Anorganische Chemie ist eine frei verfügbare Einführung in die anorganische Chemie. Details zum Buch finden Sie im Editorial....


Stickstoffmonoxid

Autor: Hans Lohninger

CAS-Nr.10102-43-9
FormelNO
Molmasse30.01
Schmelzpunkt-163.6 °C
Siedepunkt-151.8 °C
Dichte [gasf., 15°C, 1 bar]1.25 g/L
Wasserlöslichkeit [20°C]0.06 g/L

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

liegt bei Raumtemperatur weit auf der linken Seite (Kp = 10-30 bei 25°C). Allerdings ist der Zerfall von NO in seine Elemente kinetisch gehemmt, so dass Stickstoffmonoxid bei Raumtemperatur nicht zerfällt (NO ist metastabil). Erst bei sehr hohen Temperaturen beginnt das Gleichgewicht sich nach rechts zu verschieben (ca. 1% NO bei 2000°C). Das hat man sich früher bei der Synthese von NO aus Luft zu Nutze gemacht. Dabei wurde Luft im elektrischen Lichtbogen "verbrannt". Damit das entandene NO beim Abkühlen nicht sofort wieder zerfällt, muss es so schnell abgekühlt werden, dass der metastabile Zustand (unterhalb von ca. 450°C) erreicht wird bevor das gebildete NO aufgrund der Gleichgewichtsreaktion zerfallen kann.

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).



Last Update: 2013-08-21