Pentaòxid de dinitrogen

Pentaòxid de dinitrogen
Estructura química
Substància química	tipus d'entitat química
Massa molecular	107,981 Da
Fórmula química	N₂O₅

SMILES canònic	Model 2D [N+](=O)([O-])O[N+](=O)[O-]
Identificador InChI	Model 3D
Propietat
Densitat	1,642 g/cm³ (a 18 °C)
Punt de fusió	32,3 °C 30 °C
Punt d'ebullició	47 °C (a 101,325 kPa)
NFPA 704: Standard System for the Identification of the Hazards of Materials for Emergency Response ()

El pentaòxid de dinitrogen és compost binari de nitrogen i oxigen, un òxid de fórmula ${\ce {N2O5}}$ . Es presenta en forma de sòlid incolor que sublima a 32,4 °C i a 15 °C té una densitat de 2,05 g/cm³.^[1]

Història

El pentaòxid de dinitrogen fou sintetitzat per primer cop el 1849^[2] pel químic francès Henri Sainte-Claire Deville (1818-1881) mitjançant la reacció del clor, ${\ce {Cl2}}$ amb nitrat d'argent, ${\ce {AgNO3}}$ .^[3]

Propietats

El ${\ce {N2O5}}$ sòlid és estable per sota de 8 °C, però descompon si li incideix la llum solar o s'escalfa fins a temperatura ambient. Per sota de -60 °C és estable més d'un any; a -20 °C té una vida mitjana de dues setmanes; a 0 °C ja només és de 10 dies; i a 20 °C tan sols de 10 hores. La reacció de descomposició és:

{\ce {2N2O5 ->[\Delta] 2N2O4 + O2}}

El ${\ce {N2O5}}$ és fàcilment soluble en àcid nítric absolut, ${\ce {HNO3}}$ ,i en dissolvents clorats. La polaritat dels dissolvent té un important efecte sobre la descomposició del ${\ce {N2O5}}$ .És ràpida en dissolvents no polars, com ara el cloroform, i lenta en dissolvents polars, com el nitrometà. En àcid nítric són moderadament estables a temperatures per sota de la temperatura ambient.^[3]

Estructura

El pentaòxid de nitrogen al voltant de -78 °C és un sòlid constituït per cations, ${\ce {NO2+}}$ , i anions nitrat, ${\ce {NO3-}}$ , enllaçats per enllaç iònic. El catió té estructura lineal amb el nitrogen al mig, ${\ce {ONO^+}}$ , amb enllaços ${\ce {N-O}}$ d'1,154 Å, i l'anió nitrat és pla amb l'àtom de nitrogen al mig i els àtoms d'oxigen units a ell i separats 120°. A temperatures més altes el sòlid està format per molècules ${\ce {NO2-O-NO2}}$ igual que les que es troben en estat gasós, amb tots els enllaços covalents.^[4]

Obtenció

Al laboratori el pentaòxid de dinitrogen es prepara habitualment per deshidratació de l'àcid nítric, ${\ce {HNO3}}$ concentrat mitjançant pentaòxid de difòsfor, ${\ce {P2O5}}$ , segons la reacció:

{\ce {2HNO3 + P2O5 -> N2O5 + 2HPO3}}

La principal alternativa és l'oxidació del diòxid de nitrogen, ${\ce {NO2}}$ , emprant ozó, ${\ce {O3}}$ :

{\ce {2NO2 + O3 -> N2O5 + O2}}

Una altra alternativa és la reacció de clorur de dioxidonitrogen(2+), ${\ce {NO2Cl}}$ amb nitrat d'argent, ${\ce {AgNO3}}$ :

{\ce {NO2Cl + AgNO3 -> N2O5 + AgCl}}

^[1]

Propietats químiques

El pentaòxid de dinitrogen sòlid descompon per efecte de la llum ultraviolada de 380 nm segons l'equació:

{\ce {N2O5\;->[{\mathit {h\nu }}]\;N2O4\;+\;O}}

També es descompon per escalfament segons la reacció global:

{\ce {2N2O5 ->[\Delta] 2N2O4 + O2}}

la qual té lloc en tres etapes:

{\ce {N2O5 <=> NO3 + NO2}}

{\ce {NO2 + NO3 -> NO2 + O2 + NO}}

{\ce {NO + N2O5 -> 3NO2}}

Com que es tracta de l'anhídrid de l'àcid nítric, reacciona fàcilment amb la humitat per donar àcid nítric:^[3]

{\ce {N2O5 + H2O -> 2HNO3}}

Aplicacions

S'aplica el pentaòxid de dinitrogen especialment en reaccions de síntesi orgànica amb l'objectiu de produir nitracions, adicions de grups ${\ce {NO2}}$ a cadenes de carbonis.

Perillositat i problemes ambientals

El pentaòxid de dinitrogen és un oxidant fort que en presència de sals d'amoni i solvents orgànics es torna explosiu. La seva descomposició genera gasos ${\ce {NO_x}}$ tòxics.^[5]

Encara que hi ha poc pentaòxid de dinitrogen en la Terra, provoca certs problemes ambientals per ser un agent oxidant fort. A l'estratosfera el ${\ce {N2O5}}$ és una espècie de reserva que col·labora en la destrucció d'ozó. ja que es descompon donant radicals lliures que participen en la destrucció de l'ozó:^[6]

{\ce {N2O5 <=> NO3 + NO2}}

També pot provocar episodis de boirum fotoquímic en ciutats molt contaminades per combustió de petroli. Propietats com elevada temperatura, situació geogràfica i radiació solar intensa donen aquest fenomen a indrets com Los Angeles o Mexico DF.^[7] I, en presència d'humitat forma àcid nítric i provoca pluja àcida.

Referències

↑ ^1,0 ^1,1 Jones, K. The Chemistry of Nitrogen: Pergamon Texts in Inorganic Chemistry (en anglès). Elsevier, 2016-06-06. ISBN 9781483139623.
↑ Deville, H.S.C. «Note sur la production de l'acide nitrique anhydre». Compt. Rend. Acad. Sci. Paris, 28, 1849, pàg. 257-260.
↑ ^3,0 ^3,1 ^3,2 Agrawal, Jai Prakash; Hodgson, Robert. Organic Chemistry of Explosives (en anglès). John Wiley & Sons, 2007-01-11. ISBN 9780470059357.
↑ Mahan, B.H: Química Universitaria. Ed. Pueblo y Educación. Ciudad de La Habana, Cuba. 1975.
↑ Jai Prakash Agrawal (19 April 2010). High Energy Materials: Propellants, Explosives and Pyrotechnics. Wiley-VCH. pp. 117–. ISBN 978-3-527-32610-5. Retrieved 20 September 2011.
↑ TAYLOR, F. W. Elementary climate physics.
↑ VANLOON, GARY W.; DUFFY, STEPHEN J. Environmental chemistry :