Kvävedioxid

Från Wikipedia
Hoppa till: navigering, sök
Kvävedioxid
StrukturformelMolekylmodell
Systematiskt namn Kvävedioxid
Kemisk formel NO2
Molmassa 46,0055 g/mol
Utseende Röd-brun gas
CAS-nummer 10102-44-0
SMILES O=[N+][O-]
Egenskaper
Densitet (vätska 20 °C) 1,449 g/cm³
(gas 22 °C) 0,0034 g/cm³
Löslighet (vatten) Hydrolys
Smältpunkt -11,2 °C
Kokpunkt 21,1 °C
Faror
Huvudfara
Mycket giftig Mycket giftig
NFPA 704

NFPA 704.svg

0
3
0
OX
SI-enheter & STP används om ej annat angivits
Kvävedioxid

Kvävedioxid, NO2, är vid standardtryck och -temperatur en röd-brun, giftig gas som bildas vid förbränning eller oxidation av kväveoxid. Kvävedioxid verkar irriterande på luftvägarna och kan orsaka skador på lungorna. I mycket höga halter är gasen direkt dödlig.

Miljöaspekter[redigera | redigera wikitext]

Från ett miljöperspektiv är kvävedioxid en av de största luftföroreningarna i den industrialiserade världen av två anledningar; Dels är i sig mycket irriterande på luftvägarna, dels bidrar till bildandet av marknära ozon genom att den bildar fria syreradikaler när den bryts ner av ultraviolett ljus.

Det leder inte till någon nettoproduktion av ozon eftersom förekomsten av kväveoxid bryter ner ozonet i de ursprungliga beståndsdelarna.

Mängden ozon beror alltså på mängden UV-ljus och är därmed högre på dagen.

Dessutom står NO2 i jämvikt med sin dimer (dikvävetetraoxid) som agerar som reservoar och förhindrar att allt NO2 bryts ner under dagtid.

I miljöstudier nämns ofta kväveoxider, NOx, vilket är en blandning av kvävedioxid, NO2, och kväveoxid, NO.

Användning[redigera | redigera wikitext]

Industriellt används kvävedioxid i framställningen av konstgödsel genom Ostwald-processen där kvävedioxid får reagera med vatten för att bilda salpetersyra.

Kvävedioxid i luft står i jämvikt med luftfuktigheten;

De två syrorna som bildas, salpetersyra och salpetersyrlighet, faller ner med nederbörden och försurar;

Nitratjoner (NO3-) och nitritjoner (NO2-) samt sura oxoniumjoner bildas. Nitratjoner tas dock upp av växter i mycket hög grad och verkar där även gödande. Växterna använder nitratjonen. Först reduceras den i växten till en ammoniumjon, NH4+. Ammoniumjoner använder växterna i bildningen av aminosyror och proteiner med mera. Nitritjoner är kemiskt instabila och oxideras till nitratjoner.

Se även[redigera | redigera wikitext]