El dióxido de nitrógeno es un compuesto químico con la fórmula NO 2 . Uno de varios óxidos de nitrógeno , el dióxido de nitrógeno es un gas de color marrón rojizo. Es una molécula paramagnética curvada con simetría de grupo de puntos C 2v . Industrialmente, el NO 2 es un intermediario en la síntesis de ácido nítrico , del cual se producen millones de toneladas cada año, principalmente para la producción de fertilizantes .
El dióxido de nitrógeno es venenoso y puede ser mortal si se inhala en grandes cantidades. [8] Cocinar con una estufa de gas produce dióxido de nitrógeno, lo que provoca una peor calidad del aire interior . La combustión de gas puede provocar un aumento de las concentraciones de dióxido de nitrógeno en todo el entorno doméstico, lo que está relacionado con problemas y enfermedades respiratorias . [9] [10] Se ha estimado que la CL 50 ( dosis letal media ) para humanos es de 174 ppm para una exposición de 1 hora. [11] También está incluido en la familia NOx de contaminantes atmosféricos .
El dióxido de nitrógeno es un gas de color marrón rojizo con un olor acre y acre por encima de 21,2 °C (70,2 °F; 294,3 K) y se convierte en un líquido de color marrón amarillento por debajo de 21,2 °C (70,2 °F; 294,3 K). Forma un equilibrio con su dímero , el tetróxido de dinitrógeno ( N 2 O 4 ), y se convierte casi por completo en N 2 O 4 por debajo de -11,2 °C (11,8 °F; 261,9 K). [6]
La longitud del enlace entre el átomo de nitrógeno y el átomo de oxígeno es 119,7 pm . Esta longitud de enlace es consistente con un orden de enlace entre uno y dos.
A diferencia del ozono ( O 3 ), el estado electrónico fundamental del dióxido de nitrógeno es un estado doblete , ya que el nitrógeno tiene un electrón desapareado, [12] lo que disminuye el efecto alfa en comparación con el nitrito y crea una interacción de enlace débil con los pares solitarios del oxígeno. El electrón solitario en el NO 2 también significa que este compuesto es un radical libre , por lo que la fórmula del dióxido de nitrógeno a menudo se escribe como • NO 2 .
El color marrón rojizo es consecuencia de la absorción preferencial de luz en la región azul del espectro (400 a 500 nm), aunque la absorción se extiende por todo el visible (en longitudes de onda más cortas) y en el infrarrojo (en longitudes de onda más largas). La absorción de luz en longitudes de onda inferiores a aproximadamente 400 nm produce fotólisis (para formar NO + O , oxígeno atómico); en la atmósfera, la adición del átomo de oxígeno así formado al O 2 da como resultado ozono.
Industrialmente, el dióxido de nitrógeno se produce y transporta como su dímero líquido criogénico, el tetróxido de dinitrógeno . Se produce industrialmente mediante la oxidación del amoníaco, el Proceso de Ostwald . Esta reacción es el primer paso en la producción de ácido nítrico: [13]
También puede producirse por oxidación del cloruro de nitrosilo :
En cambio, la mayoría de las síntesis de laboratorio estabilizan y luego calientan el ácido nítrico para acelerar la descomposición. Por ejemplo, la descomposición térmica de algunos nitratos metálicos genera NO 2 : [14]
Alternativamente, la deshidratación del ácido nítrico produce nitrato de nitronio ...
...que posteriormente sufre descomposición térmica:
El NO 2 se genera por la reducción del ácido nítrico concentrado con un metal (como el cobre):
El ácido nítrico se descompone lentamente en dióxido de nitrógeno mediante la reacción general:
El dióxido de nitrógeno así formado confiere el color amarillo característico que a menudo presenta este ácido. Sin embargo, la reacción es demasiado lenta para ser una fuente práctica de NO 2 .
A bajas temperaturas, el NO 2 se convierte reversiblemente en el gas incoloro tetróxido de dinitrógeno ( N 2 O 4 ):
El equilibrio exotérmico tiene un cambio de entalpía Δ H = −57,23 kJ/mol . [15]
A 150 °C (302 °F; 423 K), el NO 2 se descompone con liberación de oxígeno mediante un proceso endotérmico ( Δ H = 14 kJ/mol ):
Como lo sugiere la debilidad del enlace N-O, el NO 2 es un buen oxidante. En consecuencia, arderá, a veces de forma explosiva, en presencia de hidrocarburos . [dieciséis]
El NO 2 reacciona con el agua para dar ácido nítrico y ácido nitroso :
Esta reacción es uno de los pasos del proceso de Ostwald para la producción industrial de ácido nítrico a partir de amoniaco. [13] Esta reacción es insignificantemente lenta a bajas concentraciones de NO 2 características de la atmósfera ambiental, aunque continúa con la absorción de NO 2 a las superficies. Se cree que dicha reacción superficial produce HNO 2 gaseoso (a menudo escrito como HONO ) en ambientes interiores y exteriores. [17]
El NO 2 se utiliza para generar nitratos metálicos anhidros a partir de los óxidos: [15]
Los yoduros de alquilo y metales dan los nitratos correspondientes: [12]
La reactividad del dióxido de nitrógeno frente a compuestos orgánicos se conoce desde hace mucho tiempo. [18] Por ejemplo, reacciona con amidas para dar derivados N-nitroso. [19] Se utiliza para nitraciones en condiciones anhidras. [20]
El NO 2 se utiliza como intermediario en la fabricación de ácido nítrico , como agente nitrante en la fabricación de explosivos químicos , como inhibidor de la polimerización de acrilatos , como agente blanqueador de harina , [21] : 223 y como agente de esterilización a temperatura ambiente. . [22] También se utiliza como oxidante en el combustible para cohetes , por ejemplo en el ácido nítrico fumante rojo ; fue utilizado en los cohetes Titán , para lanzar el Proyecto Gemini , en los propulsores de maniobra del Transbordador Espacial y en sondas espaciales no tripuladas enviadas a varios planetas. [23]
El dióxido de nitrógeno normalmente surge a través de la oxidación del óxido nítrico por el oxígeno del aire (por ejemplo, como resultado de una descarga en corona ): [15]
El NO 2 se introduce en el medio ambiente por causas naturales, incluida la entrada desde la estratosfera , la respiración bacteriana, los volcanes y los rayos. Estas fuentes convierten al NO 2 en un gas traza en la atmósfera de la Tierra , donde desempeña un papel en la absorción de la luz solar y en la regulación de la química de la troposfera , especialmente en la determinación de las concentraciones de ozono . [24]
En la mayoría de los procesos de combustión también se forma dióxido de nitrógeno . A temperaturas elevadas, el nitrógeno se combina con el oxígeno para formar dióxido de nitrógeno:
Para el público en general, las fuentes más importantes de NO 2 son los motores de combustión interna , ya que las temperaturas de combustión son lo suficientemente altas como para combinar térmicamente parte del nitrógeno y el oxígeno del aire para formar NO 2 . [8]
En exteriores, el NO 2 puede ser el resultado del tráfico de vehículos motorizados. [25] En el interior, la exposición surge del humo del cigarrillo, [26] y de calentadores y estufas de butano y queroseno . [27] Los niveles de exposición interior al NO 2 son, en promedio, al menos tres veces más altos en hogares con estufas de gas en comparación con estufas eléctricas. [28] [29]
Los trabajadores de industrias donde se utiliza NO 2 también están expuestos y corren riesgo de sufrir enfermedades pulmonares ocupacionales , y NIOSH ha establecido límites de exposición y estándares de seguridad. [6] Los trabajadores en áreas de alto voltaje, especialmente aquellos con generación de chispas o plasma, están en riesgo. [ cita necesaria ] Los trabajadores agrícolas pueden estar expuestos al NO 2 que surge de la descomposición del grano en los silos; la exposición crónica puede provocar daño pulmonar en una afección llamada " enfermedad del relleno de silos ". [30] [31]
El NO 2 se difunde en el líquido de revestimiento epitelial (ELF) del epitelio respiratorio y se disuelve. Allí, reacciona químicamente con moléculas de lípidos y antioxidantes en el ELF. Los efectos del NO 2 sobre la salud son causados por los productos de reacción o sus metabolitos, que son especies reactivas de nitrógeno y especies reactivas de oxígeno que pueden provocar broncoconstricción , inflamación, reducción de la respuesta inmune y pueden tener efectos en el corazón. [32]
El daño agudo debido a la exposición al NO 2 es raro. 100 a 200 ppm pueden causar una leve irritación de la nariz y la garganta, 250 a 500 ppm pueden causar edema , lo que lleva a bronquitis o neumonía , y niveles superiores a 1000 ppm pueden causar la muerte por asfixia por el líquido en los pulmones. A menudo no hay síntomas en el momento de la exposición aparte de tos transitoria, fatiga o náuseas, pero con el paso de las horas la inflamación de los pulmones provoca edema. [33] [34]
Para la exposición de la piel o los ojos, el área afectada se lava con solución salina. Para la inhalación se administra oxígeno, se pueden administrar broncodilatadores y si hay signos de metahemoglobinemia , condición que surge cuando los compuestos a base de nitrógeno afectan la hemoglobina en los glóbulos rojos, se puede administrar azul de metileno . [35] [36]
Está clasificada como una sustancia extremadamente peligrosa en los Estados Unidos, según se define en la Sección 302 de la Ley de Planificación de Emergencias y Derecho a la Información de la Comunidad (42 USC 11002), y está sujeta a estrictos requisitos de informes por parte de las instalaciones que producen, almacenan , o utilizarlo en cantidades significativas. [37]
La exposición a niveles bajos de NO 2 con el tiempo puede provocar cambios en la función pulmonar. [38] Cocinar con una estufa de gas se asocia con una peor calidad del aire interior . La combustión de gas puede provocar un aumento de las concentraciones de dióxido de nitrógeno en todo el entorno doméstico, lo que está relacionado con problemas y enfermedades respiratorias . [9] [10] Los niños expuestos al NO 2 tienen más probabilidades de ser hospitalizados con asma . [39]
La interacción del NO 2 y otros NO x con el agua, el oxígeno y otras sustancias químicas de la atmósfera puede formar lluvia ácida que daña ecosistemas sensibles como lagos y bosques. [40] Niveles elevados de NO
2También puede dañar la vegetación, disminuir el crecimiento y reducir el rendimiento de los cultivos. [41]
Este artículo incorpora material de dominio público de dióxido de nitrógeno. Agencia de Proteccion Ambiental de los Estados Unidos. 23 de febrero de 2016. Este artículo incorpora material de dominio público de Información básica sobre dióxido de nitrógeno. Agencia de Proteccion Ambiental de los Estados Unidos . Consultado el 23 de febrero de 2016 .