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 Dióxido de nitrógeno a −196 ° C, 0 ° C, 23 ° C, 35 ° C y 50 ° C. ( NO 2) se convierte en tetróxido de dinitrógeno incoloro ( N 2O 4) a bajas temperaturas y vuelve a NO 2 a temperaturas más altas. | |||
| Nombres | |||
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| Nombre IUPAC Tetraóxido de dinitrógeno | |||
| Identificadores | |||
Modelo 3D ( JSmol ) | |||
| CHEBI | |||
| ChemSpider | |||
| Tarjeta de información ECHA | 100.031.012  | ||
| Número CE |
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PubChem CID | |||
| Número RTECS |
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| UNII | |||
| un numero | 1067 | ||
Tablero CompTox ( EPA ) | |||
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| Propiedades | |||
| N 2 O 4 | |||
| Masa molar | 92,011 g / mol | ||
| Apariencia | Líquido incoloro, gas anaranjado | ||
| Densidad | 1,44246 g / cm 3 (líquido, 21 ° C) | ||
| Punto de fusion | −11,2 ° C (11,8 ° F; 261,9 K) y se descompone en NO 2 | ||
| Punto de ebullición | 21,69 ° C (71,04 ° F; 294,84 K) | ||
| Reacciona para formar ácidos nitroso y nítrico. | |||
| Presión de vapor | 96 kPa (20 ° C) [1] | ||
| −23.0 · 10 −6 cm 3 / mol | |||
Índice de refracción ( n D ) | 1.00112 | ||
| Estructura | |||
| Plano, D 2h | |||
| pequeño, distinto de cero | |||
| Termoquímica | |||
Entropía molar estándar ( S | 304,29 J / K⋅mol [2] | ||
| +9,16 kJ / mol [2] | |||
| Peligros | |||
| Ficha de datos de seguridad | MSDS externa | ||
Clasificación de la UE (DSD) (desactualizada) | T + C | ||
| Frases R (desactualizadas) | R26 , R34 | ||
| Frases S (desactualizadas) | (S1 / 2) , S9 , S26 , S28 , S36 / 37/39 , S45 | ||
| NFPA 704 (diamante de fuego) | [3] [4]  3 0 0 BUEY | ||
| punto de inflamabilidad | No es inflamable | ||
| Compuestos relacionados | |||
Óxidos de nitrógeno relacionados |
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Salvo que se indique lo contrario, los datos se proporcionan para materiales en su estado estándar (a 25 ° C [77 ° F], 100 kPa). | |||
 verificar ( ¿qué es ?)  | |||
| Referencias de Infobox | |||
El tetróxido de dinitrógeno , comúnmente conocido como tetróxido de nitrógeno (NTO) y, a veces, generalmente entre los ingenieros de cohetes ex-URSS / Rusia, como amilo , es el compuesto químico N 2 O 4 . Es un reactivo útil en síntesis química. Forma una mezcla de equilibrio con dióxido de nitrógeno .
El tetróxido de dinitrógeno es un oxidante poderoso que es hipergólico (reacciona espontáneamente) al entrar en contacto con varias formas de hidracina , lo que ha hecho del par un bipropulsante común para los cohetes.
Estructura y propiedades [ editar ]
El tetróxido de dinitrógeno podría considerarse como dos grupos nitro (-NO 2 ) unidos entre sí. Forma una mezcla de equilibrio con dióxido de nitrógeno . [5] La molécula es plana con una distancia de enlace NN de 1,78 Å y distancias de NO de 1,19 Å. La distancia NN corresponde a un enlace débil, ya que es significativamente más larga que la longitud media del enlace sencillo NN de 1,45 Å. [6]
A diferencia del NO 2 , el N 2 O 4 es diamagnético ya que no tiene electrones desapareados. [7] El líquido también es incoloro pero puede aparecer como un líquido amarillo parduzco debido a la presencia de NO 2 de acuerdo con el siguiente equilibrio:
- N 2 O 4 ⇌ 2 NO 2
Las temperaturas más altas empujan el equilibrio hacia el dióxido de nitrógeno. Inevitablemente, algo de tetróxido de dinitrógeno es un componente del smog que contiene dióxido de nitrógeno.
Producción [ editar ]
El tetróxido de nitrógeno se produce mediante la oxidación catalítica del amoníaco : se utiliza vapor como diluyente para reducir la temperatura de combustión. En el primer paso, el amoníaco se oxida en óxido nítrico :
- 4 NH 3 + 5 O 2 → 4 NO + 6 H 2 O
La mayor parte del agua se condensa y los gases se enfrían aún más; el óxido nítrico que se produjo se oxida a dióxido de nitrógeno, que luego se dimeriza en tetróxido de nitrógeno:
- 2 NO + O 2 → 2 NO 2
- 2 NO 2 ⇌ N 2 O 4
y el resto del agua se elimina como ácido nítrico . El gas es esencialmente dióxido de nitrógeno puro, que se condensa en tetróxido de dinitrógeno en un licuador enfriado con salmuera. [ cita requerida ]
El tetróxido de dinitrógeno también se puede producir mediante la reacción de ácido nítrico concentrado y cobre metálico. Esta síntesis es más práctica en un entorno de laboratorio y se usa comúnmente como demostración o experimento en laboratorios de química de pregrado. La oxidación del cobre por el ácido nítrico es una reacción compleja que forma varios óxidos de nitrógeno de estabilidad variable que depende de la concentración del ácido nítrico, la presencia de oxígeno y otros factores. Las especies inestables reaccionan además para formar dióxido de nitrógeno que luego se purifica y se condensa para formar tetróxido de dinitrógeno.
Utilizar como propulsor de cohetes [ editar ]
El tetróxido de nitrógeno se utiliza como oxidante en uno de los propulsores de cohetes más importantes porque puede almacenarse como líquido a temperatura ambiente. A principios de 1944, científicos alemanes llevaron a cabo una investigación sobre la usabilidad del tetróxido de dinitrógeno como agente oxidante para el combustible de cohetes, aunque los alemanes solo lo usaron de manera muy limitada como aditivo para S-Stoff (ácido nítrico humeante). Se convirtió en el oxidante almacenable preferido por muchos cohetes tanto en los Estados Unidos como en la URSS a fines de la década de 1950. Es un propulsor hipergólico en combinación con un combustible para cohetes a base de hidracina . Uno de los primeros usos de esta combinación fue en la familia Titan de cohetes utilizados originalmente comoICBM y luego como vehículos de lanzamiento para muchas naves espaciales. Utilizado en las naves espaciales Gemini y Apollo de EE. UU. Y también en el transbordador espacial, continúa utilizándose como propulsor de mantenimiento de la estación en la mayoría de los satélites geoestacionarios y en muchas sondas del espacio profundo. También es el oxidante principal del cohete Proton de Rusia .
Cuando se usa como propulsor, el tetróxido de dinitrógeno generalmente se denomina simplemente tetróxido de nitrógeno y la abreviatura NTO se usa ampliamente. Además, el NTO se usa a menudo con la adición de un pequeño porcentaje de óxido nítrico , que inhibe el agrietamiento por corrosión bajo tensión de las aleaciones de titanio y, de esta forma, el NTO de grado propulsor se conoce como óxidos mixtos de nitrógeno ( MON ). La mayoría de las naves espaciales ahora usan MON en lugar de NTO; por ejemplo, el sistema de control de reacción del transbordador espacial utilizó MON3 (NTO que contiene 3% de NO en peso). [8]
El percance Apollo-Soyuz [ editar ]
El 24 de julio de 1975, el envenenamiento por NTO afectó a tres astronautas estadounidenses en el descenso final a la Tierra después del vuelo del Proyecto de prueba Apollo-Soyuz . Esto se debió a un interruptor que se dejó accidentalmente en la posición incorrecta, lo que permitió que los propulsores de control de altitud se dispararan después de que se abriera la entrada de aire fresco de la cabina, lo que permitió que los gases NTO ingresaran a la cabina. Un miembro de la tripulación perdió el conocimiento durante el descenso. Al aterrizar, la tripulación fue hospitalizada durante cinco días por neumonía y edema inducidos por sustancias químicas . [9] [10]
Generación de energía usando N 2 O 4 [ editar ]
La tendencia del N 2 O 4 a romperse reversiblemente en NO 2 ha llevado a la investigación de su uso en sistemas avanzados de generación de energía como el llamado gas disociador. [11] El tetróxido de dinitrógeno "frío" se comprime y calienta, lo que hace que se disocie en dióxido de nitrógeno a la mitad del peso molecular. Este dióxido de nitrógeno caliente se expande a través de una turbina, lo enfría y reduce la presión, y luego se enfría más en un disipador de calor, lo que hace que se recombine en tetróxido de nitrógeno con el peso molecular original. Entonces es mucho más fácil comprimir para comenzar de nuevo el ciclo completo. Tales ciclos de Brayton de gas disociativotienen el potencial de aumentar considerablemente la eficiencia de los equipos de conversión de energía. [12]
Reacciones químicas [ editar ]
Intermedio en la fabricación de ácido nítrico [ editar ]
El ácido nítrico se fabrica a gran escala a través de N 2 O 4 . Esta especie reacciona con el agua para dar ácido nitroso y ácido nítrico :
- N 2 O 4 + H 2 O → HNO 2 + HNO 3
El coproducto HNO 2 al calentar se desproporciona a NO y más ácido nítrico. Cuando se expone al oxígeno, el NO se convierte nuevamente en dióxido de nitrógeno:
- 2 NO + O 2 → 2 NO 2
El NO 2 y el N 2 O 4 resultantes se pueden devolver al ciclo para dar nuevamente la mezcla de ácidos nitroso y nítrico.
Síntesis de nitratos metálicos [ editar ]
El N 2 O 4 se comporta como la sal [NO + ] [NO 3 - ], siendo el primero un oxidante fuerte:
- 2 N 2 O 4 + M → 2 NO + M (NO 3 ) 2
donde M = Cu , Zn o Sn .
Si se preparan nitratos metálicos a partir de N 2 O 4 en condiciones completamente anhidras, se puede formar una gama de nitratos metálicos covalentes con muchos metales de transición. Esto se debe a que existe una preferencia termodinámica por que el ion nitrato se una covalentemente con tales metales en lugar de formar una estructura iónica. Tales compuestos deben prepararse en condiciones anhidras, ya que el ion nitrato es un ligando mucho más débil que el agua, y si hay agua, se formará el nitrato hidratado simple. Los nitratos anhidros en cuestión son en sí mismos covalentes, y muchos, por ejemplo, el nitrato de cobre anhidro, son volátiles a temperatura ambiente. El nitrato de titanio anhidro se sublima en vacío a solo 40 ° C. Muchos de los nitratos de metales de transición anhidros tienen colores llamativos. Esta rama de la química fue desarrollada por Cliff Addison y Norman Logan en la Universidad de Nottingham en el Reino Unido durante las décadas de 1960 y 1970, cuando comenzaron a estar disponibles desecantes y cajas secas altamente eficientes .
Referencias [ editar ]
- ^ Tarjeta internacional de seguridad química https://www.ilo.org/dyn/icsc/showcard.display?p_lang=en&p_card_id=0930&p_version=2
- ^ a b P.W. Atkins y J. de Paula, Physical Chemistry (8a ed., WH Freeman, 2006) p.999
- ^ "Hoja de datos químicos: tetróxido de nitrógeno" . CAMEO Chemicals NOAA . Consultado el 8 de septiembre de 2020 .
- ^ "Resumen del compuesto: tetróxido de dinitrógeno" . PubChem . Consultado el 8 de septiembre de 2020 .
- ^ Doblado, Henry A. (1963). "Dímeros de dióxido de nitrógeno. II. Estructura y enlace". Química inorgánica . 2 (4): 747–752. doi : 10.1021 / ic50008a020 .
- ^ Petrucci, Ralph H .; Harwood, William S .; Arenque, F. Geoffrey (2002). Química general: principios y aplicaciones modernas (8ª ed.). Upper Saddle River, Nueva Jersey: Prentice Hall. pag. 420 . ISBN 978-0-13-014329-7. LCCN 2001032331 . OCLC 46872308 .
- ^ Holleman, AF; Wiberg, E. "Química inorgánica" Academic Press: San Diego, 2001. ISBN 978-0-12-352651-9 .
- ^ "Índice de propulsores de cohetes" . Archivado desde el original el 11 de mayo de 2008 . Consultado el 1 de marzo de 2005 .
- ^ "La marca tiene la culpa de la fuga de gas de Apolo" , Florence, AL - periódico Times Daily , 10 de agosto de 1975
- ^ Sotos, John G., MD. "Historias médicas de astronautas y cosmonautas" , 12 de mayo de 2008, consultado el 1 de abril de 2011.
- ^ Stochl, Robert J. (1979). Mejora potencial del rendimiento mediante el uso de un gas en reacción (tetróxido de nitrógeno) como fluido de trabajo en un ciclo Brayton cerrado (PDF) (Informe técnico). NASA . TM-79322.
- ^ Ragheb, R. "Conceptos de reactores nucleares y ciclos termodinámicos" (PDF) . Consultado el 1 de mayo de 2013 .
Enlaces externos [ editar ]
 | Wikimedia Commons tiene medios relacionados con el tetróxido de dinitrógeno . |
- Tarjeta internacional de seguridad química 0930
- Inventario Nacional de Contaminantes - Hoja informativa sobre óxidos de nitrógeno
- Guía de bolsillo de NIOSH sobre peligros químicos : tetróxido de nitrógeno
- Enciclopedia de gas de Air Liquide: NO 2 / N 2 O 4
- Poliakoff, Martyn (2009). "La química del despegue lunar: nuestro especial del 40 aniversario del Apolo 11" . La tabla periódica de videos . Universidad de Nottingham .
