroms, o mažose temperatūrose vyrauja diazoto tetraoksidas (N2O4). Bespalvis diazoto tetraoksidas (N2O4) gali būti gaunamas kaip kietas jo kietėjimo taške −11.2 °C.[3] NO2 yra paramagnetinis, dėl savo neporinio elektrono, tuo tarpu N2O4 yra diamagnetinis.
Azoto dioksido chemija yra plačiai tiriama. Esant 150 °C, NO2 skaidosi išlaisvinant deguonį per endoterminį procesą (ΔH = 114 kJ/mol):
2 NO2 → 2 NO + O2
Kaip oksidatorius
Kaip sako N-O ryšio silpnumas, NO2 yra geras oksidatorius. Dėl šios priežasties, jis degs, kartais sprogstančiai, su daug junginių, pvz., angliavandeniliais.
Ši reakcija yra vienas žingsnis Ostvaldo procese, pramoniniu būdu gaminant nitritinę rūgštį iš amoniako.[4] Azoto rūgštis lėtai skyla į azoto dioksidą, kurio rūgštis suteikia daugeliui mėginių geltoną spalvą:
4 HNO3 → 4 NO2 + 2 H2O + O2
Virtimas į nitratus
NO2 yra naudojamas sukurti bevandenius metalų nitratus iš oksidų:[3]
MO + 3 NO2 → 2 M(NO3)2 + NO
Alkilo ir metalo jodidai duoda šiuos nitritus:
2 CH3I + 2 NO2 → 2 CH3NO2 + I2
TiI4 + 4 NO2 → Ti(NO2)4 + 2 I2
Saugumas ir tarša
Azoto dioksidas yra toksiškas jį įkvėpiant. Tačiau, kaip junginys yra aitrus ir lengvai aptinkmas uosle mažose koncentracijose, todėl įkvėpimas gali būti išvengiamas. Vienas iš galimų šaltinių yra azoto rūgšties dūminimas, kurį spontaniškai gamina NO2 esant 0 °C. Plaučių edemos apsinuodijimo simptomai atsiranda praėjus keletui valandų po mažos, bet lemtingos dozės. Taip pat mažos koncentracijos (4 ppm) apmarins nosį, taip sukeldamos pavojų gauti dar didesnę dozę.
Yra šiek tiek įrodymų, kad ilgas buvimas prie NO2 koncentracijų ties 40–100 µg/m³ gali sumažinti plaučių funkcionalumą ir padidinti riziką kvėpavimo simptomams.[5]
Azoto oksidas gali būti oksiduojamas ore ir susidaro azoto dioksidas. Esant normalioms atmosferinėms koncentracijoms tai yra labai lėtas procesas.
2 NO + O2 → 2 NO2
Labiausiai pastebimi NO2 šaltiniai yra vidaus degimo varikliai.[6] Butano dujų šildytuvai ir krosnys yra taip pat šaltiniai. Oro perteklius, reikalingas pilnam kuro sudegimui įveda azotą į degimo reakcijas aukštose temperatūrose ir gaunamas azoto oksidas (NOx). Apribojant NOx gamybos poreikius naudojamas apibrėžtas oro kiekis degime. Namų ūkyje azoto dioksido šaltiniai yra žibalo šildytuvai ir dujų šildytuvai.[7]
Azoto dioksidas yra aukšto masto teršalas, turintis kaimo vietovėse kaip kur koncentracijas apie 30 µg/m³, netoli pavojingo sveikatai lygio. Azoto dioksidas vaidina svarbų vaidmenį atmosferos chemijoje, įskaitant troposferinio ozono susidarymą.
2005 m. tyrėjai iš Kalifornijos universiteto, San Diege, pasiūlė ryšį tarp NO2 lygių ir staigaus kūdikių mirties sindromo (angl.Sudden Infant Death Syndrome).[9]
Azoto dioksidas taip pat yra natūraliu būdu pagaminamas per žaibines audras. Terminas šiam procesui yra „atmosferinis azoto fiksavimas“. Sukeltas lietus per tokias audras yra labai geras sodui, kadangi jame yra daug trąšų. (Henry Cavendish 1784, Birkland -Eyde Process 1903, et-al)
↑Azoto oksidai. Visuotinė lietuvių enciklopedija, T. II (Arktis-Beketas). – Vilnius: Mokslo ir enciklopedijų leidybos institutas, 2002. 396 psl.
↑ 3,03,13,2Holleman, A. F.; Wiberg, E. „Inorganic Chemistry“ Academic Press: San Diego, 2001. ISBN 0-12-352651-5.
↑Michael Thiemann, Erich Scheibler, Karl Wilhelm Wiegand “Nitric Acid, Nitrous Acid, and Nitrogen Oxides” in Ullmann’s Encyclopedia of Industrial Chemistry, Wiley-VCH, 2005, Weinheim.
