En química , la azida ( / ˈeɪzaɪd / , AY -zyd ) es un anión poliatómico lineal con la fórmula N −3y estructura − N=N + =N − . Es la base conjugada del ácido hidrazoico HN 3 . Las azidas orgánicas son compuestos orgánicos con la fórmula RN 3 , que contienen el grupo funcional azida . [1] La aplicación dominante de las azidas es como propulsor en bolsas de aire . [1]
La azida de sodio se fabrica industrialmente mediante la reacción de óxido nitroso , N 2 O con amida de sodio NaNH 2 en amoníaco líquido como disolvente: [2]
Muchas azidas inorgánicas pueden prepararse directa o indirectamente a partir de azida de sodio. Por ejemplo, la azida de plomo , utilizada en detonadores , puede prepararse a partir de la reacción de metátesis entre nitrato de plomo y azida de sodio. Una ruta alternativa es la reacción directa del metal con azida de plata disuelta en amoníaco líquido. [3] Algunas azidas se producen tratando las sales de carbonato con ácido hidrazoico .
La azida es isoelectrónica con el dióxido de carbono CO 2 , el cianato OCN − , el óxido nitroso N 2 O y el ion nitronio NO +2, fluoruro de berilio molecular BeF 2 y fluoruro de cianógeno FCN. Según la teoría del enlace de valencia , la azida se puede describir mediante varias estructuras de resonancia ; una importante es N − =N + =N −
Las sales de azida pueden descomponerse liberando gas nitrógeno. Las temperaturas de descomposición de las azidas de metales alcalinos son: NaN 3 (275 °C), KN 3 (355 °C), RbN 3 (395 °C) y CsN 3 (390 °C). Este método se utiliza para producir metales alcalinos ultrapuros: [4]
La protonación de sales de azida produce ácido hidrazoico tóxico en presencia de ácidos fuertes:
La azida como ligante forma numerosos complejos de azida de metales de transición . Algunos de estos compuestos son más sensibles a los golpes.
Se han descrito muchas azidas covalentes inorgánicas (por ejemplo, azidas de cloro, bromo y yodo). [5]
El anión azida se comporta como un nucleófilo ; sufre sustitución nucleofílica tanto para sistemas alifáticos como aromáticos. Reacciona con epóxidos , lo que provoca una apertura del anillo; sufre una adición conjugada similar a la de Michael a compuestos carbonílicos 1,4-insaturados. [1]
Las azidas se pueden utilizar como precursoras de los complejos de nitrido metálico al inducir la liberación de N 2 , generando un complejo metálico en estados de oxidación inusuales (véase hierro de alta valencia ).
Las azidas tienen un comportamiento redox ambivalente : son a la vez oxidantes y reductoras , ya que están sujetas fácilmente a desproporción , como lo ilustra el diagrama de Frost del nitrógeno. Este diagrama muestra la importante inestabilidad energética del ácido hidrazoico HN 3 (o el ion azida) rodeado por dos especies mucho más estables, el ion amonio NH +4a la izquierda y el nitrógeno molecular N 2 a la derecha. Como se ve en el diagrama de Frost, la reacción de desproporción reduce ∆G, la energía libre de Gibbs del sistema (-∆G/F = zE , donde F es la constante de Faraday , z el número de electrones intercambiados en la reacción redox y E el potencial de electrodo estándar ). Al minimizar la energía en el sistema, la reacción de desproporción aumenta su estabilidad termodinámica .
Las azidas se descomponen con compuestos de nitrito, como el nitrito de sodio , cuando se acidifican. Este es un método para destruir las azidas residuales antes de su eliminación. [6] En el proceso, se forman nitrógeno, óxidos de nitrógeno e hidróxidos:
En 2005, se produjeron anualmente en el mundo alrededor de 251 toneladas de compuestos que contenían azida, siendo el producto principal la azida sódica. [7]
La azida sódica NaN 3 es el propulsor de los airbags de los automóviles . Se descompone al calentarse para dar gas nitrógeno, que se utiliza para expandir rápidamente el airbag: [7]
Las azidas de metales pesados, como la azida de plomo , Pb(N 3 ) 2 , son detonadores sensibles a los golpes que se descomponen violentamente en el metal y nitrógeno correspondientes, por ejemplo: [8]
La azida de plata AgN 3 y la azida de bario Ba(N 3 ) 2 se utilizan de forma similar.
Algunas azidas orgánicas son potenciales propulsores de cohetes , un ejemplo es la 2-dimetilaminoetilazida (DMAZ) (CH 3 ) 2 NCH 2 CH 2 N 3 .
La azida de sodio se utiliza comúnmente en el laboratorio como agente bacteriostático para evitar la proliferación microbiana en experimentos de control abiótico en los que es importante evitar la actividad microbiana. Sin embargo, tiene la desventaja de ser propensa a desencadenar reacciones secundarias inesperadas e indeseables que pueden poner en peligro los resultados experimentales. De hecho, el anión azida es un nucleófilo y una especie redox-activa . Al ser propenso a la desproporción , puede comportarse tanto como agente oxidante como reductor . Por lo tanto, es susceptible de interferir de manera impredecible con muchas sustancias. [9] [10] [11] Por ejemplo, el anión azida puede oxidar la pirita ( FeS 2 ) con la formación de tiosulfato ( S 2 O2−3), o reducir la quinona en hidroquinona . [12] También puede reducir el nitrito NO−2en óxido nitroso N 2 O y Fe 2+ en Fe 0 ( hierro cerovalente , ZVI). [12] La azida también puede mejorar la emisión de N 2 O en el suelo. Una explicación propuesta es la estimulación de los procesos de desnitrificación debido al papel de la azida en la síntesis de enzimas desnitrificantes. [13] Además, la azida también afecta las propiedades ópticas de absorbancia y fluorescencia de la materia orgánica disuelta (DOM) de los suelos . [14] Se informan muchas otras interferencias en la literatura para análisis bioquímicos y biológicos y deben identificarse sistemáticamente y primero probarse rigurosamente en el laboratorio antes de usar la azida como inhibidor microbiano para una aplicación determinada.
La azida de sodio NaN 3 se utiliza para purificar sodio metálico en laboratorios que manipulan sodio fundido utilizado como refrigerante para reactores de neutrones rápidos . [15]
Como el ácido hidrazoico, la forma protonada del anión azida, tiene un potencial de reducción muy bajo E ° red = -3,09 voltios, y es incluso un reductor más fuerte que el litio ( E ° red = -3,04 voltios), se puede añadir azida de sodio sólida seca al sodio metálico fundido ( E ° red = -2,71 voltios) en condiciones anóxicas estrictas ( por ejemplo , en una caja de guantes anaeróbica especial con O2 residual muy bajo ( <1 ppm vol.) para reducir las impurezas de Na + todavía presentes en el baño de sodio. El residuo de la reacción es solo N2 gaseoso .
Como E ° ox = - E ° red , se da la siguiente serie de reacciones de oxidación cuando los pares redox se presentan como reductores:
El grupo funcional azida se utiliza comúnmente en la química clic a través de reacciones de cicloadición de azida-alquino catalizadas por cobre (I) (CuAAC), donde el cobre (I) cataliza la cicloadición de una organoazida a un alquino terminal, formando un triazol. [16] [17] [18]
Un uso muy dañino e ilegal de la azida de sodio es su desvío por parte de cazadores furtivos como sustituto del cianuro de sodio para envenenar algunas especies animales al bloquear la cadena de transporte de electrones en el proceso de respiración celular .
Las azidas son explosóforos [9] [19] [20] y venenos respiratorios. [9] [21] La azida sódica ( NaN 3 ) es tan tóxica como el cianuro sódico (NaCN) (con una LD 50 oral de 27 mg/kg en ratas) y puede absorberse a través de la piel. Cuando la azida sódica entra en contacto con un ácido, produce ácido hidrazoico volátil ( HN 3 ), tan tóxico y volátil como el ácido cianhídrico (HCN). Cuando está presente accidentalmente en el aire de un laboratorio en baja concentración, puede causar irritaciones como congestión nasal o asfixia y muerte en concentraciones elevadas. [22]
Las azidas de metales pesados , como la azida de plomo ( Pb(N 3 ) 2 ) son explosivos primarios detonables cuando se calientan o se agitan. Las azidas de metales pesados se forman cuando soluciones de azida de sodio o vapores de HN 3 entran en contacto con metales pesados (Pb, Hg…) o sus sales. Las azidas de metales pesados pueden acumularse en determinadas circunstancias, por ejemplo, en tuberías metálicas y en los componentes metálicos de diversos equipos ( evaporadores rotativos , equipos de secado por congelación , trampas de enfriamiento, baños de agua, tuberías de desechos), y así provocar explosiones violentas. [9]
{{cite book}}: CS1 maint: varios nombres: lista de autores ( enlace )
