Dušik-dioksid

S Wikipedije, slobodne enciklopedije
Idi na: navigaciju, pretragu
dušik dioksid
Nitrogen-dioxide-2D-dimensions.png
Općenito
Hemijski spoj dušik dioksid
Druga imena dušik (IV) oksid, nitrogen dioksid
Molekularna formula NO2
CAS registarski broj 10102-44-0
Kratki opis crveno-smeđi gas
Osobine1
Molarna masa 46,0055 g/mol
Agregatno stanje gasovito
Gustoća 2620 kg/m3
Tačka topljenja -11.2 °C
Tačka ključanja 21.1 °C
Pritisak pare 98.80 kPa (na 20 °C)
Rastvorljivost hidrolizira u vodi, rastvorljiv u CCl4
Rizičnost
NFPA 704
NFPA 704.svg
0
3
0
OX
1 Gdje god je moguće korištene su SI jedinice. Ako nije drugačije naznačeno, dati podaci vrijede pri standardnim uslovima.

Dušik dioksid je hemijski spoj dušika i kisika formule NO2. On je jedan od nekoliko oksida dušika. Dušik dioksid je međuproizvod u industrijskoj sintezi dušične kiseline, koje se u svijetu godišnje proizvede nekoliko miliona tona. Ovaj crveno-smeđi gas je otrovan i ima karakterističan oštri miris, sličan hloru. Spada u značajne zagađivače zraka.[1] Pokazuje paramagnetične osobine, a molekula mu je savijena uz C2v grupu simetrije.

Može se lahko pretvoriti u tečno stanje. U atmosferi se nalazi samo u tragovima, dok ga mnogo više ima blizu zemljine površine. Kritična temperatura mu iznosi 157,8 °C, a kritični pritisak 10 MPa.

Molekularne osobine[uredi | uredi izvor]

Dušik dioksid ima molarnu masu od 46,0055, tako da je teži od zraka (prosječna molarna masa zraka je 28,8). Dužina veze u molekuli između atoma dušika i kisika iznosi 119,7 pm. Ova dužina veze je konsistentna sa redom veze između jedan i dva.

Za razliku od ozona, osnovno elektronsko stanje dušika dioksida je dubletno stanje, jer dušik ima jedan neuparen elektron,[2] koji smanjuje alfa efekt u usporedbi sa nitritima i pravi slabu interakciju veze sa usamljenim parom kisika. Usamljeni elektron u dušik dioksidu također znači da je ovaj spoj slobodni radikal.

Dobijanje i reakcije[uredi | uredi izvor]

Dušik dioksid se obično javlja nakon oksidacije dušik monoksida kisikom iz zraka:[3]

2 NO + O2 → 2 NO2

U laboratoriji, NO2 se može dobiti u dvostepenom postupku kada se dihidracijom dušične kiseline dobija dinitrogen pentoksid, koji se nakon toga termalno raspada:

2 HNO3N2O5 + H2O
2 N2O5 → 4 NO2 + O2

Termalni raspada nekih metalnih nitrata također daje NO2:

2 Pb(NO3)2 → 2 PbO + 4 NO2 + O2

Alternativno, dobija se i redukcijom koncentrirane dušične kiseline nekim metalom (poput bakra).

4 HNO3 + Cu → Cu(NO3)2 + 2 NO2 +2 H2O

Konačno, on se može dobiti i dodavanjem koncentrirane dušične kiseline na kalaj. Kao sporedni proizvod dobija se kalajna kiselina.

4HNO3 + Sn → H2O + H2SnO3 + 4 NO2

Osnovne termalne osobine[uredi | uredi izvor]

NO2 postoji u ravnotežni sa bezbojnim gasom dinitrogen tetroksidom (N2O4):

2 NO2 Equilibrium.svg N2O4

Ravnoteža je karakteristična sa ΔH = −57.23 kJ/mol, što je egzotermna. NO2 je dominantan na višim temperaturama, dok je na nižim temperaturama dinitrogen tetroksid (N2O4) predominatan. Dinitrogen tetroksid (N2O4) se može izolirati kao bijela čvrsta supstanca sa tačkom topljenja na −11,2 °C.[3] NO2 je paramagnetičan zbog svog neuparenog elektrona, dok je N2O4 dijamagnetičan.

Hemija dušik dioksida se ekstenzivno proučava. Pri 150 °C, NO2 se raspada otpuštajući kisik putem endotermnog procesa (ΔH = 114 kJ/mol):

2 NO2 → 2 NO + O2

Reference[uredi | uredi izvor]

  1. ^ epa.gov
  2. ^ N.N. Greenwood, A. Earnshaw Chemistry of the Elements, str. 455
  3. ^ a b Holleman, A. F.; Wiberg, E. "Inorganic Chemistry" Academic Press: San Diego, 2001. ISBN 0-12-352651-5.