ثاني أكسيد النيتروجين

النيتروجين عنصر كيميائي له العدد الذري 7 بعد 5 مجموعة من نظام الدوري مندليف. هذا الغاز ثنائي الذرة في ظل ظروف طبيعية من خاملة بما فيه الكفاية. في الغلاف الجوي للأرض، فإنه يمثل ثلاثة أرباع. العنصر تتميز التأكسد التالية: -3، -1، 0، 1، 2، 3، 4، 5. وهو جزء من العديد من المركبات. هو واحد من الغازات السامة البني المحمر (تتميز القدرة على تهيج الجهاز التنفسي، مما تسبب الوذمة الرئوية بتركيزات عالية)، وجود حادة، رائحة نفاذة مميزة - ثاني أكسيد النيتروجين. الصيغة NO2. المولي الشامل 46.01 جم / مول. الكثافة 2.62 غرام / dm³. نقطة الغليان 21 درجة مئوية. عندما يذوب في الماء يتفاعل معها. معامل انكسار 1.449 (عند 20 درجة مئوية).

ثاني أكسيد النيتروجين يلعب دورا هاما في كيمياء الغلاف الجوي، بما في ذلك تشكيل الأوزون في طبقة التروبوسفير. في وقت واحد، بل هو ملوثات الهواء الرئيسية وسيطة في تخليق الصناعي من حمض النيتريك، التي يتم إنتاجها ملايين طن سنويا. هذا هو واحد من عدة أكاسيد النيتروجين (ثنائية المركبات غير العضوية من النيتروجين والأكسجين) مع الأكسدة:

• I - N2O أكسيد النيتروجين.

• II - NO النيتروجين وأول أكسيد.

• III - ثلاثي أكسيد ثنائي النتروجين N2O3.

• IV - ثاني أكسيد النيتروجين NO2 وtetraoxide ثنائي النتروجين N2O4.

• V - خامس أكسيد ثنائي النتروجين، N2O5.

• trinitramide N (NO2) 3.

وثاني أكسيد النيتروجين المسال بسهولة. وهو أثقل من الهواء. في ظل ظروف طبيعية NO2 مختلطة (1 تقريبا: 1) إلى مادة عديمة اللون (ديمر به) N2O4. الكيمياء NO2 يفهم جيدا.

بواسطة وتحلل رد فعل بالماء، وهما مما أدى تشكيل حمض (النيتروز والنيتريك): 2NO2 + H2O → HNO2 + HNO3.

في تتشكل ردود الفعل مع الأملاح القلوية لأن هذه الأحماض اثنين: 2NaOH + 2NO2 → NaNO2 + NaNO3 + H2O.

وهو أكسدة قوية قادرة على المؤكسدة SO2 إلى SO3. في هذه الطريقة لأنه يقوم الملكية النيتروز حامض الكبريتيك. وNO2 المتوسط العديد من المواد، بما في ذلك المركبات العضوية والكبريت والكربون والفوسفور وحرق.

وينتج ثاني أكسيد النيتروجين عموما أكسدة أكسيد النيتروجين الأكسجين الجوي: O2 + 2NO → 2NO2

في المختبر، أعد NO2 في خطوتين: الجفاف من حمض النتريك إلى خامس أكسيد ثنائي النتروجين، والتي ثم تتحلل حراريا:

2HNO3 → N2O5 + H2O،

2N2O5 → 4NO2 + O2.

نتيجة التحلل الحراري لبعض المعادن النترات قد تكون على استعداد أيضا NO2:

2PB (NO3) 2 → 4NO2 + 2PbO + O2.

أكسيد يمكن تشكيلها عن طريق تفاعل حمض النيتريك (مركزة) من المعادن (مثل النحاس):

4HNO3 + النحاس → 2NO2 + النحاس (NO3) 2 + 2H2O.

تحت تأثير حمض النيتريك (مركزة) القصدير بالإضافة إلى ثاني أكسيد النيتروجين، وحمض القصدير تشكيل كمنتج من قبل:

4HNO3 + القصدير → H2O + H2SnO3 + 4NO2.

أكسيد بعض المصادر N2O4 (IV) ويشار إليها باسم رباعي أكسيد النيتروجين. ولكن هذه هي تسمية خاطئة، لأن الجوهر هو رباعي أكسيد ثنائي النتروجين. يوجد NO2 في حالة توازن مع N2O4 غاز عديم اللون: 2NO2↔N2O4.

وبما أن هذا التوازن هو طارد للحرارة، وتحول ذلك إلى جانب NO2 عند ارتفاع درجات الحرارة وانخفاض في - نحو N2O4. Deamer يمر في الحالة الصلبة عند درجة حرارة ناقص 11.2 درجة مئوية. عند درجة حرارة 150 درجة تتحلل: N2O4 → 2NO2، ثم 2NO2 → 2NO + O2.

حمض النيتريك ويطلق ببطء NO2، والتي تعطي اللون الأصفر المميز لغالبية العينات من هذا الحمض:

4HNO3 → 4NO2 + 2H2O + O2.

تم الكشف عن ثاني أكسيد النيتروجين بسهولة عن طريق رائحة حتى بتركيزات منخفضة، وينبغي تجنب استنشاق بخار. واحد مصدرا محتملا للNO2 وأثار غضب حمض النيتريك الذي يخصص NO2 في درجات حرارة أعلى من 0 درجة. تظهر أعراض التسمم (وذمة رئوية) عادة بعد استنشاق جرعات مميتة من بضع ساعات. هناك بعض الأدلة على أن التعرض الطويل المدى لNO2 بتركيزات أعلى 40-100 ملغم / متر مكعب قد يقلل وظيفة الرئة ويزيد من خطر أعراض تنفسية. في دراسات بعض العلماء وجود صلة بين تركيز NO2 ومتلازمة موت الرضع المفاجئ.

ثاني أكسيد النيتروجين شكلت في معظم عمليات الاحتراق حيث يتم استخدام الهواء كما أكسدة.

في درجات حرارة مرتفعة، والنيتروجين يتحد مع الأكسجين لتكوين أكسيد النيتريك: O2 + N2 → 2NO، ثم يتأكسد NO في الهواء لتشكيل ثاني أكسيد O2 + 2NO → 2NO2:

1. تحت تركيز الجوي العادي هو عملية بطيئة جدا.

2. المصدر الأكثر احتمالا للNO2 هي محركات الاحتراق الداخلي، محطات توليد الطاقة الحرارية، وإلى حد أقل، ومصانع اللب.

3. سخانات الغاز والأفران هي أيضا مصادر هذا أكسيد. وقدم النيتروجين اللازم لهواء الاحتراق الزائد، والتي يتم تحويلها إلى أكاسيد النيتروجين في درجات حرارة عالية.

4. في الأسر سخانات الكيروسين وسخانات الغاز هي أيضا مصادر NO2.

5. ثاني أكسيد النيتروجين ولدت في التجارب النووية في الغلاف الجوي (اللون المحمر الفطر سحابة).

6. ويمكن لبعض المناطق الزراعية في تركيزات سطحه تصل إلى 30 جم / متر مكعب.

7. كما أنتجت NO2 بشكل طبيعي عن طريق الرعد والمطر.