Diòxid de nitrogen

De Viquipèdia
Dreceres ràpides: navegació, cerca
Diòxid de nitrogen
Molècula de 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
NFPA 704.svg
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 indústria petroquímica, en barreges de gasos de calibració per la monitorització d'emissions ambientals, control d'higiene industrial i traça d'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[modifica | modifica el codi]

[3]

Fase Sólida[modifica | modifica el codi]

Punt de fusió : -11.2 °C Calor latent de fusió (1,013 bar, en el punto triple) : 159.41 kJ/kg

Fase Líquida[modifica | modifica el codi]

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[modifica | modifica el codi]

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[modifica | modifica el codi]

Temperatura Crítica : 157.8 °C Pressió Crítica : 101.32 bar


Obtenció del diòxid de nitrogen[modifica | modifica el codi]

En presència 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[modifica | modifica el codi]

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[modifica | modifica el codi]

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[modifica | modifica el codi]

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 l'atmosfera per acció de la llum solar (λ = 380 nm) incrementant la proporció de NO present, partícules en suspensió i afavorint l'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 ha fixat com a límit anual 40 micrograms/m3 (variable que es va revisant). [4] [5]

Reaccions en la atmosfera[modifica | modifica el codi]

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[modifica | modifica el codi]

  1. RAYNER-CANHAM, GEOFF. QUÍMICA INORGÁNICA DESCRIPTIVA. MÉXICO: PEARSON EDUCACIÓN, 2000, p. 312-316. ISBN 968-444-385-4 [Consulta: 8 juny 2013]. 
  2. «Dióxido de Nitrogeno». Ecured.
  3. «Air Liquide - Enciclopedia de los gases».
  4. «Calidad del Aire».
  5. «Óxidos de Nitrógeno».