Oxid dusnatý

Z Multimediaexpo.cz

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 1 Výroba 2 Chemické vlastnosti 3 Použití 4 Role v organizmu 5 Reference

Výroba

Průmyslově se vyrábí oxidací amoniaku

4 NH₃ + 5 O₂ → 4 NO + 6 H₂O.

Příprava oxidu dusnatého přímou oxidací dusíku kyslíkem je velmi obtížná, neboť zvratná reakce

N₂ + O₂ ↔ 2 NO

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. 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 %. Laboratorně lze oxid dusnatý připravit redukcí kyseliny dusičné mědí

8 HNO₃ + 3 Cu → 2 NO + 3 Cu(NO₃)₂ + 4 H₂O,

nebo hliníkem

4 HNO₃ + Al → NO + Al(NO₃)₃ + 2 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

Přestože molekula NO má jeden volný nepárový elektron, 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:

2 NO + O₂ → 2 NO₂.

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

NCl₃ + 2 NO → ClNO + N₂O + Cl₂,

XeF₂ + 2 NO → 2 FNO + Xe.

Reakcí s hydroxidy alkalických kovů vzniká dusitan, oxid dusný a 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 nitroprusid sodný Na₂[Fe(CN)₅NO]·2H₂O (pentakyanonitrosylželezitan sodný dihydrát). Většina nitrosylových komplexů má intenzivní rudou, hnědou nebo černou barvu.

Použití

Je důležitým meziproduktem při výrobě kyseliny dusičné.

Role v organizmu

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.^[2] Oxid dusnatý se v těle vyrábí prostřednictvím syntáz oxidu dusnatého čili NO syntáz (NOS, nitric oxide synthase).

Reference

1. ↑ NIPRUSS - Databáze léčiv - kompendiální článek
2. ↑ 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.  

Oxidy s prvkem v oxidačním čísle II.

Oxid hlinečnatý (AlO) • Oxid barnatý (BaO) • Oxid beryllnatý (BeO) • Oxid kademnatý (CdO) • Oxid vápenatý (CaO) • Oxid uhelnatý (CO) • Oxid kobaltnatý (CoO) • Oxid měďnatý (CuO) • Oxid železnatý (FeO) • Oxid olovnatý (PbO) • Oxid hořečnatý (MgO) • Oxid rtuťnatý (HgO) • Oxid nikelnatý (NiO) • Oxid dusnatý (NO) • Oxid palladnatý (PdO) • Oxid stříbrnatý (AgO) • Oxid strontnatý (SrO) • Oxid sirnatý (SO) • Oxid cínatý (SnO) • Oxid titanatý (TiO) • Oxid vanadnatý (VO) • Oxid zinečnatý (ZnO)

Náklady na energie a provoz naší encyklopedie prudce vzrostly. Potřebujeme vaši podporu... Kolik ?? To je na Vás. Náš FIO účet — 2500575897 / 2010
Informace o článku. Článek je převzat z Wikipedie, otevřené encyklopedie, do které přispívají dobrovolníci z celého světa. Tento text je dostupný za podmínek Creative Commons 3.0 Unported – creativecommons.org. Originální článek na české Wikipedii