Óxido nítrico - Nitric oxide

Fórmula esquelética de óxido nítrico com comprimento de ligação
Fórmula esquelética mostrando dois pares solitários e uma ligação de três elétrons
Modelo de preenchimento de espaço de óxido nítrico
Nomes
Nome IUPAC
Óxido nítrico
Nome IUPAC sistemático
Oxidonitrogênio (•) (aditivo)
Outros nomes
Óxido de
nitrogênio Monóxido de nitrogênio Óxido de nitrogênio
(II)
Oxonitrogênio
Identificadores
Modelo 3D ( JSmol )
3DMet
ChEBI
ChEMBL
ChemSpider
DrugBank
ECHA InfoCard 100.030.233 Edite isso no Wikidata
Número EC
451
KEGG
Número RTECS
UNII
Número ONU 1660
  • InChI = 1S / NO / c1-2 VerificaY
    Chave: MWUXSHHQAYIFBG-UHFFFAOYSA-N VerificaY
  • InChI = 1 / NO / c1-2
    Chave: MWUXSHHQAYIFBG-UHFFFAOYAI
  • [N] = O
Propriedades
N O
Massa molar 30,006  g · mol −1
Aparência Gás incolor
Densidade 1,3402 g / L
Ponto de fusão −164 ° C (−263 ° F; 109 K)
Ponto de ebulição −152 ° C (−242 ° F; 121 K)
0,0098 g / 100 ml (0 ° C)
0,0056 g / 100 ml (20 ° C)
1,0002697
Estrutura
linear ( grupo de pontos C v )
Termoquímica
210,76 J / (K · mol)
Entalpia
padrão de formação f H 298 )
91,29 kJ / mol
Farmacologia
R07AX01 ( OMS )
Dados de licença
Inalação
Farmacocinética :
Boa
via leito capilar pulmonar
2–6 segundos
Perigos
Riscos principais
Ficha de dados de segurança SDS externo
Pictogramas GHS GHS04: Gás ComprimidoGHS03: OxidanteGHS05: CorrosivoGHS06: Tóxico
Palavra-sinal GHS Perigo
H270 , H280 , H330 , H314
P244 , P260 , P220 , P280 , P304 + 340 + 315 , P303 + 361 + 353 + 315 , P305 + 351 + 338 + 315 , P370 + 376 , P403 , P405
NFPA 704 (diamante de fogo)
3
0
3
Dose ou concentração letal (LD, LC):
315 ppm (coelho, 15  min )
854 ppm (rato, 4  h )
2500 ppm (camundongo, 12 min)
320 ppm (mouse)
Compostos relacionados
Óxidos de nitrogênio relacionados
Pentóxido de dinitrogênio

Tetróxido de
dinitrogênio Trióxido de dinitrogênio
Dióxido de
nitrogênio Óxido nitroso
Nitroxil (forma reduzida)
Hidroxilamina (forma hidrogenada)

Exceto onde indicado de outra forma, os dados são fornecidos para materiais em seu estado padrão (a 25 ° C [77 ° F], 100 kPa).
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Referências da Infobox

O óxido nítrico ( óxido de nitrogênio ou monóxido de nitrogênio) é um gás incolor com a fórmula NO . É um dos principais óxidos de nitrogênio . O óxido nítrico é um radical livre : tem um elétron desemparelhado , que às vezes é denotado por um ponto em sua fórmula química (· N = O ou · NO). O óxido nítrico também é uma molécula diatômica heteronuclear , uma classe de moléculas cujo estudo gerou as primeiras teorias modernas de ligações químicas .

Um importante intermediário na química industrial , o óxido nítrico se forma em sistemas de combustão e pode ser gerado por raios em tempestades. Em mamíferos, incluindo humanos, o óxido nítrico é uma molécula sinalizadora em muitos processos fisiológicos e patológicos. Foi proclamada a " Molécula do Ano " em 1992. O Prêmio Nobel de Fisiologia ou Medicina de 1998 foi concedido por descobrir o papel do óxido nítrico como uma molécula sinalizadora cardiovascular.

O óxido nítrico não deve ser confundido com dióxido de nitrogênio (NO 2 ), um gás marrom e importante poluente do ar , nem com óxido nitroso (N 2 O), um anestésico .

Reações

Com moléculas di- e triatômicas

Após a condensação em um líquido, o óxido nítrico se dimeriza em dióxido de dinitrogênio , mas a associação é fraca e reversível. A distância N – N no NO cristalino é 218 pm, quase o dobro da distância N – O.

Uma vez que o calor de formação do · NO é endotérmico , o NO pode ser decomposto nos elementos. Os conversores catalíticos em carros exploram esta reação:

2 NO → O 2 + N 2

Quando exposto ao oxigênio , o óxido nítrico se converte em dióxido de nitrogênio :

2 NO + O 2 → 2 NO 2

Esta conversão foi especulada como ocorrendo por meio do intermediário ONOONO.

Na água, o óxido nítrico reage com o oxigênio para formar ácido nitroso (HNO 2 ). A reação é pensada para prosseguir através da seguinte estequiometria :

4 NO + O 2 + 2 H 2 O → 4 HNO 2

O óxido nítrico reage com flúor , cloro e bromo para formar halogenetos de nitrosil, como cloreto de nitrosil :

2 NO + Cl 2 → 2 NOCl

Com o NO 2 , também um radical, o NO se combina para formar o trióxido de dinitrogênio intensamente azul :

NO + NO 2 ⇌ ON-NO 2

Química orgânica

A adição de uma porção de óxido nítrico a outra molécula é freqüentemente referida como nitrosilação . A reação de Traube é a adição de dois equivalentes de óxido nítrico a um enolato , dando um diazeniumdiolate (também chamado de nitrosohidroxilamina ). O produto pode sofrer uma reação retroaldólica subsequente , dando um processo geral semelhante à reação halofórmica . Por exemplo, o óxido nítrico reage com acetona e um alcóxido para formar um diolato de diazenio em cada posição α , com subsequente perda de acetato de metila como subproduto :

Reação de Traube

Essa reação, descoberta por volta de 1898, continua sendo de interesse na pesquisa de pró- drogas de óxido nítrico . O óxido nítrico também pode reagir diretamente com o metóxido de sódio , formando em última instância formato de sódio e óxido nitroso por meio de um N- metoxidiazeniodiolato.

Complexos de coordenação

O óxido nítrico reage com os metais de transição para formar complexos chamados nitrosilos metálicos . O modo de ligação mais comum do óxido nítrico é o tipo linear terminal (M − NO). Alternativamente, o óxido nítrico pode servir como um pseudo-haleto de um elétron. Em tais complexos, o grupo M − N − O é caracterizado por um ângulo entre 120 ° e 140 °. O grupo NO também pode formar uma ponte entre os centros de metal através do átomo de nitrogênio em uma variedade de geometrias.

Produção e preparação

Em configurações comerciais, o óxido nítrico é produzido pela oxidação da amônia a 750-900 ° C (normalmente a 850 ° C) com platina como catalisador no processo de Ostwald :

4 NH 3 + 5 O 2 → 4 NO + 6 H 2 O

A reação endotérmica não catalisada de oxigênio (O 2 ) e nitrogênio (N 2 ), que é efetuada em alta temperatura (> 2000 ° C) por um raio, não foi desenvolvida em uma síntese comercial prática (ver processo Birkeland-Eyde ):

N 2 + O 2 → 2 NO

Métodos de laboratório

No laboratório, o óxido nítrico é convenientemente gerado pela redução do ácido nítrico diluído com cobre :

8 HNO 3 + 3 Cu → 3 Cu (NO 3 ) 2 + 4 H 2 O + 2 NO

Uma via alternativa envolve a redução do ácido nitroso na forma de nitrito de sódio ou nitrito de potássio :

2 NaNO 2 + 2 NaI + 2 H 2 SO 4 → I 2 + 2 Na 2 SO 4 + 2 H 2 O + 2 NO
2 NaNO 2 + 2 FeSO 4 + 3 H 2 SO 4 → Fe 2 (SO 4 ) 3 + 2 NaHSO 4 + 2 H 2 O + 2 NO
3 KNO 2 + KNO 3 + Cr 2 O 3 → 2 K 2 CrO 4 + 4 NO

A rota do sulfato de ferro (II) é simples e tem sido usada em experimentos de laboratório de graduação. Os chamados compostos NONOate também são usados ​​para a geração de óxido nítrico.

Detecção e ensaio

Óxido nítrico (branco) em células de coníferas , visualizado usando DAF-2 DA (diacetato de diaminofluoresceína)

A concentração de óxido nítrico pode ser determinada usando uma reação quimioluminescente envolvendo ozônio . Uma amostra contendo óxido nítrico é misturada com uma grande quantidade de ozônio. O óxido nítrico reage com o ozônio para produzir oxigênio e dióxido de nitrogênio , acompanhado da emissão de luz ( quimioluminescência ):

NO + O 3 → NO 2 + O 2 +

que pode ser medido com um fotodetector . A quantidade de luz produzida é proporcional à quantidade de óxido nítrico na amostra.

Outros métodos de teste incluem eletroanálise (abordagem amperométrica), onde · NO reage com um eletrodo para induzir uma mudança de corrente ou tensão. A detecção de radicais NO em tecidos biológicos é particularmente difícil devido ao curto tempo de vida e concentração desses radicais nos tecidos. Um dos poucos métodos práticos é o spin trap de óxido nítrico com complexos de ditiocarbamato de ferro e subsequente detecção do complexo de mono-nitrosil-ferro com ressonância paramagnética eletrônica (EPR).

Existe um grupo de indicadores de corantes fluorescentes que também estão disponíveis na forma acetilada para medições intracelulares. O composto mais comum é 4,5-diaminofluoresceína (DAF-2).

Efeitos ambientais

Deposição de chuva ácida

O óxido nítrico reage com o radical hidroperoxi (HO 2 ) para formar dióxido de nitrogênio (NO 2 ), que então pode reagir com um radical hidroxila ( OH ) para produzir ácido nítrico (HNO 3 ):

· NO + HO 2 NO 2 + OH
· NO 2 + OH → HNO 3

O ácido nítrico, junto com o ácido sulfúrico , contribui para a deposição da chuva ácida .

Destruição do ozônio

· NO participa da destruição da camada de ozônio . O óxido nítrico reage com o ozônio estratosférico para formar O 2 e dióxido de nitrogênio:

· NO + O 3 → NO 2 + O 2

Esta reação também é utilizada para medir as concentrações de · NO em volumes de controle.

Precursor de NO 2

Como visto na seção Deposição de ácido, o óxido nítrico pode se transformar em dióxido de nitrogênio (isso pode acontecer com o radical hidroperoxi, HO 2 , ou oxigênio diatômico, O 2 ). Os sintomas de exposição a curto prazo ao dióxido de nitrogênio incluem náusea, dispneia e dor de cabeça. Os efeitos a longo prazo podem incluir função imunológica e respiratória prejudicada .

Funções biológicas

NO é uma molécula de sinalização gasosa . É um mensageiro biológico de vertebrados chave , desempenhando um papel em uma variedade de processos biológicos. É um bioproduto em quase todos os tipos de organismos, incluindo bactérias, plantas, fungos e células animais.

O óxido nítrico, um fator relaxante derivado do endotélio (EDRF), é biossintetizado endogenamente a partir da L- arginina , oxigênio e NADPH por várias enzimas do óxido nítrico sintase (NOS) . A redução do nitrato inorgânico também pode produzir óxido nítrico. Um dos principais alvos enzimáticos do óxido nítrico é a guanilil ciclase . A ligação do óxido nítrico à região heme da enzima leva à ativação, na presença de ferro. O óxido nítrico é altamente reativo (tendo uma vida útil de alguns segundos), mas se difunde livremente através das membranas. Esses atributos tornam o óxido nítrico ideal para uma molécula de sinalização parácrina transitória (entre células adjacentes) e autócrina (dentro de uma única célula). Uma vez que o óxido nítrico é convertido em nitratos e nitritos pelo oxigênio e pela água, a sinalização celular é desativada.

O endotélio (revestimento interno) dos vasos sanguíneos usa óxido nítrico para sinalizar ao músculo liso circundante para relaxar, resultando em vasodilatação e aumento do fluxo sanguíneo. Sildenafil (Viagra) é um medicamento que usa a via do óxido nítrico. O sildenafil não produz óxido nítrico, mas aumenta os sinais que estão a jusante da via do óxido nítrico, protegendo o monofosfato de guanosina cíclico (cGMP) da degradação pela fosfodiesterase tipo 5 específica do cGMP (PDE5) no corpo cavernoso , permitindo que o sinal seja aumentado e, portanto, vasodilatação . Outro transmissor gasoso endógeno, o sulfeto de hidrogênio (H 2 S), atua com o NO para induzir vasodilatação e angiogênese de forma cooperativa.

A respiração nasal produz óxido nítrico dentro do corpo, enquanto a respiração pela boca não.

Segurança e saúde ocupacional

Nos EUA, a Administração de Segurança e Saúde Ocupacional (OSHA) definiu o limite legal (limite de exposição permitido ) para a exposição ao óxido nítrico no local de trabalho como 25 ppm (30 mg / m 3 ) em um dia de trabalho de 8 horas. O Instituto Nacional de Segurança e Saúde Ocupacional (NIOSH) definiu um limite de exposição recomendado (REL) de 25 ppm (30 mg / m 3 ) em um dia de trabalho de 8 horas. Em níveis de 100 ppm, o óxido nítrico é imediatamente perigoso para a vida e a saúde .

Referências

Leitura adicional

links externos