Oxid dusnatý

Z Wikipedie, otevřené encyklopedie

Oxid dusnatý
Strukturní vzorec
Registrační číslo CAS 10102-43-9
Sumární vzorec NO
Molární hmotnost 30,0061 g/mol
Teplota tání -163,6 °C
Teplota varu -151,7 °C
Hustota 1,269 g/cm3 (-150 °C, kapalina)
1,333 kg/m3 (0 °C, 1013 hPa, plyn)
Rozpustnost ve vodě 0,10 g/l (0 °C)
0,06 g/l (25 °C)
0,03 g/l (60 °C)
Pozor, jed!

Oxid dusnatý (NO) je jedním z oxidů dusíku. Je to za normální teploty bezbarvý, paramagnetický plyn, jedovatý a za přítomnosti vlhkosti leptající.

[editovat] 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 vzduchu 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.

[editovat] 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 se používá nitroprusid sodný Na2[Fe(CN)5NO].2H2O (pentakyanonitrosylželezitan sodný dihydrát). Většina nitrosylových komplexů má intenzivní rudou, hnědou nebo černou barvu.

[editovat] Použití

Je důležitým meziproduktem při výrobě kyseliny dusičné.