Kvävedioxid

Kvävedioxid
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	(gas 22 °C) 3,4 kg/m³ (vätska 20 °C) 1,449 g/cm³
Löslighet (vatten)	Hydrolys
Smältpunkt	-11,2 °C
Kokpunkt	21,1 °C
Faror
Huvudfara	Mycket giftig Frätande
NFPA 704	0 3 0 OX
SI-enheter & STP används om ej annat angivits

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.

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.

${\displaystyle {\rm {NO_{2}\ {\xrightarrow {UV}}\ NO+O}}}$

${\displaystyle {\rm {O_{2}+O\rightarrow O_{3}}}}$

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

${\displaystyle {\rm {NO+O_{3}\rightarrow NO_{2}+O_{2}}}}$

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.

${\displaystyle {\rm {2\ NO_{2}\rightleftharpoons N_{2}O_{4}}}}$

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

Industriellt används kvävedioxid i framställningen av konstgödsel genom Ostwald-processen, där kvävedioxid får reagera med vatten för att bilda salpetersyra.^[1]

Kvävedioxid i luft står i jämvikt med luftfuktigheten;

${\displaystyle {\rm {2\ NO_{2}+H_{2}O\rightleftharpoons HNO_{3}+HNO_{2}}}}$

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

${\displaystyle {\rm {HNO_{3}+H_{2}O\rightarrow NO_{3}^{-}+H_{3}O^{+}}}}$

${\displaystyle {\rm {HNO_{2}+H_{2}O\rightarrow NO_{2}^{-}+H_{3}O^{+}}}}$

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.

• Kväveoxid
• Dikväveoxid