Dióxido de nitrógeno

Dióxido de nitrógeno
Nombre IUPAC
	Óxido de nitrógeno(IV)
General
Otros nombres	Nodos
Fórmula estructural
Fórmula molecular	NO2
Identificadores
Número CAS	10102-44-0
ChEBI	33101
ChemSpider	2297499
PubChem	3032552
UNII	S7G510RUBH
	InChI InChI=InChI=1S/NO2/c2-1-3; Key: JCXJVPUVTGWSNB-UHFFFAOYSA-N
Propiedades físicas
Densidad	1,449 kg/m³; 0,001449 g/cm³
Masa molar	46,1 g/mol
Punto de fusión	−11,2 °C (262 K)
Punto de ebullición	21,2 °C (294 K)
Peligrosidad
SGA
NFPA 704	0 3 0 OX
Compuestos relacionados
Óxidos	Óxidos de nitrógeno
	Valores en el SI y en condiciones estándar; (25 ℃ y 1 atm), salvo que se indique lo contrario.

El dióxido de nitrógeno u óxido de nitrógeno(IV) (NO₂), es un compuesto químico formado por los elementos nitrógeno y oxígeno que a una atmósfera de presión y 25 °C se presenta como un gas de color pardo-rojizo y olor sofocante (p.f., −11 °C; p.e., 21 °C). La molécula es angular y paramagnética. Tiene utilidad industrial como como agente oxidante y como producto intermedio en la síntesis de ácido nítrico,^[2] punto de partida en la producción de fertilizantes nitrados (amonitro, nitrato potásico y sus variantes). El dióxido de nitrógeno es tóxico por inhalación y corrosivo, produciendo importantes daños en los pulmones, llegando a ser mortal si se inhala en grandes cantidades.^[3] También se forma como subproducto en los procesos de combustión a altas temperaturas, como en los motores de vehículos de combustión interna y las plantas eléctricas de energía térmica. Por ello es un contaminante frecuente en zonas urbanas.

Propiedades físicas

El dióxido de nitrógeno es un gas de color marrón rojizo con un olor fuertemente penetrante y acre. A temperatura por debajo de 21,2 °C ( 294,3 K) se encuentra es estado líquido, mostrando un color más claro, entre marrón y amarillo. Dependiendo de la presión y de la temperatura el dióxido de nitrógeno se encuentra en un equilibrio con su dímero, el tetróxido de dinitrógeno (N₂O₄) y en estado sólido se convierte casi por completo en N₂O₄ (p. f. −11,2 °C ; 261,9 K).^[4] A nivel molecular, presenta estructura angular con el átomo de nitrógeno en el centro y ángulo de 134°. La longitud de enlace entre el átomo de nitrógeno y el átomo de oxígeno de 119,7 pm. Esta longitud de enlace es consistente con un orden de enlace entre uno y dos.

En estado libre, la molécula de NO₂ presenta paramagnetismo, pero se convierte en diamagnética cuando se dimeriza formando N₂O₄.^[2] El color marrón rojizo se debe a la absorción de radiación luminosa preferentemente en la región azul del espectro visible (400-500 nm), aunque la absorción se extiende por todo el espectro visible (en longitudes de onda más cortas) y hasta el infrarrojo (en longitudes de onda más largas). La absorción de luz en longitudes de onda inferiores a unos 400 nm produce fotólisis (para formar NO + O, oxígeno atómico); en la atmósfera, la adición del átomo de oxígeno así formado al O₂ produce ozono.

Obtención

Industrialmente, el dióxido de nitrógeno se produce y transporta como su dímero líquido criogénico, el tetróxido de dinitrógeno (N₂O₄) y constituye la primera etapa en el método de Ostwald para la obtención industrial del ácido nítrico.^[5] La obtención se lleva a cabo mediante oxidación del amoniaco, que tiene lugar en dos pasos:

{\ce {4NH3(g) + 5O2 (g) -> 4 NO(g) + 6 H2O(g)}}

{\ce {2NO(g) + O2(g) -> 2NO2(g)}}

También se puede producir mediante la oxidación del cloruro de nitrosilo:

{\ce {2NOCl + O2 -> 2NO2 + Cl2}}

Dióxido de nitrógeno obtenido en una probeta.

A escala de laboratorio, la mayoría de las veces se obtiene por descomposición del ácido nítrico. Esta puede llevarse a cabo mediante calentamiento del ácido nítrico concentrado o reacción de dicho ácido concentrado con metales poco reductores (metales nobles o seminobles, como por ejemplo el cobre).^[6]

{\ce {Cu + 4HNO3 -> Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O}}

También es posible obtenerlo mediante la descomposición térmica de algunos nitratos metálicos, como por ejemplo el nitrato de plomo.^[7]

{\ce {2Pb(NO3)2 -> 2PbO + 4NO2 + O2}}

Reactividad química

El dióxido de nitrógeno es una sustancia muy reactiva, destacando por sus propiedades oxido-reductoras, las cuales están implicadas en muchos de los procesos químicos en los que anteviene el NO₂ empezando por la reacción de solubilización en agua, que es una dismutación del N(IV) del NO₂ para formar ácido nítrico, en la que el nitrógeno pasa al estado de oxidación N(V) y monóxido de nitrógeno con el nitrógeno reducido al estado de oxidación N(II)

{\ce {3NO2 + H2O -> 2HNO3 + NO}}

Esta reacción tiene interés industrial ya que es uno de los pasos del proceso de Ostwald para la producción de ácido nítrico a partir de amoníaco.^[5]

El mismo dióxido de nitrógeno, muy inestable a temperaturas superiores a las del ambiente, se descompone, mediante otra reacción redox para reducirse a NO y eliminar oxígeno molecular. El proceso es endotérmico y tiene lugar a unos 150 °C

{\ce {2NO2 -> 2NO + O2}}

El dióxido de nitrógeno reacciona con los óxidos básicos de metales para forma los correspondientes nitratos, siendo esta reacción una de las utilizadas para obtener nitratos metálicos anhidros.^[8] Denominando M a un metal divalente:

{\ce {MO + 3NO2 -> M(NO3)2 + NO}}

Los yoduros de alquilo y metálicos producen los nitratos correspondientes:^[7]

{\ce {TiI4 + 8NO2 -> Ti(NO3)4 + 4NO + 2I2}}

El dióxido de nitrógeno está en equilibrio con el tetraóxido de dinitrógeno (N₂O₄). El equilibrio es desplazado por las bajas temperaturas o las altas presiones hacia el lado del dímero.

Por irradiación el dióxido de nitrógeno puede liberar un átomo de oxígeno altamente reactivo que da lugar a la formación del ozono troposférico y al esmog fotoquímico.

Presencia ambiental

El dióxido de nitrógeno se encuentra presente en pequeñas cantidades en la atmósfera terrestre, pudiendo encontrarse tanto a nivel troposférico como estratosférico. Su presencia puede ser debida a causas causas naturales, como la entrada desde la estratosfera, la respiración bacteriana, los volcanes y los rayos. Estas fuentes convierten al NO₂ en un gas traza en las capas inferiores de la atmósfera, donde participa en la absorción de la luz solar ultravioleta y la regulación de la química de la troposfera, especialmente en la determinación de las concentraciones de ozono. Su presencia natural a menudo se encuentra relacionada con la presencia de otros óxidos de nitrógeno, ya que habitualmente se produce por oxidación de estos, como por ejemplo, mediante oxidación del monóxido de nitrógeno por el mismo oxígeno del aire.^[8]

{\ce {2NO + O2 -> 2NO2}}

Fuentes antropogénicas

Además del dióxido de nitrógeno procedente de fuentes naturales, en zonas urbanas, periurbanas e industriales puede encontrarse una importante concentración de NO₂ que tiene su origen en diferentes actividades antropogénicas. Generalmente, este dióxido de nitrógeno suele ser un contaminante secundario que se produce a partir de monóxido de nitrógeno. Aunque el nitrógeno atmosférico (N₂) es un gas poco reactivo, a altas temperaturas y presiones, reacciona con el oxígeno del aire para formar monóxido de nitrógeno (NO).

{\ce {N2 + O2 -> 2NO}}

Estas condiciones se dan, sobre todo, en el interior de los motores de combustión interna, por lo que en las zonas urbanas y en las autopistas próximas a las grandes ciudades se produce una importante emisión de este gas. Una vez emitido el NO por los tubos de escape o por las chimeneas de los hornos de producción de energía, el monóxido de nitrógeno se oxida a NO₂ de forma relativamente rápida, como ya se ha indicado.^[9] Debido a la alta reactividad del NO₂, este no permanece mucho tiempo en el aire, lo que evita que se acumule en cantidades suficientemente altas como para convertirse en letal para animales y plantas. Durante las horas diurnas el NO₂, por efecto de la irradiación luminosa UVA sufre una fotodisociación que lo reduce, de nuevo, a monóxido de nitrógeno.

${\ce {NO2 ->[hv < 398 nm] NO + O}}$

Esta reacción es el comienzo de una serie de reacciones de gran importancia medioambiental, ya que es el inicio de multitud de reacciones atmosféricas que continúan con la formación de ozono troposférico, la formación de smog fotoquímico o la formación de ácido nítrico, uno de los gases responsables de la lluvia ácida.^[9] ^[10]

Efectos nocivos sobre la salud

De los dos óxidos de nitrógeno más comunes, el dióxido de nitrógeno es el más tóxico e irritante, pudiendo llegar a producir edema pulmonar. En los casos de exposición severa puede llegar a desarrollar, transcurridas tres semanas de la intoxicación, bronquiolitis fibrosa obliterante, de resultados fatales. En casos de intoxicaciones agudas, cuando se produce la inhalación de aire que contenga de 200 a 700 ppmv, la muerte puede llagar a producirse en un periodo más corto.^[11] Por consiguiente, dada la importancia del dióxido de nitrógeno como contaminante atmosférico existen numerosas normas legales en la mayoría de países relacionadas con el nivel y tiempo de exposición. El límite anual fijado por directiva europea es 40 µg/m³ promedio, no pudiendo superarse el nivel de 200 µg/m³ de NO₂ en más de 18 ocasiones por año civil.^[12] Estados Unidos tiene establecido solo un límite anual para el dióxido de nitrógeno de 100 µg/m³ promedio. Actualmente se cumple en todas las áreas del país. Estados Unidos ha sido criticado por no tener un estándar a corto plazo, considerando que los niveles de las emisiones de dióxido de nitrógeno son las únicas emisiones que no han sido reducidas significativamente desde 1984. Sin embargo, las mediciones de aire ambiente han demostrado una reducción del 14 % desde 1988. Japón tiene un promedio diario (24 horas) de óxido de nitrógeno que debe estar dentro o debajo del rango de 75 a 113 microgramos/m³. El rango de valores para otros países es bastante diverso en comparación con otros contaminantes. El estándar anual para la mayoría de países latinoamericanos es idéntico al de Estados Unidos, 50 microgramos/m³.

Véase también

Referencias

↑ Número CAS
↑ ^a ^b Sharp, D. W. A. (1988). «Óxidos de nitrógeno». MIALL. Diccionario de química. Madrid: Alhambra. ISBN 84-205-1737-2.
↑ Instituto Nacional de Seguridad y Salud en el Trabajo. «DIÓXIDO DE NITRÓGENO». Consultado el 29 de junio de 2025.
↑ «CDC - NIOSH Pocket Guide to Chemical Hazards - Nitrogen dioxide». www.cdc.gov. Consultado el 30 de junio de 2025.
↑ ^a ^b Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry (11 de marzo de 2003). Wiley-VCH, ed. Nitric Acid, Nitrous Acid, and Nitrogen Oxides (en inglés) (1 edición). Wiley. ISBN 978-3-527-30385-4. doi:10.1002/14356007.a17_293. Consultado el 30 de junio de 2025.
↑ Burriel Martí, F.; Lucena Conde, F.; Arribas Jimeno, S.; Hernádez Mendez, J. (1999). Química Analítica Cualitativa. Madrid: Paraninfo. p. 232. ISBN 84-283-1253-2.
↑ ^a ^b Greenwood, N. N.; Earnshaw, A. (1997). Chemistry of the elements (en inglés) (2nd ed edición). Butterworth-Heinemann. p. 456. ISBN 978-0-7506-3365-9. |fechaacceso= requiere |url= (ayuda)
↑ ^a ^b Holleman, Arnold F., ed. (2001). Holleman-Wiberg inorganic chemistry. Academic. ISBN 978-0-12-352651-9. |fechaacceso= requiere |url= (ayuda)
↑ ^a ^b Manahan, Stanley E. (2007). Introducción a la química ambiental (Reimpresión de la primera edición). Barcelona: Reverté Eds. [u.a.] p. 415-417. ISBN 978-84-291-7907-1. |fechaacceso= requiere |url= (ayuda)
↑ Doménech, Xavier (2000). «Cap. 5.3. Procesos químicos en la atmósfera urbana». Química atmosférica. Origen y efectos de la contaminación (3ª edición). Miraguano.
↑ Manahan, Stanley E. (2007). Introducción a la química ambiental (Reimpresión de la primera edición). Barcelona: Reverté Eds. [u.a.] p. 530. ISBN 978-84-291-7907-1. |fechaacceso= requiere |url= (ayuda)
↑ Ministerio de la Presidencia, Relaciones con las Cortes y Memoria Democrática (25 de enero de 2023), Real Decreto 34/2023, de 24 de enero, por el que se modifican el Real Decreto 102/2011, de 28 de enero, relativo a la mejora de la calidad del aire; el Reglamento de emisiones industriales y de desarrollo de la Ley 16/2002, de 1 de julio, de prevención y control integrados de la contaminación, aprobado mediante el Real Decreto 815/2013, de 18 de octubre; y el Real Decreto 208/2022, de 22 de marzo, sobre las garantías financieras en materia de residuos (Real Decreto 34/2023), pp. 10326-10348, consultado el 3 de julio de 2025 .

Enlaces externos

Datos: Q207895
Multimedia: Nitrogen dioxide / Q207895

[1] Número CAS

[:0-2] Sharp, D. W. A. (1988). «Óxidos de nitrógeno». MIALL. Diccionario de química. Madrid: Alhambra. ISBN 84-205-1737-2.

[3] Instituto Nacional de Seguridad y Salud en el Trabajo. «DIÓXIDO DE NITRÓGENO». Consultado el 29 de junio de 2025.

[4] «CDC - NIOSH Pocket Guide to Chemical Hazards - Nitrogen dioxide». www.cdc.gov. Consultado el 30 de junio de 2025.

[:1-5] Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry (11 de marzo de 2003). Wiley-VCH, ed. Nitric Acid, Nitrous Acid, and Nitrogen Oxides (en inglés) (1 edición). Wiley. ISBN 978-3-527-30385-4. doi:10.1002/14356007.a17_293. Consultado el 30 de junio de 2025.

[6] Burriel Martí, F.; Lucena Conde, F.; Arribas Jimeno, S.; Hernádez Mendez, J. (1999). Química Analítica Cualitativa. Madrid: Paraninfo. p. 232. ISBN 84-283-1253-2.

[:2-7] Greenwood, N. N.; Earnshaw, A. (1997). Chemistry of the elements (en inglés) (2nd ed edición). Butterworth-Heinemann. p. 456. ISBN 978-0-7506-3365-9. |fechaacceso= requiere |url= (ayuda)

[:3-8] Holleman, Arnold F., ed. (2001). Holleman-Wiberg inorganic chemistry. Academic. ISBN 978-0-12-352651-9. |fechaacceso= requiere |url= (ayuda)

[:4-9] Manahan, Stanley E. (2007). Introducción a la química ambiental (Reimpresión de la primera edición). Barcelona: Reverté Eds. [u.a.] p. 415-417. ISBN 978-84-291-7907-1. |fechaacceso= requiere |url= (ayuda)

[10] Doménech, Xavier (2000). «Cap. 5.3. Procesos químicos en la atmósfera urbana». Química atmosférica. Origen y efectos de la contaminación (3ª edición). Miraguano.

[11] Manahan, Stanley E. (2007). Introducción a la química ambiental (Reimpresión de la primera edición). Barcelona: Reverté Eds. [u.a.] p. 530. ISBN 978-84-291-7907-1. |fechaacceso= requiere |url= (ayuda)

[12] Ministerio de la Presidencia, Relaciones con las Cortes y Memoria Democrática (25 de enero de 2023), Real Decreto 34/2023, de 24 de enero, por el que se modifican el Real Decreto 102/2011, de 28 de enero, relativo a la mejora de la calidad del aire; el Reglamento de emisiones industriales y de desarrollo de la Ley 16/2002, de 1 de julio, de prevención y control integrados de la contaminación, aprobado mediante el Real Decreto 815/2013, de 18 de octubre; y el Real Decreto 208/2022, de 22 de marzo, sobre las garantías financieras en materia de residuos (Real Decreto 34/2023), pp. 10326-10348, consultado el 3 de julio de 2025 .

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