Monóxido de nitrógeno
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Monóxido de nitrógeno (NO). Es un gas sin color, y difícilmente soluble en agua, que constituye uno de los contaminantes de la atmósfera que forma parte de la lluvia ácida y en muy pequeñas cantidades, también lo podemos encontrar en los mamíferos, a pesar de ser considerado como un agente tóxico. De hecho muchas bacterias y virus, actúan liberando NO, con la finalidad de matar células.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.
Sumario
Propiedades físicas
El monóxido de Nitrógeno es un gas a temperatura ambiente de olor dulce penetrante, fácilmente oxidable a dióxido de nitrógeno.
- Gas incoloro
- Densidad 1.03 kg/m³; 0,00103 g/cm³
- Masa molar 30,01 g/mol
- Punto de fusión 109,5 K (-163,65 °C)
- Punto de ebullición 121 K (-152,15 °C)
- Temperatura crítica 180 K ( °C)
- Solubilidad en agua 0,0056 g
- Momento dipolar 0,15 D
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.
También es utilizado como potenciador de motores, dándole un mayor rendimiento de aceleración y velocidad final por la ampliación de oxígeno a la combustión.
Estado natural
La formación del NO, tiene lugar en la atmósfera, por la reacción de N2 (g) y O2 (g). La formación de monóxido de nitrógeno gaseoso partiendo de los elementos es un proceso que no se ve muy favorecido termodinámicamente hablando, cuando ocurre a temperatura ambiente.
Sin embargo, debido a que es una reacción de tipo endotérmica, la constante de equilibrio crece con la temperatura y así, por ejemplo, a 1.800 K, tendrá un valor bastante más grande, entorno a 1,3.10^-4, lo que nos indica que a dicha temperatura se formarán cantidades considerables de NO gaseoso. Las temperaturas altas que se consiguen en las descargas eléctricas de las tormentas, hacen que en la atmósfera se forme de manera natural, NO (g).
El NO, también se genera debido a la actividad humana. En las cámaras de combustión de los motores de explosión de los coches se llega a temperaturas bastante altas, siendo significativa la formación de NO (g), pues el N2 y el O2, proceden del aire que se mete dentro del combustible.
El monóxido de nitrógeno que es expulsado a la atmósfera mediante los tubos de escape de los automóviles, y junto a él, son expulsados también otros tipo de contaminantes como son por ejemplo, los hidrocarburos que no han sido quemados bien y completamente que al combinarlos con las radiaciones de la luz ultravioleta del sol producen lo que se conoce como smog fotoquímico.
Debido a la facilidad que posee para oxidarse en presencia de oxígeno, en consecuencia de su gran inestabilidad en el aire, éste se convierte en dióxido de nitrógeno, por lo que también se le suele conocer como un compuesto radical libre.
El smog fotoquímico es una mezcla de humo con niebla, bastante característico de algunas ciudades bastante industrializadas. Este se forma como consecuencia de un proceso más bien complejo, el cual comienza con la oxidación del NO (g) para formar NO2 (g), éste último es uno de los agentes más responsables de la lluvia ácida.
La acción de la radiación ultravioleta de la luz del sol hace favorable la descomposición del NO2 (g), así como también la formación del ozono debido a la combinación de los productos que se descomponen con el oxígeno atmosférico. El ozono que se encuentra en las capas más bajas de la atmósfera, tiene reacciones con otros tipos de contaminantes que proceden también de la combustión no completa de la gasolina en los coches, dando una mezcla bastante compleja de productos responsables entre otras cosas, del fenómeno conocido como smog.
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.
Aplicaciones
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 (por ejemplo, por absorción en agua). Se usa para detectar radicales en la superficie de polímeros.
Los óxidos de nitrógeno son usados en la producción de lacas, tinturas y otros productos químicos, como combustibles para cohetes, en la nitrificación de compuestos químicos orgánicos, en la manufactura de explosivos, como conservante para la carne, o para la producción de ácido nítrico, que a su vez es utilizado para crear abonos, colorantes, explosivos, fabricación del ácido sulfúrico, medicamentos y grabado de metales.
Asimismo, diversas investigaciones de finales del siglo XX descubrieron los efectos beneficiosos de la utilización de diversos nitratos orgánicos empleados en el tratamiento de ataques de angina, dolores de pecho o arteriosclerosis.
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 dilatadores para los vasos sanguíneos. Encontró que esto induce una relajación de la capa muscular en los endotelios.
En 1987 se descubrió que el cuerpo humano produce pequeñas cantidades de NO a partir del aminoácidoarginina. Esto ayudó a entender el mecanismo de acción de diversos nitratos orgánicos empleados como medicamentos en ataques de angina péctoris que igualmente liberan NO en el cuerpo humano. Incluso el tratamiento de pacientes con aterosclerosis con arginina parece tener el mismo principio. En el cerebro el monóxido de nitrógeno puede jugar el papel de un neurotransmisor.
Todos estos descubrimientos culminaron en la otorgación del premio Nobel a Robert Furchgott, Ferid Murad y Louis J. Ignarro en 1998.
La síntesis de NO se realiza por acción de una enzima, la óxido nítrico sintasa (NOS), a partir del aminoácidoL-arginina que produce NO y L-citrulina, requiriendo la presencia de un cofactor (específicamente, una coenzima) — nicotinamida adenín-dinucleótido fosfato reducido o nad-fosfato reducido (NADPH) — en presencia de oxígeno.
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. En las neuronas puede funcionar como neurotransmisor, atravesando fácilmente las membranas celulares por su carácter lipófilo. Cuando es producido en las células endoteliales de los vasos sanguíneos funciona como regulador paracrino; difunde al interior de las células musculares lisas, donde induce la producción de GMPc (guanosin monofosfato cíclico) por la enzima guanilato ciclasa, que a su vez produce un efecto de relajación en la musculatura con vaso y broncodilatación (el fármaco sildenafil o Viagra se basa en este efecto vasodilatador en el pene, que produce la erección). Los macrófagos sintetizan NO para destruir los microorganismos que han sido fagocitados.
Todo esto ha hecho que tenga grandes aplicaciones directas en medicina.
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.
Fuente
- Formulación y nomenclatura en Química Inorgánica, Universidad de Cádiz, España.
- ADOLFO PONJUAN Y BLANCO: Química Inorgánica Tomo I Editorial Pueblo y Educación, 1979.
- Organización Mundial de la Salud. Cantú Ramírez Pedro Cesar, "La contaminación ambiental", Editorial Diana, Junio 1993.
- Leyma, "Química de la Ciencia", 7ª Edición, Editorial Prentice Hall, 1998.
