# Triòxid de dinitrogen

El triòxid de dinitrogen és un compost químic binari de nitrogen i oxigen, és un òxid de fórmula ${\ce {N2O3}}$. A baixes temperatures, per sota els 3,5 °C que és el seu punt d'ebullició, és un líquid blau amb una olor aguda i desagradable, de densitat 1,447 g/cm³. A temperatures superiors al punt d'ebullició es manté en estat líquid a altes pressions. Es dissocia parcialment en ${\ce {NO}}$ i ${\ce {NO2}}$, monòxid i diòxid de nitrogen respectivament. És molt irritant a la pell, els ulls i les mucoses. Els vapors en són molt tòxics per inhalació. S'utilitza en combustibles especials. Sota l'exposició prolongada a una calor intensa, el contenidor pot trencar-se violentament i explotar.

## Història

El químic francès Joseph-Louis Gay-Lussac (1778-1850) en va plantejar l'existència abans del 1816.

## Estructura

Els estudis de difracció d'electrons indiquen que el triòxid de dinitrogen és una molècula plana. La longitud de l'enllaç ${\ce {N-N}}$ és anormalment llarg (186 pm) comparat amb l'enllaç senzill convencional de la hidrazina, ${\ce {NH2-NH2}}$ (145 pm). És un cas semblant a l'enllaç ${\ce {N-N}}$ de la molècula de tetraòxid de dinitrogen, ${\ce {N2O4}}$.
Les dades de longitud d'enllaç indiquen que l'àtom d'oxigen individual està unit al nitrogen per un doble enllaç, mentre que els altres dos enllaços oxigen-nitrogen tenen cadascun un ordre d'enllaç d'1,5. Aquest valor és la mitjana de les formes d'enllaç senzill i doble enllaç, per la qual cosa la situació real s'ha de representar mitjançant dues estructures ressonants.

## Propietats

El triòxid de dinitrogen només pot obtenir-se pur en estat sòlid, presentant una coloració cel, o en estat líquid en les proximitats del punt de fusió (-100,1 °C) amb una coloració blava intensa. A més temperatura es dissocia parcialment segons les reaccions:
${\ce {N2O3 <=> NO + NO2}}$${\ce {2NO2 <=> N2O4}}$Tant l'${\ce {NO}}$ com l'${\ce {N2O4}}$són incolors, però el diòxid de nitrogen, ${\ce {NO2}}$, presenta coloració marró groguenca. A 0 °C, el ${\ce {N2O3}}$presenta una coloració verdosa degut a la combinació del blau del ${\ce {N2O3}}$ i de les traces d'${\ce {NO2}}$ presents en el ${\ce {N2O4}}$. En estat gasós es troba molt dissociat com queda palès per la coloració marró deguda al ${\ce {NO2}}$, especialment al voltant del punt d'ebullició del ${\ce {N2O4}}$ (21,3 °C).
Per a la reacció de dissociació del ${\ce {N2O3}}$ a 298,15 K la constant d'equilibri val $K_{e}=1{,}91\;\mathrm {atm}$, l'entalpia $\Delta H^{0}=9{,}69\;\mathrm {kcal/mol}$, l'energia de Gibbs $\Delta G^{0}=-0{,}38\;mathrm{kcal/mol}$ i l'entropia $S^{0}=33{,}2\;\mathrm {cal/K\cdot mol}$.

## Obtenció

El principal mètode d'obtenció és la reacció estequiomètrica de monòxid de nitrogen, ${\ce {NO}}$, i diòxid de nitrogen, ${\ce {NO2}}$ (en equilibri amb el tetraòxid de dinitrogen, ${\ce {N2O4}}$) a -20 °C.
${\ce {2NO + N2O4 -> 2N2O3}}$
Només el trobem a temperatures inferiors als 30 °C, ja que per sobre d'aquesta l'equilibri anterior està desplaçat cap a l'esquerra i el triòxid de dinitrogen descompon donant monòxid de nitrogen i diòxid de nitrogen.
La barreja estequiomètrica de monòxid de nitrogen amb dioxigen també genera triòxid de dinitrogen:
${\ce {4NO + O2 -> 2N2O3}}$
Un mètode d'obtenció alternatiu és l'oxidació de coure metàl·lic en presència d'àcid nítric, ${\ce {HNO3}}$
${\ce {2Cu + 6HNO3 -> 2Cu(NO3)2 + N2O3 + 3H2O}}$
Un altre mètode de producció és barrejar pols de triòxid d'arsènic, ${\ce {As2O3}}$ amb àcid nítric, ${\ce {HNO3}}$:
${\ce {2HNO3 + 2H2O + As2O3 -> N2O3 + 2H3AsO4}}$
En presència d'àcid nitrós, ${\ce {HNO2}}$, el dímer del diòxid de nitrogen, el ${\ce {N2O4}}$, duu a terme una reacció àcid-base que també genera ${\ce {N2O3}}$:
${\ce {N2O4 + HNO2 -> N2O3 + HNO3}}$
S'ha observat que també es pot preparar mitjançant la reacció de ${\ce {NO}}$ amb peroxinitrit, ${\ce {ONOO^-}}$:
${\ce {ONOO^- + 2NO -> N2O3 + NO2-}}$
La nitració del naftalè, ${\ce {NaphH}}$, mitjançant el tetraòxid de dinitrogen, ${\ce {N2O4}}$, genera també ${\ce {N2O3}}$ com a subproducte de reacció
${\ce {NaphH + 2N2O4 -> NaphNO2 + HNO3 + N2O3}}$

## Reactivitat

Donat que es tracta de l'anhídrid de l'àcid nitrós, presenta comportament àcid-base. En presència d'aigua, el ${\ce {N2O3}}$ genera àcid nitrós, ${\ce {HNO2}}$; en canvi, en presència de medi bàsic genera l'ió nitrit, ${\ce {NO2^-}}$.
${\ce {N2O3 + H2O <=> HNO2}}$${\ce {N2O3 + OH^- -> 2NO2^- + H2O}}$
En presència d'àcids concentrats (àcid sulfúric, àcid perclòric, àcid selènic, àcid tetrafluorobòric) genera les corresponents sals d'oxidonitrogen(1+), ${\ce {NO^+}}$:
${\ce {N2O3 + 2H2SO4 -> 2(NO)HSO4 + H2O}}$${\ce {N2O3 + 2HClO4 -> 2NOClO4 + H2O}}$
En el cas de fer servir àcid nítric, genera àcid nitrós i tetraòxid de dinitrogen en un procés reversible:
${\ce {N2O3 + HNO3 -> HNO2 + N2O4}}$
Dona lloc també a reaccions de nitrosil·lació en presència de tiols, per donar el corresponent nitrosotiol:
${\ce {N2O3 + RSH -> NO2^- + RSNO + H^+}}$
En presència d'un dissolvent apròtic (com per exemple sulfolà), dona lloc a una dissociació iònica:
${\ce {N2O3 <=> NO^+ + NO2^-}}$

## Seguretat

És tòxic por ingestió o inhalació per descomposició en gasos tòxics. En cas de contacte amb l'ull, pot produir lesions greus.

## Referències

* ↑ GOV, NOAA Office of Response and Restoration, US. «NITROGEN TRIOXIDE | CAMEO Chemicals | NOAA». [Consulta: 2 agost 2017].
* 1 2 3 4 5 6 7 8 Jones, K. The Chemistry of Nitrogen: Pergamon Texts in Inorganic Chemistry (en anglès). Elsevier, 2016-06-06, p. 335 s. ISBN 9781483139623.
* 1 2 Rayner-Canham,Geoff, Química inorgànica descriptiva 2ª ed., Pearson, 2000
* 1 2 Chandra,Sulekh, Comprehensive Inorganic Chemistry, New Age International Publishers, Nova Delhi, 2004
* ↑ Gopalan,R., Inorganic Chemistry For Undergraduates, Universities Press, India, 2009
* ↑ G. Brauer (Hrsg.), Handbook of Preparative Inorganic Chemistry 2nd ed., vol. 1, Academic Press 1963,.
* 1 2 3 4 Todres,Z.V., Ion-Radical Organic Chemistry: Principles and Applications, Marcel Dekker, 2009
* ↑ Ignarro,L.J., Nitric Oxide: Biology and Pathobiology, Academic Press,Florida, 2000
* ↑ van Faassen,Ernst, Radicals for Life: the various forms of nitric oxide, Elsevier, Oxford, 2007