Monoxyde d'azote

Le monoxyde d'azote, oxyde azotique, oxyde nitrique ou NO est un composé chimique formé d'un atome d'oxygène et d'un atome d'azote. C'est un gaz dans les conditions normales de température et de pression. C'est un important neurotransmetteur chez les mammifères ; dissous, il franchit facilement les membranes biologiques et passe d'une cellule à l'autre, constituant un « messager paracrine idéal »[12].

Monoxyde d'azote

Molécule de monoxyde d'azote.

Identification

Nom UICPA

Monoxyde d'azote

N^o CAS

10102-43-9

N^o ECHA

100.030.233

N^o CE

233-271-0

Apparence

gaz comprime incolore[1].

Propriétés chimiques

Formule

N O [Isomères]

Masse molaire[2]

30,006 1 ± 0,000 5 g/mol
N 46,68 %, O 53,32 %,

Moment dipolaire

0,158 72 D[3]

Propriétés physiques

T° fusion

−163,6 °C[1]

T° ébullition

−151,8 °C[1]

Solubilité

dans l'eau à 0 °C : 7,4 ml/100 ml[1]

Masse volumique

1,3 kg l⁻¹ (liquide)

équation[4] : $\rho =5.246/0.3044^{(1+(1-T/180.15)^{0.242})}$
Masse volumique du liquide en kmol·m^-3 et température en kelvins, de 109,50 à 180,15 K.
Valeurs calculées :

T (K)	T (°C)	ρ (kmol·m^-3)	ρ (g·cm^-3)
109,50	−163,65	44,487	1,33488
114,21	−158,94	43,79392	1,31408
116,57	−156,59	43,4375	1,30339
118,92	−154,23	43,07395	1,29248
121,28	−151,88	42,70283	1,28134
123,63	−149,52	42,32362	1,26996
125,99	−147,17	41,93576	1,25832
128,34	−144,81	41,53865	1,24641
130,7	−142,46	41,13156	1,23419
133,05	−140,1	40,71372	1,22166
135,41	−137,75	40,28422	1,20877
137,76	−135,39	39,84203	1,1955
140,12	−133,04	39,38599	1,18182
142,47	−130,68	38,91472	1,16768
144,83	−128,33	38,42662	1,15303

T (K)	T (°C)	ρ (kmol·m^-3)	ρ (g·cm^-3)
147,18	−125,97	37,91979	1,13782
149,54	−123,62	37,39199	1,12198
151,89	−121,26	36,84047	1,10544
154,25	−118,91	36,26188	1,08807
156,6	−116,55	35,65201	1,06977
158,96	−114,2	35,0055	1,05038
161,31	−111,84	34,31533	1,02967
163,67	−109,49	33,572	1,00736
166,02	−107,13	32,7622	0,98306
168,38	−104,78	31,86627	0,95618
170,73	−102,42	30,85305	0,92578
173,09	−100,07	29,66808	0,89022
175,44	−97,71	28,19948	0,84615
177,8	−95,36	26,13458	0,78419
180,15	−93	17,234	0,51712

Graphique P=f(T)

Pression de vapeur saturante

équation[4] : $P_{vs}=exp(72.974+{\frac {-2650}{T}}+(-8.261)\times ln(T)+(9.7000E-15)\times T^{6})$
Pression en pascals et température en kelvins, de 109,5 à 180,15 K.
Valeurs calculées :

T (K)	T (°C)	P (Pa)
109,5	−163,65	21 956
114,21	−158,94	42 265,09
116,57	−156,59	57 221,65
118,92	−154,23	76 325,53
121,28	−151,88	100 399,87
123,63	−149,52	130 359,17
125,99	−147,17	167 208,27
128,34	−144,81	212 040,23
130,7	−142,46	266 033,48
133,05	−140,1	330 448,54
135,41	−137,75	406 624,56
137,76	−135,39	495 976,21
140,12	−133,04	599 991,28
142,47	−130,68	720 229,4
144,83	−128,33	858 322,34

T (K)	T (°C)	P (Pa)
147,18	−125,97	1 015 976,24
149,54	−123,62	1 194 976,29
151,89	−121,26	1 397 194,18
154,25	−118,91	1 624 598,79
156,6	−116,55	1 879 270,49
158,96	−114,2	2 163 419,52
161,31	−111,84	2 479 408,95
163,67	−109,49	2 829 782,61
166,02	−107,13	3 217 298,82
168,38	−104,78	3 644 970,38
170,73	−102,42	4 116 111,73
173,09	−100,07	4 634 394,41
175,44	−97,71	5 203 911,78
177,8	−95,36	5 829 254,72
180,15	−93	6 515 600

Point critique

65,8 bar, −93,35 °C[5]

Vitesse du son

325 m s⁻¹ (10 °C,1 atm)[6]

Thermochimie

S⁰_{gaz, 1 bar}

211 J mol⁻¹ K⁻¹

Δ_fH⁰_gaz

90,29 kJ·mol^-1[7]

Δ_fH⁰_liquide

87,7 kJ/mol

Δ_vapH°

13,83 kJ mol⁻¹ (1 atm, −151,74 °C)[8]

C_p

équation[4] : $C_{P}=(-2.9796E6)+(7.6602E4)\times T+(-652.59)\times T^{2}+(1.8879)\times T^{3}$
Capacité thermique du liquide en J·kmol^-1·K^-1 et température en kelvins, de 109,5 à 150 K.
Valeurs calculées :

T (K)	T (°C)	C_p $({\tfrac {J}{kmol\times K}})$	C_p $({\tfrac {J}{kg\times K}})$
109,5	−163,65	62 290	2 076
112	−161,15	66 099	2 203
113	−160,15	67 550	2 251
114	−159,15	68 975	2 299
116	−157,15	71 797	2 393
117	−156,15	73 215	2 440
118	−155,15	74 653	2 488
120	−153,15	77 635	2 587
121	−152,15	79 202	2 640
123	−150,15	82 543	2 751
124	−149,15	84 340	2 811
125	−148,15	86 236	2 874
127	−146,15	90 372	3 012
128	−145,15	92 635	3 087
129	−144,15	95 042	3 167

T (K)	T (°C)	C_p $({\tfrac {J}{kmol\times K}})$	C_p $({\tfrac {J}{kg\times K}})$
131	−142,15	100 336	3 344
132	−141,15	103 245	3 441
133	−140,15	106 345	3 544
135	−138,15	113 159	3 771
136	−137,15	116 897	3 896
137	−136,15	120 870	4 028
139	−134,15	129 567	4 318
140	−133,15	134 314	4 476
141	−132,15	139 341	4 644
143	−130,15	150 283	5 008
144	−129,15	156 221	5 206
145	−128,15	162 484	5 415
147	−126,15	176 034	5 867
148	−125,15	183 344	6 110
150	−123,15	199 090	6 635

P=f(T)

Propriétés électroniques

1^re énergie d'ionisation

9,264 38 ± 0,000 05 eV (gaz)[9]

Précautions

SIMDUT[10]

A, C, D1A, E,

Directive 67/548/EEC

T+

Phrases R : 8, 26, 34,

Phrases S : 9, 17, 26, 28, 36/37/39, 45,

Transport

265
1660

Inhalation

Dangereuse, peut conduire à la mort

Peau

Irritant

Yeux

Peut causer des irritations

Ingestion

Utilisé à des fins thérapeutiques, mais présente des effets indésirables et est dangereux en surdosage

Écotoxicologie

Seuil de l’odorat

bas : 0,29 ppm
haut : 0,97 ppm[11]

Unités du SI et CNTP, sauf indication contraire.

Le monoxyde d'azote (NO) ne doit pas être confondu avec d'autres oxydes d'azote, tels le protoxyde d'azote N₂O, que l'on appelle « gaz hilarant », et qui est un anesthésique général, ou le dioxyde d'azote NO₂, gaz rouge-brun extrêmement irritant et nocif, qui se forme par oxydation rapide de NO par l'oxygène de l'air.

Sa grande réactivité (en phase soluble notamment) vis-à-vis des composés radicalaires comme l'oxygène moléculaire — qui est un biradical — ou l'anion superoxyde est due au fait qu'il est lui-même un composé radicalaire — son spin électronique total vaut 1/2. En milieu biologique, sa demi-vie est estimée entre une et cinq secondes[13], voire trente secondes[14]. Les peroxynitrites obtenus sont de puissants agents oxydants et nitrants[15]. Ceci explique des effets ubiquitaires encore mal compris, allant de la réponse immunitaire aux agressions microbiennes et des processus inflammatoires au choc septique et à la mort neuronale en phase d'ischémie. Il est aussi impliqué dans les mécanismes cellulaires de l'apprentissage mémoriel, ou encore dans le phénomène de l'érection.

Équation chimique de synthèse du peroxynitrite.

Production et effets environnementaux

Ce gaz peut être synthétisé en faibles quantités par de nombreux organismes, dont le corps humain[16].

Dans la nature, à haute température, le diazote et le dioxygène réagissent pour donner le monoxyde d'azote, par exemple sous l'effet de la foudre.

L'activité humaine a radicalement modifié la production de monoxyde d'azote dans la biosphère, en raison de la formation de grande quantité de ce gaz dans la chambre de combustion des moteurs à explosion, dans certaines chaudières et moteurs industriels et lors de certains processus de l'industrie chimique[17]. Un des buts des pots d'échappement catalytiques est d'inverser cette réaction et diminuer les émissions de ce gaz.

Propriétés

Source[18].
Les propriétés chimiques du monoxyde d'azote sont très nombreuses. Ce qui suit est une bref survol de ses méthodes de préparation et de sa réactivité.

Préparation

Le monoxyde d'azote est formé à partir des éléments à haute température, comme indiqué plus haut.

Il peut être synthétisé au laboratoire selon les réactions d'oxydoréduction suivantes, où un dérivé azoté de degré d'oxydation supérieur à +II (acide nitrique : +V ; acide nitreux : +III) est traité par le réducteur adéquat. Toutes ces réactions doivent être mises en œuvre en l'absence d'oxygène, car celui-ci oxyde rapidement NO en dioxyde d'azote :

Ainsi la réduction de l'acide nitrique dilué par le cuivre

8 HNO₃ + 3 Cu → 3 Cu(NO₃)₂ + 4 H₂O + 2 NO

ou celle de l'acide nitreux (formé in situ) par les ions iodure ou ferreux

2 NaNO₂ + 2 NaI + 2 H₂SO₄ → I₂ + 4 NaHSO₄ + 2 NO

2 NaNO₂ + 2 FeSO₄ + 3 H₂SO₄ → Fe₂(SO₄)₃ + 2 NaHSO₄ + 2 H₂O + 2 NO

La réaction précédente est une méthode simple permettant d'obtenir NO au laboratoire.

Le monoxyde d'azote peut également être obtenu en milieu anhydre grâce à la réduction de nitrates et de nitrites par le chrome(III) :

3 KNO_{2 (l)} + KNO_{3 (l)} + Cr₂O_{3 (s)} → 2 K₂CrO_{4 (s)} + 4 NO

La synthèse industrielle de NO consiste en l'oxydation de l'ammoniac par l'oxygène de l'air en présence de mousse de platine vers 750 à 900 °C.

Oxydoréduction

Le diagramme de Frost à pH nul de l'azote montre que le monoxyde d'azote est instable et qu'il devrait se dismuter en diazote N₂ et acide nitrique HNO₃. Il est en fait très facilement oxydé en dioxyde d'azote NO₂, plus stable, par l'oxygène de l'air. C'est pourquoi on observe les vapeurs rousses de ce dernier gaz lorsqu'on oxyde le cuivre par l'acide nitrique concentré.

Une hypothèse plausible est que le biradical O₂ se lie à deux radicaux NO pour donner ON-OO-NO, qui subit ensuite une rupture homolytique conduisant à NO₂.

Cependant, en l'absence d'oxygène, il se dismute vers 50 °C en protoxyde d'azote N₂O (gaz hilarant) et dioxyde d'azote NO₂ (vapeurs rousses). À 25 °C, la vitesse de la réaction est pratiquement nulle, et NO y est métastable.

En solution aqueuse, NO se dissout pour donner de l'acide nitreux HNO₂, selon le schéma réactionnel possible suivant :

4 NO + O₂ + 2 H₂O → 4 HNO₂

NO réagit avec le fluor, le chlore et le brome pour donner des composés du type X-NO, connus sous le nom d'halogénures de nitrosyle. L'iode est trop peu oxydant pour donner lieu à la formation d'iodure de nitrosyle.

L'iodotrifluorométhane réagit avec NO pour donner un des rares gaz bleus connus, le nitrosotrifluorométhane :

NO + CF₃I → I₂ + CF₃NO

La vitesse de formation de l'ion peroxynitrite à partir du monoxyde d'azote et de l'ion superoxyde est de 1,9 × 10¹⁰ mol⁻¹ s⁻¹, ce qui implique la présence de peroxynitrite in vitro et in vivo au moindre excès de ses deux précurseurs[19].

Dimérisation

Structure du dimère N₂O₂.

Contrairement au dioxyde d'azote, le monoxyde d'azote n'a pas tendance à se dimériser[20]. Ce comportement est attribué à la répartition de l'électron célibataire sur l'ensemble de la molécule, ainsi que sur le fait que la structure la plus probable O=N-N=O laisserait inchangée le nombre total de liaisons (2 × 2,5).

En phase liquide, une dimérisation partielle intervient. La forme C_2v (cis) est plus stable que son homologue trans, et la forme C_2h (molécule rectangulaire avec la liaison d'un atome d'azote d'une molécule avec un atome d'oxygène de l'autre, et réciproquement) n'est pas observée.

Des calculs ab inito SCF ont montré que la forme cis du dimère (NO)₂ présenterait les distances d(N-N) = 174 pm et d(O-O) = 116 pm et un angle O-N-N de 107°[21]. Ces valeurs sont sensiblement différentes de celles déduites de données de diffraction de rayons X en phase solide désordonnée (voir figure ci-contre)[22]. Cette disparité des valeurs confirme la difficulté d'étudier un dimère dont la formation est fugace.

Le monoxyde d'azote comme ligand

Source[23]
La molécule de monoxyde d'azote est apparentée à celle du monoxyde de carbone CO, avec la différence qu'il comporte un électron supplémentaire, qui occupe une orbitale $p$ antiliante. C'est ainsi que NO forme des complexes du même type que ceux formés avec CO, l'angle de la liaison M-N=O étant pratiquement égal à 180° — en réalité cet angle varie entre 160° et 180°.

Ces complexes sont donc considérés comme linéaires. Dans ce cas, l'azote engage formellement son doublet libre dans la liaison de coordination. Cependant, l'azote est oxydé car il donne son électron célibataire au métal qu'il coordonne et qui est donc réduit. Ainsi les complexes tétracarbonylonickel, nitrosylotricarbonylocobalt et dicarbonylodinitrosylofer sont-ils isostructuraux (tétraédriques) car isoélectroniques.

N O peut former des complexes en ne donnant qu'un seul électron au métal. Cela conduit à un groupe M-N-O où l'angle de liaison est compris entre 120° et 140°.

Il peut également jouer le rôle de pont entre deux centres métalliques par le biais de l'azote.

Réactions des complexes nitrosyle

La chimie des composés de coordination de NO est vaste et ne sera abordée que brièvement. Par exemple NO s'insère entre le niobium et un ligand méthyle dans la réaction suivante :

Caractérisation du NO coordiné

Les NO terminaux peuvent être reconnus par leur absorption infrarouge intense à 1 610 cm⁻¹. Les nombres d'onde d'absorption IR des dérivés angulaires sont inférieurs.

Analyse quantitative

Monoxyde d'azote (en blanc) rendu visible dans des cellules de conifères, par l'utilisation de DAF-2 DA (diacétate de diaminofluorescéine).

L'analyse quantitative la plus classique du monoxyde d'azote met en œuvre une simple réaction chimiluminescente avec l'ozone[24]. Voir Mesure des oxydes d'azote.

Un échantillon contenant NO est mélangé avec une quantité d'ozone en excès. Le monoxyde d'azote réagit en formant du dioxygène et du dioxyde d'azote. La réaction libère aussi de l'énergie sous forme d'ondes électromagnétiques dans le visible : c'est la chimiluminescence. L'intensité de la lumière produite, mesurée grâce à un photodétecteur, est proportionnelle à la quantité de monoxyde d'azote. Un exemple d'application thérapeutique du NO est sa mesure dans l'air expiré des patients (asthmatiques pour la plupart). Le principe consiste à souffler dans un appareil de chimiluminescence et ainsi mesurer le NO exhalé et donc mesurer l'inflammation des voies respiratoires.

On peut également doser par diverses méthodes électrochimiques (potentiométrie avec le permanganate de potassium[25], polarographie).

Fonctions biologiques

Source[26]

Schéma de synthèse du monoxyde d'azote.

NO est une molécule endogène libérée par les cellules endothéliales, les macrophages, les cellules du foie et les neurones.

Dans l'organisme le monoxyde d'azote remplit plusieurs fonctions.

Il est synthétisé naturellement par le corps à partir de la L-arginine et de l'oxygène par plusieurs enzymes dites NO synthases (NOS), qui sont des hémoprotéines[27] proches du cytochrome P450. Le catalyseur de l'oxydation par l'oxygène du groupe iminourée de l'arginine est donc le fer de l'hème qui passe du degré d'oxydation +II aux degrés +III et +IV et vice-versa.

La liaison du NO aux thiols de bas poids moléculaire — tels que le glutathion — conduit à la formation de S-nitrosothiols qui constitueraient un déterminant important pour l’activité et le transport du NO. Ces composés peuvent subséquemment agir comme donneurs de NO et ainsi augmenter substantiellement sa demi-vie[28].

L'activité cellulaire du monoxyde d'azote passe par deux voies essentielles, celle qui consiste en la production de guanosine monophosphate cyclique intracellulaire (GMPc) à partir de la guanosine triphosphate (GTP), et la formation de peroxynitrites cytotoxiques[29]. L'augmentation de la concentration de GMP cyclique passe par l'activation d'une guanylate cyclase cytoplasmique (non membranaire).

Vasodilatateur

L'endothélium des vaisseaux sanguins se sert du NO pour déclencher le relâchement de sa tunique de muscle lisse, provoquant ainsi une vasodilatation et un accroissement du débit sanguin et une diminution de l'agrégation des plaquettes sanguines (thrombocytes). C'est le plus important des neuromédiateurs « non adrénergiques non cholinergiques »[30] ; il est à l’œuvre dans l'érection (pénis, clitoris, tétons) et semble également jouer un rôle important pour la préservation de l'endothélium. Chez une grande proportion d'humains, cette synthèse de NO se révèle insuffisante, augmentant par là même leur risque de présenter une maladie cardiovasculaire. Ce mécanisme explique l'utilisation des dérivés nitrés comme la trinitrine dans le traitement de ces mêmes maladies cardiaques : Ces médicaments sont transformés en NO, d'une manière non encore totalement élucidée, qui à son tour dilate les artères coronaires, vaisseaux sanguins irriguant le cœur, augmentant son apport sanguin.

L'EDRF (endothelium-derived relaxing factor) est le nom ancien du NO. D'anciens médecins avaient remarqué son rôle vasodilatateur mais ne l'avaient pas encore identifié chimiquement.

Microbicide

Les macrophages, cellules du système immunitaire, produisent du NO dans le but d'éliminer des bactéries pathogènes, NO qui peut, dans certaines circonstances, provoquer des effets secondaires nuisibles : c'est le cas dans les infections fulminantes dites septicémies, où la production excessive de NO par les macrophages conduit à une vasodilatation massive, cause principale de l'hypotension artérielle rencontrée dans le choc septique.

Neurotransmetteur

Le NO joue le rôle d'un neurotransmetteur entre cellules nerveuses. À la différence de la majorité des autres neurotransmetteurs, dont l'action dans la fente synaptique a pour cible unique le neurone post-synaptique, la petite molécule de NO diffuse largement et peut atteindre plusieurs neurones environnants, y compris des neurones non interconnectés par des synapses. On pense que ce processus est impliqué dans la mémorisation en assurant la mémorisation à long terme. Les endocannabinoïdes, neurotransmetteurs lipidiques, ont des propriétés de diffusion similaires.

Relaxant des muscles lisses

Le NO est présent dans plusieurs organes du tube digestif comme neurotransmetteur non adrénergique, non cholinergique. Il est responsable de la relaxation des muscles lisses de l'appareil gastro-intestinal. En particulier il accroît la capacité de l'estomac à stocker des liquides alimentaires.

Régulateur de l'apoptose

Le monoxyde d'azote est un régulateur essentiel de l'apoptose cellulaire. Il peut avoir un effet antiapoptotique, ou, inversement, un effet apoptotique[31]. Cette bascule est intimement liée à la présence ou non de réducteurs cellulaires tels que le glutathion.

En présence d'un taux élevé d'ion superoxyde O₂⁻, le monoxyde d'azote permet la formation d'ion peroxynitrite[19], probablement responsable de la modification du potentiel de membrane mitochondrial ainsi que de nombreux phénomènes d'apoptose cellulaire, en particulier celle des cellules du système immunitaire[32] - [33].

Donneurs exogènes de NO

Ce sont des substances comportant une ou plusieurs liaisons azote-oxygène, azote-azote ou inhibant la destruction de NO (viagra). On y retrouve par exemple les nitrates, nitrites, dérivés nitrés, azotures[34] - [35].

Utilisations thérapeutiques

Utilisations thérapeutiques[36] :

il est utilisé en médecine comme vasodilatateur inhalé. L'utilisation de vasodilatateurs inhalés permet de vasodilater de façon sélective les capillaires des zones pulmonaires bien ventilées. Ceci permet de réduire l'hypertension artérielle pulmonaire liée à la vasoconstriction hypoxique et d'augmenter l'oxygénation du sang ;
un composé nommé « diméthylarginine asymétrique » (ADMA) est un inhibiteur connu de la synthèse de NO, et est donc considéré comme un marqueur biologique de dysfonction cardio-vasculaire ;
la production de NO joue également un rôle important dans l'obtention et la conservation d'une érection durable. Des concentrations accrues de GMPc conduisent à une vasodilatation et une érection de meilleure qualité. On pense que l'effet des « poppers » est obtenu également par l'intermédiaire du NO, provoquant une relaxation des fibres musculaires lisses qui entourent les artérioles irriguant les corps caverneux du pénis et augmentent l'afflux sanguin. Le sildénafil (Viagra) et le tadalafil (Cialis), sont des inhibiteurs compétitifs de l'enzyme phosphodiestérase type 5 (PDE5) responsable de l'inactivation du GMP cyclique en GMP.

La découverte des propriétés biologiques du NO dans les années 1980 fut complètement inattendue et provoqua une certaine agitation. Le journal Science nomma le NO « Molécule de l'année » en 1992, une société savante du NO fut créée et une revue scientifique entièrement consacrée au NO parut. Le prix Nobel de médecine et de physiologie[37] fut remis en 1998 à Ferid Murad, Robert F. Furchgott et Louis J. Ignarro pour leurs travaux sur les fonctions de neurotransmission du NO. Ces travaux sont à l'origine de la fondation de la société pharmaceutique française Nicox. On estime à trois mille par an la parution d'articles scientifiques sur le rôle en biologie du monoxyde d'azote.

Sécurité

Référence ONU pour le transport de matières dangereuses :

nom (français) : monoxyde d'azote comprimé ;
classe : 2 ;
numéro : 1660.

Aux Etats-Unis, l'administration a fixé la limite d'exposition au monoxyde d'azote à 25 ppm (30 mg/m³) sur une journée de travail de 8 heures [38].

En France, le décret n° 2002-213 du 15 février 2002, portant transposition de la directive européenne 1999/30/CE, fixe la limite niveau maximale de pollution atmosphérique annuelle à 30 µg/m³, dans le but de protéger la végétation [39]. Le monoxyde d'azote est surtout surveillé en tant que précurseur du dioxyde d'azote.

Bibliographie

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Notes et références

MONOXYDE D'AZOTE, Fiches internationales de sécurité chimique .
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La solution : l’oxyde nitrique (NO), Note de lecture de Louis-Marie Houdebine, sur pseudo-sciences.org, 31 décembre 2014.

Voir aussi

Syndrome de détresse respiratoire aiguë
Neurotransmetteur
Transduction de signal
Mesure des oxydes d'azote
Endothelium-derived relaxing factor (en) (EDRF), nom donné à la molécule de NO avant que l'on connaisse sa formule chimique

Liens externes

Nitric Oxide: Biology and Chemistry, journal scientifique

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