Kvävedioxid

Från Rilpedia

Version från den 28 mars 2009 kl. 09.33 av Idioma-bot (Diskussion)
(skillnad) ← Äldre version | Nuvarande version (skillnad) | Nyare version → (skillnad)
Hoppa till: navigering, sök
Wikipedia_letter_w.pngTexten från svenska WikipediaWikipedialogo_12pt.gif
rpsv.header.diskuteraikon2.gif
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.

Från ett miljöperspektiv är kvävedioxid en av de största luftföroreningarna i den industrialiserade världen av två anledningar; Den är i sig mycket irriterande på luftvägarna. Hygieniska gränsvärdet för kvävedioxid i luft är bara 2 ppm. Den bidrar till bildandet av marknära ozon genom att katalysera reaktionen;

HC + NO2(katalysator) → CO2 + H2O + O3

Kvävedioxid bidrar alltså i och för sig till att kolväten (HC) i luft bryts ner, men ozon är ännu mer irriterande på luftvägarna. Hygieniska gränsvärdet för ozon är 0,1 ppm eller 100 ppb (PPM = parts per million, dvs miljondelar. PPB = parts per billion, dvs miljarddelar).

Kvävedioxid är en instabil molekyl i solljus då den kan sönderdelas av UV-ljus till kväveoxid och en syreradikal;

NO2 + UV → NO + O.

Dock står NO2 i jämvikt med dikvävetetraoxid som agerar som reservoar och förhindrar att allt NO2 bryts ner under dagtid.

2 NO2 ↔ N2O4

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

Industriellt används kvävedioxid i framställningen av konstgödsel genom Oswaldprocessen där kvävedioxid får reagera med vatten för att bilda salpetersyra.

Kvävedioxid i luft står i jämvikt med luftfuktigheten;

2 NO2 + H2O → HNO3 + HNO2

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

HNO3 + H2O → NO3- + H3O+
HNO2 + H2O → NO2- + H3O+

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

Personliga verktyg