Διοξείδιο του αζώτου
| |||
 Διοξείδιο του αζώτου στους -196 °C, 0 °C, 23 °C, 35 °C και 50 °C
| |||
| Ονόματα | |||
|---|---|---|---|
| ΟνοματολογίαIUPAC
Διοξείδιο του αζώτου
| |||
| ΆλλαΟνόματα
Οξείδιο του αζώτου (IV),[1]
| |||
| Αναγνωριστικά | |||
10102-44-0 
| |||
| ChEBI | CHEBI:33101
| ||
| ChemSpider | 2297499
| ||
| Αριθμός_EC | 233-272-6 | ||
| 976 | |||
| : InChI=1S/NO2/c2-1-3 Key: JCXJVPUVTGWSNB-UHFFFAOYSA-N InChI=1/NO2/c2-1-3 Key: JCXJVPUVTGWSNB-UHFFFAOYAA | |||
| Jmol 3Δ Πρότυπο | Image Image Image | ||
| PubChem | 3032552 | ||
| Αριθμός RTECS | QW9800000 | ||
O=[N]=O o:n:o [O-][N++][O-] | |||
| UNII | S7G510RUBH 
| ||
| Αριθμός UN | 1067 | ||
CompTox Dashboard (EPA)
|
|||
| Ιδιότητες | |||
| NO2• | |||
| Μοριακή μάζα | 46,0055 g mol−1 | ||
| Εμφάνιση | Ζωηρό πορτοκαλί αέριο | ||
| Οσμή | Χλωριοειδής | ||
| Πυκνότητα | 1,88 g dm−3[2] | ||
| Σημείο τήξης | −11,2 °C (11,8 °F; 261,9 K) | ||
| Σημείο βρασμού | 21,2 °C (70,2 °F; 294,3 K) | ||
| Διαλυτότητα στο νερό | Υδρολύεται | ||
| Διαλυτότητα | Διαλυτό σε τετραχλωράνθρακα (CCl4), νιτρικό οξύ,[3] χλωροφόρμιο | ||
| Τάση ατμών | 98,80 kPa (στους 20 °C) | ||
Δείκτης διάθλασης (nD)
|
1,449 (στους 20 °C) | ||
| Δομή | |||
Ομάδα σημείων
|
C2v | ||
| Κεκαμμένο | |||
| Θερμοχημεία | |||
| 37,5 J/mol K | |||
Πρότυπη μοριακή
εντροπία (S |
240 J·mol−1·K−1[4] | ||
Πρότυπη ενθαλπία
σχηματισμού (ΔfH |
+34 kJ·mol−1[4] | ||
| Κίνδυνοι | |||
| Κύριοι κίνδυνοι | Δηλητήριο, οξειδωτικό | ||
| Δελτίο δεδομένων ασφάλειας | ICSC 0930 | ||
| Εικονογράμματα GHS |     
| ||
| Λέξη συμβόλου GHS | Κίνδυνος | ||
Δηλώσεις κινδύνου GHS
|
H270, H314, H330 | ||
Προληπτικές δηλώσεις GHS
|
P220, P260, P280, P284, P305+351+338, P310 | ||
Ταξινόμηση EΕ (DSD)
|
 O  T+
| ||
| Φράσεις-R | R26, R34, R8 | ||
| Φράσεις-S | S1/2, S9, S26, S28, S36/37/39, S45 | ||
| NFPA 704 | |||
| Θανάσιμη δόση ή συγκέντρωση (LD, LC): | |||
LC50 (μέση θανατηφόρα συγκέντρωση)
|
30 ppm (ινδικό χοιρίδιο, 1 ώρα) 315 ppm (κουνέλι, 15 λεπτά) 68 ppm (επίμυς, 4 ώρες) 138 ppm (επίμυς, 30 λεπτά) 1000 ppm (ποντίκι, 10 λεπτά)[6] | ||
| 64 ppm (σκύλος, 8 ώρες) 64 ppm (μαϊμού, 8 ώρες)[6] | |||
| Όρια έκθεσης υγείας ΗΠΑ (NIOSH): | |||
PEL (Επιτρεπτό)
|
C 5 ppm (9 mg/m3)[5] | ||
REL (Συνιστώμενο)
|
ST 1 ppm (1.8 mg/m3)[5] | ||
IDLH (Άμεσος κίνδυνος)
|
20 ppm[5] | ||
| Σχετικές ενώσεις | |||
Οξείδια του αζώτου
|
Πεντοξείδιο του (δι)αζώτου Τετροξείδιο του (δι)αζώτου | ||
Το διοξείδιο του αζώτου είναι η χημική ένωση με τον χημικό τύπο NO2. Είναι ένα από τα οξείδια του αζώτου. Το NO2 είναι ένα ενδιάμεσο προϊόν στη βιομηχανική σύνθεση του νιτρικού οξέος, από το οποίο παράγονται εκατομμύρια τόνοι κάθε χρόνο. Αυτό το κοκκινωπό-καφετί τοξικό αέριο έχει μια χαρακτηριστική οξεία, δηκτική οσμή και είναι ένας σημαντικός αέριος ρύπος.[7] Το διοξείδιο του αζώτου είναι ένα παραμαγνητικό, κεκαμμένο μόριο με C2v μοριακή συμμετρία.
Μοριακές ιδιότητες
[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]Το διοξείδιο του αζώτου έχει μοριακή μάζα 46,0055, που το καθιστά πιο βαρύ από τον αέρα, του οποίου η μέση του μοριακή μάζα είναι 28,8.
Το μήκος του χημικού δεσμού μεταξύ του ατόμου του αζώτου και του ατόμου του οξυγόνου είναι 119,7 pm. Το μήκος του δεσμού είναι συνεπές ταιριάζει με την τάξη δεσμού μεταξύ ένα και δύο.
Αντίθετα με το όζον, O3, η βασική ηλεκτρονιακή κατάσταση του διοξειδίου του αζώτου είναι μια διπλή κατάσταση, αφού το άζωτο έχει ένα αδέσμευτο ηλεκτρόνιο,[8] που μειώνει το φαινόμενο άλφα συγκρινόμενο με το νιτρώδες και δημιουργεί μια ασθενή αλληλεπίδραση δεσμού με τα μονήρη ζεύγη του οξυγόνου. Το μονήρες ηλεκτρόνιο στο NO2 σημαίνει επίσης ότι αυτή η ένωση είναι μια ελεύθερη ρίζα, έτσι ο τύπος για το διοξείδιο του αζώτου γράφεται συχνά ως ·NO2.
Παρασκευή και αντιδράσεις
[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]Το διοξείδιο του αζώτου παράγεται συνήθως μέσω της οξείδωσης του μονοξειδίου του αζώτου από οξυγόνο στον αέρα:[9]
- 2 NO + O2 → 2 NO2
Στο εργαστήριο, το NO2 μπορεί να παρασκευαστεί σε μια διαδικασία δύο σταδίων, στην οποία η αφυδάτωση του νιτρικού οξέος παράγει πεντοξείδιο του αζώτου (dinitrogen pentoxide), που στη συνέχεια υφίσταται θερμική διάσπαση:
- 2 HNO3 → N2O5 + H2O
- 2 N2O5 → 4 NO2 + O2
Η θερμική διάσπαση κάποιων νιτρικών μετάλλων δίνει επίσης NO2:
- 2 Pb(NO3)2 → 2 PbO + 4 NO2 + O2
Εναλλακτικά, η αναγωγή πυκνού νιτρικού οξέος από μέταλλο (όπως ο χαλκός).
- 4 HNO3 + Cu → Cu(NO3)2 + 2 NO2 +2 H2O
Ή και η προσθήκη πυκνού νιτρικού οξέος σε κασσίτερο· ως παραπροϊόν παράγεται και ένυδρο διοξείδιο του κασσιτέρου.
- 4HNO3 + Sn → H2Ο + H2SnO3 + 4 NO2
Κύριες αντιδράσεις
[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]Βασικές θερμικές ιδιότητες
[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]Το NO2 υπάρχει σε ισορροπία με το άοσμο αέριο τετροξείδιο του αζώτου (dinitrogen tetroxide) (N2O4):
- 2 NO2
N2O4
Η ισορροπία χαρακτηρίζεται από ΔH = −57.23 kJ/mol, δηλαδή είναι εξώθερμη. Το NO2 ευνοείται σε υψηλότερες θερμοκρασίες, ενώ σε χαμηλότερες θερμοκρασίες, το τετροξείδιο του αζώτου επικρατεί (N2O4). Το τετροξείδιο του αζώτου (N2O4) μπορεί να ληφθεί ως ένα λευκό στερεό με σημείο τήξης −11,2 °C.[9] Το NO2 είναι παραμαγνητικό λόγω του ασύζευκτου ηλεκτρονίου του, ενώ το N2O4 είναι διαμαγνητικό.
Η χημεία του διοξειδίου του αζώτου έχει ερευνηθεί εκτεταμένα. Στους 150 °C, το NO2 αποσυντίθεται με έκλυση οξυγόνου μέσω μιας ενδόθερμης διεργασίας (ΔH = 114 kJ/mol):
- 2 NO2 → 2 NO + O2
Ως οξειδωτικό
[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]Όπως υποδηλώνεται από τον ασθενή δεσμό N–O, το NO2 είναι καλό οξειδωτικό. Συνεπώς, θα καεί, μερικές φορές με έκρηξη, με πολλές ενώσεις, όπως υδρογονάνθρακες.
Υδρόλυση
[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]Υδρολύεται για να δώσει νιτρικό οξύ και νιτρώδες οξύ:
- 2 NO2/N2O4 + H2O →HNO2 + HNO3
Αυτή η αντίδραση είναι ένα βήμα στη διεργασία Όστβαλντ (Ostwald process) για τη βιομηχανική παραγωγή του νιτρικού οξέος από αμμωνία.[10] Το νιτρικό οξύ διασπάται αργά προς διοξείδιο του αζώτου, που δίνει το χαρακτηριστικό κίτρινο χρώμα των περισσότερων δειγμάτων αυτού του οξέος:
- 4 HNO3 → 4 NO2 + 2 H2O + O2
Μετατροπή σε νιτρικά
[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]Το NO2 χρησιμοποιείται στην παραγωγή άνυδρων νιτρικών αλάτων από οξείδια:[9]
- MO + 3 NO2 → M(NO3)2 + NO
Αλκυλοϊωδίδια και μεταλλοϊωδίδια δίνουν τα αντίστοιχα νιτρώδη:
- 2 CH3I + 2 NO2 → 2 CH3NO2 + I2
- TiI4 + 4 NO2 → Ti(NO2)4 + 2 I2
Θέματα ασφάλειας και ρύπανσης
[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]
Το διοξείδιο του αζώτου είναι τοξικό με την εισπνοή. Όμως, επειδή η ένωση είναι δριμεία και ανιχνεύεται εύκολα με την όσφρηση σε χαμηλές συγκεντρώσεις, η έκθεση στην αναπνοή μπορεί, γενικά, να αποφευχθεί. Μια δυνητική πηγή έκθεσης είναι το κόκκινο ατμίζον νιτρικό οξύ (red fuming nitric acid), που παράγει αυθόρμητα NO2 πάνω από τους 0 °C. Συμπτώματα δηλητηρίασης (πνευμονικό οίδημα (lung edema)) τείνει να εμφανιστεί μερικές ώρες μετά την αναπνοή σε χαμηλές αλλά δυνητικά μοιραίες δόσεις. Επίσης, χαμηλές συγκεντρώσεις (4 ppm) θα ναρκώσουν τη μύτη, δημιουργώντας συνεπώς μια δυνητική υπερέκθεση.
Υπάρχουν κάποιες ενδείξεις ότι μακροχρόνια έκθεση σε NO2 σε συγκεντρώσεις πάνω από 40–100 µg/m3 μπορεί να μειώσουν τη λειτουργία των πνευμόνων και να αυξήσουν τον κίνδυνο αναπνευστικών συμπτωμάτων.[11]
Το διοξείδιο του αζώτου σχηματίζεται στις περισσότερες διεργασίες καύσης χρησιμοποιώντας τον αέρα ως οξειδωτικό. Σε αυξημένες θερμοκρασίες το άζωτο ενώνεται με το οξυγόνο για να σχηματίσει μονοξείδιο του αζώτου:
- O2 + N2 → 2 NO
Το μονοξείδιο του αζώτου μπορεί να οξειδωθεί στον αέρα για να σχηματίσει διοξείδιο του αζώτου. Σε κανονικές ατμοσφαιρικές συγκεντρώσεις, αυτή είναι μια πολύ αργή διαδικασία.
- 2 NO + O2 → 2 NO2
Οι πιο σημαντικές πηγές του NO2 είναι οι μηχανές εσωτερικής καύσης,[12] οι θερμοηλεκτρικοί σταθμοί (thermal power stations) και σε μικρότερη έκταση, εργοστάσια χαρτοπολτού (pulp mills). Οι θερμάστρες γκαζιού βουτανίου και οι σόμπες είναι επίσης πηγές. Για την πλήρη καύση των καυσίμων σε αυτές τις διεργασίες απαιτείται περίσσεια αέρα που εισάγει άζωτο στις αντιδράσεις καύσης σε υψηλές θερμοκρασίες και παράγει οξείδια του αζώτου (NOx). Ο περιορισμός της παραγωγής NOx απαιτεί τον ακριβή έλεγχο του χρησιμοποιούμενου αέρα στην καύση. Σε κατοικίες, οι θερμάστρες κηροζίνης και γκαζιού[13] αποτελούν τις πηγές διοξειδίου του αζώτου.
Διοξείδιο του αζώτου παράγεται επίσης με τις ατμοσφαιρικές δοκιμές πυρηνικών όπλων και είναι υπεύθυνες για το κοκκινωπό χρώμα των σύννεφων μανιταριού (mushroom clouds).[14]
Το διοξείδιο του αζώτου είναι ένας ρύπος μεγάλης κλίμακας, με εδαφικά επίπεδα συγκεντρώσεων σε κάποιες αγροτικές περιοχές γύρω στα 30 µg/m3, όχι πολύ μακριά από τα ανθυγιεινά επίπεδα. Το διοξείδιο του αζώτου παίζει ρόλο στην ατμοσφαιρική χημεία, συμπεριλαμβανομένου του σχηματισμού τροποσφαιρικού όζοντος. Μια μελέτη ερευνητών το 2005 στο Πανεπιστήμιο της Καλιφόρνιας στο Σαν Ντιέγκο, προτείνει μια συσχέτιση μεταξύ των επιπέδων του NO2 και του συνδρόμου αιφνιδίου θανάτου βρεφών (Sudden Infant Death Syndrome).[15]
Το διοξείδιο του αζώτου παράγεται επίσης φυσικά κατά τη διάρκεια των ηλεκτρικών καταιγίδων. Ο όρος για αυτή τη διεργασία είναι «ατμοσφαιρική αζωτοδέσμευση» (atmospheric fixation of nitrogen). Η βροχή που παράγεται κατά τη διάρκεια τέτοιων καταιγίδων είναι ιδιαίτερα καλή για τους κήπους, επειδή περιέχει ίχνη από λίπασμα. (Henry Cavendish 1784, Birkland -Eyde Process 1903, et-al)
Παραπομπές
[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]- ↑ «nitrogen dioxide (CHEBI:33101)». Chemical Entities of Biological Interest (ChEBI). UK: European Bioinformatics Institute. 13 Ιανουαρίου 2008. Main. Αρχειοθετήθηκε από το πρωτότυπο στις 4 Μαρτίου 2016. Ανακτήθηκε στις 4 Οκτωβρίου 2011.
- ↑ Haynes, William M., επιμ. (2011). CRC Handbook of Chemistry and Physics (92nd έκδοση). CRC Press. σελ. 4.79. ISBN 1439855110.
- ↑ Mendiara, S. N.; Sagedahl, A.; Perissinotti, L. J. (2001). «An electron paramagnetic resonance study of nitrogen dioxide dissolved in water, carbon tetrachloride and some organic compounds». Applied Magnetic Resonance 20: 275. doi:.
- ↑ 4,0 4,1 Zumdahl, Steven S. (2009). Chemical Principles 6th Ed. Houghton Mifflin Company. σελ. A22. ISBN 0-618-94690-X.
- ↑ 5,0 5,1 5,2 Πρότυπο:PGCH
- ↑ 6,0 6,1 Πρότυπο:IDLH
- ↑ «Nitrogen dioxide». United States Environmental Protection Agency.
- ↑ Chemistry of the Elements, N.N. Greenwood, A. Earnshaw, p.455
- ↑ 9,0 9,1 9,2 Holleman, A. F.; Wiberg, E. "Inorganic Chemistry" Academic Press: San Diego, 2001. ISBN 0-12-352651-5.
- ↑ Thiemann, Michael; Scheibler, Erich and Wiegand, Karl Wilhelm (2005) "Nitric Acid, Nitrous Acid, and Nitrogen Oxides" in Ullmann’s Encyclopedia of Industrial Chemistry, Wiley-VCH, Weinheim .
- ↑ Health Aspects of Air Pollution with Particulate Matter,Ozone and Nitrogen Dioxide (PDF). World Health Organization. 13–15 Ιανουαρίου 2003. σελ. 48. Αρχειοθετήθηκε από το πρωτότυπο (PDF) στις 6 Μαΐου 2003. Ανακτήθηκε στις 19 Νοεμβρίου 2011.
- ↑ Son, Busoon; Wonho Yang, Patrick Breysse, Taewoong Chung and Youngshin Lee (March 2004). «Estimation of occupational and nonoccupational nitrogen dioxide exposure for Korean taxi drivers using a microenvironmental model». Environmental Research 94 (3): 291–296. doi:. PMID 15016597. Αρχειοθετήθηκε από το πρωτότυπο στις 2011-04-05. https://web.archive.org/web/20110405044843/http://www.sciencedirect.com/science?_ob=ArticleURL&_udi=B6WDS-49WMV2W-1&_user=432163&_rdoc=1&_fmt=&_orig=search&_sort=d&view=c&_acct=C000020718&_version=1&_urlVersion=0&_userid=432163&md5=1568528cb723b88921f97d88ebddd336. Ανακτήθηκε στις 2008-02-25.
- ↑ «The Impact of Unvented Gas Heating Appliances on Indoor Nitrogen Dioxide Levels in 'TIGHT' Homes». ashrae.org. Αρχειοθετήθηκε από το πρωτότυπο στις 12 Οκτωβρίου 2020. Ανακτήθηκε στις 11 Απριλίου 2013.
- ↑ Effects of Nuclear Explosions. Nuclearweaponarchive.org. Retrieved on 2010-02-08.
- ↑ «Sids Linked to Nitrogen Dioxide Pollution». Ανακτήθηκε στις 25 Φεβρουαρίου 2008.
Εξωτερικοί σύνδεσμοι
[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]- International Chemical Safety Card 0930
- National Pollutant Inventory - Oxides of nitrogen fact sheet
- NIOSH Pocket Guide to Chemical Hazards
- WHO-Europe reports: Health Aspects of Air Pollution (2003) Αρχειοθετήθηκε 2003-05-06 στο Wayback Machine. (PDF) and "Answer to follow-up questions from CAFE (2004) (PDF)
- Nitrogen Dioxide Air Pollution
- Nitrogen dioxide pollution in the world (image)
- A review of the acute and long term impacts of exposure to nitrogen dioxide in the United Kingdom IOM Research Report TM/04/03
