Triòxid de dinitrogen

Plantilla:Infotaula compost químic El triòxid de dinitrogen és un compost químic binari de nitrogen i oxigen, és un òxid de fórmula $N_{2} O_{3}$ . A baixes temperatures, per sota els 3,5 °C que és el seu punt d'ebullició, és un líquid blau amb una olor aguda i desagradable, de densitat 1,447 g/cm³. A temperatures superiors al punt d'ebullició es manté en estat líquid a altes pressions. Es dissocia parcialment en $N O$ i $N O_{2}$ , monòxid i diòxid de nitrogen respectivament. És molt irritant a la pell, els ulls i les mucoses. Els vapors en són molt tòxics per inhalació. S'utilitza en combustibles especials. Sota l'exposició prolongada a una calor intensa, el contenidor pot trencar-se violentament i explotar.^[1]

Història

Longituds d'enllaç i angles de la molècula $N_{2} O_{3}$

El químic francès Joseph-Louis Gay-Lussac (1778-1850) en va plantejar l'existència abans del 1816.^[2]

Estructura

Estructures ressonants de la molècula $N_{2} O_{3}$

Els estudis de difracció d'electrons indiquen que el triòxid de dinitrogen és una molècula plana. La longitud de l'enllaç $N - N$ és anormalment llarg (186 pm) comparat amb l'enllaç senzill convencional de la hidrazina, $N H_{2} - N H_{2}$ (145 pm). És un cas semblant a l'enllaç $N - N$ de la molècula de tetraòxid de dinitrogen, $N_{2} O_{4}$ .^[2]

Les dades de longitud d'enllaç indiquen que l'àtom d'oxigen individual està unit al nitrogen per un doble enllaç, mentre que els altres dos enllaços oxigen-nitrogen tenen cadascun un ordre d'enllaç d'1,5. Aquest valor és la mitjana de les formes d'enllaç senzill i doble enllaç, per la qual cosa la situació real s'ha de representar mitjançant dues estructures ressonants.^[3]

Propietats

Mescla d'òxids de nitrogen a baixa temperatura. El líquid blau és $N_{2} O_{3}$

El triòxid de dinitrogen només pot obtenir-se pur en estat sòlid, presentant una coloració cel, o en estat líquid en les proximitats del punt de fusió (-100,1 °C) amb una coloració blava intensa. A més temperatura es dissocia parcialment segons les reaccions:

$N_{2} O_{3} \overset{- ⇀}{↽ -} N O + N O_{2}$ $2 N O_{2} \overset{- ⇀}{↽ -} N_{2} O_{4}$ Tant l' $N O$ com l' $N_{2} O_{4}$ són incolors, però el diòxid de nitrogen, $N O_{2}$ , presenta coloració marró groguenca. A 0 °C, el $N_{2} O_{3}$ presenta una coloració verdosa degut a la combinació del blau del $N_{2} O_{3}$ i de les traces d' $N O_{2}$ presents en el $N_{2} O_{4}$ . En estat gasós es troba molt dissociat com queda palès per la coloració marró deguda al $N O_{2}$ , especialment al voltant del punt d'ebullició del $N_{2} O_{4}$ (21,3 °C).^[2]

Per a la reacció de dissociació del $N_{2} O_{3}$ a 298,15 K la constant d'equilibri val $K_{e} = 1, 91 a t m$ , l'entalpia $Δ H^{0} = 9, 69 k c a l / m o l$ , l'energia de Gibbs $Δ G^{0} = - 0, 38 m a t h r m k c a l / m o l$ i l'entropia $S^{0} = 33, 2 c a l / K \cdot m o l$ .^[2]

Obtenció

El principal mètode d'obtenció és la reacció estequiomètrica de monòxid de nitrogen, $N O$ , i diòxid de nitrogen, $N O_{2}$ (en equilibri amb el tetraòxid de dinitrogen, $N_{2} O_{4}$ ) a -20 °C.^[2]^[4]

$2 N O + N_{2} O_{4} ⟶ 2 N_{2} O_{3}$

Només el trobem a temperatures inferiors als 30 °C, ja que per sobre d'aquesta l'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 de monòxid de nitrogen amb dioxigen també genera triòxid de dinitrogen:^[2]^[5]

$4 N O + O_{2} ⟶ 2 N_{2} O_{3}$

Un mètode d'obtenció alternatiu és l'oxidació de coure metàl·lic en presència d'àcid nítric, $H N O_{3}$ ^[4]

$2 C u + 6 H N O_{3} ⟶ 2 C u (N O_{3})_{2} + N_{2} O_{3} + 3 H_{2} O$

Un altre mètode de producció és barrejar pols de triòxid d'arsènic, $A s_{2} O_{3}$ amb àcid nítric, $H N O_{3}$ :^[2]^[6]

$2 H N O_{3} + 2 H_{2} O + A s_{2} O_{3} ⟶ N_{2} O_{3} + 2 H_{3} A s O_{4}$

En presència d'àcid nitrós, $H N O_{2}$ , el dímer del diòxid de nitrogen, el $N_{2} O_{4}$ , duu a terme una reacció àcid-base que també genera $N_{2} O_{3}$ :^[7]

$N_{2} O_{4} + H N O_{2} ⟶ N_{2} O_{3} + H N O_{3}$

S'ha observat que també es pot preparar mitjançant la reacció de $N O$ amb peroxinitrit, $O N O O^{-}$ :^[8]

$O N O O^{-} + 2 N O ⟶ N_{2} O_{3} + N O_{2}^{-}$

La nitració del naftalè, $N a p h H$ , mitjançant el tetraòxid de dinitrogen, $N_{2} O_{4}$ , genera també $N_{2} O_{3}$ com a subproducte de reacció^[7]

$N a p h H + 2 N_{2} O_{4} ⟶ N a p h N O_{2} + H N O_{3} + N_{2} O_{3}$

Reactivitat

Donat que es tracta de l'anhídrid de l'àcid nitrós, presenta comportament àcid-base. En presència d'aigua, el $N_{2} O_{3}$ genera àcid nitrós, $H N O_{2}$ ; en canvi, en presència de medi bàsic genera l'ió nitrit, $N O_{2}^{-}$ .^[3]

$N_{2} O_{3} + H_{2} O \overset{- ⇀}{↽ -} H N O_{2}$ $N_{2} O_{3} + O H^{-} ⟶ 2 N O_{2}^{-} + H_{2} O$

En presència d'àcids concentrats (àcid sulfúric, àcid perclòric, àcid selènic, àcid tetrafluorobòric) genera les corresponents sals d'oxidonitrogen(1+), $N O^{+}$ :^[2]

$N_{2} O_{3} + 2 H_{2} S O_{4} ⟶ 2 (N O) H S O_{4} + H_{2} O$ $N_{2} O_{3} + 2 H C l O_{4} ⟶ 2 N O C l O_{4} + H_{2} O$

En el cas de fer servir àcid nítric, genera àcid nitrós i tetraòxid de dinitrogen en un procés reversible:^[7]

$N_{2} O_{3} + H N O_{3} ⟶ H N O_{2} + N_{2} O_{4}$

Dona lloc també a reaccions de nitrosil·lació en presència de tiols, per donar el corresponent nitrosotiol:^[9]

$N_{2} O_{3} + R S H ⟶ N O_{2}^{-} + R S N O + H^{+}$

En presència d'un dissolvent apròtic (com per exemple sulfolà), dona lloc a una dissociació iònica:^[7]

$N_{2} O_{3} \overset{- ⇀}{↽ -} N O^{+} + N O_{2}^{-}$

Seguretat

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

Referències

Plantilla:Commonscat Plantilla:Referències

Plantilla:Identificadors química

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

[1] Plantilla:Ref-web

[:0-2] 2,0 ^2,1 ^2,2 ^2,3 ^2,4 ^2,5 ^2,6 ^2,7 Plantilla:Ref-llibre

[Rayner-3] 3,0 ^3,1 Rayner-Canham,Geoff, Química inorgànica descriptiva 2ª ed., Pearson, 2000

[Chandra-4] 4,0 ^4,1 Chandra,Sulekh, Comprehensive Inorganic Chemistry, New Age International Publishers, Nova Delhi, 2004

[Gopalan-5] Gopalan,R., Inorganic Chemistry For Undergraduates, Universities Press, India, 2009

[6] G. Brauer (Hrsg.), Handbook of Preparative Inorganic Chemistry 2nd ed., vol. 1, Academic Press 1963,.

[Todres-7] 7,0 ^7,1 ^7,2 ^7,3 Todres,Z.V., Ion-Radical Organic Chemistry: Principles and Applications, Marcel Dekker, 2009

[Ignarro-8] Ignarro,L.J., Nitric Oxide: Biology and Pathobiology, Academic Press,Florida, 2000

[van_Faassen-9] van Faassen,Ernst, Radicals for Life: the various forms of nitric oxide, Elsevier, Oxford, 2007

[1]

[2]

[3]

[4]

[5]

[6]

[7]

[8]

[9]

Triòxid de dinitrogen

Contingut

Història

Estructura

Propietats

Obtenció

Reactivitat

Seguretat

Referències

Menú de navegació

Triòxid de dinitrogen

Història

Estructura

Propietats

Obtenció

Reactivitat

Seguretat

Referències

Menú de navegació

Cerca