Dióxido de nitrogénio

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Dióxido de Nitrogênio
Alerta sobre risco à saúde
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Diossido di azoto.jpg
Outros nomes Óxido de nitrogênio/nitrogénio/azoto(IV)
Identificadores
Número CAS 10102-44-0
Propriedades
Fórmula molecular NO2
Massa molar 46.0055
Aparência gás castanho
Densidade 3,66 g·l−1 (gás a 0 °C) [1]
1,439 g·cm−3 (líquido, no ponto de ebulição)[1]
Ponto de fusão

-11.2 °C[1] (261.95 K)

Ponto de ebulição

21.1 °C[1] (293.25 K)

Solubilidade em água Hidrólise[1]
Pressão de vapor 963 hPa[1] (20 °C)
Riscos associados
Classificação UE Altamente tóxico (T+)
NFPA 704
NFPA 704.svg
0
3
0
 
Frases R R26, R34
Frases S S1/2, S9, S26, S28,S36/37/39, S45
Compostos relacionados
Óxidos de nitrogênio (chamados, pela indústria, como NOx) relacionados Óxido nítrico (NO)
Óxido nitroso (N2O)
Trióxido de dinitrogênio (N2O3)
Tetróxido de nitrogênio (N2O4, dímero)
Pentóxido de dinitrogênio (N2O5)
Exceto onde denotado, os dados referem-se a
materiais sob condições normais de temperatura e pressão

Referências e avisos gerais sobre esta caixa.
Alerta sobre risco à saúde.

O dióxido de azoto ou dióxido de nitrogénio é um composto químico constituído por dois átomos de oxigénio e um de azoto; a sua fórmula química é NO2. É um dos diversos óxidos de nitrogênio. NO2 é um intermediário na produção industrial do ácido nítrico (HNO3), cuja produção chega a milhões de toneladas anualmente; sendo seu uso primário na produção de fertilizantes. Em temperaturas mais elevadas é um gás vermelho-marrom, Pode ser fatal se inalado em grandes quantidades. Dióxido de nitrogênio é uma molécula paramagnética, de geometria angular, que pertence ao grupo pontual C2v.

NO2 possui um cheiro forte e irritante, é muito tóxico, é um poderoso oxidante que, nas reacções na atmosfera pode dar origem a ácido nítrico, bem como a nitratos orgânicos que contribuem para fenómenos com elevado impacto ambiental, como as chuvas ácidas e a eutrofização de lagos e rios. Desempenha um papel fundamental no ciclo químico do ozono.

Ele pode ser formado nas reações de combustão dos motores a explosão, na queima de querosene, a partir da reação de ácido nítrico (em excesso) com alguns metais (como a prata), ou a partir da reação de óxido nítrico (NO) com oxigénio (O2).

O dióxido de azoto existe em equilíbrio com o tetróxido de nitrogênio N2O4.

Preparação e reações[editar | editar código-fonte]

Dióxido de nitrogênio normalmente é liberado pela oxidação de óxido nítrico no ar:[2]

2 NO + O2 → 2 NO2

Dióxido de nitrogênio é formado na maioria dos processos de combustão que utilizam ar como oxidante. Em temperaturas elevadas, o nitrogênio se combina com oxígênio para formar óxido nítrico:

O2 + N2 → 2 NO

No laboratório, NO2 pode ser preparado em um procedimento de duas etapas, onde a desidratação de ácido nítrico produz pentóxido de dinitrogênio (N2O5), que subsequentemente sofre decomposição térmica:

2 HNO3 → N2O5 + H2O

2 N2O5 → 4 NO2 + O2

A decomposição térmica de alguns nitratos metálicos também libera NO2:

2 Pb(NO3)2 → 2 PbO + 4 NO2 + O2

Outra alternativa é a redução de ácido nítrico concentrado por metais (como o cobre).

4 HNO3 + Cu → Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O

Ou finalmente pela adição de ácido nítrico concentrado em estanho. O ácido estânico é produzido como subproduto.

4 HNO3 + Sn → H2O + H2SnO3 + 4 NO2

Reações principais[editar | editar código-fonte]

Propriedades térmicas básicas[editar | editar código-fonte]

NO2 existe em equilíbrio com o gás incolor tetróxido de dinitrogênio (N2O4):

2 NO2 ⇌ N2O4

O equilíbrio é caracterizado por ter ΔH = −57.23 kJ/mol, que é exotérmico. A formação de NO2 é favorecida em temperaturas mais elevadas, e a forma N2O4 é predominante em temperaturas mais baixas.

N2O4 pode ser obtido como um sólido branco com um ponto de fusão de -11,2 °C.[2] NO2 é paramagnético devido a um elétron desemparelhado, enquanto que N2O4 é diamagnético.

A química do dióxido de nitrogênio foi investigada extensivamente. A 150 °C, NO2 se decompõe liberando oxigênio por um processo endotérmico (ΔH = 14 kJ/mol):

2 NO2 → 2 NO + O2

Como um oxidante[editar | editar código-fonte]

Como sugerido pela fraca ligação N–O, NO2 é um bom oxidante. Consequentemente, irá sofrer combustão, às vezes de forma explosiva, com muitos compostos, como por exemplo os hidrocarbonetos.

Hidrólise[editar | editar código-fonte]

NO2 hidrolisa para formar ácido nitroso (HNO2) e ácido nítrico:

2 NO2 (N2O4) + H2O → HNO2 + HNO3

Essa reação é uma etapa do processo de Ostwald para produção industrial do ácido nítrico a partir da amônia.[3] A reação é bastante lenta em baixas concentrações de NO2, o que é característico da atmosfera ambiente, porém ocorre em NO2 absorvido em superfícies. Presume-se que a reação na superfície produz HNO2 gasoso (às vezes escrito como HONO) em ambientes externos e internos.[4]

Formação pela decomposição do ácido nítrico[editar | editar código-fonte]

Ácido nítrico decompõe-se lentamente em dióxido de nitrogênio pela reação geral:

4 HNO3 → 4 NO2 + 2 H2O + O2

O dióxido de nitrogênio formado confere uma cor amarela característica normalmente exibida por este ácido.

Conversão para nitratos[editar | editar código-fonte]

NO2 é usado para gerar nitratos de metal anidros a partir de óxidos:[2]

MO + 3 NO2 → M(NO3)2 + NO

Conversão para nitritos[editar | editar código-fonte]

Iodetos de alquila e de metais formam os nitritos correspondentes:.

2 CH3I + 2 NO2 → 2 CH3NO2 + I2

TiI4 + 4 NO2 → Ti(NO2)4 + 2 I2

Riscos à saúde[editar | editar código-fonte]

O NO2 é um gás irritante para os pulmões e diminui a resistência às infecções respiratórias. Os efeitos às exposições de curto prazo ainda não são bem conhecidos, mas a exposição continuada ou frequente a níveis relativamente elevados pode provocar tendência para problemas respiratórios em crianças e grupos de risco como os asmáticos.

Impactos ambientais[editar | editar código-fonte]

O dióxido de nitrogênio, assim como os outros óxidos de nitrogênio (NOx), é considerado um poluente atmosférico primário. Ele pode ser formado naturalmente, pela ação de microrganismos presentes no solo e por descargas elétricas na atmosfera (raios). Quanto as emissões antropogênicas, a maior parte ocorre pela combustão de combustíveis fósseis em altas temperaturas nas indústrias e veículos automotores.[5]

NO2 pode reagir com radicais hidróxido, provenientes principalmente da água, formando ácido nítrico; sendo assim responsável pelo fenômeno da chuva ácida, juntamente com o dióxido de enxofre (SO2) que forma ácido sulfúrico.

Ligações externas[editar | editar código-fonte]

Referências

  1. a b c d e f Registo de CAS RN 10102-44-0 na Base de Dados de Substâncias GESTIS do IFA
  2. a b c Wiberg, Egon (2001). Inorganic chemistry. Nils Wiberg, A. F. Holleman 1st English ed. ed. San Diego: Academic Press. OCLC 48056955 
  3. Thiemann, Michael; Scheibler, Erich; Wiegand, Karl Wilhelm (15 de junho de 2000). Wiley-VCH Verlag GmbH & Co. KGaA, ed. «Nitric Acid, Nitrous Acid, and Nitrogen Oxides». Weinheim, Germany: Wiley-VCH Verlag GmbH & Co. KGaA (em inglês): a17_293. ISBN 978-3-527-30673-2. doi:10.1002/14356007.a17_293. Consultado em 9 de agosto de 2021 
  4. Finlayson-Pitts, B. J.; Wingen, L. M.; Sumner, A. L.; Syomin, D.; Ramazan, K. A. (2 de janeiro de 2003). «The heterogeneous hydrolysis of NO2 in laboratory systems and in outdoor and indoor atmospheres: An integrated mechanism». Physical Chemistry Chemical Physics (2): 223–242. doi:10.1039/b208564j. Consultado em 9 de agosto de 2021 
  5. Díaz Cónsul, Julia María; Thiele, Daniel; Cataluña Veses, Renato; Baibich, Ione Maluf; Dallago, Rogério Marcos (junho de 2004). «Decomposição catalítica de óxidos de nitrogênio». Química Nova (3): 432–440. ISSN 0100-4042. doi:10.1590/s0100-40422004000300013. Consultado em 24 de setembro de 2021 
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