Ossido Nitrico: Caratteristiche e Utilizzi
Il monossido di azoto, con la formula chimica NO, rappresenta uno dei principali ossidi dell’azoto. Venne scoperto per la prima volta come gas dal chimico inglese Joseph Priestley nel 1772.
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Nella struttura del monossido di azoto è presente un doppio legame azoto-ossigeno, con l’azoto che presenta un elettrone spaiato, determinando la natura di radicale libero della molecola.
Dal punto di vista elettronico, il monossido di azoto è considerata paramagnetica, essendo equivalente a livello di elettroni al di sotto di un elettrone alla molecola di azoto N2. Secondo la teoria degli orbitali molecolari, l’elettrone spaiato si trova nell’orbitale π* e l’ordine di legame tra i due atomi è di 2.5.
La lunghezza di legame tra azoto e ossigeno nel monossido di azoto è di 1.15 Å, un valore intermedio tra la distanza presente nell’ione nitrosonio NO+ (1.06 Å) e tipica di un doppio legame (1.20 Å).
Il monossido di azoto può essere facilmente ossidato, trasformandosi in ione nitrosonio con numero di ossidazione +3, a partire dal +2 iniziale.
Sintesi del Monossido di Azoto
Il monossido di azoto è prodotto nel corpo umano durante il ciclo dell’urea, a partire da ossigeno e arginina, tramite l’azione dell’enzima ossido nitrico sintasi. Quest’ultimo catalizza la reazione di trasformazione di L-arginina, NaDPH, H+, e O2 in citrullina, ossido nitrico e NADP+.
A livello ambientale, l’ossido nitrico viene prodotto dalla reazione di sintesi tra azoto e ossigeno, che avviene prevalentemente in presenza di fulmini o nei motori a combustione interna.
In laboratorio, l’ossido nitrico può essere ottenuto da diverse reazioni chimiche, ad esempio…
Reazioni dell’ossido nitrico
L’ossido nitrico può partecipare a diverse reazioni chimiche che portano alla formazione di altri composti. Ad esempio, può subire una reazione di decomposizione per trasformarsi in azoto e ossigeno secondo l’equazione:
2 NO(g) → N2(g) + O2(g)
Inoltre, l’ossido nitrico può dimerizzare in un equilibrio chimico secondo la reazione:
2 NO(g) → N2O2(g)
A temperature elevate, si verifica una reazione di disproporzione dell’ossido nitrico che porta alla formazione di monossido di diazoto e biossido di azoto:
3 NO(g) → N2O(g) + NO2(g)
Interazioni con altri composti
L’ossido nitrico può reagire con vari elementi e composti chimici. Ad esempio, reagisce con l’idrogeno per produrre azoto e vapore acqueo:
2 NO(g) + 2 H2(g) → N2(g) + 2 H2O(g)
Inoltre, con il cloro si forma il cloruro di nitrosile:
2 NO(g) + Cl2(g) → 2NOCl (g)
Simili reazioni avvengono anche con il fluoro, il bromo e l’ossigeno, formando diversi composti nitrosi.
Impatto ambientale e salute
L’ossido nitrico è tra i gas prodotti dai veicoli e dalle attività di combustione, e insieme ad altri ossidi dell’azoto contribuisce alla formazione di smog atmosferico. Questo rappresenta un rischio per la salute ambientale poiché può reagire con la luce solare e altre sostanze chimiche.
Usi e applicazioni
L’ossido nitrico svolge un ruolo fondamentale nel controllo della circolazione sanguigna e nella regolazione del rilascio di ormoni e neurotrasmettitori come l’adrenalina. Grazie alle sue proprietà, viene utilizzato anche come vasodilatatore polmonare selettivo e per trattare pazienti con problemi respiratori tramite inalazione. Inoltre, integratori a base di precursori dell’ossido nitrico come l’arginina e la citrullina sono comunemente utilizzati dagli sportivi per migliorare le prestazioni fisiche.
