Kvävedioxid

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

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.

$\mathrm{N}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}\stackrel{UV}{\to }\mathrm{N}\mathrm{O}\mathrm{+}\mathrm{O}$

${\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}\mathrm{+}\mathrm{O}\mathrm{\to }{\mathrm{O}}_{\mathrm{3}}$

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

$\mathrm{N}\mathrm{O}\mathrm{+}{\mathrm{O}}_{\mathrm{3}}\mathrm{\to }\mathrm{N}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}\mathrm{+}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}$

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.

$\mathrm{2}\mathrm{N}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}\mathrm{\rightleftharpoons }{\mathrm{N}}_{\mathrm{2}}{\mathrm{O}}_{\mathrm{4}}$

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

Användning

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;

$\mathrm{2}\mathrm{N}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}\mathrm{+}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}\mathrm{\rightleftharpoons }\mathrm{H}\mathrm{N}{\mathrm{O}}_{\mathrm{3}}\mathrm{+}\mathrm{H}\mathrm{N}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}$

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

$\mathrm{H}\mathrm{N}{\mathrm{O}}_{\mathrm{3}}\mathrm{+}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}\mathrm{\to }\mathrm{N}{O}_{\mathrm{3}}^{\mathrm{-}}\mathrm{+}{\mathrm{H}}_{\mathrm{3}}{\mathrm{O}}^{\mathrm{+}}$

$\mathrm{H}\mathrm{N}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}\mathrm{+}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}\mathrm{\to }\mathrm{N}{O}_{\mathrm{2}}^{\mathrm{-}}\mathrm{+}{\mathrm{H}}_{\mathrm{3}}{\mathrm{O}}^{\mathrm{+}}$

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

• Kväveoxid
• Dikväveoxid