Dušik-monoksid

S Wikipedije, slobodne enciklopedije
Jump to navigation Jump to search
Dušik-monoksid

Nitric-oxide-3D-vdW.pngNitric-oxide-2D.png

Nitric oxide.svgNitric-oxide-3D-vdW.png
Općenito
Hemijski spoj Dušik-monoksid
Druga imena Dušik(II)-oksid
Molekularna formula NO
CAS registarski broj 10102-43-9
Kratki opis bezbojni gas
Osobine1
Molarna masa 30,01 g/mol
Agregatno stanje gas
Gustoća 1,3402 kg/m3 (gas pri STP)
Tačka topljenja −164 °C (−263 °F)
Tačka ključanja −152 °C (−242 °F)
Rastvorljivost 74 cm3 / l vode
Rizičnost
NFPA 704
NFPA 704.svg
0
3
3
OX
1 Gdje god je moguće korištene su SI jedinice. Ako nije drugačije naznačeno, dati podaci vrijede pri standardnim uslovima.

Dušik-monoksid ili dušik(II)-oksid je hemijski spoj dušika i kisika koji ima hemijsku formulu NO. On je slobodni radikal[1][2][3] i važan je međuproizvod u hemijskoj industriji. On je bezbojni plin, slabo topljiv u vodi, ne gori i ne podržava gorenje. Nestabilan je na zraku. Dušik-monoksid je nusproizvod sagorijevanja određenih materija u prisustvu zraka, kao što je sagorijevanje unutar automobilskih motora, elektrana koje se pogone na fosilna goriva, a proizvodi se i u prirodi u procesima električkog pražnjenja u munjama. U organizmima sisara, kao i kod čovjeka, NO je važna molekula u ćelijama koja se nalazi u mnogim patološkim i fiziološkim procesima. On je moćan vazodilator (proširuje krvne sudove) sa kratkim poluvremenom djelovanja u krvi od nekoliko sekundi. Davno poznati farmaceutski preparati poput nitroglicerina ili amil-nitrita su okriveni gotovo stotinu godina nakon njihove prve primjene u medicini, a danas je poznato da su oni aktivni kroz mehanizme gdje su prethodnici dušik-monoksida. Manji nivoi NO su važni u zaštiti organa poput jetre za ishemičnih oštećenja. Dušik-monoksid se razlikuje od dušik-suboksida (dušik(I)-oksid ili N2O), koji je anestetski i staklenički plin, kao ni sa dušik-dioksidom (dušik(IV)-oksid ili NO2), koji je tamni, crvenosmeđi otrovni plin i jedan od velikih zagađivača zraka. Međutim, dušik-monoksid vrlo brzo oksidira u zraku i prelazi u dušik-dioksid. Ovaj proces je otkrio Humphry Davy kada je udisao ovaj plln u početku svoje naučne karijere. Iako je na prvi pogled jednostavna molekula, NO je važan biološki regulator i osnovna komponenta u oblastima neurologije, fiziologije i imunologije, čije je otkriće njegovih ključnih uloga dovelo do nekoliko Nobelovih nagrada istraživačima u ovoj oblasti. Proglašena je Molekulom godine 1992. godine.

Reakcije[uredi | uredi izvor]

Kada je izložen kisiku iz zraka, NO prelazi u dušik-dioksid (NO2)

  • 2 NO + O2 → 2 NO2

Sumnja se da ova reakcija ima jedan međuproizvod u vidu spoja ONOONO. U vodi, NO reagira sa kisikom i vodom te daje HNO2 ili nitritnu kiselina. Smatra se da se reakcija odvija putem sljedeće stehiometrije.

  • 4 NO + O2 + 2 H2O → 4 HNO2NO

NO može reagirati sa fluorom, hlorom i bromom te daje XNO spojeve (gdje je X= F, Cl ili Br), poznate kao nitrosil halidi, čiji je predstavnik nitrosil-hlorid. Moguće je napraviti i nitrosil-jodid ali je to vrlo nestabilan spoj koji teži prelasku u molekularni jod.

  • 2 NO + Cl2 → 2 NOCl

Nitroksil (HNO) je redukovani oblik dušik-oksida.

Dušik-oksid reagira sa acetonom i alkoksidom dajući diazenijdiolat ili nitrozohidroksilamin i metil-acetat.

TraubeReaction.svg

Ovo je veoma stara reakcija (1898) ali i danas je zanimljiva u istraživanju NO prolijekova. Dušik-oksid također može reagirati direktno sa natrij-metoksidom dajući natrij-format i NO2.[4]

Proizvodnja[uredi | uredi izvor]

Industrijski, dušik-monoksid se pravi oksidacijom amonijaka pri temperaturi od 750 °C do 900 °C (uobičajeno oko 850 °C) uz platinu kao katalizator:

4 NH3 + 5 O2 → 4 NO + 6 H2O

Postoji i nekatalizirana endotermna reakcija molekula O2 i N2, koja se odvija na vrlo visokoj temperaturi (iznad 2000 °C) unutar munja, ali takva metoda nije našla primjenu u industriji i praksi (pogledajte Birkeland–Eydeov proces):

N2 + O2 → 2 NO

Laboratorijski, NO se lahko pravi redukcijom razrijeđene dušične kiseline sa bakrom:

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

ili redukcijom nitritne kiseline u obliku natrij-nitrita ili kalij-nitrita:

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 (t) + KNO3 (t) + Cr2O3(č) → 2 K2CrO4(č) + 4 NO (g)

Proces koji uključuje željezo(II)-sulfat je izuzetno lahak i najčešće ga koriste studenti u školskim laboratorijama. Takozvani spoj NONOat se također koristi za dobijanje dušik-monoksida.

Hemija kompleksnih spojeva[uredi | uredi izvor]

Dušik-monoksid reagira sa svim prelaznim metalima i s njima daje komplekse koji se nazivaju metalni nitrosili. Najčešći način vezivanja NO je preko terminalne linearne veze (M-NO). Ugao vezivanja u M-NO grupi se kreće između 160° to 180°, te se i pored toga naziva linearna veza. U ovom slučaju, NO grupa se smatra donorom tri elektrona pod kovalentnom (neutralnom) metodom brojanja elektrona, ili donorom dva elektrona ako se koristi ionska metoda.[5]

U slučajevima zakrivljene M-NO konformacije, smatra se da je NO grupa donor jednog elektrona koristeći neutralno brojanje, odnosno donor dva elektrona koristeći ionsko brojanje.[6] Neki smatraju ove komplekse derivatima NO+, koji su izoelektronski sa ugljik-monoksidom.

Dušik-monoksid može služiti i kao jednoelektronski pseudohalid. U takvim kompleksima, M-NO grupu karakterizira ugao između 120° i 140°. NO grupa može također služiti i kao most između metalnih atomskih centara kroz atom dušika u mnogo geometrijskih načina.

Mjerenje koncentracije[uredi | uredi izvor]

Dušik-monoksid (bijelo) u ćelijama zimzelenog drveća, predstavljeno pomoću DAF-2 DA (diaminofluoroscein diacetata)

Koncentracija dušik-monoksida se može odrediti koristeći jednostavnu reakciju hemiluminescencije pomoću ozona.[7] Uzorak koji sadrži NO se pomiješa sa velikom količinom ozona. Dušik-monoksid reagira sa ozonom i daje kisik i dušik-dioksid. Ova reakcija proizvodi svjetlost (hemiluminescencija), a koja se može izmjeriti pomoću fotodetektora. Količina proizvedene svjetlosti je srazmjerna količini dušik-monoksida u uzorku.

NO + O3 → NO2 + O2 + svjetlost

Druge metode ispitivanje uključuju elektroanalizu (amperometrijski pristup), kada NO reagira sa elektrodom inducirajući promjenu u naponu ili jačini struje. Detekcija NO radikala u biološkim tkivima je djelimično otežana zbog kratkog poluvremena djelovanja i koncentracije ovih radikala u tkivima. Jedna od malobrojnih praktičnih metoda je takozvano hvatanje spina dušik-monoksida sa željezo-ditiokarbamat kompleksima i naknadno otkrivanje mononitrosil-željezo kompleksa sa EPR (elektron paramagnetnom rezonansom).[8][9]

Grupa fluorescentnih indikatora boje također može poslužiti za dokazivanje prisustva dušik-monoksida. Oni su dostupni u acetiliranom obliku za mjerenja unutar ćelija. Najčešći spoj je 4,5-diaminofluorescein (DAF-2).[10]

Rasprostranjenost[uredi | uredi izvor]

Iz termodinamičke perspektive, NO je nestabilan u odnosu na O2 i N2, iako je ova konverzija veoma spora na normalnim temperaturama (20 °C) i bez prisustva katalizatora. Pošto je toplota spajanja NO endotermna, njegova sinteza iz molekularnog dušika i kisika zahtijeva povišenu temperaturu iznad 1000 °C. Osnovni prirodni izvor dušik monoksida su munje. Korištenje motora sa unutrašnjim sagorijevanjem izrazito povećava prisustvo NO u okolini. Jedna od funkcija automobilskih katalizatora je da svedu ispuštanje NO u atmosferu na minimum putem njegove katalitičke reverzije u O2 i N2.

Dušik-monoksid u zraku može preći u dušičnu kiselinu, što dovodi do pojave kisele kiše. Međutim, on je važan i kao izvor hrane za biljke u obliku nitrata. Pored toga, NO i NO2 učestvuju u procesu uništavanja ozonskog omotača. Dušik-monoksid je široko rasprostranjena bioaktivna molekula.

Upotreba[uredi | uredi izvor]

Iako dušik-monoksid ima relativno mali broj neposrednih načina upotrebe, proizvodi se u velikim količinama kao međuproizvod u Ostwaldovom procesu za sintezu dušične kiseline iz amonijaka. Tokom 2005. godine samo u SAD proizvedeno je oko šest miliona metričkih tona dušične kiseline.[11] Dušik-monoksid je pronašao upotrebu u industriji poluprovodnika za radne procese. Jedan od načina njegove upotrebe je korištenje zajedno sa dušik-oksidom za proizvodnju silikatnih oksinitridnih ulaza u CMOS uređajima. Dušik-monoksid se može koristiti za otkrivanje površinskih radikala na polimerima. Kaljenje površine radikala sa NO rezultira ugradnjom dušika, što se može izmjeriti pomoću fotoelektronske spektroskopije X-zracima.

Biološka uloga[uredi | uredi izvor]

Dušik-monoksid je jedan od malobrojnih poznatih signalnih molekula u gasovitom stanju. Pored toga, jedinstvena je u tome što je to radikalni gas. On je ključni biološki prijenosnik signala kod kičmenjaka i igra ulogu u raznim biološkim procesima.[12] On je poznati bioproizvod kod gotovo svih vrsta organizama, uključujući bakterije, biljke, gljive i životinjske ćelije.[13] Dušik-monoksid se ponekad izjednačava[14] sa EDRF (engl. endothelium-derived relaxing factor, opuštajući faktor deriviran u endotelu), mada se naknadno otkrilo da je on samo primarni EDRF te da postoje i određeni sekundarni.[15] On se endogeno sintetizira iz L-arginina, kisika i NADPH pomoću različitih enzima sintetaza dušik-monoksida (NOS). Redukcijom neorganskih nitrata se također može dobiti dušik-monoksid. Endotel (unutrašnje tkivo) krvnih sudova koristi NO za slanje signala okolnim glatkim mišićima da se opuste, što rezultira vazodilacijom (proširenjem krvnih sudova) i povećanjem protoka krvi kroz njih. Dušik-monoksid je izuzetno reaktivan (poluvrijeme života mu iznosi nekoliko sekundi), te se slobodno raspršava kroz membrane. Ove osobine čine NO idealnom za ulogu prolazne parakrine (između susjednih ćelija) i autokrine (unutar neke ćelije) signalne molekule.[16]

Farmakokinetika[uredi | uredi izvor]

Dušik-monoksid se sistematski apsorbira nakon udisanja. Veći dio se prenosi preko pulmonarnog kapilarnog korita gdje se spaja na hemoglobin koji je od 60% do 100% zasićen kisikom. Nitrat se identificira uglavnom kao metabolit dušik-monoksida a izbacuje se putem mokraće, na šta se odnosi preko 70% inhaliranog NO. Nitrati se uklanjaju iz plazme preko bubrega brzinom koja dostiže brzinu glomerularnog filtriranja.

Reference[uredi | uredi izvor]

  1. ^ Principles and Applications of ESR Spectroscopy, Anders Lund, Masaru Shiotani, Shigetaka Shimada 2010, ISBN 978-1-4020-5343-6
  2. ^ Outi Aikio Pulmonary nitric oxide in preterm and term infants with respiratory failure Department of Paediatrics, University of Oulu, 2002
  3. ^ Kerwin JF, Jr., Heller M (1994) The arginine-nitric oxide pathway: a target for new drugs. Med Res Rev 14:23-74.
  4. ^ Derosa, Frank; Keefer, Larry K.; Hrabie, Joseph A. (2008). "Nitric Oxide Reacts with Methoxide". The Journal of Organic Chemistry 73 (3): 1139–42. PMID 18184006. 
  5. ^ Robert H. Crabtree: "The Organometallic Chemistry of the Transition Metals", John Wiley and Sons, 2005, ISBN 0-471-66256-9, str. 32.
  6. ^ Robert H. Crabtree: "The Organometallic Chemistry of the Transition Metals", John Wiley and Sons, 2005, ISBN 0-471-66256-9, str. 96–98.
  7. ^ Fontijn, Arthur; Sabadell, Alberto J.; Ronco Richard J. (1970). "Homogeneous chemiluminescent measurement of nitric oxide with ozone. Implications for continuous selective monitoring of gaseous air pollutants". Analytical Chemistry 42 (6): 575. doi:10.1021/ac60288a034. 
  8. ^ Vanin A; Huisman A; Vanfaassen E. (2002). "Iron dithiocarbamate as spin trap for nitric oxide detection: Pitfalls and successes". Methods in enzymology 359: 27–42. PMID 12481557. doi:10.1016/S0076-6879(02)59169-2. 
  9. ^ Nagano T., Yoshimura T. (2002). "Bioimaging of nitric oxide". Chemical reviews 102 (4): 1235–70. PMID 11942795. doi:10.1021/cr010152s. 
  10. ^ Kojima H, Nakatsubo N, Kikuchi K, Kawahara S, Kirino Y, Nagoshi H, Hirata Y, Nagano T (1998). "Detection and imaging of nitric oxide with novel fluorescent indicators: diaminofluoresceins". Anal. Chem. 70 (13): 2446–2453. PMID 9666719. doi:10.1021/ac9801723. 
  11. ^ Production: Growth is the Norm” Chemical and Engineering News, 10. juli 2006, str. 59.
  12. ^ Weller, Richard, Could the sun be good for your heart? TedxGlasgow March 2012, posted January 2013
  13. ^ Roszer, T (2012) The Biology of Subcellular Nitric Oxide. ISBN 978-94-007-2818-9
  14. ^ L J Ignarro, G M Buga, K S Wood, R E Byrns, G Chaudhuri (1987) Endothelium-derived relaxing factor produced and released from artery and vein is nitric oxide, PNAS vol. 84 br. 24, decembar 1987, str.9265–9269
  15. ^ Fleming I, Busse R. (1999) NO: the primary EDRF, J Mol Cell Cardiol. 1999 Jan;31(1):5-14.
  16. ^ Stryer, Lubert (1995). Biochemistry, 4th Edition. W.H. Freeman and Company. str. 732. ISBN 0-7167-2009-4. 

Vanjski linkovi[uredi | uredi izvor]