Òxid nitrós

De Viquipèdia
Dreceres ràpides: navegació, cerca
Òxid nitrós
Òxid nitrós
Model de l'òxid nitrós amb les distàncies entre àtoms
Estructura
General
Nom sistemàtic Òxid nitrós
Altres noms Gas del riure
Fórmula molecular N2O
Nomenclatura SMILES ...
Massa molar 44,0128 g/mol
Aspecte gas incolor
Nombre CAS [10024-97-2]
Propietats
Densitat i fase 907.4 kg/m³, líquid 84.86 kg/m³  gas
Solubilitat en aigua 0,15 g/100 ml (15 °C)
Punt de fusió -90,82 °C (182,33 K)
Punt d'ebullició -88,46 °C (184,69 K)
Punt crític 36.42 °C (309,57 K)
Entropia molar
estàndard
So298
219.96 J K−1 mol−1
Viscositat 1 mPa•s a 20 °C °C
Estructura
Geometria molecular lineal
Geometria
de coordinació
Estructura cristal·lina
Grup de simetria C∞v
Moment dipolar 0,166 D
Perills
MSDS [ICSC 0067]
Classificació UE
NFPA 704
NFPA 704.svg
0
2
0
OX
Frases R R8
Frases S S38
RTECS
Punt d'inflamabilitat no inflamable
Temp. autoignició ....
Temperatura màxima
de combustió
...
Límit d'explosió ...
Compostos relacionats
Compostos relacionats Òxid nítric
Triòxid de dinitrogen
Diòxid de nitrogen
Tetròxid de dinitrogen
Pentòxid de dinitrogen
PubChem 948
EINECS [1]
Si no s'indica el contrari, les dades són pels materials
en condicions estàndard (25 °C, 100 kPa)
Avís d'exempció de responsabilitat

L'òxid nitrós (també conegut com el gas del riure)[5] és un compost amb la fórmula química N2O. A temperatura ambient, és un gas no inflamable i incolor, amb una olor agradable i un gust lleugerament dolç.

A la indústria s'utilitza com a oxidant per a augmentar la potència dels motors, on se'l coneix com a nitrós. Com a medicament s'utilitza en cirurgia i odontologia pels seu efectes anestèsics i analgèsics. Com a droga, és comunament conegut com el "gas del riure" a causa dels efectes eufòrics que produeix inhalar-lo.

Dibuix satíric que il·lustra la inhalació d'òxid nitrós per motius lúdics

Estructura i propietats[modifica | modifica el codi]

El compost presenta les següents propietats físiques:[2]

En fase gas:
Pressió crítica: PC= 7251 kPa
Densitat crítica: ρC= 452 Kg/m3
Volum molar crític: VC= 97 cm3/mol

El compost presenta les següents propietats termodinàmiques: [4]

En fase gas:
Entalpia estàndard de formació: ΔfHº= 81.6 kJ/mol
Energia de Gibbs estàndard de formació: ΔfGº= 103.7 kJ/mol
Entropia molar estàndard: ΔSº= 219.96 J ·K-1·mol-1
Capacitat calorífica molar: CP= 72.7 J ·K-1·mol-1

La molècula d'òxid nitrós és una molècula triatòmica que presenta un total de 16 electrons, fet que la converteix una molècula isoelectrònica amb el diòxid de carboni. Donat que en cap de les seves formes ressonants (presenta un total de tres) té electrons desaparellats, no és una molècula radicalària. Aquest fet justifica la posterior reactivitat en l'àmbit de la química estratosfèrica, sent la principal font dels NOx en aquesta.

Obtenció[modifica | modifica el codi]

Producció d'òxid nitrós per escalfament

L'òxid nitrós es prepara habitualment per escalfament de nitrat d'amoni, que es descompon en òxid nitrós i vapor d'aigua.[6] L'addició de diversos fosfats afavoreix la formació d'un gas pur a temperatures lleugerament inferiors. Un dels primers productors comercials va ser George Poe a Trenton, Nova Jersey.[7]

NH4NO3(s) → 2 H2O(g) + N2O(g)

Aquesta reacció es produeix entre 170 °C i 240 °C, temperatures a les quals el nitrat d'amoni és un explosiu moderadament sensible i un oxidant molt potent. Per damunt de 240 °C, la reacció exotèrmica es pot accelerar fins al punt de detonació, per la qual cosa la barreja ha de ser refrigerada per a evitar aquest accident. El vapor s'utilitza per arribar a la temperatura de reacció en algunes plantes de producció comercials.[8]

Un altre mètode per a preparar òxid nitrós és l'anomentat mètode Bertholett: consisteix en l'acidificació d'una una solució aquosa de nitrat d'amoni mitjançant àcid clorhídric, amb un posterior escalfament. [9]

NH4NO3(aq.) → 2 H2O(g) + N2O(g) + 37 kJ/mol

Aquesta reacció té lloc entre 170 °C i 240 °C i presenta, a l'igual que la reacció anterior, un caràcter exotèrmic.

L'òxid nitrós es pot obtenir a través de vies no pirolítiques, a partir de l'oxidació directa d'amoníac per part de l'oxígen en presència d'un catalitzador de diòxid de manganès- òxid de bismut.[9]

NH3 + O2 → N2O + 3 H2O

En cas de realitzar la combustió de l'amoníac en absència de catalitzador es formen principalment N2 i O2

Una altra via important d'obtenció d'òxid nitrós són les reacions derivades de l'òxid nitríc. Aquest òxid, malgrat no captar àtoms d'hidrogen amb facilitat degut a la seva baixa capacitat oxidant, en presència de hidroxilamina (NH2OH) genera com a productes finals òxid nitrós, nitrogen i aigua.

2 NO + NH2OH → N2O + N2 + 3 H2O

La primera etapa d'aquesta reacció complexa sembla implicar la captació de l'àtom d'hidrogen enllaçat al nitrogen de la molècula d'hidroxilamina per part de la molècula de NO, generant l'intermedi de reacció HNO (nitroxil). [10]

En condicions anaeròbiques, l'òxid nítric també pot reaccionar amb tiols (SH), generant unes espècies intermèdies que descomponen finalment per donar òxid nitrós, aigua, i el corresponent disulfur del tiol de partida.

2 RSH + 2 NO → RSSR + N2O + H2O

Una altra espècie química que pot generar òxid nitrós és el nitroxil (HNO). La manca d'estabilitat d'aquesta espècie degut a la seva capacitat per reaccionar amb sí mateixa condueix a què dues molècules de nitroxil reaccionin entre sí, en primer terme per generar àcid hiponitrós, que finalment es deshidrata generant òxid nitrós.[10]

HNO + HNO → H2N2O2 → N2O + H2O

Des del punt de vista mediambiental, les reaccions que genereren òxid nitrós com a producte d'una reacció de combustió presenten una elevada importància. En el cas que es produeixi un procés de combustió a elevada pressió i baixa temperatura de combustió, s'obté òxid nitrós a través d'una reacció termolecular (reacció que involucra tres molècules). [11]

O + N2 + M → N2O + M

Una de les principals fonts naturals de N2O deriva d'un dels processos microbiològics més importants del cicle del nitrogen: la desnitrificació. La desnitrificació és un procés de degradació anaeròbica de l'anió nitrat mediada per bacteris heterotròpics com el Pseudomonas i el Achromobacter. Tot i que aquest procés genera majoritàriament nitrogen gas, en presència de petites quantitats d'oxigen genera òxid nitrós.[12]

2 NO3- + 2 {CH2O} + 2 H3O+ → N2O + 2 CO2 + 5 H2O

Reactivitat[modifica | modifica el codi]

Les propietats oxidants que presenta l'òxid nitrós fan que aquest sigui emprat habitualment com a agent comburent. Una de les reaccions d'oxidació per antonomàsia és la que dóna amb hidrogen, generant nitrogen i aigua en un procés explosiu.[13]

N2O + H2 → N2 + H2O

L'òxid nitrós també oxida metalls generant l'òxid corresponent, com és el cas del magnesi.[13]

Mg + N2O → N2 + MgO

En presència d'acetilè (C2H2), l'òxid nitrós actua també com a agent oxidant, generant una mescla altament inflamada emprada per a la realització de soldadures.[13]

C2H2 + N2O → 2 CO2 + 5 N2 + H2O

L'òxid nitrós també és susceptible de descompondre en altres productes, tot i ser un procés altament endotèrmic (presenta una energia d'activació de 62.5kCal;mol−1). En presència d'òxid nítric, i a temperatures entre 924 K i 1028 K descompon donant com a productes diòxid de nitrogen i nitrogen. [14]

N2O + NO → NO2 + N2

En absència d'òxid nítric i a elevades temperatures, l'òxid nitrós descompon, mitjançant una procés exotèrmic, per donar nitrogen i oxigen.

2 N2O → 2 N2 + O2 + calor

Si aquesta reacció té lloc en un motor de combustió interna, la generació neta d'un mol d'espècie gasosa condueix a una propulsió més efectiva del pistó del motor. A més a més, l'oxigen generat per la reacció augmenta l'eficiència de la combustió. És per aquesta raó que molts vehicles de motor incorporen injectors d'òxid nitrós per tal d'augmentar l'eficiència de la combustió, traduïda en un augment significatiu de la potència del motor.

Usos[modifica | modifica el codi]

Motors de coets[modifica | modifica el codi]

L'òxid nitrós pot ser utilitzat com oxidant en els motors de coets. Aquest té l'avantatge sobre altres oxidants que no és tòxic i, degut a la seva estabilitat a temperatura ambient, fàcil d'emmagatzemar i relativament segur de transportar en vol. Com a benefici secundari hi ha que pot ser fàcilment descompost per formar aire respirable. La seva alta densitat i baixa pressió d'emmagatzematge fa que pugui ser altament competitiva amb els sistemes acumulació de gas d'alta pressió.

Una patent el 1914, del pioner de coets estatunidenc Robert Goddard va proposar l'òxid nitrós i la gasolina com a possibles propulsors per a un coet de combustible líquid. L'òxid nitrós ha estat l'oxidant d'elecció en diversos dissenys de coets híbrids (amb combustible sòlid més un oxidant líquid o gasós). També és utilitzat per aficionats als coets amb diversos materials plàstics.

En presència d'un catalitzador escalfat, El N2O es descompon exotèrmicament en nitrogen i oxigen, a una temperatura d'aproximadament 1.300 °C. Una vegada iniciada la reaccó i a causa de l'alta temperatura assolida l'acció catalítica ràpidament es converteix en secundària, ja que la decomposició tèrmica esdevé dominant. Propulsor en el buit, això pot proporcionar un impuls específic monopropellant (Isp), d'allò més 180s. Si bé notablement inferior a la disponible isp propulsors de hidrazina (monopropellant o bipropellant amb tetróxid de nitrogen), la disminució de la toxicitat d'òxid nitrós fa una opció val la pena investigar. A causa del seu alliberament d'oxigen molt alta temperatura com monopropellant fins i tot l'addició de petites quantitats de combustible, com l'hidrogen, augmenta ràpidament l'impuls específic d'oxigen i l'alta temperatura d'ignició de simplificar el combustible. Isp superior a 340 segons poden ser fàcilment obtinguts. El seu baix punt de congelació també facilita la gestió tèrmica en comparació amb la hidracina - una propietat de molt valor en una nau espacial que pot contenir grans quantitats de propulsors criogènics.

Anestèsic[modifica | modifica el codi]

L'òxid nitrós va ser produït per Joseph Priestley el 1772 però les seves propietats analgèsiques no es van destacar fins al 1800 per Humphry Davy. Gardner Colton i Horace Wells són els que primer utilitzaren l'òxid nitrós com anestèsic en persones el 1884.[15] L'òxid nitrós va perdre popularitat degut a la seva baixa potència però el seu ús va revifar utilitzant-lo a baixes concentracions conjuntament amb altres anestèsics.

L'òxid nitrós, conegut com a gas del riure, és una droga amb uns efectes perniciosos per a la salut, que afecta sobretot la medul·la espinal. El preu mitjà d'una dosi, coneguda com a globus, a Eivissa el 2010, és d'uns quatre o cinc euros. Els annexos de la Convenció de Ginebra inclouen l'òxid nitrós com a medicament i no com a droga i, per tant, la seva possessió i el seu consum no són punibles ni penalment ni administrativament. En canvi, sí que se'n pot perseguir, i es fa, el tràfic, ja que constitueix un delicte contra la salut pública.[5]

Medi ambient[modifica | modifica el codi]

A diferència dels altres òxids de nitrogen, l'òxid nitrós és un dels principals gasos hivernacle, sent considerat el quart principal contribuent a l'escalfament global, darrere de l'aigua, el diòxid de carboni i el metà. De fet, té un potencial d'escalfament global de 296 en relació amb el CO2 a una escala temporal de 100 anys. Això es tradueix en què la contribució de tan sols 1 Kg d'òxid nitrós és equivalent a l'efecte de 296 Kg de CO2 en termes d'absorció de radiació. Malgrat que l'absorció de radiació per part del N2O solapi amb una regió de l'infraroig majoritàriament absorbida per l'aigua, l'elevat temps de residència que aquest presenta (114±10 anys, dades de l’any 2007) justifica que la seva contribució a l'escalfament global sigui molt significativa. S'estima que l'abundància de l'òxid nitrós en l'era preindustrial corresponia a uns 280 ppbv, mentre que en l'actualitat la concentració d'òxid nitrós ascendeix a 318 ppbv. Aquest ascens significatiu en l'abundància atmosfèrica, unit a un ritme d'increment anual del 0.3% de la seva abundància fan que la comunitat internacional controli severament les emissions d'aquest gas, mitjançant el Protocol de Kyoto. La principal contribució a l'emissió d'òxid nitrós antropogènic és l'originat pels cicles de desnitrificació produïts a sòls, llacs i oceans, corresponent a un 60% de l'emissió de N2O global. La desnitrificació consisteix bàsicament en processos de reducció microbiana d'anions nitrat en condicions anaeròbiques, que s'han vist intensificats per l'addició de fertilitzants químics i residus amb elevada demanda d'oxigen al medi. S'ha estimat que l'emissió antropogènica de N2O és aproximadament 6.9 Tg N;any−1,[16] on més de la meitat correspon a emissions originades per fertilitzants. Pel que fa a Europa, la UNFCCC estima que l'emissió d'origen antropogènic corresponia a 0.85 Tg N l'any 2005, on les contribucions més importants corresponien a sòls agrícoles, fabricació de nylon i producció d'àcid nítric.[16]

La presència de l’òxid nitrós a l’atmosfera és coneguda des del 1939, però no va ser fins a principis dels anys 70 quan els científics atmosfèrics van constatar que el N2O alliberat a l’atmosfera per processos de desnitrificació de nitrats als sòls podia incorporar-se al cicle de destrucció de l’ozó estratosfèric Donat que no és una espècie radicalària i que no és molt soluble en aigua, l’òxid nitrós és una espècie que presenta un elevat temps de residència troposfèric. En migrar a l’estratosfera, però, pot ésser destruït a partir d’una reacció fotoquímica:

NO + hν → N2 + O

Tot i això, una proporció petita però significativa de l’òxid nitrós estratosfèric també pot reaccionar amb un àtom d’oxigen en un estat excitat altament reactiu per produir òxid nítric. Aquest àtom d'oxígen s'ha originat a partir de la fotodissociació de l'ozó estratosfèric.

N2O + O (1D) → 2NO

D’aquesta manera s’obté un altre mitjà de generació d’òxid nítric a altituds superiors a 30 quilòmetres. En aquestes altituds, aquesta espècie es pot incorporar al procés catalític de destrucció d’ozó.[12]

NO + O3 → NO2+ O2
NO2 + O → NO+ O2

Obtenint la reacció neta:

O + O3 → 2O2

Per tant, malgrat no ser una espècie radicalària de per sí, és un catalitzador potencial de la destrucció d’ozó.

Referències[modifica | modifica el codi]

A Wikimedia Commons hi ha contingut multimèdia relatiu a: Òxid nitrós
  1. 1,0 1,1 1,2 The Institution of Chemical Engineers The Institution of Mechanical Engineers; Thermophysical properties of nitrous oxide; ESDU; 2004
  2. 2,0 2,1 The Institution of Chemical Engineers The Institution of Mechanical Engineers; Thermophysical properties of nitrous oxide; ESDU; 2004
  3. 3,0 3,1 Standard Thermodynamic Properties of Chemical Substances; Journal of Physical and Chemical Reference Data
  4. 4,0 4,1 4,2 CRC Handbook of of Chemistry and Physics,93rd ed., CRC Press, 2012
  5. 5,0 5,1 Augmenta de manera preocupant el consum del gas del riure a les discoteques d'Eivissa, El Periódico, Palma de Mallorca, 20 de juliol de 2010
  6. Holleman, A. F.; Wiberg, E.. Inorganic Chemistry. San Diego: Academic Press, 2001. ISBN 0-12-352651-5. 
  7. «George Poe is Dead». Washington Post, 3 de febrer, 1914 [Consulta: 29 desembre 2007].
  8. «Nitrous oxide plant». Sanghi Organization.
  9. 9,0 9,1 Gopalan, R. Inorganic Chemistry for undergraduates. India: Universities Press, 2009. 
  10. 10,0 10,1 Ignarro, J. L.. Nitric oxide: Biology and Pathology. Orlando: Academic Press, 2000. 
  11. Gardiner, W. C.. Gas-Phase Combustion Chemistry. Nova York: Springer-Verlag, 2000. 
  12. 12,0 12,1 vanLoon, G. W.. Environmental Chemistry: a global perspective. Nova York: Oxford University Press, 2011. 
  13. 13,0 13,1 13,2 House, J. E.. Inorganic Chemistry. Oxford: Academic Press, 2013. 
  14. Compton, R. J.. Reactions of Non-Metallic Inorganic Compounds. Amsterdam: Elsevier, 1972. 
  15. Franco Grande, Avelino; Álvarez Escudero, Julián; Cortés Laíño, Joaquín. Historia de la anestesia en España, 1847-1940 (en castellà). Arán Ediciones, 2005, p.275. ISBN 8495913569. 
  16. 16,0 16,1 Dolman, A.J.. The Continental-Scale Greenhouse Gas Balance of Europe. Nova York: Springer, 2009. 

vanLoon, G. W.; Duffy, Stephen J.; Environmental chemistry: a global perspective, 3a edició, Oxford University Press, 2011