Óxidos de Nitrógeno. Objetivo Obtener y caracterizar químicamente NO y NO 2
Hipótesis Obtener NO y NO 2 a partir de reacciones Rédox
Antecedentes El nitrógeno forma los halogenuros de nitrosilo, NOX y los halogenuros de nitrilo, NO 2X. Los halogenuros de nitrosilo y el NO 2F se preparan por interacción directa del halógeno con el NO o con el NO 2. 2NO (g) + Cl2 (g) 2NOCl (g) 2NO (g) + F2 (g) 2NO2 F (g) Las propiedades Rédox del nitrógeno son importantes debido a su amplia presencia en la atmosfera, la biosfera, la industria y los laboratorios. La química del nitrógeno es muy compleja debido al gran número de estados de oxidación accesibles, pero también debido a que las reacciones termodinámicamente favorables suelen ser lentas o tienen velocidades que dependen de la identidad de los reactivos. Al ser la molécula de N2 cinéticamente inerte, las reacciones Rédox que consumen N 2 son lentas más aún por razones mecanísticas que parecen diferir en cada caso, la formación de N 2 es usualmente lenta y puede ser evitada en solución acuosa. Al igual que otros elementos del bloque p, las barreras que se presentan para la reacción de los oxoániones en estado de oxidación alto, como el NO 3 , son mayores que para los oxoániones con bajo estado de oxidación, como el NO 2 . Se debe también recordar que los valores de pH bajos mejoran el poder oxidante de los oxoániones. Valores bajos de pH también aceleran a menudo sus reacciones oxidantes por protonación y se cree que este paso facilita la ruptura subsecuente del enlace NO.
El óxido de nitrógeno (IV) conocido comúnmente como dióxido de nitrógeno se presenta como una mezcla en equilibrio del radical color café NO 2 y su dímero incoloro N 2O4 (tetróxido de dinitrógeno) N2O4 (ac) 2NO2 (g) Esta facilidad para disociarse es consecuencia del enlace N-N en el N 2O4 es largo y débil y a su vez esto se debe a que el orbital molecular ocupado por el electrón desapareado se distribuye casi uniformemente sobre los tres átomos del NO 2 más que encontrarse concentrado en el átomo de N. El óxido de nitrógeno (IV) es un agente oxidante venenoso presente en bajas concentraciones en la atmósfera, sobre todo en el smog fotoquímico. En solución acuosa básica se desproporciona a N (III) y N (V), formando iones NO 2 y NO3 : 2 NO2 (ac) + OH (ac) NO2 (ac) + NO3 (ac) + H2O (l) En solución ácida el producto de la reacción es N (II) en vez de N (III), debido a que el ácido nitroso + mismo se desproporciona fácilmente: 3HNO 2 (ac) NO3 (ac) + 2NO (g) + H3O (ac) En ácido nitroso, HNO 2, es un agente oxidante vigoroso:
+
-
HNO2 (ac) + H (ac) + e NO (g) + H 2O (l) y sus reacciones como agente oxidante suelen ser más rápidas que su desproporción. La velocidad con la que el ácido nitroso se oxida aumenta en presencia de + ácidos, como resultado de su conversión en ion nitrosonio, NO : + + HNO2 (ac) + H (ac) NO (ac) + H2O (l) El trióxido de nitrógeno, N 2O3, que es el anhidro del ácido nitroso, es un sólido azul que funde por arriba de los -100°C en un líquido azul que se disocia para general NO y NO 2: N2O3 (l) NO (g) + NO2 (g) El óxido de nitrógeno (II), conocido como óxido nítrico, NO, es una molécula con un número impar de electrones, sin embargo a diferencia del NO 2, no forma un dímero en su fase gaseosa. Esta diferencia refleja la mayor deslocalización del electrón impar en el orbital π* del NO de la que está presente en el correspondiente HOMO del NO 2. El óxido nítrico reacciona con el O 2 para generar NO 2; en fase gaseosa, la ley de rapidez de reacción es de segundo orden para el NO, debido a que se genera un dímero transitorio, el (NO)2 que posteriormente colisiona con una molécula de O 2. Debido a que la reacción es de segundo orden, el NO atmosférico se convierte lentamente en NO 2. El número de oxidación promedio del nitrógeno en el óxido de dinitrógeno, N 2O denominado por lo general óxido nitroso, es +1. El N 2O es un gas incoloro no reactivo que se produce por comproporción del nitrato de amonio fundido. Debe tenerse cuidado para evitar una explosión en esta reacción, en la cual el catión es oxidado por medio del anión: 250°C NH4 NO3 (l) N2O(s) + 2H2O (g)
Experimento Obtención de NO
En 30 segundos se tiene llena una jeringa de 60 mL, siguiendo el método propuesto por Mattson, Bruce. Utilizando 25 0 miligramos de NaNO 2 (sólido) y 3 mL de solución de sulfato ferroso ácido, por la mezcla de los reactivos en la jeringa con agitación vigorosa. Se debe tener cuidado para suspender la generación de gas cuando la jeringa se llena, esto se hace destapando la jeringa mientras se sostiene hacia arriba. Rota la jeringa 180° para descargar la mezcla de reacción y enseguida tapa la jeringa. El monóxido de nitrógeno obtenido debe lavarse con agua.
Experimento #1
Conversión cualitativa de NO a NO2
En una jeringa seca y limpia transfiere 20 mL del NO anteriormente preparado. Enseguida jala un poco de aire en la jeringa que contiene los 20 mL de NO y observa la reacción dentro de la jeringa.
Experimento #2
Conversión cuantitativa de NO a NO2
Prepara una jeringa de NO y lávalo. Transfiere este NO a una jeringa limpia y seca usando el tubo de hule seco y limpio. Simultáneamente empuja y jala sobre las jeringas respectivas, enseguida conecta la nueva jeringa llena de NO con la jeringa llena de O2 también ya lavado, empujando el émbolo de la jeringa de oxígeno transfiera lentamente un volumen de O 2 igual a la mitad del volumen de NO (g) (Conserva el NO 2 para el siguiente experimento) NOTA: transfiere O2 (g) a NO (g) nunca al revés.
Experimento #3
Dimerización del NO
El NO2, que es un gas café rojizo, se interconvierte en N 2O4, que es un gas incoloro, en función de la temperatura. Sumerge la jeringa llena de NO 2 primero en un baño de hielo hasta notar un cambio de color, y luego en un baño de agua caliente hasta notar el cambio.
Experimento #4 Propiedades ácido base
Con la jeringa conteniendo el NO 2, succiona de 5 a 10mL de agua destilada con indicador universal en la jeringa, tápala y agita; añade más agua destilada en la erin a hasta ue desa arezca el as colorido.
Experimento #5 Propiedades Rédox
En un vial poner 5 mL de solución acuosa diluida de KMnO 4 En otro vial colocar solución acuosa diluida de KI Conecta un tubo de hule a una jeringa conteniendo NO, lavado, y descarga el gas sobre un vial conteniendo una solución de KMnO 4 Conecta un tubo de hule a una jeringa conteniendo NO 2, y descarga el gas sobre un vial conteniendo una solución de KI
Bibliografía Brown, Química. La ciencia central, Pearson educación, México, 2004 Chang, R. Principios esenciales de Química General, Cuarta edición, Mc Graw Hill, Madrid, 2006. Casabo J. Estructura atómica y enlace químico, REVERTE, Barcelona, 1996. Shriver y Atkins Química inorgánica México, D.F. McGraw-Hill Interamericana, 2008
Resultados Experimento 1. Conversión cualitativa de NO a NO2 El NO reacciona con el oxígeno del aire y pasa de incoloro a café-rojizo
Experimento 2. Conversión cuantitativa de NO a NO2 ¿Cómo es el volumen del producto en relación con la suma de los volúmenes de los reactivos? Explica esto basándote en la reacción balanceada. 2NO + O2 2NO2 Menor, pues partiendo de 3 moles iniciales de gases, obtenemos 2 moles de productos gaseosos.
Experimento 3. Dimerización del NO2 Escribe la reacción el equilibrio entre el NO 2 y el N2O4. 2NO2 ⇌ N2O4 Explica en qué sentido la reacción es exotérmica y en qué sentido es endotérmico, en función de la ruptura o formación de enlaces. 2NO2 ⇌ N2O4
Es endotérmica en el sentido de N 2O4 a NO2, pues para romper enlaces se necesita proporcionar energía, y eso es lo que sucede en ese sentido. 2NO2 ⇌ N2O4
Es exotérmica en el sentido contrario, pues al formar enlaces se desprende energía pues el sistema pasa a un nivel menos energético.
Experimento 4.Propiedades ácido base Escribe la reacción entre el NO2 y el agua pH= 4 3NO2 + H2O 2HNO3 + NO
Experimento 5. Propiedades rédox. Escribir la reacción que se llevó a cabo. +
H2O + KMnO4 + 3NO KMnO2 + 3NO2 + H
Cambió de morado a café
Escribir la reacción que se llevó a cabo. +
4H + 2KI + 2NO 2 2KNO + I2 + 2H2O
Cambió de incoloro a anaranjado
Análisis de resultados Experimento 1 El monóxido de nitrógeno (NO) es un gas incoloro y muy poco soluble en agua; por otro lado el dióxido de nitrógeno (NO 2) tiene una tonalidad color marrón-amarillo. En este experimento fue evidente la conversión del NO a NO 2, al reaccionar con oxígeno. Todo porque el NO es una molécula muy inestable y se oxida rápidamente.
Experimento 2. El volumen que se transfirió de O 2 fue la mitad del volumen inicial total de NO, con esto se formó un volumen de NO 2 equivalente al volumen inicial de NO.
Experimento 3. El N2O4 es un gas incoloro, mientras que el NO 2 es de un color café-amarillento. A altas temperaturas el equilibrio se desplaza hacia la formación de dióxido de nitrógeno (NO 2); mientras que el equilibrio es desplazado por las bajas temperaturas o las altas presiones hacia el lado del N 2O4. Una molécula de NO 2 reacciona con otra molécula de NO 2 para formar N 2O4 en el que se aparean los electrones impares de las dos moléculas para formar un nuevo enlace nitrógeno-nitrógeno. La formación de NO2 a partir de N 2O4 es un proceso endotérmico, y la formación de N 2O4 a partir de NO 2 es un proceso exotérmico.
Experimento 4. Cuando añadimos el agua destilada con indicador universal, la sustancia tomo una coloración rosaroja, por lo que concluimos que se formó una especie de carácter ácido, esta fue el Ácido Nítrico (HNO 3).
Experimento 5. El NO2 es un agente altamente oxidante.
Conclusiones El Nitrógeno puede presentar distintos estados de oxidación: Fórmula N2O
Nomenclatura sistemática Monóxido de dinitrógeno
Nomenclatura de Stock Óxido de nitrógeno (I)
NO N2O3 N2O4 NO2 N2O5
Monóxido de nitrógeno Trióxido de dinitrógeno Tetraóxido de dinitrógeno Dióxido de nitrógeno Pentaóxido de dinitrógeno
Óxido de nitrógeno (II) Óxido de nitrógeno (III) Óxido de nitrógeno (IV) Óxido de nitrógeno (IV) Óxido de nitrógeno (V)
Nomenclatura tradicional Óxido nitroso (anhídrido hiponitroso) Óxido nítrico Anhídrido nitroso Tetróxido de nitrógeno Dióxido de nitrógeno Anhídrido nítrico
En función de la valencia atómica que utilice el nitrógeno, los óxidos de nitrógeno tienen distintas formulaciones y se aplican para ellos diferentes nomenclaturas, todos presentan distintas propiedades físicas y químicas entre ellos. En esta práctica pudimos obtener y trabajar con algunos óxidos de nitrógeno, para así identificar sus diferencias y algunas reacciones entre ellos y con otros compuestos.
Bibliografía Brown, Química. La ciencia central, Pearson educación, México, 2004 Chang, R. Principios esenciales de Química General, Cuarta edición, Mc Graw Hill, Madrid, 2006. Casabo J. Estructura atómica y enlace químico, REVERTE, Barcelona, 1996. Shriver y Atkins Química inorgánica México, D.F. McGraw-Hill Interamericana, 2008