Monòxid de nitrogen

De Viquipèdia
Dreceres ràpides: navegació, cerca
Monòxid de nitrogen[1]

Estructura del monòxid de nitrogen
Nomenclatura
Nom IUPAC Monòxid de nitrogen
Altres noms òxid nítric, òxid de nitrogen (II)
Fórmula química NO
Nombre CAS 10102-43-9
Propietats químiques
Aparença gas incolor
Densitat 1,226 g/L
Massa molar 30,006
Punt de fusió 109,55 K (-163,6 °C)
Punt d'ebullició 121,41 K (-151,74 °C)
Solubilitat 74 cm3dm-3
Seguretat
Frases R R8, R23, R34, R44
Frases S (S1), S17, S23, S36/37/39, S45
Compostos relacionats
Compostos relacionats Diòxid de nitrogen
Òxid de dinitrogen
Triòxid de dinitrogen
Tetròxid de dinitrogen
Pentòxid de dinitrogen
Recursos externs
Si no s'indica el contrari, les dades són pels materials en condicions estàndard (25 °C, 100 kPa)
Avís d'exempció de responsabilitat

No s'ha de confondre amb el monòxid de dinitrogen (N2O), amb el diòxid de dinitrogen (N2O2),amb el diòxid de nitrogen (NO2) o amb qualsevol de la resta dels òxids de nitrogen existents.

El monòxid de nitrogen, òxid nítric o òxid de nitrogen (II) (NO) és un gas incolor i poc soluble en l'aigua. És present en petites quantitats en els mamífers i també és present a l'aire produït principalment en automòbils i centrals d'energia. Se'l considera un agent tòxic.

És una molècula altament inestable a l'aire perquè s'oxida ràpidament en presència d'oxigen convertint-se en diòxid de nitrogen (fum marró). La seva inestabilitat és deguda al fet que és un radical lliure, és a dir, té un electró desaparellat.

Compleix simultániament un paper beneficiós i perjudicial en l’home. La presència de NO a l’atmosfera per raons antropogèniques contribueix al problema de la pluja ácida, la formació de pol·lució urbana i la destrucció de la capa d’ozó. Però, en petites quantitats en el cos, el NO actua com a neurotransmissor, ajudant a dilatar els vassos sanguinis i participa en altres canvis fisiológics.[2]

Introducció estructural[modifica | modifica el codi]

La molècula de monòxid de nitrogen està formada per un àtom de nitrogen i un d’oxigen, les configuracions electròniques dels quals és la següent:

O: 1s2 2s2 2p4 N: 1s2 2s2 2p3;[3]

els electrons de valència dels quals es troben en la capa 2 (2s 2p). Es tracta d’11 electrons, nombre imparell que farà que la molècula tingui un electró desaparellat i que, per tant, es tracti d’un radical.

Obtenció i procedència[modifica | modifica el codi]

Industrialment: oxidació catalítica de l’amoníac[2]

4 NH3 + 5 O2 → 1000 °C, Pt → 4 NO + 6 H2O

Laboratori: reducció de nitrit amb un reductor lleu (I-)[2]

2 NO2- + 2 I- + 4 H+ → 2 NO + I2 + 2 H2O

Oxidació de coure, estany o plom amb àcid nítric

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

Motors i llamps: les altes temperatures fan que aquesta combinació sigui possible[4]

N2 + O2 → 2 NO

Reaccions generals[modifica | modifica el codi]

En contacte amb un agent oxidant, com l’oxigen, el NO reacciona obtenint-se diòxid de nitrogen (NO2):[4]

2 NO + O2 → 2 NO2

El NO reacciona amb els halògens com el fluor, el clor i el brom per formar halurs de nitrosil (NOX). La reacció amb iode forma un producte poc estable que retorna a formar els reactius.

2 NO + Cl2 → 2 NOCl

També participa en moltes reaccions de coordinació com a lligand per obtenir algun complex de coordinació.

Determinació atmosfèrica[modifica | modifica el codi]

Degut a la seva natura (és molt reactiu), determinar la concentració de NO a l’atmosfera no és fàcil. La forma de fer-ho es basa en prediccions de models computacionals que inclouen totes les reaccions químiques, els fluxos radiatius i l’estratificació vertical com una funció de la latitud; i la comparació d’aquestes amb mesures (per reaccions de quimioluminescència implicant l’ozó (O3) o per electroanàlisi).[5]

NO + O3 → NO2 + O2 + llum

la llum es mesura en un fotodetector i és proporcional a la quantitat de NO a la mostra.

Medi ambient: impacte ambiental[5][modifica | modifica el codi]

El NO és un dels òxids de nitrogen amb més impacte ambiental. Principalment les emissions d’aquest òxid provenen de la crema de combustibles fòssils. Les altes temperatures als motors dels automòbils provoquen que els gasos presents a l’aire (nitrogen i oxigen, N2 i O2) reaccionin formant NO. Aquest NO pot formar altres òxids de nitrogen que també poden produir un impacte ambiental.

Per una banda contribueix a la destrucció de la capa d’ozó. Encara que la majoria del NO format a la superfície no arriba a l’estratosfera, una petita part hi arriba i, a més, s’hi pot formar a partir del N2O o del N2 per reaccions fotoquímiques. El NO, per la seva naturalesa de radical, catalitza la reacció de destrucció d’O3 podent una molècula de NO, d’aquesta manera, destruir moltes molècules d’ozó.

També té un paper important en el fenomen de la pluja àcida. Per una sèrie de reaccions pot formar cristalls d’àcid nítric que pot precipitar juntament amb aigua (dissolt) donant-li el pH àcid.

Per últim, el NO, juntament amb altres espècies com els hidrocarburs dels escapaments dels cotxes, provoca el fenomen del boirum fotoquímic.

Medi ambient: reaccions[5][modifica | modifica el codi]

  • Formació de NO a l’estratosfera:

Les molècules d’òxid de dinitrogen (N2O) poden reaccionar amb el radical oxigen procedent del trencament de la molècula d’O2 per l’efecte de la llum solar:

O2 + llum (λ≤240 nm) → O + O
N2O + O → 2NO

El NO també es pot formar per reacció de nitrogen atòmic (N) procedent del trencament per llum solar i d’oxigen molecular (O2):

N2 + llum (λ<126 nm) → N + N*
N + O2 → NO + O


  • Cicles catalítics de descomposició d’ozó (O3):

A l’estratosfera arriba una petita quantitat del NO format pels cotxes i la major quantitat prové de la descomposició del N2O. Com que és un radical pot reaccionar amb l’ozó i descompondre’l:

NO + O3 → NO2 + O2
NO2 + O → NO + O2

Reacció global: O + O3 → O2


  • Cicles nuls:

Són cicles que no destrueixen l’ozó però hi participen espècies que per altres reaccions el destruirien. Aquests cicles fan que els cicles catalítics de la destrucció d’O3 tinguin un impacte menor.

NO + O3 → NO2 + O2
NO2 + llum → NO + O

Reacció global: O3 + llum →O2 + O

Els productes d’aquest cicle poden reaccionar entre ells per formar O3 altre cop:

O2 + O + M → O3 + M


  • Cicles d’espera i pluja àcida:

Els cicles d’espera cicles en els quals es formen espècies de reserva, espècies que no intervenen en la destrucció de l’ozó però que poden tornar a donar una espècie radical reactiva amb l’O3.

NO + O3 → NO2 + O2
NO2 + •OH + M →HNO3 + M

Els cristalls de HNO3 (àcid nítric) formats poden ser transportats pel vent llargues distàncies, formar altre cop els radicals i entrar en el cicle de destrucció d’O3 lluny d’allà on s’han format.

Aquests cristalls també poden ser transportats (i dissolts) per les gotes d’aigua de la precipitació o fer la funció de punts de condensació de l’aigua i precipitar cap a la superfície de la Terra, generant la pluja àcida.


  • Formació de boirum fotoquímic:

El NO també pot participar en la formació de boirum (boira + fum, de l’anglès smog, smoke + fog). Concretament contribueix en el boirum de tipus fotoquímic, que es dóna en la troposfera (capa més propera a la superfície de l’atmosfera). És un cicle que es pot repetir diàriament i té diverses etapes diferenciades en el dia:

Matinada: increment de NO per part dels automòbils

N2 + O2 → 2 NO

Mig matí: NO passa a NO2 per moltes reaccions

2 NO + O2 → 2 NO2
NO + O3 → NO2 + O2
ROO• + NO → NO2 + RO•

Migdia: NO2 reacciona de forma fotoquímica generant radicals •OH que ataca als hidrocarburs procedents dels tubs d’escapament que no s’han cremat i formen aldehids, responsables del boirum.

Tarda - nit: la falta de llum fa que no es generi més NO2 i que s’aturin la resta de reaccions.

Funcions biològiques[modifica | modifica el codi]

Als anys 1970 el farmacòleg Ferid Murad va descobrir que els nitrats utilitzats en el tractament de dolors de pit i algunes indicacions cardiovasculars alliberen monòxid de nitrogen en condicions fisiològiques. Aquest té al mateix temps efectes dilatadors pels vasos sanguinis. També va trobar que indueix a una relaxació de la capa muscular en els endotelis.

L'any 1987 es va descobrir que el cos humà produeix petites quantitats de NO a partir de l'aminoàcid arginina. Això va ajudar a entendre el mecanisme d'actuació de diversos nitrats orgànics utilitzats com medicaments en atacs d'angina de pit que igualment alliberen NO en el cos humà. Fins i tot el tractament de pacients amb arteriosclerosi amb arginina sembla tenir el mateix principi. En el cervell el monòxid de nitrogen pot tenir el paper d'un transmissor.

Tots aquests descobriments van culminar en l'atorgament del premi Nobel a Robert Furchgott, Ferid Murad i Louis José Ignarro l'any 1998.

La síntesi de NO es realitza per acció d'un enzim, l'òxid nítric sintasa (NOS) a partir de l'aminoàcid L-arginina que produeix NO i L-citrulina, requerint la presència de dos cofactors, l'oxigen i el fosfat dinucleòtid adenina nicotinamida (NADPH).

El NO és produït per una àmplia varietat de tipus de cèl·lules que inclouen cèl·lules epitelials, nervioses, endotelials i inflamatòries. Existeixen tres formes de NOS, dues denominades constitutives i dependents del calci (cNOS), que són l'endotelial i la neuronal, les quals sintetitzen NO en condicions normals, i una induïble i independent del calci (iNOS), que no s'expressen o ho fan molt dèbilment en condicions fisiològiques.

És sintetitzat per les cèl·lules endotelials, macròfags i cert grup de neurones del cervell. Té un mecanisme d'acció paracrina sobre la cèl·lula que actua induint el fosfat de guanosina cíclic (GMPc) que produeix entre altres efectes, relaxació de múscul llis, cosa que provoca com accions biològiques, vasodilatació i broncodilatació. La seva presència en les concentracions fisiològiques normals inhibeix l'activació plaquetària, produint-se un viratge cap a la trombofília en cas de depleció del NO.

Tot això ha fet que tingui grans aplicacions directes a la medicina.

Finalment, el NO també serveix com conservant. És alliberat del nitrit que s'utilitza en la conservació de la carn. De fet, alguns virus i microorganismes alliberen NO per a matar cèl·lules.

Articles relacionats[modifica | modifica el codi]

Referències[modifica | modifica el codi]

  1. CRC Handbook of Chemistry and Physics. 88th Edition. 
  2. 2,0 2,1 2,2 ATKINS, P. W.; JONES, LORETTA. Principios de química : los caminos del descubrimiento. 3a. Buenos Aires: Médica Panamericana, 2006. ISBN 978-950-06-0080-4. 
  3. «http://www.periodni.com/es/configuracion_electronica_de_los_elementos.html».
  4. 4,0 4,1 «http://www.rebeccapaton.net/pollution/pages/chemistry.htm».
  5. 5,0 5,1 5,2 SEINFELD, JOHN H.; PANDIS, SPYROS N.. Atmospheric chemistry and physics : from air pollution to climate change. New York: Wiley & Sons, 1998. 
A Wikimedia Commons hi ha contingut multimèdia relatiu a: Monòxid de nitrogen