Triòxid de dinitrogen

De Viquipèdia
Dreceres ràpides: navegació, cerca
Triòxid de dinitrogen
Triòxid de dinitrogen
General
Nom sistemàtic Triòxid de nitrogen
Altres noms Òxid de nitrogen (III)
Fórmula molecular N2O3
Nomenclatura SMILES
Massa molar 76,012 g/mol g/mol
Aspecte Líquid blau fosc
Nombre CAS [10544-73-7]
Propietats
Densitat i fase 1.4 g/cm3, liquid 1.783 /cm3 gas
Solubilitat en aigua molt soluble
Punt de fusió -100ºC (173.05 K)
Punt d'ebullició 3ºC (276 K)
Estructura
Grup de simetria planar Cs
Moment dipolar
Perills
MSDS [...]
Perills
Classificació UE molt tóxic T+
NFPA 704
NFPA 704.svg
0
3
0
OX
Frases R
Frases S
RTECS
Punt d'inflamabilitat No inflamable
Temp. autoignició
Límit d'explosió
Compostos relacionats
Compostos relacionats Òxid nitrós
Òxid nítric
Diòxid de nitrogen
Tetraòxid de dinitrogen
Pentaòxid de dinitrogen
Si no s'indica el contrari, les dades són pels materials
en condicions estàndard (25 °C, 100 kPa)
Avís d'exempció de responsabilitat

El triòxid de dinitrogen és un compost químic amb la fórmula N2O3. Es tracta d'un sòlid o líquid blau en funció de la temperatura.

Estructura, enllaç i propietats[modifica | modifica el codi]

La longitud de l'enllaç N-N és anormalment gran (186 pm) comparat amb l'enllaç senzill de la hidrazina (145 pm). Les dades de longitud indiquen que el oxigen individual està unit al nitrogen per un doble enllaç, mentre que els altres dos enllaços oxigen-nitrogen tenen cadascun un ordre d'enllaç de 1.5 . Aquest valor és la mitjana de les formes d'enllaç senzill i doble enllaç que es poden construir amb fórmula puntual. [1]

Dinitrogen-trioxide-2D-geometry.png

El compost presenta les següents propietats termodinàmiques: [2]

En fase líquida:

Entalpia estàndard de formació: ΔfHº= 50.3 kJ/mol

En fase gas:

Entalpia estàndard de formació: ΔfHº= 86.6 kJ/mol
Energia de Gibbs estàndard de formació: ΔfGº= 142.4 kJ/mol
Entropia molar estàndard: ΔSº= 86.6 J ·K-1·mol-1
Capacitat calorífica molar: CP= 72.7 J ·K-1·mol-1

Representació molècula N2O3 en estructura de Lewis i model tridimensional

Obtenció[modifica | modifica el codi]

El principal mètode d'obtenció és la reacció estequiomètrica de diòxid de nitrogen i òxid nítric a -21ºC (253 K) [3]

NO(g) + NO2(g) ↔ N2O3

Només el trobem a temperatures inferiors als 30ºC, ja que per sobre d'aquesta el equilibri anterior està desplaçat cap a l'esquerra i el triòxid de dinitrogen descompon donant monòxid de nitrogen i diòxid de nitrogen.

La barreja estequiomètrica d'òxid nítric amb oxigen també genera triòxid de dinitrogen [4]

4NO + O2 → 2 N2O3

Un mètode d'obtenció alternatiu és l'oxidació de coure metàl·lic en presència d'àcid nítric [3]

2Cu + 6 HNO3 → 2Cu(NO3)2 + N2O3 + 3 H2O

Un altre mètode de producció és barrejar pols de triòxid d'arsènic amb àcid nítric [3]

2 HNO3(aq)+ As2O3(s) → N2O3(l) + 2 H3AsO4(aq) :[5]

En presència d'àcid nitrós, el dímer del diòxid de nitrogen N2O4 duu a terme una reacció àcid-base que també genera N2O3 [6]

N2O4 + HNO2 ↔ HNO3 + N2O3

S'ha observat que també es pot preparar mitjançant la reacció de NO amb ONOO- [7]

ONOO- + 2NO → N2O3 + NO2-

La nitració del naftalè (NaphH) mitjançant el tetròxid de dinitrogen genera també N2O3 com a subproducte de reacció [6]

NaphH + 2 N2O4 → NaphNO2 + HNO3 + N2O3


Reactivitat[modifica | modifica el codi]

Donat que es tracta de l'anhídrid de l'àcid nitrós, presenta comportament àcid-base. En presència d'aigua, el N2O3 genera àcid nitrós; en canvi, en presència de medi bàsic genera l'ió nitrit.

N2O3(l) + H2O(l) ↔ HNO2 (aq)[1]
N2O3(l) + OH-(aq) ↔ 2NO2- (aq)+ H2O(l)

En presència d'àcids concentrats, genera les corresponents sals de nitrosil:[4]

N2O3 + 2HClO4 → 2 NO(ClO4) + H2O
N2O3 + 2H2SO4 → 2 NO(HSO4) + H2O

En el cas de fer servir àcid nítric, genera àcid nitrós i N2O4 en un procés reversible.[6]

N2O3 + HNO3 ↔ HNO2 + N2O4

Dóna lloc també a reaccións de nitrosil·lació en presència de tiols, per donar el corresponent nitrosotiol[8]

N2O3 + RS-H → NO2- + RS-NO + H+

En presència d'un dissolvent apròtic (com per exemple sulfolà), dóna lloc a una dissociació iònica [6]

N2O3 ↔ NO+ + NO2-



Seguretat[modifica | modifica el codi]

És tòxic por ingestió o inhalació per descomposició en gasos tòxics. . En cas de contacte amb l'ull, pot produir lesions greus.

Referències[modifica | modifica el codi]

  1. 1,0 1,1 Rayner-Canham,Geoff, Química inorgànica descriptiva 2ª ed., Pearson, 2000
  2. CRC Handbook of of Chemistry and Physics,93rd ed., CRC Press, 2012
  3. 3,0 3,1 3,2 Chandra,Sulekh, Comprehensive Inorganic Chemistry, New Age International Publishers, Nova Delhi, 2004
  4. 4,0 4,1 Gopalan,R., Inorganic Chemistry For Undergraduates, Universities Press, India, 2009
  5. G. Brauer (Hrsg.), Handbook of Preparative Inorganic Chemistry 2nd ed., vol. 1, Academic Press 1963,.
  6. 6,0 6,1 6,2 6,3 Todres,Z.V., Ion-Radical Organic Chemistry: Principles and Applications, Marcel Dekker, 2009
  7. Ignarro,L.J., Nitric Oxide: Biology and Pathobiology, Academic Press,Florida, 2000
  8. van Faassen ,Ernst, Radicals for Life: the various forms of nitric oxide, Elsevier, Oxford, 2007