Óxido nítrico
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Generales |
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| Nombre | Monóxido de nitrógeno |
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| Fórmula química | NO |
| Apariencia | gas incoloro |
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Físicas |
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| Peso molecular | 30,01 uma |
| Punto de fusión | 109,55 K (-163,6 °C) |
| Punto de ebullición | 121,35 K (-151,8 °C) |
| Temperatura crítica | 180,15 K (-93°C °C) |
| Presión crítica | 6,4 MPa |
| Densidad | 1,3 ×10³ kg/m³ (líquido) |
| Solubilidad | 0,0056 g en 100g de agua |
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Termoquímica |
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| ΔfH0gas | 90 kJ/mol |
| ΔfH0líquido | 87,7 kJ/mol |
| S0gas, 1 bar | 211 J/mol·K |
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Riesgos |
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| Ingestión | Usado en medicina, pero las sobredosis son perjudiciales. |
| Inhalación | Peligroso, puede ser fatal. |
| Piel | Irritante. |
| Ojos | Puede causar irritación |
| Más información | Hazardous Chemical Database (En inglés) |
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Valores en el SI y en condiciones normales |
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El monóxido de nitrógeno, óxido nítrico u óxido de nitrógeno (II) (NO) es un gas incoloro y poco soluble en agua presente en pequeñas cantidades en los mamíferos. Está también extendido por el aire siendo producido en automóviles y plantas de energía. Se le considera un agente tóxico.
No debe confundirse con el Óxido nitroso (N2O), con el dióxido de dinitrógeno (N2O2), con el dióxido de nitrógeno (NO2) o con cualquiera del resto de los óxidos de nitrógeno existentes.
Es una molécula altamente inestable en el aire ya que se oxida rápidamente en presencia de oxígeno convirtiéndose en dióxido de nitrógeno. Por esta razón se la considera, también como un radical libre.
Tabla de contenidos |
[editar] Producción y efectos medioambientales
A altas temperaturas el nitrógeno (N2) y el oxígeno (O2) moleculares pueden combinarse para formar óxido nítrico por ello las actividades humanas han incrementado en gran medida la presencia de este gas en la atmósfera.
Este gas en el aire puede convertirse, más tarde, en ácido nítrico produciendo así lluvia ácida. Además el NO y el NO2 participan en la depleción de la capa de ozono.
Su efecto para con la radiación solar es doble. Mientras en la baja atmósfera contribuyen al calentamiento global en la alta lo hacen al oscurecimiento global.
[editar] Aplicaciones técnicas
El Monóxido de nitrógeno es el producto primario de la combustión catalítica del amoníaco mediante el método de Ostwald y, por lo tanto, un intermediario importante en la producción del ácido nítrico (HNO3). En el laboratorio se genera más convenientemente por reacción de ácido nítrico diluido con cobre, si los otros productos posibles de la reacción como el dióxido de nitrógeno no molestan o pueden ser eliminados (p. ej. por absorción en agua).
Se le usa para detectar radicales en la superficie de polímeros.
[editar] Reactividades
Con los halógenos, salvo con el iodo, reacciona formando haluros de nitrosil (Hal-N=O). Con el dióxido de nitrógeno puede formar el óxido N2O3 que está en equilibrio con sus productos de partida y puede ser visto como anhidruro del ácido nitroso HNO2. Esta mezcla se utiliza también en la obtención de los nitritos.
El dióxido de azufre reduce el monóxido de nitrógeno formando trióxido de azufre y óxido de dinitrógeno.
Tambien es utilizado como potenciador de motores, dandole un mayor rendimiento de aceleracion y velicidad final.
[editar] Funciones biológicas
En los años 70 del siglo XX el farmacólogo Ferid Murad descubrió que los nitratos utilizados en el tratamiento de dolores de pecho y algunas indicaciones cardiovasculares liberan monóxido de nitrógeno en condiciones fisiológicas. Este tiene a su vez efectos dilatores para los vasos sanguíneos. Encontró que induce una relajación de la capa muscular en los endotheles.
En 1987 se descubrió que el cuerpo humano produce pequeñas cantidades de NO a partir del aminoácido arguinina. Esto ayudó a entender el mecanismo de actuación de diversos nitratos orgánicos empleados como medicamentos en ataques de angina péctoris que igualmenete liberan NO en el cuerpo humano. Incluso el tratamiento de pacientes con artierosclerosis con arguinina parece tener el mismo principio. En el cerebro el monóxido de nitrógeno puede jugar el papel de un transmisor.
Todos estos descubrimientos culminaron en la otorgación del premio Nobel a Robert Furchgott, Ferid Murad y Lois Ignarro en 1998.
La síntesis de NO se realiza por acción de una enzima, la óxido nítrico sintetasa (NOS) a partir del aminoácido L-arginina que produce NO y L-citrulina, requiriendo la presencia de dos cofactores, el oxígeno y el fosfato dinucleótido adenina nicotinamida (NADPH).
El NO es producido por una amplia variedad de tipos celulares que incluyen células epiteliales, nerviosas, endoteliales e inflamatorias. Existen tres formas de NOS, 2 denominadas constituitivas y dependientes del calcio (cNOS), que son la endotelial y la neuronal, las cuales sintetizan NO en condiciones normales, y una inducible e independiente del calcio (iNOS), que no se expresan o lo hacen muy débilmente en condiciones fisiológicas.
Es sintetizado por las células endoteliales, macrófagos y cierto grupo de neuronas del cerebro. Tiene un mecanismo de acción paracrino sobre la célula que actúa induciendo la guanosin monofosfato cíclico (GMP) que produce entre otros efectos relajación de músculo liso lo que provoca como acciones biológicas, vaso y broncodilatación.
Todo esto ha hecho que tenga grandes aplicaciones directas en medicina.
Finalmente, el NO también sirve como conservante. Es liberado del nitrito que se utiliza en la conservación de la carne. De hecho, algunos virus y microorganismos liberan NO para matar células.
Véase también:
