Kvävedioxid
Wikipedia
Kvävedioxid, NO2, är 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 + ozon
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.
- 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, m.m. Nitritjoner är kemiskt instabila och oxideras till nitratjoner.sv:Kvävedioxid
