Nomenclatura Inorgánica

Trabajo colaborativo 1

Presentado por:

Lumar Jesús Osorio

Viviana Marcela Carvajal

Oscar Iván Espinosa

Yamid Rodrigo Valencia

Presentado a:

Diego Ballesteros

Grupo:

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Universidad Nacional Abierta y a Distancia – UNAD

Octubre 15 de 2015

CEAD Palmira

Oxido Arsénico

Nombre IUPAC Oxido de arsénico (V)

Formula molecular: As2O5

Nombres más comunes:

Pentóxido de diarsénico, Oxido de arsénico (V), Anhídrido arsénico, Arseniatos

Historia

P. Macquer encontró que el residuo obtenido después de la destilación de ácido nítrico a partir de una mezcla de nitrato de potasio y el trióxido de arsénico formaba una sal cristalizable que llamó “arsenical neutre sel”. Para Celso previamente aplico el término arsénico al producto obtenido por calentamiento de una mezcla de tioxido de arsénico y nitrato de potasio.

Síntesis

El óxido de arsénico (V) puede ser obtenido a partir del calentamiento del óxido de arsénico (III) (As2O3) con oxígeno. De hecho, el As2O5 se descompone en oxígeno y As2O3 bajo la acción del calor.

As2O5   As2O3 + O2

Agentes oxidantes fuertes como el ozono, el peróxido de hidrógeno y ácido nítrico convierten el trióxido de arsénico al pentóxido

El Ácido arsénico puede generarse a través de procesamiento de rutina de los compuestos de arsénico incluyendo la oxidación de arsénico y minerales que contienen arsénico en el aire. Un ejemplo es el tostado de oropimente, un mineral típico de sulfuro de arsénico

As2S3 + 11 O2 → 2 As2O5 + 6 SO2

Características y propiedades químicas y físicas

Peso Molecular: 229.82g/mol

Punto de fusión: 315°C

Punto de sublimación: No determinado

Solubilidad en agua: Soluble en agua

Solubilidad en solventes orgánicos: Soluble en alcohol

Es un sólido agrumado o polvo blanco inodoro.

Óxido de cobre

Nombre IUPAC: Copper (ll) oxide

Formula molecular: ?

Nombres más comunes:

Copper (ll) oxide, oxido cúprico

Historia:

El óxido de cobre II es el contenido principal del mineral Tenorita, fue nombrada por el botánico italiano Michele Tenore (1780-1861), su nombre deviene en honor al apellido del descubridor. Según la IUPACla fórmula simple es CuO.

Se produce en la intemperie o en zonas oxidadas relacionadas con los yacimientos primarios más profundos de sulfuro de cobre, es decir con la crisocola y los carbonatos de cobre, azurita y malaquita. El color gris-negro opaco de la tenorita contrasta fuertemente con el veteado azul de la crisocola.

Síntesis:

El óxido de cobre II puede obtenerse por combustión directa del cobre en presencia de aire:

2 Cu(s) + O2(g) = 2 CuO(s)

Durante este proceso se obtiene además el óxido de cobre (I) como un producto lateral, por lo que es mejor prepararlo por calentamiento de nitrato de cobre (II), hidróxido de cobre (II) o carbonato de cobre (II):

2 Cu(NO3)2 (s)= 2 CuO(s) + 4 NO2 + O2

Cu(OH)2 (s) = CuO (s) + H2O (l)

CuCO3 (s)= CuO (s)+ CO2

En el laboratorio puede obtenerse a partir de la electrólisis de agua conteniendo bicarbonato de sodio a un voltaje moderado con un ánodo de cobre, y luego recoger la mezcla de hidróxido de cobre, carbonato básico de cobre, y carbonato de cobre producido, y calentarla

Características y propiedades químicas y físicas

Propiedades físicas

Color: Gris negro

Densidad: 6,515

Masa Molar: 79,545 g/mol

Solubilidad en agua: Insoluble

Solubilidad en Etanol: Insoluble

Solución acuosa amoniacal: Soluble

Temperatura de fusión: 1201 °C

Temperatura de ebullición: 2000 °C

Estructura cristalina: monoclínica

Fórmula química: CuO

Propiedades Químicas

El Óxido de Cobre (II) es un óxido básico, así se disuelve en ácidos minerales tales como el ácido clorhídrico, el ácido sulfúrico o el ácido nítrico para dar las correspondientes sales de cobre (II):

CuO + 2 HNO3 = Cu(NO3)2 + H2O

CuO + 2 HCl = CuCl2 + H2O

CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O

Reacciona con álcali concentrado para formar las correspondientes sales cuprato.

3 XOH + CuO + H2O → X3[Cu(OH)6]

Puede reducirse a cobre metálico usando hidrógeno o monóxido de carbono:

CuO (s) + H2(g) = Cu + H2O (g)

CuO (s)+ CO (g) = Cu + CO2(g)

Usos:

El óxido cúprico se utiliza como pigmento en cerámica. También se utiliza para producir soluciones de hidróxido de cupramonio, utilizado para hacer lápices de colores. También se utiliza ocasionalmente como suplemento dietético en animales, en casos de deficiencia de cobre. Se utiliza en la industria de galvanoplastia. El óxido de cobre tiene una aplicación como semiconductor tipo-p. Es un abrasivo utilizado para pulir los equipos ópticos. El óxido de cobre se puede utilizar para producir baterías de celda seca. También se ha utilizado en baterías de celda seca como el cátodo, con litio como ánodo, y dioxalano mezclado con perclorato de litio como el electrolito. El óxido de cobre también se puede utilizar para producir otras sales de cobre. También se utiliza al mezclar aleaciones de cobre.Otro uso del óxido de cobre es como un sustituto del óxido de acero en termita. Puede hacer que la termita pase de ser un incendiario a un explosivo bajo

Oxido de vanadio (V)

Nombre IUPAC: Pentóxido de divanadio

V2O5

Nomenclatura sistemática: pentaóxido de divanadio

Nomenclatura stock: óxido de vanadio (V)

Nomenclatura tradicional: óxido pervanádico

Tipo de compuesto: óxido metálico (metal + oxígeno)

Formula molecular: es V2O5

Estructura

El vanadio tiene como configuración [ Kr ] 3d3 4s2; por lo que, en el V2 O5, el vanadio actúa con el estado de oxidación ( V ), esto significa que es un d0; por lo que, cabría esperar que no presentará color ya que al no tener electrones en los orbitales d no se pueden dar tránsitos electrónicos d - d pero esto no es lo que ocurre ya que este compuesto que como se ha comentado en la introducción es de color naranja azafrán, este color se debe; por tanto, a que hay trasferencia de carga.

En el V2 O5 el vanadio presenta una coordinación tetraédrica ya que se encuentra unido a cuatro átomos de oxígeno.

Historia

Comúnmente es conocido como pentóxido de vanadio, es de color naranja y es el compuestos de vanadio más estable y común de los compuestos de vanadio. El V2 O5 cataliza varias reacciones de oxidación aeróbica, como la producción de ácido sulfúrico a partir de dióxido de azufre. Es un sólido que, debido a su alto estado de oxidación, es un óxido anfóteros y un agente oxidante.

A diferencia de la mayoría de óxidos metálicos, se disuelve ligeramente en agua para dar un color amarillo pálido, es decir, la solución es ácida. La forma mineral de este compuesto es la shcherbinaite, es extremadamente rara, casi siempre se encuentra entre las fumarolas. Es un mineral trihidrato, V2 O5 · 3H2O, también se conoce bajo el nombre de navajoite

Características y propiedades químicas y físicas

Propiedades químicas

Reacciones ácido-base

El V2 O5 es unóxido ánfotero. Por lo tanto, reacciona con ácidos fuertes para formar soluciones que contienen las sales de color amarillo pálido que contiene dioxovanadio (V):

 V2 O5 +  2HNO3 →2VO2 (NO3) + H2O

También reacciona con bases fuertes para formar polyoxovanadatos, que tienen una estructura compleja que depende del pH. Si se usa exceso de sosa acuosa, el producto es un gas incoloro, ortovanadato de sodio, Na3 VO4. Si el ácido se añade lentamente a una solución de Na3 VO4 el color poco a poco pasa de naranja a rojo marrón el V2 O5precipita alrededor de pH 2. . Estas soluciones contienen principalmente los iones del HVO4 2 - y V2 O7 4 - entre pH 9 y pH 13, pero por debajo de pH 9 aparecen especies más exóticas como el      V4 O12

4- y HV10 O28 5-.

El cloruro de tionilo lo convierte en VOCl 3:

V2 O5 + 3SOCl2 → 2VOCl3 + 3SO2

Reacciones redox

El V2 O5 se reduce fácilmente en un medio ácido a vanadio (IV), el azul de iones de vanadio (VO (H2O)5

+ 2). Esto ilustra la conversión redox del V2 O5.Por ejemplo, el ácido clorhídrico y el ácido bromhídrico se oxidan a sus correspondientes halógenos, por ejemplo:

 V2 O5 + 6HCl + 7H2O → 2 [VO (H2O) 5] 2+ + 4Cl- + Cl 2

El V2 O5 es reducido por el ácido oxálico , el monóxido de carbono y dióxido de azufre para dar óxido de vanadio (IV), el VO2 es de color azul profundo. Una mayor reducción con hidrógeno o en CO en exceso puede dar lugar a mezclas complejas de óxidos como V4 O7 y V5 O9. Los Vanadatos o compuestos de vanadio (V) en solución ácida se reducen en un amalgama de zinc

Propiedades físicas

Peso molecular: 181´88 g/mol

Color: naranja y amarillo

Densidad: 3´357 g/cc

Punto de fusión: 690ºC

Punto de ebullición: 1750ºC

Solubilidad en agua: 0´08 g/100ml

Actividad biológica

El pentóxido de vanadio presenta una mdoerada toxicidad en los humanos, con una DL50(Dosis mortal,50%) de aproximadamente 470 mg/kg. El mayor problema es la inhalación del polvo, donde los rangos de DL50 son de 4-11 mg/kg para una exposición de 14 días. El vanadato (VO4

3-), formado por la hidrólisis del V2O5 a pH alto, parece inhibir enzimas que procesan el fosfato (PO4

3−).De todas maneras,  sigue sin concocerse el mecanismo de acción.

USOS Y APLICACIONES

 Producción ferrovanadio: En términos de cantidad, el uso principal del pentóxido de vanadio es la producción deferrovanadio. El óxido se calienta con chatarra de hierro y ferrosilicio, se agrega cal para formar un silicato de calcio (escoria). También se puede usar, para producir la aleación de hierro-vanadio, junto con la alúmina como un subproducto. En 2005 la escasez de V2 O5causó que su precio aumentará a $ 40/kg, que a su vez provocó un aumento en el precio del ferrovanadio.

La producción de ácido sulfúrico: Otro uso importante del pentóxido de vanadio es en la fabricación de ácido sulfúrico , un producto químico industrial importante en todo el mundo.El Vanadio (V) sirve al propósito fundamental de catalizar la leve reacciónexotérmica de oxidación del dióxido de azufre a trióxido de azufre por vía aérea en elproceso de contacto : 

2SO 2 + O 2 <>2SO 3 2SO 3

El descubrimiento de esta reacción simple, para el que V 2 O 5 es el catalizador más eficaz, permite al ácido sulfúrico convertirse en la química de los productos básicos baratos que es hoy. La reacción se lleva a cabo entre 400 y 620°C, por debajo de 400°C, el V2 O5 es inactivo como catalizador, y por encima de 620°C empieza a descomponerse. Puesto que se sabe que V2 O5 se puede reducir con el SO 2, un ciclo catalítico probable es el siguiente: 

SO2 + V2 O5 -> SO3 +  2VO2 seguido de  2VO2 + ½ O 2 ->  V 2 O 5

Otras oxidaciones: El anhídrido maleico es otro de los materiales industriales más importantes, que se utiliza para la fabricación de poliéster y resinas  alquídicas . El pentóxido de vanadio puede catalizar la producción de una variedad de materias primas orgánicas, tales como el n -butano, el furfural y el benceno, el último de los cuales es el método comercial habitual. En un proceso relacionado, el anhídrido ftálico, que se utiliza para la fabricación deplastificantes, puede ser producido por V2 O5 y por la oxidación de orto - xileno o naftalenoa 350-400°C. 

Otras aplicaciones: Debido a su alto coeficiente térmico de resistencia, el pentóxido de vanadio se usa como material detector en bolómetros y microbolómetro matrices de imágenes térmicas..También se encuentra como aplicación un sensor de etanol en los niveles de ppm (hasta 0,1 ppm).

Posibles nuevos usos incluyen la preparación de vanadato de bismuto para el uso de óxido sólido en las pilas de combustible. Otra nueva aplicación es en baterías redox del vanaio, un tipo de batería

de flujo utilizados para el almacenamiento de energía, incluidas las instalaciones de gran potencia, como los parques eólicos. 

TIPOS DE PELIGRO/

EXPOSICION

PELIGROS/ SINTOMAS

AGUDOSPREVENCION PRIMEROS AUXILIOS

INCENDIO

No combustible pero facilita

la combustión de otras

sustancias.

En caso de incendio en el entorno: están permitidos todos los agentes

extintores.

EXPOSICIONEvitar la dispersion de

polvos

INHALACION

Sensación de quemazón de la

nariz, garganta y vías

respiratorias superiores, tos,

jadeo.

Ventilación, extracción

localizada o protección

respiratoria.

Aire limpio, reposo, posición de semiincorporado y someter a atención

médica.

PIELEnrojecimiento, sensación de

quemazón.

Guantes protectores, traje

de protección.

Quitar las ropas contaminadas, aclarar la piel con agua abundante o

ducharse.

OJOSEnrojecimiento, dolor,

conjuntivitis.

Gafas ajustadas de

seguridad o protección

ocular combinada con la

protección respiratoria si se

trata de polvo.

Enjuagar con agua abundante durante varios minutos (quitar las lentes

de contacto si puede hacerse con facilidad), después consultar a un

médico.

INGESTION

Dolor abdominal, diarrea,

somnolencia, vómitos,

pérdida de conocimiento,

síntomas de intoxicación

sistémica severa y muerte.

No comer, beber ni fumar

durante el trabajo.

Dar a beber abundante agua, provocar el vómito (¡UNICAMENTE EN

PERSONAS CONSCIENTES!) y someter a atención médica.

Óxido de Nitrógeno NO

El óxido nítrico, o de óxido de nitrógeno, también conocido como monóxido de nitrógeno, es una molécula con la fórmula química NO. Se trata de un radical libre y es un intermedio importante en la industria química. El óxido nítrico es un subproducto de la combustión de sustancias en el aire, como en los motores de automóviles, plantas de energía de combustibles fósiles, y se produce naturalmente durante las descargas eléctricas de los rayos en las tormentas.

Es un gas sin color, y difícilmente soluble en agua, que constituye uno de los contaminantes de la atmósfera que forma parte de la lluvia ácida y en muy pequeñas cantidades, también lo podemos encontrar en los mamíferos, a pesar de ser considerado como un agente tóxico. De hecho muchas bacterias y virus, actúan liberando NO, con la finalidad de matar células. Es una molécula altamente inestable en el aire ya que se oxida rápidamente en presencia de oxígeno convirtiéndose en dióxido de nitrógeno. Por esta razón se la considera también como un radical libre

NOMBRES DEL NO

Nomenclatura sistemática: monóxido de nitrógeno

Nomenclatura stock: óxido de nitrógeno (II)

Nomenclatura tradicional: óxido nitroso

HISTORIA DEL NO: Desde su identificación en la década de los 80, las investigaciones sobre esta molécula han crecido de forma exponencial, como lo refleja el número creciente de publicaciones en las que se involucra. Es una molécula de reciente identificación, desconocida hasta el momento, a la que se denominó inicialmente Factor Relajante Derivado del Endotelio (EDRF) por su importante papel en el sistema cardiovascular. En 1987, comparando las propiedades farmacológicas y bioquímicas de este factor, tres grupos independientes reportaron que el óxido nítrico y el EDRF eran la misma molécula.

ESTRUCTURA DEL NO

ESTADO NATURAL DEL NO

La formación del NO, tiene lugar en la atmósfera, por la reacción de N2 (g) y O2 (g). La formación de monóxido de nitrógeno gaseoso partiendo de los elementos es un proceso que no se ve muy favorecido termodinámicamente hablando, cuando ocurre a temperatura ambiente. Sin embargo, debido a que es una reacción de tipo endotérmica, la constante de equilibrio crece con la temperatura y así, por ejemplo, a 1.800 K, tendrá un valor bastante más grande, entorno a 1,3.10^-4, lo que nos indica que a dicha temperatura se formarán cantidades considerables de NO gaseoso. Las temperaturas altas que se consiguen en las descargas eléctricas de las tormentas, hacen que en la atmósfera se forme de manera natural, NO (g).

El NO, también se genera debido a la actividad humana. En las cámaras de combustión de los motores de explosión de los coches se llega a temperaturas bastante altas, siendo significativa la formación de NO (g), pues el N2 y el O2, proceden del aire que se mete dentro del combustible. El monóxido de nitrógeno que es expulsado a la atmósfera mediante los tubos de escape de los automóviles, y junto a él, son expulsados también otros tipo de contaminantes como son por ejemplo, los hidrocarburos que no han sido quemados bien y completamente que al combinarlos con las radiaciones de la luz ultravioleta del sol producen lo que se conoce como smog fotoquímico.

Debido a la facilidad que posee para oxidarse en presencia de oxígeno, en consecuencia de su gran inestabilidad en el aire, éste se convierte en dióxido de nitrógeno, por lo que también se le suele conocer como un compuesto radical libre.

El smog fotoquímico es una mezcla de humo con niebla, bastante característico de algunas ciudades bastante industrializadas. Este se forma como consecuencia de un proceso más bien complejo, el cual comienza con la oxidación del NO (g) para formar NO2 (g), éste último es uno de los agentes más responsables de la lluvia ácida.

La acción de la radiación ultravioleta de la luz del sol hace favorable la descomposición del NO2 (g), así como también la formación del ozono debido a la combinación de los productos que se descomponen con el oxígeno atmosférico. El ozono que se encuentra en las capas más bajas de la atmósfera, tiene reacciones con otros tipos de contaminantes que proceden también de la combustión no completa de la gasolina en los coches, dando una mezcla bastante compleja de productos responsables entre otras cosas, del fenómeno conocido como smog.

PROPIEDADES FÍSICAS DEL NO

El monóxido de Nitrógeno es un gas a temperatura ambiente de olor dulce penetrante, fácilmente oxidable a dióxido de nitrógeno.

Gas incoloro Densidad 1.03 kg/m3; 0,00103 g/cm3 Masa molar 30,01 g/mol Punto de fusión 109,5 K (-163,65 °C) Punto de ebullición 121 K (-152,15 °C) Temperatura crítica 180 K ( °C) Solubilidad en agua 0,0056 g Momento dipolar 0,15 D

PROPIEDADES QUÍMICAS DEL NO

Con los halógenos, salvo con el iodo, reacciona formando haluros de nitrosil (Hal-N=O). Con el dióxido de nitrógeno puede formar el óxido N2O3 que está en equilibrio con sus productos de partida y puede ser visto como anhidruro del ácido nitroso HNO2. Esta mezcla se utiliza también en la obtención de los nitritos.

El dióxido de azufre reduce el monóxido de nitrógeno formando trióxido de azufre y óxido de dinitrógeno. También es utilizado como potenciador de motores, dándole un mayor rendimiento de aceleración y velocidad final por la ampliación de oxígeno a la combustión

MÉTODOS DE SÍNTESES DEL NO:

El NO se puede obtener haciendo reaccionar NO (g) y O2 (g) por medio de descargas eléctricas. En un arco voltaico en el laboratorio o en los rayos en la naturaleza. Pero también se puede obtener de una forma más sencilla en el laboratorio haciendo reaccionar HNO3 (dil) con cobre, según la ecuación:

8 HNO3 (dil) + 3 Cu (s) 3 Cu (NO3)2 (ac) + 2 NO (g) + 4 H2O (l)

El NO es incoloro y se puede recoger en un recipiente lleno de agua por desplazamiento de la misma. Pero reacciona rápidamente con el oxígeno según la reacción:

2 NO (g) + O2 (g) 2 NO2 (g)

Con lo cual se produce dióxido de nitrógeno que es de color rojo-pardo, fácilmente reconocible

Fabricación industrial por el método de Ostwald. 

Éste es el proceso industrial de síntesis de ácido nítrico más común, y consiste en la oxidación catalítica del amoníaco a monóxido de nitrógeno (se usa como catalizador platino con un pequeño porcentaje de paladio o rodio), con una posterior oxidación del mismo a dióxido de nitrógeno para, finalmente, reaccionar con agua, produciendo ácido nítrico. Las tres reacciones especificadas son:

4NH3 + 5O2 –> 4NO + 6H2O      Catalizada por platino a 800ºC

2NO + O2 –> 2NO2

3NO2 + H2O –> 2HNO3 + NO

El NO producido en la última reacción se recicla, volviendo a la cámara de reacción para producir NO2 a partir de la segunda reacción.

Curiosamente, lo que más encarece el proceso de producción de ácido nítrico por medio del método de Ostwald es que una pequeña cantidad del platino utilizado como catalizador se va perdiendo por oxidación, pasando a PtO2. Se necesitan en torno a 50 toneladas anuales de platino para reponer el que se va perdiendo por oxidación.

ASPECTOS DE SEGURIDAD, MANIPULACION Y DISPOSICION DEL NO

PELIGRO/ EXPOSICIÓN

PELIGROS/ SÍNTOMAS AGUDOS

PREVENCIÓN

PRIMEROS AUXILIOS/ LUCHA CONTRA INCENDIOS

INCENDIO N.A

No combustible pero facilita la En caso de incendio en la combustión de otro entorno: usar un medio de sustancias. Extinción adecuada.

EXPLOSIÓN N.AEn caso de incendio: mantener fría la botella rociando con agua. Combatir el incendio desde un lugar protegido.

EXPOSICIÓN P.A. ¡HIGIENE ESTRICTA!

INHALACIÓN

Dolor abdominal. Labios o uñas azulados. Piel azulada. Sensación de quemazón. Confusión mental. Convulsiones. Tos. Vértigo. Somnolencia. Dolor de cabeza. Náuseas. Jadeo. Pérdida del conocimiento. Síntomas no inmediatos (véanse Notas).

Ventilación, extracción localizada o protección respiratoria.

Aire limpio, reposo. Posición de semiincorporado. Respiración artificial si estuviera indicada. Proporcionar asistencia médica.

PIEL Proporcionar asistencia médica.

OJOS

Enrojecimiento.

Gafas ajustadas de seguridad, o protección ocular combinada con la protección respiratoria.

Enjuagar con agua abundante durante varios minutos (quitar las lentes de contacto si puede hacerse con facilidad), después proporcionar asistencia médica.

ICSC: 1311 D A T O S I M P O R T A N T E S

ESTADO FÍSICO;

ASPECTO Gas comprimido incoloro.

PELIGROS QUÍMICOSLa sustancia es un oxidante fuerte y reacciona con materiales combustibles y reductores. En contacto con el aire desprende dióxido de nitrógeno.

LIMITES DE EXPOSICIÓN TLV: 25 ppm (como TWA);BEI (ACGIH 2004).MAK: 0.5 ppm, 0.63 mg/m³,Categoría de limitación de pico: I(2),Riesgo para el embarazo: grupo D (DFG 2009).

La sustancia se puede absorber por inhalación.

RIESGO DE INHALACIÓN

Al producirse una pérdida de gas se alcanza muyrápidamente una concentración nociva de éste en el aire.

EFECTOS DE EXPOSICIÓN DE CORTA DURACIÓN

La sustancia irrita los ojos y el tracto respiratorio.La inhalación de la sustancia puede originar edema Pulmonar (véanse Notas).

La sustancia puede causar efectos en la sangre, dando lugar a formación de metahemoglobina

.La exposición puede producir la muerte.

Los efectos pueden aparecer de forma no inmediata.

Se recomienda vigilancia médica.

EFECTOS DE EXPOSICIÓN PROLONGADAO REPETIDA

Los pulmones pueden resultar afectados por la Exposición prolongada o repetida

PROPIEDADES FÍSICAS

Punto de ebullición: -151.8°C Punto de fusión: -163.6°CSolubilidad en agua, ml/100 ml a 0°C: 7.4 Densidad relativa de vapor (aire = 1): 1.04

USOS Y APLICACIONES DEL NO

Aplicaciones: El monóxido de nitrógeno es el producto primario de la combustión catalítica del amoníaco mediante el método de Ostwald y, por lo tanto, un intermediario importante en la producción del ácido nítrico (HNO3). En el laboratorio se genera más convenientemente por reacción de ácido nítrico diluido con cobre, si los otros productos posibles de la reacción como el dióxido de nitrógeno no molestan o pueden ser eliminados (por ejemplo, por absorción en agua). Se usa para detectar radicales en la superficie de polímeros.

Los óxidos de nitrógeno son usados en la producción de lacas, tinturas y otros productos químicos, como combustibles para cohetes, en la nitrificación de compuestos químicos orgánicos, en la manufactura de explosivos, como conservante para la carne, o para la producción de ácido nítrico, que a su vez es utilizado para crear abonos, colorantes, explosivos, fabricación del ácido sulfúrico, medicamentos y grabado de metales.

Asimismo, diversas investigaciones de finales del siglo XX descubrieron los efectos beneficiosos de la utilización de diversos nitratos orgánicos empleados en el tratamiento de ataques de angina, dolores de pecho o arteriosclerosis

Funciones biológicas:

En los años 70 del siglo XX el farmacólogo Ferid Murad descubrió que los nitratos utilizados en el tratamiento de dolores de pecho y algunas indicaciones cardiovasculares liberan monóxido de nitrógeno en condiciones fisiológicas. Este tiene a su vez efectos dilatadores para los vasos sanguíneos. Encontró que esto induce una relajación de la capa muscular en los endotelios.

En 1987 se descubrió que el cuerpo humano produce pequeñas cantidades de NO a partir del aminoácido arginina. Esto ayudó a entender el mecanismo de acción de diversos nitratos orgánicos empleados como medicamentos en ataques de angina péctoris que igualmente liberan NO en el cuerpo humano. Incluso el tratamiento de pacientes con aterosclerosis con arginina parece tener el mismo principio. En el cerebro el monóxido de nitrógeno puede jugar el papel de un neurotransmisor.

Todos estos descubrimientos culminaron en la otorgación del premio Nobel a Robert Furchgott, Ferid Murad y Louis J. Ignarro en 1998.

La síntesis de NO se realiza por acción de una enzima, la óxido nítrico sintasa (NOS), a partir del aminoácido L-arginina que produce NO y L-citrulina, requiriendo la presencia de un cofactor (específicamente, una coenzima) — nicotinamida adenín-dinucleótido fosfato reducido o nad-fosfato reducido (NADPH) — en presencia de oxígeno.

El NO es producido por una amplia variedad de tipos celulares que incluyen células epiteliales, nerviosas, endoteliales e inflamatorias. Existen tres formas de NOS, 2 denominadas constitutivas y dependientes del calcio (cNOS), que son la endotelial y la neuronal, las cuales sintetizan NO en condiciones normales, y una inducible e independiente del calcio (iNOS), que no se expresan o lo hacen muy débilmente en condiciones fisiológicas.

Es sintetizado por las células endoteliales, macrófagos y cierto grupo de neuronas del cerebro. En las neuronas puede funcionar como neurotransmisor, atravesando fácilmente las membranas celulares por su carácter lipófilo. Cuando es producido en las células endoteliales de los vasos sanguíneos funciona como regulador paracrino; difunde al interior de las células musculares lisas, donde induce la producción de GMPc (guanosin mono fosfato cíclico) por la enzima guanilato ciclasa, que a su vez produce un efecto de relajación en la musculatura con vaso y broncodilatación (el fármaco sildenafilo o Viagra se basa en este efecto vasodilatador en el pene, que produce la erección). Los macrófagos sintetizan NO para destruir los microorganismos que han sido fagocitados.

Todo esto ha hecho que tenga grandes aplicaciones directas en medicina.

El NO también sirve como conservante. Es liberado del nitrito que se utiliza en la conservación de la carne. De hecho, algunos virus y microorganismos liberan NO para matar célula

Referencias

Comprehensive Treatise on Inorganic & Theoretical Chemistry http://www.rexresearch.com/alchemy10/melloras.htm

Imagenes tomada de Oxido arsenio (V) https://es.wikipedia.org/wiki/%C3%93xido_de_ars%C3%A9nico_(V)

Green Mountain Co., Ltd. http://www.greenmountain.com.tw/es/5-1761-0/product/%C3%93xido-de-Cobre-id258228.html

Formulación Química copyright 2014 http://www.formulacionquimica.com/CuO/ Imágenes tomada de Óxido de cobre

https://es.wikipedia.org/wiki/%C3%93xido_de_cobre_(II) Rayner-Canham, Geoff Química inorgánica descriptiva, 2da. edición PEARSON

EDUCACIÓN, México, 2000 ISBN: 968-444-385-4