Acid nitrơ

Bách khoa toàn thư mở Wikipedia
Bước tới điều hướng Bước tới tìm kiếm
Acid nitrơ
Nitrous acid acsv.svg
Cấu trúc của acid nitrơ
Tên hệ thốngHydroxidooxidonitrogen
Tên khácAcid nitric(III)
Nhận dạng
Số CAS7782-77-6
PubChem24529
Số EINECS231-963-7
KEGGC00088
MeSHNitric+acid
ChEBI25567
Ảnh Jmol-3Dảnh
SMILES
ChemSpider22936
Tham chiếu Gmelin983
3DMetB00022
Thuộc tính
Công thức phân tửHNO2
Khối lượng mol47,01274 g/mol
Bề ngoàidung dịch màu xanh lam nhạt
Khối lượng riêngxấp xỉ 1 g/cm³
Điểm nóng chảyChỉ ở dạng dung dịch
Điểm sôi
Độ hòa tan trong nướckhông rõ (chỉ tồn tại dưới dạng dung dịch)
Độ axit (pKa)3,398
Các nguy hiểm
Chỉ mục EUKhông liệt kê
Nguy hiểm chínhđộc
Điểm bắt lửaKhông cháy
Các hợp chất liên quan
Anion khácAcid nitric
Cation khácNatri nitrit
Kali nitrit
Amoni nitrit
Hợp chất liên quanĐinitơ trioxit
Trừ khi có ghi chú khác, dữ liệu được cung cấp cho các vật liệu trong trạng thái tiêu chuẩn của chúng (ở 25 °C [77 °F], 100 kPa).
KhôngN kiểm chứng (cái gì ☑YKhôngN ?)

Axit nitrơ (Nitrous acid) (công thức hóa học: HNO2) là một acid yếu chỉ được biết đến ở dạng dung dịch, pha khí và dạng muối nitrite[1]. Acid nitrơ được sử dụng để làm diazua từ amin; điều này xảy ra bởi sự tấn công nucleophin của amin vào ion nitrite, proton bằng dung môi xung quanh, và loại bỏ nước. Các điazua sau đó có thể giải phóng cacben hoặc carbenoid.

Cấu trúc[sửa | sửa mã nguồn]

Trong pha khí, các phân tử axit nitrơ phẳng có thể tồn tại cả trong dạng cis và dạng trans. Các dạng trans chiếm ưu thế ở nhiệt độ phòng, và các phép đo IR cho thấy dạng này ổn định hơn khoảng 2,3 kJ mol-1.[1]

Trans-nitrous-acid-2D-dimensions.png
Trans-nitrous-acid-3D-balls.png
Cis-nitrous-acid-3D-balls.png
Các kích thước của dạng trans
(từ quang phổ vi sóng)
Cấu trúc của dạng trans
Cấu trúc của dạng cis

Điều chế[sửa | sửa mã nguồn]

Khi dung lịch loãng và lạnh của ion nitrit, NO2 được axit hóa cẩn thận, dung dịch màu xanh lam nhạt của axit nitrơ được tạo ra. Axit nitrơ tự do không ổn định và phân hủy nhanh chóng[2].

Chất này có thể được điều chế bằng cách hòa tan dinitrogen trioxide trong nước ở 0 ℃[3].

Phản ứng[sửa | sửa mã nguồn]

Axit nitrous là chất chemphore chính trong thuốc thử Liebermann, được sử dụng để phân tích thử nghiệm tại chỗ để tìm alkaloid.

Sự phân hủy[sửa | sửa mã nguồn]

Xem thêm: Dinitrogen trioxide

Axit nitơ ở dạng khí, hiếm khi gặp, phân hủy thành nitơ đioxit, oxit nitricnước:

2 HNO2 → NO2 + NO + H2O

Nitơ điôxít mà không cân xứng với nhau thì thành axit nitric và axit nitơ trong dung dịch nước:[4]

2 NO2 + H2O → HNO3 + HNO2

Trong các dung dịch ấm hoặc cô đặc, phản ứng tổng thể tạo ra axit nitric, nướcoxit nitric:

3 HNO2 → HNO3 + 2 NO + H2O

Oxit nitric sau đó có thể bị oxy hóa lại trong không khí tạo thành axit nitric, tạo ra phản ứng tổng thể:

2 HNO2 + O2 → 2 HNO3

Sự khử[sửa | sửa mã nguồn]

Với ion I- và Fe2+, NO được tạo thành:[5]

2 KNO2 + 2 KI + 2 H2SO4 → I2 + 2 NO + 2 H2O + 2 K2SO4
2 KNO2 + 2 FeSO4 + 2 H2SO4 → Fe2(SO4)3 + 2 NO + 2 H2O + K2SO4

Với ion Sn2+, N2O được tạo thành:

2 KNO2 + 6 HCl + 2 SnCl2 → 2 SnCl4 + N2O + 3 H2O + 2 KCl

Với khí SO2, NH2OH được tạo thành:

2 KNO2 + 6 H2O + 4 SO2 → 3 H2SO4 + K2SO4 + 2 NH2OH

Với Zn trong dung dịch kiềm, NH3 được tạo thành:

5 H2O + KNO2 + 3 Zn → NH3 + KOH + 3 Zn(OH)2

Với , HN3, và sau đó, khí N2 được tạo thành:

HNO2 + [N2H5]+ → HN3 + H2O + H3O+
HNO2 + HN3 → N2O + N2 + H2O

Quá trình oxy hóa bằng axit nitơ có sự kiểm soát bằng động lực học nhiều hơn sự kiểm soát bằng nhiệt động lực học, điều này được minh họa rõ nhất rằng axit nitơ loãng có thể oxy hóa I- thành I2, nhưng axit nitric loãng thì không thể.

I2 + 2 e ⇌ 2 I   Eo = +0.54 V
NO−3 + 3 H+ + 2 e ⇌ HNO2 + H2O   Eo = +0.93 V
HNO2 + H+ + e ⇌ NO + H2O   Eo = +0.98 V

Có thể thấy rằng các giá trị của cho những phản ứng này là tương tự, nhưng axit nitric là một chất oxy hóa mạnh hơn. Dựa trên thực tế là axit nitơ loãng có thể oxy hóa iotua thành iot , có thể suy ra rằng nitơ là một chất oxy hóa nhanh hơn chứ không phải là một chất oxy hóa mạnh hơn axit nitric loãng.

Hóa hữu cơ[sửa | sửa mã nguồn]

Axit nitơ được dùng để điều chế muối điazo:

HNO2 + ArNH2 + H+ + 2 H2O

trong đó Ar là một nhóm aryl.

Các muối như này được sử dụng rộng rãi trong tổng hợp hữu cơ, ví dụ, cho phản ứng Sandmeyer và trong điều chế thuốc nhuộm azo , các hợp chất có màu sáng là cơ sở của phép thử định tính anilin.[6]  Axit nitơ được sử dụng để phá hủy natri azit độc hại và có khả năng gây nổ. Đối với hầu hết các mục đích, axit nitơ thường được hình thành tại chỗ do tác dụng của axit khoáng với natri nitrit: [7]Nó chủ yếu có màu xanh lam

NaNO2 + HCl → HNO2 + NaCl
2 NaN3 + 2 HNO2 → 3 N2 + 2 NO + 2 NaOH

Phản ứng với hai nguyên tử α-hydro trong xeton tạo ra các oxim , các nguyên tử này có thể bị oxi hóa thêm thành axit cacboxylic hoặc bị khử để tạo thành amin. Quá trình này được sử dụng trong sản xuất thương mại axit adipic.

Axit nitơ phản ứng nhanh với rượu béo (hóa học) tạo ra ankyl nitrit, là chất làm giãn mạch mạnh:

(CH3)2CHCH2CH2OH + HNO2 → (CH3)2CHCH2CH2ONO + H2O

Các chất gây ung thư gọi là nitrosamine được tạo ra, thường là do không cố ý, do phản ứng của axit nitơ với các amin bậc hai:

HNO2 + R2NH → R2N-NO + H2O

Bầu khí quyển của Trái đất[sửa | sửa mã nguồn]

Axit nitơ có liên quan đến ôzôn của tầng khí quyển thấp hơn, tầng đối lưu. Các đồng nhất phản ứng của oxit nitric (NO) và nước tạo ra axit nitơ. Khi phản ứng này xảy ra trên bề mặt của sol khí trong khí quyển, sản phẩm sẽ dễ dàng quang phân thành các gốc hydroxyl.[8][9]

Xem thêm[sửa | sửa mã nguồn]

Tham khảo[sửa | sửa mã nguồn]

  1. ^ a b Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Hóa học của các nguyên tố (xuất bản lần thứ 2). Butterworth-Heinemann. ISBN 978-0-08-037941-8.P. 462.
  2. ^ Kameoka (tháng 2 năm 1977). “Hấp thụ Nitrogen Dioxide trong nước, Axit sulfuric, Natri Hydroxit và dung dịch nước Natri Sulfite kiềm”. Ind. Eng. Chem. Fundamen. 16: 163–169.
  3. ^ Catherine E. Housecroft (2008). Hóa học vô cơ, tái bản lần thứ 3. Pearson. ISBN 978-0-13-175553-6.
  4. ^ Kameoka, Yohji; Pigford, Robert (tháng 2 năm 1977). "Hấp thụ Nitrogen Dioxide trong nước, Axit sulfuric, Natri Hydroxit và dung dịch Natri Sulfite kiềm". Ind. Eng. Chem. Fundamen. 16 (1): 163–169. doi : 10.1021 / i160061a031.
  5. ^ Catherine E. Housecroft; Alan G. Sharpe (2008). "Chương 15: Nhóm nguyên tố 15". Hóa học vô cơ, Tái bản lần thứ 3. Pearson. P. 449.ISBN 978-0-13-175553-6.
  6. ^ Clarke, HT; Kirner, WR "Methyl Red" tổng hợp hữu cơ, Tập 1, tr.374 (1941). "Bản sao lưu trữ" (PDF) . Bản gốc (PDF) lưu trữ vào ngày 29 tháng 9 năm 2007. Truy cập ngày 26 tháng 7 năm 2007 .
  7. ^ Thực hành thận trọng trong phòng thí nghiệm: xử lý và thải bỏ hóa chất. Washington, DC: Nhà xuất bản Học viện Quốc gia. 1995. doi : 10.17226 / 4911. ISBN 978-0-309-05229-0.
  8. ^ Spataro, F; Ianniello, A (tháng 11 năm 2014). "Các nguồn axit nitơ trong khí quyển: tình trạng khoa học, nhu cầu nghiên cứu hiện tại và triển vọng trong tương lai" . Tạp chí của Hiệp hội Quản lý Chất thải & Không khí. 64 (11): 1232–1250. doi : 10.1080 / 10962247.2014.952846. PMID 25509545.
  9. ^ Anglada, Josef M. .; Solé, Albert (tháng 11 năm 2017). "Quá trình oxy hóa HONO trong khí quyển bởi các gốc OH, Cl và ClO". Tạp chí Physical Chemistry One . 121 (51): 9698–9707. bib : 2017JPCA..121.9698A . doi : 10.1021 / acs.jpca.7b10715. PMID 29182863.