Stickstoffmonoxid

Autor: Hans Lohninger

Stickstoffmonoxid, NO, ist ein farbloses, giftiges Gas, das bei Raumtemperatur paramagnetisch ist, da das NO-Molekül eine ungerade Zahl von Elektronen aufweist. Trotz der ungeraden Zahl an Elektronen ist Stickstoffmonoxid aber nur mäßig reaktiv. Beim Abkühlen dimerisiert es zu Distickstoffdioxid, N₂O₂, wodurch es eine Elektronenpaarung erreicht. Im festen Zustand liegt Stickstoffmonoxid ausschließlich als Dimer vor, festes Stickstoffmonoxid ist deshalb diamagnetisch.

Stickstoffmonoxid ist thermodynamisch nicht stabil, das Gleichgewicht der Reaktion

N₂ + O₂ 2NO

NO reagiert mit dem Sauerstoff der Luft in einer exothermen Reaktion spontan zu rotbraunem Stickstoffdioxid (NO₂). Unter hohem Druck zersetzt sich NO bereits ab ca. 50°C zu NO₂ und N₂O. Im flüssigen Zustand tritt einerseits eine Dimerisierung auf und andererseits die Disproportionierung in N₂O₃ und N₂O.

Stickstoffmonoxid reagiert mit Fluor, Chlor und Brom unter Bildung der entsprehenden Nitrosylhalogenide. Von starken Reduktionsmitteln wie Magnesium, Kohlenstoff, oder Phosphor wird es zu Stickstoff reduziert. Kohle "brennt" also in einer NO-Atmosphäre (unter Bildung von N₂ und CO₂).

Stickstoffmonoxid wird industriell in riesigen Mengen bei der Salpetersäureproduktion und bei der Hydroxylaminherstellung erzeugt. Im Labor kann man NO aus Natriumnitrit und Schwefelsäure darstellen (Kipp'scher Apparat):

3 NaNO₂ + 3 H₂SO₄ 2 NO + HNO₃ + H₂O + 3 NaHSO₄

Trotz seiner Giftigkeit hat das NO-Molekül eine wichtige Funktion in lebenden Organismen (bei der Kontrolle des Blutdrucks, im Immunsystem und als Neurotransmitter).