Lämmastikoksiid

Lämmastikoksiid on binaarne ühend valemiga NO. See on üks paljudest lämmastiku oksiididest ning on omaduste poolest nn neutraalne oksiid (ehk siis ei anna happelist ega aluselist saadust veega reageerimisel ega reageeri aluste või hapetega). Ühendi korrektsem nimetus on lämmastikmonooksiid, rõhutamaks lämmastiku ja hapniku aatomite 1:1 suhet aine molekulis.

Organismisiseselt on lämmastikmonooksiid oluline sekundaarne virgatsaine, mis aktiveerib guanülaaditsüklaasi lahustuvat vormi ja reguleerib seekaudu veresoonte laienemist ning lihaste lõtvumist. Atmosfääri sattudes käitub NO aga saasteainena.

 Struktuur ja keemilised omadused 
pisi|Näide ruteeniumi kompleksist, kus üheks ligandiks on NO; teiste ligandidena käituvad püridiinituumad ja kloriidioon. Ruteenium on näidatud tumesinisena, lämmastik sinisena, hapnik punasena, süsinik hallina, vesinik valgena, kloor rohelisena. 
NO molekulis on hapniku- ja lämmastikuaatomi vahel kaksikside, mistõttu lämmastiku üks valentsidest on täitmata. Seega jääb lämmastikuaatomi väliskihi üks elektronidest lämmastikoksiidi koostises n-ö vabaks ning NO näol on tegemist radikaaliga.

Normaaltingimustel on NO värvitu ja lõhnatu gaas, mis on õhust vaid veidi raskem: NO molekulmass on 30 g/mol, samas kuiva õhu (kui gaaside segu) keskmine molekulmass on ligi 29 g/mol. NO lahustub mõningal määral vees, kuid ei reageeri veega. Sarnaselt paljude teiste gaasidega, väheneb NO lahustuvus temperatuuri tõustes või puhtale veele soola lisamisel.

Lämmastikmonooksiid oksüdeerub suhteliselt kergesti, moodustades lämmastikdioksiidi (NO2). Vesilahustes sisalduva hapniku toimel oksüdeerub NO nitritiooniks (NO2-).

NO on võimeline reageerima nii d-metallide kui orgaaniliste ainetega (eriti nukleofiilidega). NO seostumist molekuliga nimetatakse ka nitrosüülimiseks. Näiteks valkudes on tsüsteiinijäägi tiooli nitrosüülimine translatsioonijärgseks modifikatsiooniks, mis on seotud rakkude redokstasakaaluga, aga ka insuliini sekreteerimisega. Metallide nitrosüülkomplekse kasutatakse aga orgaanilises sünteesis katalüsaatoritena.

 Tootmine tööstuses, laboris ja organismides 
pisi|Vase reageerimisel lämmastikhappega tekib enamasti lämmastiku oksiidide segu. Visuaalselt on nähtavam lämmastikdioksiid, sest see on pruunika värvusega. Värvitu lämmastikmonooksiid tekib eelistatult just lahjema happe reageerimisel vasega.
Tööstuses saadakse NO põhiliselt ammoniaagi katalüütilise põletamise kaudu (temperatuuril üle 600 °C):

4NH3 + 5O2 + katalüsaator (Pt, V2O5 vms) → 4NO + 6H2O + katalüsaator

Laboratoorselt on lihtsaim NO saamise viis metallilise vase reaktsioon lahja lämmastikhappega:

8HNO3 + 3Cu → 3Cu(NO3)2 + 4H2O + 2NO

Elusorganismide rakkudes  vastutab NO sünteesi eest ensüümide NO-süntaaside (NOS) perekond. Lämmastiku allikana kasutatakse arginiini guanidinorühma ning hapnik tuleneb sissehingatavast molekulaarsest hapnikust.

 Roll saasteainena 
Olenevalt sellest, mis atmosfäärikihis NO on ja millised on valitsevad valgusolud, võib NO käivitada osooni teket (troposfääris) või vastupidi põhjustada osooni lagunemist (stratosfääris). Osooni lagunemine on problemaatiline, sest stratosfääris paiknev osoonikiht neelab UV-kiirgust ja kaitseb maapealset elu päikeselt tuleva UV-kiirguse kahjulike mõjude eest. Samas maapinna-lähedane (ingl k ground-level) ehk troposfäärne osoon on oma oksüdeeriva toime tõttu ise kahjulik nii inimeste tervisele kui ümbritsevale keskkonnale. Seega käitub NO igal juhul keskkonna saasteainena, eriti koos lämmastikdioksiidiga.

 Viited 

Kategooria:Lämmastikuühendid
Kategooria:Oksiidid