Black-Friday-2021-11-Encyklopedie.png

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

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)