Азотистая кислота

Азо́тистая кислота́ (химическая формула — HNO₂) — слабая одноосновная высокотоксичная неорганическая кислота. При стандартных условиях неустойчива.

Азотистая кислота
Общие
Систематическое наименование	Азотистая кислота
Хим. формула	HNO2
Физические свойства
Состояние	в водном растворе — жидкость; в чистом виде — газ
Молярная масса	47,0134 г/моль
Плотность	1,685 (жидкость)
Термические свойства
Температура
• плавления	42,35 °C
• кипения	158 °C
Химические свойства
Константа диссоциации кислоты $pK_{a}$	3,4
Растворимость
• в воде	548 г/100 мл
Классификация
Рег. номер CAS	7782-77-6
PubChem	24529
Рег. номер EINECS	231-963-7
SMILES	N(=O)O
InChI	InChI=1S/HNO2/c2-1-3/h(H,2,3) IOVCWXUNBOPUCH-UHFFFAOYSA-N
ChEBI	25567
ChemSpider	22936
Безопасность
ЛД50	35 мг/кг
Токсичность	Высокотоксична, сильнейший неорганический яд, мутагенна
Пиктограммы ECB
NFPA 704	0 4 2
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
Медиафайлы на Викискладе

Строение

В газовой фазе планарная молекула азотистой кислоты существует в виде двух конфигураций: цис- и транс-.

цис-изомер	транс-изомер

При комнатной температуре преобладает транс-изомер: эта структура является более устойчивой. Так, для цис-HNO₂(г) ΔG°_f = −42,59 кДж/моль, а для транс-HNO₂(г) ΔG°_f = −44,65 кДж/моль.

Физические свойства

Азотистая кислота — это неустойчивая кислота, существующая только в разбавленных водных растворах, окрашенных в слабый голубой цвет, и в газовой фазе. Кислота весьма токсична (в больших концентрациях).

Химические свойства

В водных растворах существует равновесие:

${\ce {2 HNO2 <-> N2O3 + H2O <-> NO ^ + NO2 ^ + H2O}}$

При нагревании раствора азотистая кислота распадается с выделением NO и образованием азотной кислоты:

${\ce {3 HNO2 <-> HNO3 + 2 NO ^ + H2O}}$

По действием щелочей образует соли, называемые нитритами (или азотистокислыми), которые гораздо более устойчивы, чем HNO₂:

${\ce {HNO2 + NaOH -> NaNO2 + H2O}}$

HNO₂ является слабой кислотой. В водных растворах диссоциирует (K_D = 4,6⋅10⁻⁴), немного сильнее уксусной кислоты:

${\ce {HNO2 <=> H+ + NO2-}}$

Используется в органическом синтезе для получения органических нитритов (изопропилнитрита, изоамилнитрита и других). Реакция протекает в присутствии сильных кислот:

${\ce {HNO2 + HCl <=> [H2NO2]^+ + Cl- <=> NO+ + H2O + Cl-}}$

${\ce {R-OH + NO+ -> R-ONO + H^+}}$

Общая реакция:

${\ce {HNO2 + R-OH ->[H^{+}] R-ONO + H2O}}$

Азотистая кислота проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства. При действии более сильных окислителей (пероксид водорода, хлор, перманганат калия) окисляется в азотную кислоту:

${\ce {HNO2 + H2O2 -> HNO3 + H2O}}$

${\ce {HNO2 + Cl2 + H2O -> HNO3 + 2 HCl ^}}$

${\ce {5 HNO2 + 2 KMnO4 + 3 H2SO4 -> 2 MnSO4 + K2SO4 + 3 H2O + 5 HNO3}}$

В то же время она способна окислять вещества, обладающие восстановительными свойствами. Реакция с соляной кислотой при незначительном нагревании протекает обратимо, а при температуре выше +100°C идёт необратимо:

${\ce {2 HNO2 + 2 HI -> 2 NO ^ + I2 v + 2 H2O}}$

${\ce {2HNO_2 + 2HBr -> Br_2 + 2NO ^ + 2H_2O}}$

${\ce {2HNO_{2}\ +2HCl\rightleftarrows Cl_{2}\uparrow +2NO\uparrow +2H_{2}O}}$

${\ce {2HNO_2\ + 2HCl ->[> +100^oC]Cl_2 ^ + 2NO ^ + 2H_2O}}$

Может вступать в реакцию с азидами с образованием более безопасных продуктов, что является способом их утилизации:

${\ce {2HNO2 + 2NaN3 -> 3N2 ^ + 2NO + 2NaOH}}$

Получение

Растворение оксида азота(III) N₂O₃ в воде:

${\ce {N2O3 + H2O -> 2 HNO2}}$

Растворение оксида азота(IV) NO₂ в воде:

${\ce {2 NO2 + H2O -> HNO3 + HNO2}}$

Применение

• Диазотирование первичных ароматических аминов и образование солей диазония;
• Применение нитритов в органическом синтезе при производстве органических красителей.

Физиологическое действие

Азотистая кислота (HNO₂) весьма токсична, причём обладает ярко выраженным мутагенным действием, поскольку является дезаминирующим агентом.

ПДК в рабочей зоне 5 мг/м³ (по диоксиду азота).

Источники

• Карапетьянц М. Х., Дракин С. И. Общая и неорганическая химия. — М.: Химия, 1994.

Ссылки

• Азотистая кислота // Энциклопедический словарь Брокгауза и Ефрона : в 86 т. (82 т. и 4 доп.). — СПб., 1890—1907.