Azoto monoksidas

Šiam straipsniui ar jo daliai . Jūs galite padėti Vikipedijai pridėdami su šaltiniais.

Azoto monoksidas
Sisteminis (IUPAC) pavadinimas
CAS numeris	10102-43-9
Cheminė formulė	NO
Molinė masė	30,00061 g/mol
SMILES	[N]=O
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
Farmakokinetinė informacija
Metabolizmas
Pusamžis
Pavojus
MSDS
	Oksiduojanti (O), Labai toksiška (T+), Ėsdinanti (ardanti) (C)
NFPA 704	0 3 2
Žybsnio t°
Užsiliepsnojimo t°
	R23, R24, R25, R34, R44
	S23, S36, S37, S39
LD50
Struktūra
Kristalinė struktūra
Molekulinė forma	linijinė
Dipolio momentas	0,15 D
Simetrijos grupė
Termochemija
Giminingi junginiai
Giminingi oksidai	diazoto monoksidas azoto dioksidas
Giminingi junginiai	azoto 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

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

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

NO aplinkoje

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

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

Laboratorijoje naudojama azoto rūgšties redukcijos reakcija:

8HNO₃ + 3Cu → 3Cu(NO₃)₂ + 4H₂O + 2NO

arba:

2 NaNO₂ + 2 NaI + 2 H₂SO₄ → I₂ + 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