Oxid dusnatý
| Oxid dusnatý | |
|---|---|
  |
|
| Obecné | |
| Systematický název | Oxid dusnatý |
| Anglický název | Nitric oxide |
| Německý název | Stikstofmonoxid |
| Sumární vzorec | NO |
| Vzhled | Bezbarvý plyn |
| Identifikace | |
| UN kód | 1660 |
| Číslo RTECS | QX0525000 |
| Vlastnosti | |
| Molární hmotnost | 30,006 1 g/mol |
| Teplota tání | -163,6 °C (109,6 K) |
| Teplota varu | -151,7 °C (121,4 K) |
| Hustota | 1,269 g/cm³ (-150 °C) 0,001 340 2 g/cm³ (0 °C) |
| Index lomu | nD= 1,000 294 7 (0 °C) nD= 1,330 (-90 °C) |
| Kritická teplota Tk | -93 °C (180 K) |
| Kritický tlak pk | 6 485 kPa |
| Rozpustnost ve vodě | 7,34 ml/100 g (0 °C) 2,37 ml/100 g (60 °C) |
| Rozpustnost v polárních rozpouštědlech |
alkoholy |
| Rozpustnost v nepolárních rozpouštědlech |
sirouhlík |
| Relativní permitivita εr | 1,000 593 |
| Van der Waalsovy konstanty stavové rovnice | a= 0,135 8 Pa m6 mol-2 b= 2,789•10-5 m3 mol-1 |
| Měrná magnetická susceptibilita | 0,765 3·10-6 cm3 g-1 |
| Ionizační energie | 9,25 eV |
| Struktura | |
| Tvar molekuly | rovinná |
| Dipólový moment | 0,15 D |
| Termodynamické vlastnosti | |
| Standardní slučovací entalpie ΔHf° | 90,29 kJ/mol 87,7 kJ/mol (kapalný) |
| Entalpie tání ΔHt | 76,6 J/g |
| Standardní molární entropie S° | 210,75 J/mol·K |
| Standardní slučovací Gibbsova energie ΔGf° | 86,61 kJ/mol |
| Izobarické měrné teplo cp | 0,995 1 J K-1 g-1 |
| Bezpečnost | |
 Toxický (T)  Žíravý (C)  Oxidující (O) |
|
| R-věty | R8, R23, R24, R25, R34, R44 |
| S-věty | S9, S17, S23, S26, S28, S36/37/39, S45 |
|
|
|
| H-věty | H270, H280, H314, H330 |
| P-věty | P220, P244, P260, P264, P271, P280, P284, P301+330+331, P303+361+353, P304+340, P305+351+338, P310, P320, P321, P363, P370+376, P403+233, P405, P410+403, P501 |
| NFPA 704 |
 0
3
2
OX
|
|
SI a STP (25 °C, 100 kPa). |
|
Oxid dusnatý (NO) je jedním z pěti oxidů dusíku. Je to za normální teploty bezbarvý, paramagnetický plyn, pro člověka jedovatý a za přítomnosti vlhkosti leptající. Zajímavostí je, že má poměrně významnou biologickou roli v organismu.
Obsah |
Výroba [editovat]
Průmyslově se vyrábí katalytickou oxidací amoniaku (jako katalyzátor se používá platinová čerň dopovaná 10% rhodia), což je zároveň i první krok při výrobě kyseliny dusičné:
- 4 NH3 + 5 O2 → 4 NO + 6 H2O.
Příprava oxidu dusnatého přímou oxidací dusíku kyslíkem je velmi obtížná, neboť je to reakce zvratná a je za normální teploty posunuta zcela vlevo, protože je silně endotermická. Teprve při teplotě kolem 3000 °C je v reakční směsi kolem 10 % oxidu dusnatého.
- N2 + O2 ↔ 2 NO
Přesto se touto metodou, zvanou Birkelandova, v minulosti NO vyráběl vedením proudu vzduchu elektrickým obloukem, který vzduch zahřál na teplotu kolem 2000 °C. Směs se rychle ochladila a tím se zabránilo zpětnému rozkladu NO na původní prvky. Výtěžnost reakce byla kolem 2 %. Stejnou cestou vzniká oxid dusnatý i v motorech automobilů a uvolňuje se do ovzduší ve výfukových plynech, kde působí jako součást kyselých dešťů.
Laboratorně lze oxid dusnatý připravit redukcí zředěné kyseliny dusičné mědí:
- 8 HNO3 + 3 Cu → 2 NO + 3 Cu(NO3)2 + 4 H2O
Případně redukcí oxidem siřičitým:
- 2 HNO3 + 3 SO2 + 2 H2O → 2 NO + 3 H2SO4.
Jinou metodou je redukce dusičnanů v kyselém prostředí železnatými solemi, např. chloridem železnatým za přítomnosti kyseliny chlorovodíkové (solné)
- 2 NaNO3 + 6 FeCl2 + 8 HCl → 2 NO + 6 FeCl3 + 2 NaCl + 4 H2O.
nebo také redukcí kyseliny dusičné oxidem uhelnatým
- 4 HNO3 + 4 CO → 4 NO + 4CO2 + 2H2O + O2
Chemické vlastnosti [editovat]
Přestože molekula NO má jeden volný nepárový elektron (má tedy radikálovou povahu), podobně jako oxid dusičitý, za normální teploty nevytváří dimer. Ten vzniká teprve za velmi nízkých teplot v kapalné fázi
- 2 NO ↔ N2O2,
čímž se vysvětluje skutečnost, že bod varu oxidu dusnatého je přibližně o 30 °C vyšší, než u látek s podobnými molekulami.
S vodou NO nereaguje, pouze se v ní mírně rozpouští.
Po chemické stránce je silným oxidovadlem, reagujícím s kovy, organickými látkami a řadou jiných chemických sloučenin. Snadno se oxiduje volným kyslíkem na oxid dusičitý (tato reakce je zároveň druhý krok při výrobě kyseliny dusičné):
- 2 NO + O2 → 2 NO2.
Reakcí s halogeny poskytuje halogenidy nitrosylu NOX (kde X je halogen).
Reakcí s hydroxidy alkalických kovů vzniká dusitan, voda a podle koncentrace hydroxidu oxid dusný nebo dusík:
- 2 MOH + 4 NO → 2 MNO2 + N2O + H2O,
- 4 MOH + 6 NO → 4 MNO2 + N2 + 2 H2O.
Skupina NO také vystupuje jako nitrosylový ligand v mnoha komplexních sloučeninách. Např. v kvalitativní analytické chemii (a též jako léčivo[1]) se používá nitroprussid sodný Na2[Fe(CN)5NO]·2 H2O (dihydrát pentakyano-nitrosylželezitanu sodného). Většina nitrosylových komplexů má intenzivní rudou, hnědou nebo černou barvu.
Použití [editovat]
Oxid dusnatý, respektive sloučeniny, při jejichž rozkladu se oxid dusnatý uvolňuje, našly využití v lékařství jako látky uvolňující hladkou svalovinu při křečích nebo astmatu. Při větších dávkách těchto látek (aplikuje se inhalačně nebo intramuskulárně) může ovšem dojít k chvilkové srdeční slabosti.
NO je důležitým meziproduktem při výrobě kyseliny dusičné a je používán také v potravinářském průmyslu, ale i při výrobě airbagů, polovodičů a paliv, které zvyšují výkon motorů závodních aut.[2]
Biologický význam [editovat]
Role v organizmu [editovat]
Oxid dusnatý má mnoho rolí v těle organizmů včetně člověka. Konkrétně způsobuje účinkem na hladké svalstvo cévy tzv. vazodilataci (rozšíření cév), dále erekci penisu a také uvolnění svalstva v trávicí soustavě, což hraje roli ve schopnosti střev posunovat potravu dále. Mimo to dochází k tvorbě oxidu dusnatého i v samotné centrální nervové soustavě, kde má zřejmě jistou roli v učení a vzniku paměti; každopádně zde má NO funkci neurotransmiteru. Mimoto byl oxid dusnatý identifikován i v dalších tkáních, jako je srdeční i kosterní svalovina.[3]
Oxid dusnatý se v těle vyrábí prostřednictvím syntáz oxidu dusnatého čili NO syntáz (NOS).
Odkazy [editovat]
Reference [editovat]
- ↑ NIPRUSS - Databáze léčiv - kompendiální článek
- ↑ BIGELOW, Barbara C.; EDGAR, Kathleen J.. The UXL Encyclopedia of Drugs & Addictive Substances. [s.l.] : Thomson-Gale, 2006. ISBN 1-4144-0444-1.
- ↑ Michael A. Marletta. ENCYCLOPEDIA OF BIOLOGICAL CHEMISTRY, FOUR-VOLUME SET, 1-4. Příprava vydání Lennarz,W.J., Lane, M.D.. [s.l.] : [s.n.]. Kapitola Nitric Oxide Signaling.
Literatura [editovat]
- VOHLÍDAL, Jiří; ŠTULÍK, Karel; JULÁK, Alois. Chemické a analytické tabulky. 1. vyd. Praha : Grada Publishing, 1999. ISBN 80-7169-855-5.
