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.

\rm NO_2\ \xrightarrow{UV}\ NO + O
\rm O_2 + O \rightarrow O_3

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

\rm NO + O_3 \rightarrow NO_2 + O_2

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.

\rm 2\ NO_2 \rightleftharpoons N_2O_4

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;

\rm 2\ NO_2 + H_2O \rightleftharpoons HNO_3 + HNO_2

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

\rm HNO_3 + H_2O \rightarrow NO_3^- + H_3O^+
\rm HNO_2 + H_2O \rightarrow NO_2^- + H_3O^+

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]