Oxid dusnatý

Oxid dusnatý
2D schéma molekuly NO
3D model molekuly NO
Obecné
Systematický název	Oxid dusnatý
Anglický název	Nitric oxide
Německý název	Stickstoffmonoxid
Sumární vzorec	NO
Vzhled	Bezbarvý plyn
Identifikace
Registrační číslo CAS	10102-43-9
EC-no (EINECS/ELINCS/NLP)	233-271-0
PubChem	145068
ChEBI	CHEBI:16480
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
Měrná magnetická susceptibilita	0,765 3×10−6 cm3g-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 JK-1g-1
Bezpečnost
GHS06 GHS05 GHS03 GHS04
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
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
NFPA 704	0 3 2 OX
Není-li uvedeno jinak, jsou použity jednotky SI a STP (25 °C, 100 kPa). Některá data mohou pocházet z datové položky.

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.

Výroba

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:

${\mathsf {4\,NH_{3}+5\,O_{2}\ \to \ 4\,NO+6\,H_{2}O}}$.

Amoniak reaguje s kyslíkem za vzniku oxidu dusnatého a vody.

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.

${\mathsf {N_{2}+O_{2}\ \leftrightarrow \ 2\,NO}}$

Dusík reaguje s kyslíkem za vzniku oxidu dusnatého.

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:

${\mathsf {8\,HNO_{3}+3\,Cu\ \to \ 2\,NO+3\,Cu(NO_{3})_{2}+4\,H_{2}O}}$

Kyselina dusičná reaguje s mědí za vzniku oxidu dusnatého, dusičnanu měďnatého a vody.

Případně redukcí oxidem siřičitým:

${\mathsf {2\,HNO_{3}+3\,SO_{2}+2\,H_{2}O\ \to \ 2\,NO+3\,H_{2}SO_{4}}}$

Kyselina dusičná reaguje s oxidem siřičitým a vodou za vzniku oxidu dusnatého a kyseliny sírové.

Jinou metodou je redukce dusičnanů v kyselém prostředí železnatými solemi, např. chloridem železnatým za přítomnosti kyseliny chlorovodíkové (solné)

${\mathsf {2\,NaNO_{3}+6\,FeCl_{2}+8\,HCl\ \to \ 2\,NO+6\,FeCl_{3}+2\,NaCl+4\,H_{2}O}}$

Dusičnan sodný reaguje s chloridem železnatým a kyselinou chlorovodíkovou za vzniku oxidu dusnatého, chloridu železitého, chloridu sodného a vody.

nebo také redukcí kyseliny dusičné oxidem uhelnatým

${\mathsf {4\,HNO_{3}+4\,CO\ \to \ 4\,NO+4\,CO_{2}+2\,H_{2}O+O_{2}}}$

Kyselina dusičná reaguje s oxidem uhelnatým za vzniku oxidu dusnatého, oxidu uhličitého, vody a kyslíku.

Chemické vlastnosti

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

${\mathsf {2\,NO\ \leftrightarrow \ N_{2}O_{2}}}$,

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):

${\mathsf {2\,NO+O_{2}\ \to \ 2\,NO_{2}}}$.

Reakcí s halogeny poskytuje halogenidy nitrosylu NOX (kde X je halogen).

${\mathsf {NCl_{3}+2\,NO\ \to \ NOCl+N_{2}O+Cl_{2}}}$

Chlorid dusitý reaguje s oxidem dusnatým za vzniku nitrosyl chloridu, oxidu dusného a chloru.

${\mathsf {XeF_{2}+2\,NO\ \to \ 2\,NOF+Xe}}$

Fluorid xenonatý reaguje s oxidem dusnatým za vzniku nitrosyl fluoridu a xenonu.

Reakcí s hydroxidy alkalických kovů vzniká dusitan, voda a podle koncentrace hydroxidu oxid dusný nebo dusík:

${\mathsf {2\,MOH+4\,NO\ \to \ 2\,MNO_{2}+N_{2}O+H_{2}O}}$

${\mathsf {4\,MOH+6\,NO\ \to \ 4\,MNO_{2}+N_{2}+2\,H_{2}O}}$

Skupina NO také vystupuje jako nitrosylový ligand v mnoha komplexních sloučeninách. Např. v kvalitativní analytické chemii (a též jako léčivo) 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

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 vznikají při kolizi s autem soupeře a zvyšují výkon motorů závodních aut.

Biologický význam

Role v organismu

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.

Oxid dusnatý se v těle vyrábí prostřednictvím syntáz oxidu dusnatého čili NO syntáz (NOS).

Odkazy

Externí odkazy

• Obrázky, zvuky či videa k tématu oxid dusnatý na Wikimedia Commons
• Slovníkové heslo oxid dusnatý ve Wikislovníku

Využití výzkumu Oxidu dusnatého v praxi

Kyäni - Kyäni Science

Literatura

• VOHLÍDAL, Jiří; ŠTULÍK, Karel; JULÁK, Alois. Chemické a analytické tabulky. 1. vyd. Praha: Grada Publishing, 1999. ISBN 80-7169-855-5. 
• IGNARRO, Louis J. Program Ano NO. 1. vyd. Praha: PRÁH ISBN 80-7252-113-6. 

Portály: Chemie

Autoritní data	NKC: ph305890 GND: 4183282-6 LCCN: sh90001567 NDL: 00570158 NLI: 987007549039705171