Facultad de Química UNAM Laboratorio de Química Inorgánica Reporte de la práctica Óxidos de Nitrógeno. Profesora. Trinidad Martínez Alumno Rojas Ponce Javier. INTRODUCCION. El nitrógeno forma una serie de óxidos en los que el estado de oxidación del N puede tomar cualquier valor en el intervalo de +1 a +5. En la tabla 3 se muestran los óxidos de nitrógeno.
Tabla 3. Estados de oxidación comunes para el N Estado de oxidación
Fórmula
ΔHºf a
298K
Comentario
(KJ/mol)
Gas incoloro; usado como
+1
N2O
82.0
+2
NO
90.3
+3
N2O3
83.7
+4
NO2
33.2
+4
N2O4
9.16
Líquido incoloro a amarillo
+5
N2O5
11.3
Sólido incoloro, volátil
anestésico dental Gas incoloro; contaminante del aire Gas café rojizo Gas café naranja; venenoso y contaminante del aire
Los óxidos de nitrógeno no son tan habituales como otros compuestos de nitrógeno, pero los encontraremos en muchas ocasiones. El N 2O tiene propiedades anestésicas y utiliza algo en odontología (“gas hilarante”). El NO2 se emplea en la fabricación del ácido nítrico. El N 2O4 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 O 2. El NO disminuye el espesor de las paredes de los vasos sanguíneos, facilitando el transporte de oxígeno a los tejidos circundantes. El monóxido de dinitrógeno (óxido nitroso) N2O (g) puede obtenerse en el laboratorio a partir de una interesante reacción de desproporción, la descomposición de NH 4NO3(s) a temperaturas de 200-260 ºC : NH4NO3(s)
→
N2O (g) + 2H2O(g)
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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 N 2O 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 rédox. 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 N 2(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, NO 2 (g) en las reacciones del ácido nítrico. De interés para los químicos de la atmósfera es el papel clave que juega el NO 2 (g) en la formación de las nubes de contaminación fotoquímica. 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. Anota tus observaciones y propón la ecuación química que representa el fenómeno. Se formó un gas café rojizo. 2NO(g) +O2 (g) 2 NO2 (g) 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 O2 igual a la mitad del volumen de NO (g) (Conserva el NO2 para el siguiente experimento) ¿Cómo es el volumen del producto en relación con la suma de los volúmenes de los reactivos? Explica esto basándote en la reacción balanceada. El volumen del NO2 es igual al volumen inicial del NO 2 NO (g) +O2 (g) 2 NO2 (g) Por cada dos moles de NO se necesita un mol de O 2 para producir dos moles de NO2
Experimento 3. Dimerización del NO2 El NO2, que es un gas café rojizo, se interconvierte en N2O4, que es un gas incoloro, en función de la temperatura. Sumerge la jeringa llena de NO2 primero en un baño de hielo hasta notar un
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Estructuras de Lewis. NO2
N2O4
Explica en qué sentido la reacción es endotérmica, en función de la ruptura o formación de enlaces. 2 NO2 (g) ⇔ N2O4 (g) + Q (exotérmica, se rompe enlaces) 2 NO2 (g) + Q ⇔ N2O4 (g) (endotérmica, se forma enlaces)
Experimento 4. Propiedades ácido base. Con la jeringa conteniendo el NO2, succiona 5 a 10mL de agua destilada con indicador universal en la jeringa, tápala y agita; añade más agua destilada en la jeringa hasta que desaparezca el gas colorido. Escribe la reacción entre el NO2 y el agua NO2 (g) + H2O (l) 2 HNO3 (ac) + NO(g). Experimento 5. Propiedades rédox En un vial poner 5 mL de solución acuosa diluida de KMnO4. En otro vial colocar solución acuosa diluida de KI. Conecta un tubo de hule a una jeringa conteniendo NO, lavado, lava do, y descarga el gas sobre un vial conteniendo una solución de KMnO4.Escribe la reacción que se llevó a cabo. KMnO4 (ac) + NO (g) KNO3 +MnO2 (s) Conecta un tubo de hule a una jeringa conteniendo NO2, y descarga el gas sobre un vial conteniendo una solución de KI Escribe la reacción que se llevó a cabo. 12 NO2 (g) + 6 KI (ac) 6 NO (g) + 3 I2 (s) + 6 KNO3 (ac) BIBLIOGRAFIA http://www.textoscientificos.com/node/610
