Азо́тистая кислота́ ( химическая формула — HNO ₂ ) — слабая одноосновная высокотоксичная неорганическая кислота . При стандартных условиях неустойчива.

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-HNO ₂ (г) Δ G ° _f = −42,59 кДж/моль, а для транс-HNO ₂ (г) Δ G ° _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:

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

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

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

По действием щелочей образует соли, называемые нитритами (или азотистокислыми), которые гораздо более устойчивы, чем HNO ₂ :

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

HNO ₂ является слабой кислотой. В водных растворах диссоциирует ( K _D = 4,6⋅10 ⁻⁴ ), немного сильнее уксусной кислоты :

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

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

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

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

Общая реакция:

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

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

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

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

${\displaystyle {\ce {7 HNO2 + 2 KMnO4 -> 2 Mn(NO3)2 + 2 KNO3 + 3 H2O + HNO3}}}$

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:

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

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

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

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

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

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

Получение

Растворение оксида азота (III) N ₂ O ₃ в воде :

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

Растворение оксида азота (IV) NO ₂ в воде :

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

Применение

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

Физиологическое действие

Азотистая кислота (HNO ₂ ) весьма токсична , причём обладает ярко выраженным мутагенным действием , поскольку является дезаминирующим агентом.

ПДК в рабочей зоне 5 мг/м ³ (по диоксиду азота ).

Источники

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

Ссылки

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