Azoto monoksidas
| |
Šiam straipsniui ar jo daliai trūksta išnašų į patikimus šaltinius. Jūs galite padėti Vikipedijai pridėdami tinkamas išnašas 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 | |
| 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 |
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 | |
| ΔfH |
|
| 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
[redaguoti | redaguoti vikitekstą]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
[redaguoti | redaguoti vikitekstą]Nors tiesioginis NO panaudojimas yra santykinai mažas, jis pagaminamas dideliais kiekiais azoto rūgšties iš amoniako sintezėje (Ostvaldo procesas). Naudojamas puslaidininkių pramonės procesuose. Gali būti naudojamas polimerų paviršiaus radikalams aptikti.
NO aplinkoje
[redaguoti | redaguoti vikitekstą]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
[redaguoti | redaguoti vikitekstą]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
[redaguoti | redaguoti vikitekstą]Laboratorijoje naudojama azoto rūgšties redukcijos reakcija:
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