Óxidos de nitrógeno (NOx): formulaciones y nomenclaturas
¿Qué son los óxidos de nitrógeno?
Los óxidos de nitrógeno son compuestos inorgánicos esencialmente gaseosos que contienen enlaces entre átomos de nitrógeno y oxígeno. Su fórmula química grupal es NOx, indicando que los óxidos tienen diferentes proporciones de oxígeno y nitrógeno.
El nitrógeno encabeza el grupo 15 de la tabla periódica, mientras que el oxígeno el grupo 16; ambos elementos son miembros del período 2. Esta cercanía es la causante de que en los óxidos los enlaces N–O sean de tipo covalente. De este modo, los enlaces en los óxidos de nitrógeno son covalentes.
Todos estos enlaces pueden explicarse empleando la teoría del orbital molecular, la cual deja en evidencia el paramagnetismo (un electrón desapareado en el último orbital molecular) de algunos de estos compuestos. De estos, los compuestos más comunes son el óxido nítrico y el dióxido de nitrógeno.
La molécula de la imagen superior corresponde a la estructura angular en fase gaseosa del dióxido de nitrógeno (NO2). En contraste, el óxido nítrico (NO) tiene una estructura lineal (considerando hibridación sp para ambos átomos).
Los óxidos de nitrógeno son gases producto de muchas actividades humanas, desde conducir un vehículo o fumar cigarrillos, hasta los procesos industriales como desechos contaminantes. Sin embargo, naturalmente el NO es producido por reacciones enzimáticas y acción de rayos en tormentas eléctricas: N2(g) + O2(g) => 2NO(g)
Las altas temperaturas de los rayos rompen la barrera energética que impide que esta reacción ocurra en condiciones normales. ¿Cuál barrera energética? Aquella formada por el triple enlace N≡N, haciendo de la molécula de N2 un gas inerte de la atmósfera.
Números de oxidación para el nitrógeno y el oxígeno en sus óxidos
La configuración electrónica para el oxígeno es [He]2s22p4, necesitando solo dos electrones para completar el octeto de su capa de valencia; es decir, puede ganar dos electrones y tener un número de oxidación igual a -2.
Por otro lado, la configuración electrónica para el nitrógeno es [He]2s22p3, siendo capaz de ganar hasta tres electrones para llenar su octeto de valencia; por ejemplo, en el caso del amoníaco (NH3) tiene un número de oxidación igual a -3. Pero el oxígeno es mucho más electronegativo que el hidrógeno y “obliga” al nitrógeno a compartir sus electrones.
¿Cuántos electrones puede compartir el nitrógeno con el oxígeno? Si comparte los electrones de su capa de valencia uno por uno, llegará hasta el límite de cinco electrones, correspondiendo a un número de oxidación de +5.
Consecuentemente, dependiendo de cuántos enlaces forma con el oxígeno, los números de oxidación del nitrógeno varían de +1 a +5.
Distintas formulaciones y nomenclaturas
Los óxidos de nitrógeno, en orden creciente de los números de oxidación del nitrógeno, son:
– N2O, óxido nitroso (+1)
– NO, óxido nítrico (+2)
– N2O3, trióxido de dinitrógeno (+3)
– NO2, dióxido de nitrógeno (+4)
– N2O5, pentóxido de dinitrógeno (+5)
Óxido nitroso (N2O)
El óxido nitroso (o conocido popularmente como gas de la risa) es un gas incoloro, con un ligero olor dulce y poco reactivo. Puede visualizarse como una molécula de N2 (esferas azules) que ha adicionado un átomo de oxígeno en uno de sus extremos. Se prepara por la descomposición térmica de sales de nitrato y es usado como anestésico y analgésico.
El nitrógeno tiene en este óxido un número de oxidación de +1, lo que significa que no está muy oxidado y su demanda de electrones no es apremiante; sin embargo, solo necesita ganar dos electrones (uno para cada nitrógeno) para convertirse en el estable nitrógeno molecular.
En soluciones básicas y ácidas las reacciones son:
N2O(g) + 2H+(ac) + 2e– => N2(g) + H2O(l)
N2O(g) + H2O(l) + 2e– => N2(g) + 2OH–(ac)
Estas reacciones, aunque termodinámicamente están favorecidas por la formación de la molécula estable N2, ocurren lentamente y los reactivos que donan el par de electrones deben ser agentes reductores muy fuertes.
Óxido nítrico (NO)
Este óxido consiste en un gas incoloro, reactivo y paramagnético. Al igual que el óxido nitroso, presenta una estructura molecular lineal, pero con la gran diferencia de que el enlace N=O tiene además carácter de triple enlace.
El NO se oxida rápidamente en el aire para producir NO2, y así generar orbitales moleculares más estables con un átomo de nitrógeno más oxidado (+4).
2NO(g) + O2(g) => 2NO2(g)
Estudios bioquímicos y fisiológicos están detrás del rol benigno que tiene este óxido en los organismos vivos.
No puede formar enlaces N-N con otra molécula de NO debido a la deslocalización del electrón desapareado en el orbital molecular, el cual se encuentra dirigido más hacia el átomo de oxígeno (por su alta electronegatividad). Lo contrario ocurre con el NO2, que sí puede formar dímeros gaseosos.
Trióxido de nitrógeno (N2O3)
Las líneas punteadas de la estructura indican resonancia del enlace doble. Como todos los átomos, tienen hibridación sp2, la molécula es plana y las interacciones moleculares son lo suficientemente efectivas para que el trióxido de nitrógeno exista como sólido azul por debajo de los -101ºC. A temperaturas mayores funde y se disocia en NO y NO2.
¿Por qué se disocia? Porque los números de oxidación +2 y +4 son más estables que +3, presente este último en el óxido para cada uno de los dos átomos de nitrógeno. Esto, nuevamente, puede explicarse por la estabilidad de los orbitales moleculares resultantes de la desproporción.
En la imagen, el lado izquierdo del N2O3 corresponde al NO, mientras que el lado derecho al NO2. Lógicamente, es producido por la coalescencia de los óxidos anteriores a temperaturas muy frías (-20ºC). El N2O3 es el anhídrido del ácido nitroso (HNO2).
Dióxido y tetróxido de nitrógeno (NO2, N2O4)
El NO2 es un gas de color pardo o café, reactivo y paramagnético. Como tiene un electrón desapareado, se dimeriza (enlaza) con otra molécula gaseosa de NO2 para formar el tetróxido de nitrógeno, gas incoloro, estableciéndose un equilibrio entre ambas especies químicas:
2NO2(g) => N2O4(g)
Es un agente oxidante venenoso y versátil, capaz de desproporcionarse en sus reacciones redox en los iones (oxoaniones) NO2– y NO3– (generando lluvia ácida), o bien en el NO.
Igualmente, el NO2 está implicado en complejas reacciones atmosféricas ocasionando variaciones en las concentraciones de ozono (O3) a niveles terrestres y en la estratósfera.
Pentóxido de dinitrógeno (N2O5)
Cuando se hidrata genera HNO3, y a mayores concentraciones del ácido el oxígeno está principalmente protonado con carga parcial positiva —O+—H, acelerando las reacciones redox
Referencias
- askIITians. ((2006-2018)). askIITians. Recuperado el 29 de marzo de 2018, de askIITians: askiitians.com
- Encyclopaedia Britannica, Inc. (2018). Encyclopaedia Britannica. Recuperado el 29 de marzo de 2018, de Encyclopaedia Britannica: britannica.com
- Tox Town. (2017). Tox Town. Recuperado el 29 de marzo de 2018, de Tox Town: toxtown.nlm.nih.gov
- Professor Patricia Shapley. (2010). Nitrogen Oxides in the Atmosphere. University of Illinois. Recuperado el 29 de marzo de 2018, de: butane.chem.uiuc.edu
- Shiver & Atkins. (2008). Química Inorgánica. En Los elementos del grupo 15. (cuarta edición., pág. 361-366). Mc Graw Hill