Voir la source de Monoxyde d'azote

{{Infobox Chimie
 | nom                      = Monoxyde d'azote
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 | légende                  = [[Fichier:Nitric-oxide-2D.png|125px]]  [[Fichier:Nitric-oxide-3D-vdW.png|100px]]<br />Molécule de monoxyde d'azote.
<!-- Général --> | DCI                      = 
 | nomIUPAC                 = Monoxyde d'azote
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<!-- Propriétés chimiques --> | formule                  = 
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| auteur1=David R. Lide
| titre=Handbook of Chemistry and Physics
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| année=2008
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| langue=en
| auteur1=David R. Lide
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 | 1reEnergieIonisation     = {{unité/2|9.26438|±=0.00005|eV}} (gaz)<ref>{{Ouvrage | langue=en | auteur1=David R. Lide | titre=Handbook of Chemistry and Physics | éditeur=CRC | année=2008 | numéro d'édition=89 | pages totales=2736 | passage=10-205 | isbn=978-1-4200-6679-1 | consulté le=2 décembre 2009}}.</ref>
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 | SIMDUT                   = {{SIMDUT/2| A = Gaz comprimé<br />température critique = {{tmp|-93|°C}}| C = Matière comburante<br />cause ou favorise la combustion d'une autre matière en dégageant de l'oxygène| D1A = Matière très toxique ayant des effets immédiats graves<br />Transport des marchandises dangereuses : classe 2.3| E = Matière corrosive<br />Transport des marchandises dangereuses : classe 8<br /><br />Divulgation à 1,0 % selon la liste de divulgation des ingrédients}}
 | SGHref                   = 
 | SGH                      = {{SGH|SGH03|SGH05|SGH06|Dgr|H270|H314|H330}}
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 | 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 --> | DL50                     = 
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 | LogP                     = 
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 | odorat                   = bas : {{unité|0.29|ppm}}<br />haut : {{unité|0.97|ppm}}<ref>{{Lien web|url=http://hazmap.nlm.nih.gov/cgi-bin/hazmap_search?queryx=10102-43-9&tbl=TblAgents|titre=Nitric oxide|site=hazmap.nlm.nih.gov|consulté le=14 novembre 2009}}.</ref>
<!-- Données pharmacocinétiques --> | CAM                      = 
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 | categoriePsycho          = 
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 | risqueDependance         = <!-- Composés apparentés -->
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 | isomères                 = <!-- Supplément -->
 | supplement               = 
}}<!-- ----------------------------- Fin de l'infoboite ----------------------------- -->

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 [[mammifère]]s ; dissous, il franchit facilement les membranes biologiques et passe d'une cellule à l'autre, constituant un {{Citation|messager paracrine idéal}}<ref>Crépel, F. et Lemaire, G. (1995), [http://ipubli-inserm.demo.inist.fr/bitstream/handle/10608/2363/1995_12_1639.pdf?sequence=1 ''Le monoxyde d'azote''] {{pdf}}, Revue MS (médecine/sciences), 11:1639-42, 4{{nb p.}}</ref>.

Le monoxyde d'azote (NO) ne doit pas être confondu avec d'autres [[Oxyde d'azote|oxydes d'azote]], tels le [[protoxyde d'azote]] N{{ind|2}}O, que l'on appelle « gaz hilarant », et qui est un [[anesthésique]] général, ou le [[dioxyde d'azote]] NO{{ind|2}}, 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 {{incise|qui est un biradical}} ou l'[[Superoxyde|anion superoxyde]] est due au fait qu'il est lui-même un composé radicalaire {{incise|son [[spin]] électronique total vaut 1/2|incise stop}}. En milieu biologique, sa [[demi-vie]] est estimée entre une et cinq secondes<ref>Gabbai, F. B., Garcia, G. E. {{et al.}}, ''Role of nitric oxide in glomerular physiology and pathophysiology'', ''Adv. Nephrol. Necker Hosp.'', 24, 3-18 (1995).</ref>, voire trente secondes<ref>R. A. Schroeder et P. C. Kuo, ''Nitric oxide: physiology and pharmacology'', ''Anesth. Analg.'', 81, 1052-9 (1995).</ref>. Les [[peroxynitrite]]s obtenus sont de puissants agents [[oxydant]]s et nitrants<ref>[http://cat.inist.fr/?aModele=afficheN&cpsidt=2987887 Enthalpie d'isomérisation de l'ion peroxynitrite en nitrate].</ref>. 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'[[mémoire (psychologie)|apprentissage mémoriel]], ou encore dans le phénomène de l'[[érection]].

[[Fichier:Synthese peroxynitrite.png|400px|vignette|none|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<ref>Sennequier, N. et Vadon-Le Goff, S. (1998), [http://www.ipubli.inserm.fr/bitstream/handle/10608/936/MS_1998_11_1185.pdf?sequence=5 ''Biosynthèse du monoxyde d'azote (NO) : mécanisme, régulation et contrôle''], MS (Médecine/sciences), 14(11), 1185-1195.</ref>.

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 [[chaudière]]s et moteurs industriels et lors de certains processus de l'[[industrie chimique]]<ref>De Soete, G. (1993), ''Nitrous Oxide from Combustion and Industry: Chemistry, Emissions and Control'' (« Protoxyde d'azote provenant de la combustion et de l'industrie : chimie, émissions et techniques de réduction ») ([http://ogst.ifpenergiesnouvelles.fr/index.php?option=com_article&access=standard&Itemid=129&url=/articles/ogst/abs/1993/04/vol48n4p413/vol48n4p413.html&lang=fr résumé]).</ref>. Un des buts des [[pot catalytique|pots d'échappement catalytiques]] est d'inverser cette réaction et diminuer les émissions de ce gaz.

== Propriétés ==
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<ref>R.B. King, ''Inorganic Chemistry of Main Group Elements'', VCH Publishers, New York, 1995.</ref>.

=== 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 [[Réaction d'oxydoréduction|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 (chimie)|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 [[Acide nitrique|HNO{{ind|3}}]] + 3 [[Cuivre|Cu]] → 3 [[Nitrate de cuivre(II)|Cu(NO{{ind|3}}){{ind|2}}]] + 4 [[Eau|H{{ind|2}}O]] + 2 NO

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

:2 [[Nitrite de sodium|NaNO{{ind|2}}]] + 2 [[Iodure de sodium|NaI]] + 2 [[Acide sulfurique|H{{ind|2}}SO{{ind|4}}]] → [[Diiode|I{{ind|2}}]] + 4 [[Hydrogénosulfate de sodium|NaHSO{{ind|4}}]] + 2 NO

:2 [[Nitrite de sodium|NaNO{{ind|2}}]] + 2 [[Sulfate de fer(II)|FeSO{{ind|4}}]] + 3 [[Acide sulfurique|H{{ind|2}}SO{{ind|4}}]] → [[Sulfate de fer(III)|Fe{{ind|2}}(SO{{ind|4}}){{ind|3}}]] + 2 [[Hydrogénosulfate de sodium|NaHSO{{ind|4}}]] + 2 [[Eau|H{{ind|2}}O]] + 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 [[Nitrite de potassium|KNO{{ind|2 (l)}}]] + [[Nitrate de potassium|KNO{{ind|3 (l)}}]] + [[Oxyde de chrome(III)|Cr{{ind|2}}O{{ind|3 (s)}}]] → 2 [[Chromate de potassium|K{{ind|2}}CrO{{ind|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 {{tmp|750|900|°C}}.

=== Réactivité ===
==== Oxydoréduction ====
[[Fichier:Frost azote pH0.png|470px|gauche]]

{{clr|left}}
Le [[diagramme de Frost]] à [[Potentiel hydrogène|pH]] nul de l'[[azote]] montre que le monoxyde d'azote est instable et qu'il devrait se dismuter en [[diazote]] {{formule chimique|N|2}} et [[acide nitrique]] {{formule chimique|HNO|3}}. Il est en fait très facilement oxydé en [[dioxyde d'azote]] {{formule chimique|NO|2}}, 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 O{{ind|2}} se lie à deux radicaux NO pour donner ON-OO-NO, qui subit ensuite une [[Homolyse|rupture homolytique]] conduisant à NO{{ind|2}}.

Cependant, en l'absence d'oxygène, il se [[Dismutation|dismute]] vers {{tmp|50|°C}} en [[protoxyde d'azote]] {{formule chimique|N|2|O}} (gaz hilarant) et dioxyde d'azote {{formule chimique|NO|2}} (vapeurs rousses). À {{tmp|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]] {{formule chimique|HNO|2}}, selon le schéma réactionnel possible suivant :

:4 NO + O{{ind|2}} + 2 H{{ind|2}}O → 4 HNO{{ind|2}}

NO réagit avec le [[Difluor|fluor]], le [[Dichlore|chlore]] et le [[Dibrome|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 + CF{{ind|3}}I → I{{ind|2}} + CF{{ind|3}}NO

La vitesse de formation de l'ion [[peroxynitrite]] à partir du monoxyde d'azote et de l'ion superoxyde est de {{unité|1.9 e10 mol-1 s-1}}, ce qui implique la présence de [[peroxynitrite]] [[in vitro]] et [[in vivo]] au moindre excès de ses deux précurseurs<ref name="R1">W. H. Koppenol, [http://www.scielo.br/scielo.php?script=sci_arttext&pid=S0100-40421998000300014&lng=pt&nrm=iso&tlng=en ''The chemistry of peroxynitrite, a biological toxin''], ''[[Química Nova]]'', 1998.</ref>.

==== Dimérisation ====
[[Fichier:Dimère NO.jpg|vignette|Structure du dimère N<sub>2</sub>O<sub>2</sub>.]]

Contrairement au dioxyde d'azote, le monoxyde d'azote n'a pas tendance à se dimériser<ref>Greenwood N.N. et Earnshaw A. (1997), ''Chemistry of the Elements'', {{2e}}{{éd.}}, Elsevier, {{p.|446}}.</ref>. 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{{ind|2v}} (cis) est plus stable que son homologue trans, et la forme C{{ind|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){{ind|2}} présenterait les distances d(N-N) = 174 pm et d(O-O) = {{nb|116 pm}} et un angle O-N-N de 107°<ref>Skanckea P.N. et Boggsb J. E. (1973), ''A theoretical study of the structure of (NO)2'', ''Chemical Physics Letters'', (21) {{p.|316-317}}.</ref>. Ces valeurs sont sensiblement différentes de celles déduites de données de diffraction de {{nobr|rayons X}} en phase solide désordonnée (voir figure ci-contre)<ref>Lipscomb W.N., Wang F.E., May W.R. et Lippert E.L. (1961), ''Comments on the structures of 1,2-dichloroethane and of {{fchim|N|2|0|2}}'', ''Acta.Cryst.'' (14) {{p.|1100-01}}.</ref>. Cette disparité des valeurs confirme la difficulté d'étudier un dimère dont la formation est fugace.

=== Le monoxyde d'azote comme [[Ligand (chimie)|ligand]] ===
Source<ref>F.A. Cotton, G. Wilkinson, C.A. Murillo et M. Bochmann, ''Advanced Inorganic Chemistry'', {{6e}}{{éd.}}, Wiley-Interscience, New York, 1999.</ref><br>
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 <math>p</math> [[Orbitale antiliante|antiliante]]. C'est ainsi que NO forme des [[Complexe (chimie)|complexes]] du même type que ceux formés avec CO, l'angle de la liaison M-N=O étant pratiquement égal à 180° {{incise|en réalité cet angle varie entre 160° et 180°|incise stop}}.

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 [[isoélectronique]]s.

[[azote|N]][[oxygène|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 :

[[Fichier:NO Nb.png]]

==== Caractérisation du NO coordiné ====
Les NO terminaux peuvent être reconnus par leur absorption infrarouge intense à {{unité|1610|cm|-1}}. Les nombres d'onde d'absorption IR des dérivés angulaires sont inférieurs.

== Analyse quantitative ==
[[Fichier:The production and diffusion of nitric oxide (NO) (white) in the cytoplasm (green) of clusters of conifer cells one hour after mechanical agitation.jpg|vignette|Monoxyde d'azote (en blanc) rendu visible dans des cellules de [[pinophyta|conifères]], par l'utilisation de DAF-2 DA (diacétate de diamino[[fluorescéine]]).]]

L'[[Analyse quantitative (chimie)|analyse quantitative]] la plus classique du monoxyde d'azote met en œuvre une simple réaction [[Chimiluminescence|chimiluminescente]] avec l'[[ozone]]<ref>Fischer G. et Becknell D., ''Anal. Chem., 44'', 863, 1972.</ref>. Voir [[Mesure des oxydes d'azote#Chimiluminescence|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 ([[Asthme#Allergènes et pollution|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]]<ref>Kieselbach, ''Ind. Eng. Chem., Anal. Ed., 16'', 766, 1944.</ref>, [[polarographie]]).

== Applications techniques ==
{{...}}
<!--Nitric oxide has some industrial uses. As a raw material it is used in the [[semiconductor]] industry for various processes. In one of its applications it is used along with [[nitrous oxide]] to form oxynitride gates in [[CMOS]] devices. It is an intermediate of the [[Ostwald process]], which converts [[ammonia]] into [[nitric acid]].

Nitric oxide can be used for detecting surface radicals on polymers. Quenching of surface [[Radical (chemistry)|radical]]s with nitric oxide results in incorporation of nitrogen, which can be quantified by means of [[X-ray photoelectron spectroscopy]].

Because of its production in allergic reactions, there is research on using levels of [[exhaled nitric oxide testing|exhaled nitric oxide]] to optimize treatment of [[asthma]].

It has also recently been seeing use as a supplement in [[bodybuilding]]. It is believed that it's dialation of the blood vessels (vasodilation) increases blood flow to the muscles, which in turn leads to increased strength, endurance and muscle size. As it is a fairly new product on the market, there is as of yet little research to conclusivley prove or disprove these claims. Nitric oxide supplements do not actually contain nitric oxide, but rather arginine and other precursors such as citrulline, Pycnogenol, L-aspartic acid, and ginsenosides which the body synthesizes into nitric oxide.-->

== Fonctions biologiques ==
[[Fichier:Synthese NO.png|vignette|500px|Schéma de synthèse du monoxyde d'azote.]]

NO est une [[molécule]] [[endogène]] libérée par les [[endothélium|cellules endothéliales]], les [[macrophage]]s, les [[hépatocyte|cellules du foie]] et les [[neurone]]s.

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 [[enzyme]]s dites NO [[synthase]]s (NOS), qui sont des [[hémoprotéine]]s<ref>[https://www.ncbi.nlm.nih.gov/entrez/query.fcgi?cmd=Retrieve&db=PubMed&dopt=Abstract&list_uids=1379068 ''Nitric oxide synthase is a cytochrome P-450 type hemoprotein''], ''Biochemistry'', 1992, {{doi|10.1021/bi00144a001}}.</ref> 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 [[thiol]]s de bas [[Unité de masse atomique|poids moléculaire]] {{incise|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<ref>Andrews, K. L., Triggle, C. R. {{et al.}}, ''NO and the vasculature: where does it come from and what does it do?'', ''Heart Fail Rev.'', 7, 423-45 (2002).</ref>.

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<ref>[http://www.theses.ulaval.ca/2005/22760/22760007.jpg Métabolisme du monoxyde d'azote].</ref>.
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 [[Vasodilatateur|vasodilatation]] et un accroissement du débit sanguin et une diminution de l'agrégation des [[thrombocyte|plaquettes sanguines (thrombocytes)]]. C'est le plus important des neuromédiateurs {{Citation|non adrénergiques non cholinergiques}}<ref>Giuliano, F., Rampin, O., Benoit, G. et Jardin, A. (1997), ''Pharmacologie périphérique de l'érection'', Progrès en urologie, 7(1), 24-33.</ref> ; il est à l’œuvre dans l'[[érection]] (pénis, clitoris, tétons) et semble également jouer un rôle important pour la préservation de l'[[endothélium]]. 
{{référence souhaitée|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 [[Nitroglycérine|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 [[artère coronaire|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 [[macrophage]]s, 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 [[septicémie]]s, 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 [[neurone|cellules nerveuses]]. À la différence de la majorité des autres neurotransmetteurs, dont l'action dans la [[Synapse|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 [[Mémoire (psychologie)|mémorisation]] en assurant la [[mémoire à long terme|mémorisation à long terme]]. Les [[cannabinoïde|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<ref>[http://circres.ahajournals.org/cgi/reprint/84/3/253.pdf ''Nitric oxide as bifunctional regulator of apoptosis''].</ref>. 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}}{{exp|−}}, le monoxyde d'azote permet la formation d'ion [[peroxynitrite]]<ref name="R1" />, probablement responsable de la modification du [[potentiel de membrane]] [[Mitochondrie|mitochondrial]] ainsi que de nombreux phénomènes d'[[apoptose]] cellulaire, en particulier celle des cellules du système immunitaire<ref>Adrie C. {{et al.}}, [http://ajpcell.physiology.org/cgi/reprint/279/2/C452.pdf ''Contrasting effects of NO and peroxynitrites on HSP70 expression and apoptosis in human monocytes''], ''Am. J. Physiol. Cell. Physiol.'', 279:452-460, 2000.</ref>{{,}}<ref>[https://www.ncbi.nlm.nih.gov/entrez/query.fcgi?db=pubmed&cmd=Retrieve&dopt=AbstractPlus&list_uids=17012767&itool=iconabstr&query_hl=3&itool=pubmed_docsum ''Functional studies of an HIV-1 encoded glutathione peroxidase''].</ref>.

=== Donneurs exogènes de NO ===
Ce sont des substances comportant une ou plusieurs liaisons azote-oxygène, azote-azote ou inhibant la destruction de NO ([[Sildénafil|viagra]]). On y retrouve par exemple les [[nitrate]]s, [[nitrite]]s, dérivés nitrés, [[azoture]]s<ref>[http://www.wiley-vch.de/templates/pdf/3527310150_c01.pdf ''NO and NO-donors''].</ref>{{,}}<ref>[https://www.ncbi.nlm.nih.gov/entrez/query.fcgi?db=pubmed&cmd=Retrieve&dopt=AbstractPlus&list_uids=16568613&itool=iconabstr&query_hl=1&itool=pubmed_docsum ''Sodium azide as indirect nitric oxide donor: researches on the rat aorta isolated segments''], ''Ukr. Biokhim. Zh.'', juillet août 2005, 77(4):120-3.</ref>.

== Utilisations thérapeutiques ==
Utilisations thérapeutiques<ref>Olson G., [http://www.adarpef.org/congres/adarpef97/olsson-fre.pdf Utilisation clinique de l'oxyde nitrique].</ref> :
* 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 [[hypoxie|hypoxique]] et d'augmenter l'oxygénation du sang ;
* un composé nommé « [[diméthylarginine asymétrique]] » (ADMA) est un [[Inhibiteur (chimie)|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|corps caverneux]] du [[pénis]] et augmentent l'afflux sanguin. Le [[sildénafil]] (Viagra) et le [[tadalafil]] (Cialis), sont des [[inhibiteur (biochimie)#Inhibiteur compétitif|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 (revue)|Science]]'' nomma le NO « Molécule de l'année » en [[1992 en science|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<ref>[http://www.nobel.se/medicine/laureates/1998/index.html 1998 Prix Nobel de Médecine pour la découverte du rôle de NO dans la régulation cardiovasculaire].</ref> fut remis en [[1998 en science|1998]] à [[Ferid Murad]], [[Robert Furchgott|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/m<sup>3</sup>) sur une journée de travail de 8 heures <ref>{{Lien web|titre=Nitric oxide|url=https://www.cdc.gov/niosh/npg/npgd0448.html|site=National Institute for Occupational Safety and Health|consulté le = 2022-01-18}}</ref>.

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/m<sup>3</sup>, dans le but de protéger la végétation <ref>{{Lien web|titre=Légifrance - Décret n°2002-213|url=
https://www.legifrance.gouv.fr/jorf/id/JORFTEXT000000775221|consulté le = 2022-01-18}}</ref>. Le monoxyde d'azote est surtout surveillé en tant que précurseur du [[dioxyde d'azote]].

== Bibliographie ==
* Nathan S. Bryan, Janet Zand et Bill Gottlieb, ''La solution : l’oxyde nitrique (NO)'', Institut Scientifique et Technique de l’Environnement et de la Santé (ISTES), 2014, 188{{nb p.}}<ref>[http://www.pseudo-sciences.org/spip.php?article2382 La solution : l’oxyde nitrique (NO)], Note de lecture de Louis-Marie Houdebine, sur ''pseudo-sciences.org'', 31 décembre 2014.</ref>.

== Notes et références ==
{{Références}}

== Voir aussi ==
* [[Syndrome de détresse respiratoire aiguë]]
* [[Neurotransmetteur]]
* [[Transduction de signal]]
* [[Mesure des oxydes d'azote]]
* ''{{Lien|Endothelium-derived relaxing factor}}'' (EDRF), nom donné à la molécule de NO avant que l'on connaisse sa formule chimique

=== Liens externes ===
* [http://www.elsevier.com/inca/publications/store/6/2/2/9/2/6/ Nitric Oxide: Biology and Chemistry], journal scientifique

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[[Catégorie:Composé de l'azote]]
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[[Catégorie:Vasodilatateur]]
[[Catégorie:Poison mitochondrial]]
[[Catégorie:Espèce chimique détectée dans le milieu interstellaire ou circumstellaire]]