Élément chimique azote avec numéro de série 7situé dans le groupe 5 du tableau périodique. Ce gaz diatomique dans des conditions normales est assez inerte. Dans l'atmosphère terrestre, il en représente les trois quarts. L'élément est caractérisé par les états d'oxydation suivants: -3, -1, 0, 1, 2, 3, 4, 5. Il fait partie de nombreux composés. L'un d'eux est un gaz toxique brun rougeâtre (caractérisé par la capacité d'irriter les voies respiratoires, provoque un œdème pulmonaire à des concentrations élevées), qui a une odeur piquante et âcre caractéristique - c'est du dioxyde d'azote. La formule est de la forme NO2. Masse molaire de 46,01 g / mol. Densité 2,62 g / dm³. Point d'ébullition 21 ° C Lorsqu'il est dissous dans l'eau, il réagit avec lui. Indice de réfraction 1 449 (à 20 ° C).
Le dioxyde d'azote joue un rôle important en chimiel'atmosphère, y compris la formation d'ozone troposphérique. Dans le même temps, il s'agit d'un polluant atmosphérique majeur et d'un intermédiaire dans la synthèse industrielle de l'acide nitrique, dont des millions de tonnes sont produites chaque année. Il s'agit de l'un des oxydes d'azote (composés inorganiques binaires d'azote et d'oxygène) avec des états d'oxydation:
I - protoxyde d'azote N2O;
II - monoxyde d'azote NO;
III - trioxyde de diazotide N2O3;
IV - dioxyde d'azote NO2 et tétraoxyde de diazot N2O4;
V est le pentoxyde d'azote diazoïque N2O5;
trinitramide N (NO2) 3.
Le dioxyde d'azote est facilement liquéfié. Il est plus lourd que l'air. Dans des conditions normales, le NO2 est mélangé (environ 1: 1) avec une substance incolore (son dimère) N2O4. La chimie du NO2 est bien connue.
Lorsqu'elle interagit avec l'eau, elle hydrolyse, en conséquence, deux acides se forment (nitreux et nitrique): 2NO2 + H2O → HNO2 + HNO3.
Dans les réactions avec les alcalis, des sels des deux mêmes acides se forment: 2NaOH + 2NO2 → NaNO2 + NaNO3 + H2O.
C'est un puissant agent oxydant, capable deoxyder le SO2 en SO3. La méthode nitreuse de production d'acide sulfurique est basée sur cette propriété. Dans le NO2, de nombreuses substances, dont les composés organiques, le soufre, le charbon et le phosphore, brûlent.
Le dioxyde d'azote est généralement formé à la suite de l'oxydation de l'oxyde nitrique par l'oxygène atmosphérique: O2 + 2NO → 2NO2
En laboratoire, le NO2 est obtenu en deux étapes: par déshydratation de l'acide nitrique en pentoxyde diazotent, qui est ensuite décomposé thermiquement:
2HNO3 → N2O5 + H2O,
2N2O5 → 4NO2 + O2.
Du fait de la décomposition thermique des nitrates de certains métaux, NO2 peut également être obtenu:
2Pb (NO3) 2 → 4NO2 + 2PbO + O2.
Un oxyde peut se former lorsque l'acide nitrique (concentré) réagit avec les métaux (par exemple, le cuivre):
4HNO3 + Cu → 2NO2 + Cu (NO3) 2 + 2H2O.
Lorsqu'il est exposé à l'acide nitrique (concentré) sur l'étain, en plus du dioxyde d'azote, l'acide d'étain se forme comme sous-produit:
4HNO3 + Sn → H2O + H2SnO3 + 4NO2.
Dans certaines sources, l'oxyde N2O4 (IV) est appelénul autre que le tétroxyde d'azote. Mais ce n'est pas le bon nom, car la substance est le diazotétroxyde. NO2 existe en équilibre avec le gaz incolore N2O4: 2NO2↔N2O4.
Puisque cet équilibre est exothermique,puis il se déplace vers NO2 à des températures plus élevées et à des températures plus basses vers N2O4. Le dimère devient solide à une température de moins 11,2 ° C. À une température de 150 degrés, il se décompose: N2O4 → 2NO2, puis 2NO2 → 2NO + O2.
L'acide nitrique libère lentement du NO2, ce qui donne une couleur jaune caractéristique à la plupart des échantillons de cet acide:
4HNO3 → 4NO2 + 2H2O + O2.
Le dioxyde d'azote est facilement détectable par l'odeur, même àde faibles concentrations, il est préférable d'éviter l'inhalation de ses vapeurs. Une source potentielle de NO2 est l'acide nitrique fumant, qui libère du NO2 à des températures supérieures à 0 degré. Les symptômes d'intoxication (œdème pulmonaire) apparaissent généralement après l'inhalation de doses potentiellement mortelles après quelques heures. Il existe des preuves qu'une exposition à long terme au NO2 à des concentrations supérieures à 40–100 µg / m³ peut réduire la fonction pulmonaire et augmenter le risque de symptômes respiratoires. Certains scientifiques ont découvert un lien entre la concentration de NO2 et le syndrome de mort subite du nourrisson.
Le dioxyde d'azote se forme dans la plupart des processus de combustion où l'air est utilisé comme agent oxydant.
À des températures élevées, l'azote se combine avec l'oxygène pour former de l'oxyde nitrique: O2 + N2 → 2NO, puis NO est oxydé dans l'air pour former du dioxyde O2 + 2NO → 2NO2:
Aux concentrations atmosphériques normales, c'est un processus très lent.
Les sources les plus probables de NO2 sont les moteurs à combustion interne, les centrales thermiques et, dans une moindre mesure, les usines de pâte à papier.
Les appareils de chauffage au gaz et les fours sont également des sources de cet oxyde. L'excès d'air nécessaire à la combustion est introduit par l'azote, qui est converti en oxydes d'azote à haute température.
Dans les ménages, les appareils de chauffage au kérosène et les appareils de chauffage au gaz sont également des sources de NO2.
Le dioxyde d'azote est produit lors d'essais nucléaires atmosphériques (la couleur rougeâtre du nuage de champignons).
Dans certaines zones agricoles, ses concentrations en surface peuvent atteindre 30 μg / m³.
Le NO2 est également produit naturellement pendant les orages et la pluie.
