Lluvia acida. Química de los Óxidos de Nitrógeno

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We conclude NO is a colorless gas at room temperature. It is readily oxidized in the presence of oxygen to produce NO2. This reaction takes place at room temperature with atmospheric oxygen and to identify these oxides as NO2 has a red-brown; this in turn is in equilibrium with its dimer N2O4 is colorless.

Palabras Claves:

Nitrógeno, óxido, lluvia ácida, reacciones, cualitativa, cuantitativa, solubilidad.

Keywords: Nitrogen oxide, acid rain, reactions, qualitative, quantitative, solubility.

Objetivos:

- Estudiar la químioca de los óxidos de nitrógeno.

- Utilizar la técnica de generación de gases a microescala.

- Similar los efectos de los óxidos de nitrógeno en la lluvia ácida.

Marco Teórico:

El óxido de nitrógeno (II), óxido nítrico o monóxido de nitrógeno (NO) es un gas incoloro y poco soluble en agua, presente en pequeñas cantidades en los mamíferos. Está también extendido por el aire siendo producido en automóviles y plantas de energía. Se lo considera un agente tóxico.

No debe confundirse con el óxido nitroso (N2O), con el dióxido de nitrógeno (NO2) o con cualquiera del resto de los óxidos de nitrógeno existentes.

Según Chang, (2006) Es una molécula altamente inestable en el aire ya que se oxida rápidamente en presencia de oxígeno convirtiéndose en dióxido de nitrógeno. Por esta razón se la considera también como un radical libre.

A altas temperaturas el nitrógeno (N2) y el oxígeno (O2) moleculares pueden combinarse para formar óxido nítrico; por ello las actividades humanas han incrementado en gran medida la presencia de este gas en la atmósfera.

Este gas en el aire puede convertirse, más tarde, en ácido nítrico produciendo así lluvia ácida. Además el NO y el NO2 son en parte responsables del agujero de la capa de ozono.

Su efecto para con la radiación solar es doble. Mientras en la baja atmósfera contribuyen al calentamiento global en la alta lo hacen al oscurecimiento global.

El estado de oxidación que el nitrógeno adquiere en los diferentes óxidos les confiere propiedades químicas particulares.

El óxido nitroso (N2O), conocido como gas de la risa (“hilarante”), tiene propiedades narcóticas, por lo que encuentra aplicaciones en odontología. En la industria alimenticia se utiliza para hacer los alimentos (natas, yogures etc.) más espumosos. Otra aplicación consiste en inyectar dicho gas en los motores convencionales o en algunos cohetes para lograr un incremento de la potencia de los mismos.

El NO2 es un potente agente oxidante y actúa como comburente frente a materiales combustibles. Se disuelve en muchos compuestos orgánicos (sulfuro de carbono, hidrocarburos halogenados, etc.) y reacciona con el agua dando una mezcla de ácidos nítrico y nitroso. A elevadas temperaturas se descompone en NO y oxígeno, pudiendo reaccionar de forma violenta con riesgo de inflamación y/o explosión con compuestos tales como: boro, óxido de cloro, hidrocarburos, fosfina, olefinas, nitrobenceno, amoniaco, sulfuro de carbono, hidrocarburos halogenados, etc.

El N2O4 es un dímero del NO2, coexistiendo uno con otro en distintas proporciones en función de la temperatura. Dicho compuesto es un poderoso oxidante, altamente tóxico y corrosivo. Desde finales de los años cincuenta el N2O4 viene siendo utilizado como proponente oxidante de los cohetes espaciales. Se trata de un propulsor hipergólico (combustibles y oxidantes que entran en ignición cuando se ponen en contacto) usado en combinación con combustibles hechos a base de hidracina.

Los óxidos de nitrógeno no son tan habituales como otros compuestos de nitrógeno, pero los encontraremos en muchas ocasiones. El N2O tiene propiedades anestésicas y utiliza algo en odontología (“gas hilarante”). El NO2 se emplea en la fabricación del ácido nítrico. El N2O4 se utiliza mucho como oxidante en combustibles de cohetes. El NO es el óxido de nitrógeno más importante desde un punto de vista biológico. En los seres humanos, juega el papel de mantener la presión de la sangre, ayuda en la respuesta inmunológica de eliminación de organismos extraños, y es esencial para la conservación de la memoria a largo plazo. En 1996, los científicos descubrieron que la hemoglobina transporta NO así como O2. El NO disminuye el espesor de las paredes de los vasos sanguíneos, facilitando el transporte de oxígeno a los tejidos circundantes.

En base a Shriver, (2008) El monóxido de dinitrógeno (óxido nitroso) N2O (g) puede obtenerse en el laboratorio a partir de una interesante reacción de desproporción, la descomposición de NH4NO3(s) a temperaturas de 200-260 ºC:

NH4NO3(s) → N2O (g) + 2H2O(g)

El átomo de N en el NH4+ está en el estado de oxidación –3 y en el NO3- el estado de oxidación del N es de +5. En el N2O ambos átomos de N están en estado de oxidación +1. La disminución en el estado de oxidación de un átomo de N es compensada exactamente por el aumento en el estado de oxidación del otro, o cual permite ajustar muy fácilmente la ecuación redox.

El monóxido de nitrógeno (óxido nítrico), NO (g), se obtiene comercialmente mediante la oxidación catalítica del NH3 (primera reacción del proceso Ostwald). Otra fuente de NO, normalmente no deseada, son los procesos de combustión a altas temperaturas, tales como los que tienen lugar en los motores de los automóviles y en las plantas de energía eléctrica. Cuando el combustible se combina con el oxígeno del aire para producir una temperatura alta, el N2(g) y el O2(g) del aire caliente se combinan en cierta medida para formar NO(g):

N2 (g) + O2(g) → 2 NO(g)

Con frecuencia se ve el óxido de nitrógeno marrón, NO2 (g) en las reacciones del ácido nítrico. De interés para los químicos de la atmósfera es el papel clave que juega el NO2 (g) en la formación de las nubes de contaminación fotoquímica.

Materiales y reactivos:

Materiales de laboratorio

Jeringas: 4 de 60 ml con tapa

Mangueras de plástico delgadas: 2

Vasos químicos: 400 ml

Recipientes