[26] Stickstoffoxyd (Stickstoffmonoxyd, Stickoxyd, Salpetergas) NO entsteht bei Einwirkung vieler Metalle (Kupfer, Silber, Quecksilber etc.), des Phosphors, Schwefels, Schwefliger Säure, Kohle, Arseniger Säure, Jodwasserstoff und andrer leicht oxydierbarer Körper auf Salpetersäure, beim Schütteln von Ferrocyankaliumlösung mit Natriumnitrit und Essigsäure, beim Eintropfen von Natriumnitritlösung in salzsaure Lösung von Eisenchlorür etc. Es ist ein farbloses Gas, wird unterhalb -9° zu einer farblosen Flüssigkeit verdichtet, die unter dem Druck von 1 Atmosphäre bei -150° siedet und bei -167° erstarrt. Das spezifische Gewicht ist 1,039. S. verbindet sich mit dem Sauerstoff der Luft direkt unter Bildung roter Dämpfe von Stickstofftetroxyd, wird auch beim Einleiten in konzentrierte Salpetersäure oxydiert und bildet rote, rauchende Salpetersäure. Es löst sich bei mittlerer Temperatur in 20 Volumen Wasser, erträgt hohe Temperatur, ist nicht atembar, unterhält die Verbrennung von erhitztem Eisen, brennender Kohle, von Phosphor und Magnesium, während eine Kerze darin erlischt; eine Mischung von Schwefelkohlenstoffdampf und Stickstoffoxyd verbrennt mit einer blauen, an chemisch wirksamen Strahlen sehr reichen Flamme, die zum Photographieren bei Ausschluß des Tageslichts dienen kann (Sellsche Lampe). Eine Mischung mit Wasserstoff verbrennt mit grünlicher Flamme zu Wasser und Stickstoff. Feuchte Zink- und Eisenfeilspäne, Schwefelleber etc. reduzieren S. zu Oxydul; Kalium und glühendes Kupfer reduzieren es vollständig. Eisenvitriollösung absorbiert es reichlich, färbt sich dabei dunkelbraun und gibt es beim[26] Erhitzen wieder ab. Es wurde schon von Hales beobachtet, aber erst von Priestley näher untersucht.