Diòxid de nitrogen
| Diòxid de nitrogen | |
|---|---|
| |
| General | |
| Nom sistemàtic | Diòxid de nitrogen |
| Fórmula molecular | NO2 |
| Massa molar | 46.01 g/mol |
| Nombre CAS | [10102-44-0] |
| RTECS | QW9800000 |
| Propietats | |
| Densitat i fase | 1449 kg/m3 (líquid, 20 °C) 3.4 kg/m3 (gas, 22 °C), |
| Solubilitat en aigua | reacciona |
| Punt de fusió | -11,2 °C |
| Punt d'ebullició | 21,1 °C |
| Perills | |
| MSDS | ICSC 0930 |
| Classificació UE | Molt tòxic (T+) Corrosiu (C) |
| NFPA 704 |
 0
3
0
OX
|
| Frases R | R26, R34 |
| Frases S | S1/2, S9, S26, S28, S36/37/39, S45 |
| Punt d'inflamabilitat | no inflamable |
| Compostos relacionats | |
| Compostos relacionats | òxid nitrós |
| Si no s'indica el contrari, les dades són pels materials en condicions estàndard (25 °C, 100 kPa) Avís d'exempció de responsabilitat | |
La fórmula química del diòxid de nitrogen és NO2. També es pot anomenar òxid nítric o òxid de nitrogen (IV). A temperatura ambient està en forma de gas. Es tracta d'una molècula altament oxidant, ja que és una molècula paramagnètica, és a dir, té un electró desaparellat i, per tant, té tendència a oxidar les espècies que té a prop.
És de color marró-grogenc i és soluble en aigua. El diòxid de nitrogen està en equilibri amb el tetraòxid de dinitrogen (N2O4), el seu dímer.
S'utilitza principalment com a oxidant a la síntesis orgànica i, a la industria petroquímica, en barreges de gasos de calibració per la monitorització de emissions ambientals, control de higiene industrial i traça de impureses en analitzadors.
L’NO2 és un intermedi de la síntesi industrial d’àcid nítric, del qual se’n fabriquen milions de tones l’any.[1]
Pel que fa a la simetria de la molècula, conté un grup puntual C2V.
El diòxid de nitrogen té una massa molecular exacte de 46.0055g/mol, la qual cosa el fa més pesat que l’aire. Segons la llei dels gasos ideals, l’NO2 és més dens que l’aire. La longitud d’enllaç entre el nitrogen i l’oxigen és de 119,7 ppm.[2]
Propietats
Fase Sólida
Punt de fusió : -11.2 °C Calor latent de fusió (1,013 bar, en el punto triple) : 159.41 kJ/kg
Fase Líquida
Densitat del líquid (1.013 bar en el punt d’ebullició) : 1443 kg/m3 Equivalent Líquid/Gas (1.013 bar y 21 °C (70 °F)) : 424 vol/vol Punt de ebullició (1.013 bar) : 21.1 °C Calor latent de vaporització (1.013 bar en el punt d’ebullició) : 430.4 kJ/kg Pressió de vapor (a 20 °C o 68 °F) : 1 bar
Fase Gaseosa
Densitat del gas (1.013 bar en el punt d’ebullició) : 3.4 kg/m3 Factor de Compressibilitat (Z) (1.013 bar y 15 °C (59 °F)) : 0.992 Gravetat específica (aire = 1) (1.013 bar y 15 °C (59 °F)) : 1.59 Volum Específic (1.013 bar y 21 °C (70 °F)) : 0.512 m3/kg Capacitat calorífica a pressió constant (Cp) (1.013 bar y 24.3 °C ( 76°F)) : 0.036 kJ/(mol.K) Viscositat (1.013 bar y 20 °C (68 °F)) : 0.000132 Poise Conductivitat Tèrmica (1.013 bar y 50 °C (122 °F)) : 167.47 mW/(m·K)
Punt Crític
Temperatura Crítica : 157.8 °C Pressió Crítica : 101.32 bar
Obtenció del diòxid de nitrogen
En presencia del aire l’òxid nítric forma instantàneament el diòxid de nitrogen.
2 NO(g)+ O2 → 2NO2
Al laboratori, l’NO2 pot ser preparat a partir de dues reaccions: una inicial deshidratació de l’àcid nítric i posteriorment, una descomposició tèrmica del producte del primer pas, el pentòxid de dinitrogen, per l’obtenció final del NO2.
2 HNO3 → N2O5 + H2O 2 N2O5 → 4 NO2 + O2
També podem obtenir NO2 per descomposició tèrmica d’alguns nitrats metàl•lics com Pb(NO3)2
2 Pb(NO3)2 → 2 PbO + 4 NO2 + O2
Finalment també s’obté NO2 per la reducció amb un metall com per exemple Cu, d’àcid nítric concentrat.
4 HNO3 + Cu → Cu(NO3)2 + 2 NO2 +2 H2O
Té tendència a convertir-se en tetraòxid de dinitrogen: 2NO2→N2O4
Principals reaccions
La química del diòxid de nitrogen ha estat altament investigada. A 150ºC, l’NO2 descompon alliberant oxigen a través d’un procés endotèrmic (ΔH = 114 kJ/mol):
2 NO2 → 2 NO + O2
Com ja s’ha dit, l’NO2 és un compost molt oxidant, i com a conseqüència cremarà, algunes vegades explosivament, amb molts compostos, tal com hidrocarburs.
S’hidrolitza amb un procés de desproporció donant àcid nítric.
3 NO2 + H2O → NO + 2 HNO3
Aquesta reacció és un pas dins el procés d'Ostwald per a la producció industrial d'àcid nítric a partir d'amoníac. L'àcid nítric es descompon lentament a diòxid de nitrogen, que li confereix el color groc característic de la majoria de les mostres d'aquest àcid:
4 HNO3 → 4 NO2 + 2 H2O + O2
L’NO2 s’utilitza per a generar nitrats metàl•lics anhidres dels òxids
MO + 3 NO2 → 2 M(NO3)2 + NO
Els iodurs d’alquil amb el diòxid de nitrogen donen el nitrit corresponent:
2 CH3I + 2 NO2 → 2 CH3NO2 + I2 TiI4 + 4 NO2 → Ti(NO2)4 + 2 I2
El gas pur es produeix mitjançant l'addició d'àcid nítric concentrat sobre estany. Es produeix àcid estànnic com a subproducte.
4HNO3 + Sn → H2O + H2SnO3 + 4 NO2
Condicions de seguretat i contaminació
El diòxid de nitrogen és tòxic per inhalació. Tot i això, com que el compost és acre, és fàcilment detectable per l'olfacte a baixes concentracions, de manera que la intoxicació per inhalació generalment és evitable. Una font potencial d'exposició a aquest gas és l'àcid nítric fumant, que produeix espontàniament NO2 a temperatures per sobre dels 0 °C.
Els símptomes d'enverinament (edema pulmonar) tendeixen a aparèixer diverses hores després de la inhalació d'una dosi baixa, però mortal. A més, a baixes concentracions (4 ppm) és capaç d’anestesiar la cavitat nasal, potenciant així el seu poder intoxicant. Hi ha alguna evidència que a llarg termini l'exposició a NO2 en concentracions per sobre de 40 a 100 g/m3 pot disminuir la funció pulmonar i augmentar el risc de símptomes respiratoris.
El diòxid de nitrogen es forma en els processos de combustió juntament amb l'ús d'aire com a oxidant. A temperatures elevades de nitrogen es combina amb l'oxigen per formar òxid nítric:
O2 + N2 → 2 NO
L'òxid nítric pot ser oxidat per l'aire i formar-se diòxid de nitrogen. En concentracions normals de l'atmosfera és un procés molt lent.
2 NO + O2 → 2 NO2
Les fonts més importants de NO2 són els motors de combustió interna, les centrals tèrmiques i, en menor mesura, les fàbriques de cel•lulosa. Els escalfadors de gas butà i les estufes són també una font de NO2 potent. L'excés d'aire necessari per la combustió completa dels combustibles en aquests processos introdueixen nitrogen en les reaccions de combustió a altes temperatures i produeix òxids de nitrogen (NOx). Limitar la producció de NOx exigeix el control precís de la quantitat d'aire utilitzat en la combustió.
El diòxid de nitrogen és un contaminant a gran escala, amb les concentracions de fons rural del nivell del sòl en algunes àrees al voltant de 30 g/m3, no molt per sota dels nivells poc saludables. El diòxid de nitrogen juga un paper important en la química atmosfèrica, ja que s’inclou en la formació d'ozó troposfèric.
Un estudi de 2005 realitzat per investigadors de la Universitat de Califòrnia, San Diego, suggereix una relació entre els nivells de NO2 i la Síndrome de Mort Sobtada Infantil. El diòxid de nitrogen també es produeix de forma natural durant tempestes elèctriques. El termini per a aquest procés és "la fixació atmosfèrica de nitrogen". La pluja produïda durant aquestes tempestes és especialment bona per al jardí, ja que conté petites quantitats de fertilitzant. (Henry Cavendish 1784, Birkland-Eyde Procés 1903, et-al)
Medi Ambient
El seu origen és antropogènic, es forma com a subproducte en els processos de combustió a altes temperatures de combustibles fòssils (vehicles motoritzats, plantes elèctriques...) . Degut això és un element important de la boira fotoquímica o "smog", molt freqüent en zones urbanes. Intervé en processos fotoquímics troposfèrics. El cicle fotolític es dona en la atmosfera per acció de la llum solar (λ = 380 nm) incrementant la proporció de NO present, partícules en suspensió i afavorint la aparició d’ ozó com a contaminant secundari:
NO2 + hѵ → O + NO O2 + O → O3 O3 + NO → NO2 + O2
Com a contaminant atmosfèric està regulat per una normativa legal. La directiva europea a fixat com a límit anual 40 micrograms/m3 (variable que es va revisant). [4] [5]
Reaccions en la atmosfera
- 1. Oxidació diürna a partir de radicals hidroxil (HO-) i hidroxiperoxil (HO2-):
HO- + NO → HNO2 HO- + NO2 → HNO3 HO2- + NO → NO2 + HO- HO2- + NO2 → O2 + HNO2
- 2. Oxidació nocturna a partir de l’ ozó
O3 + NO2 → NO3 + O2 NO3 + NO2 → 2 HNO3
Ës un dels gasos responsables de la pluja àcida, en contacte amb l’ aigua es dissol per formar àcid nítric.
3NO2 + H2O → 2 HNO3 +NO
Referències
- ↑ RAYNER-CANHAM, GEOFF. QUÍMICA INORGÁNICA DESCRIPTIVA. MÉXICO: PEARSON EDUCACIÓN, 2000, p. 312-316. ISBN 968-444-385-4 [Consulta: 8 juny 2013].
- ↑ «Dióxido de Nitrogeno». Ecured.
- ↑ «Air Liquide - Enciclopedia de los gases».
- ↑ «Calidad del Aire».
- ↑ «Óxidos de Nitrógeno».