Azoto monoksidas

Straipsnis iš Vikipedijos, laisvosios enciklopedijos.
Peršokti į: navigaciją, paiešką
Azoto monoksidas
Nitric-oxide-2D.png Nitric-oxide-3D-vdW.png
Sisteminis (IUPAC) pavadinimas
CAS numeris 10102-43-9
Cheminė formulė NO
Molinė masė 30,00061 g/mol
SMILES
Rūgštingumas (pKa)
Bazingumas (pKb)
Valentingumas
Fizinė informacija
Tankis
Išvaizda bespalvės dujos
Lydymosi t° -163,6 °C
Virimo t° -151,7 °C
Lūžio rodiklis (nD)
Klampumas
Tirpumas H2O
Šiluminis laidumas
log P
Garavimo slėgis
kH
Kritinis santykinis drėgnumas
Farmakokinetinė informacija
Biotinkamumas
Metabolizmas
Pusamžis
Pavojus
MSDS
ES klasifikacija Oksiduojanti (O),
Labai toksiška (T+),
Ėsdinanti (ardanti) (C)
NFPA 704

NFPA 704.svg

0
3
2
 
Žybsnio t°
Užsiliepsnojimo t°
R-frazės R23, R24, R25, R34, R44
S-frazės S23, S36, S37, S39
LD50
Struktūra
Kristalinė struktūra
Molekulinė forma linijinė
Dipolio momentas 0,15 D
Simetrijos grupė
Termochemija
ΔfHo298
Giminingi junginiai
Giminingi oksidai diazoto monoksidas
azoto dioksidas
diazoto trioksidas
diazoto tetroksidas
diazoto pentoksidas
Giminingi junginiai azoto rūgštis
nitrinė rūgštis
Giminingos grupės

Azoto monoksidas – cheminis junginys, kurio formulė yra NO, dujos. Neturėtų būti painiojamas su diazoto monoksidu N2O ar azoto dioksidu NO2.

Azoto monoksidas yra svarbus biomediatorius žinduolių organizme, įskaitant žmogų, taip pat ir nuodingas oro teršalas.

Azoto monoksido molekulė yra laisvasis radikalas, todėl labai reaktingas. Ore reaguoja su deguonimi, susiformuoja azoto dioksidas.

Biologinė reikšmė[taisyti | redaguoti kodą]

Azoto monoksidas dalyvauja įvairiuose biologiniuose procesuose, įskaitant kraujagyslių išplėtimą, plaukų ciklo modifikavimą, erekciją; aukštumose gyvenančių žmonių organizmuose NO gaminamas didesniais kiekiais, taip išvengiant hipoksijos. NO taip pat išskiriamas žmogaus imuninės sistemos makrofagų bei neutrofilų, kadangi jis yra nuodingas bakterijoms ir kitiems žmonių patogenams, nors daugelis patogeniškų bakterijų jau yra įgiję atsparumą. NO taip pat naudingas gydantis apsinuodijus parakvatu (piktžolių naikinimo chemikalas).

Augaluose NO gaminamas keliais būdais, veikia kaip mediatorius.

Pritaikymas technikoje[taisyti | redaguoti kodą]

Nors tiesioginis NO panaudojimas yra santykinai mažas, jis pagaminamas dideliais kiekiais azoto rūgštiesamoniako sintezėje (Ostvaldo procesas). Naudojamas puslaidininkių pramonės procesuose. Gali būti naudojamas polimerų paviršiaus radikalams aptikti.

NO aplinkoje[taisyti | redaguoti kodą]

Termodinaminiu požiūriu, NO yra nestabilus, linkęs virsti į O2 ir N2, nors be katalizatorių tokia reakcija yra labai lėta. Norint susintetinti NO iš molekulinio azoto bei deguonies, reikalingos labai aukštos temperatūros, virš 1000 °C (endoterminė reakcija). Pagrindinis natūralus azoto monoksido šaltinis atmosferoje yra žaibas. Vidinio degimo variklių naudojimas smarkiai padidina šio junginio kiekius aplinkoje (viena iš automobilių katalizatorių funkcijų yra paversti NO į deguonį ir azotą).

Azoto monoksidui (taip pat ir kitiems azoto oksidams) esant ore ir reaguojant su drėgme, gali susiformuoti azoto rūgštis, kuri patenka į kritulius (rūgštusis lietus). NO taip pat naikina stratosferos ozono sluoksnį.

Reakcijos[taisyti | redaguoti kodą]

Esant deguoniui, NO virsta NO2:

2NO + O2 → 2NO2

Vandenyje NO reguoja su deguonimi ir vandeniu, susiformuojant HNO2, manoma, kad vyksta tokia reakcija:

4 NO + O2 + 2 H2O → 4 HNO2

NO reaguoja su fluoru, chloru ir bromu, susiformuojant nitrozilo halidams, pvz., nitrozilo chloridui. Gali reaguoti taip pat su jodu, tačiau pastarasis junginys labai trumpalaikis (nestabilus).

2NO + Cl2 → 2NOCl

Gamyba[taisyti | redaguoti kodą]

Laboratorijoje naudojama azoto rūgšties redukcijos reakcija:

8HNO3 + 3Cu → 3Cu(NO3)2 + 4H2O + 2NO

arba:

2 NaNO2 + 2 NaI + 2 H2SO4I2 + 4 NaHSO4 + 2 NO
2 NaNO2 + 2 FeSO4 + 3 H2SO4 → Fe2(SO4)3 + 2 NaHSO4 + 2 H2O + 2 NO
3 KNO2(l) + KNO3 (l) + Cr2O3(s) → 2 K2CrO4(s) + 4 NO (g)

(čia l – skystis, s – kietoji agregatinė būsena, g – dujos).

Pramonėje gaminama oksiduojant amoniaką 750–900 °C (paprastai 850 °C) temperatūroje, naudojant platiną kaip katalizatorių:

4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O

Nekatalizuojama O2 ir N2 reakcija, kuriai reikalinga aukšta temperatūra (kaip žaibo) nėra paplitusi pramonėje:

N2 + O2 → 2NO