Свойства оксида азота 2. Защитная функция монооксида азота

Химическая формула NO Физические свойства Состояние (ст. усл.) бесцветный газ Молярная масса 30,0061 г/моль Плотность 0,00134 (газ) г/см³ Термические свойства Температура плавления −163,6 °C Температура кипения −151,7 °C Энтальпия образования (ст. усл.) 81 кДж/моль Химические свойства Растворимость в воде 0,01 г/100 мл Классификация Рег. номер CAS

(мон(о)оксид азота , окись азота , нитрозил-радикал ) NO - несолеобразующий оксид азота . В нормальных условиях он представляет собой бесцветный газ, плохо растворимый в воде. Сжижается с трудом; в жидком и твёрдом виде имеет голубой цвет.

Наличие неспаренного электрона обусловливает склонность NO к образованию слабосвязанных димеров N 2 O 2 . Это непрочные соединения с ΔH ° димеризации около 17 кДж/моль. Жидкий оксид азота(II) на 25 % состоит из молекул N 2 O 2 , а твёрдый оксид целиком состоит из них.

Получение

Оксид азота(II) - единственный из оксидов азота, который можно получить непосредственно из свободных элементов соединением азота с кислородом при высоких температурах (1200-1300 °C) или в электрическом разряде. В природе он образуется в атмосфере при грозовых разрядах (тепловой эффект реакции −180,9 кДж):

При понижении температуры оксид азота(II) разлагается на азот и кислород, но если температура падает резко, то не успевший разложиться оксид существует достаточно долго: при низкой температуре скорость распада невелика. Такое резкое охлаждение называется «закалкой» и используется при одном из способов получения азотной кислоты .

В лаборатории его обычно получают взаимодействием 30%-ной HNO 3 с некоторыми металлами , например, с медью :

Более чистый, не загрязнённый примесями NO можно получить по реакциям:

Промышленный способ основан на окислении аммиака при высокой температуре и давлении при участии , Cr 2 O 3 (как катализаторов):

Химические свойства

При комнатной температуре и атмосферном давлении происходит окисление NO кислородом воздуха:

Для NO характерны также реакции присоединения галогенов с образованием нитрозилгалогенидов, в этой реакции NO проявляет свойства восстановителя с образованием нитрозилхлорида :

В присутствии более сильных восстановителей NO проявляет окислительные свойства:

В воде NO мало растворим и с ней не реагирует, являясь несолеобразующим оксидом.

Физиологическое действие

Как и все оксиды азота (кроме N 2 O), NO - токсичен, при вдыхании поражает дыхательные пути.

За два последних десятилетия было установлено, что эта молекула NO обладает широким спектром биологического действия, которое условно можно разделить на регуляторное, защитное и вредное. NO действует как посредник в передаче клеточных сигналов внутри клетки и между клетками. Оксид азота, производимый клетками эндотелия сосудов, отвечает за расслабление гладких мышц сосудов и их расширение (вазодилатацию), предотвращает агрегацию тромбоцитов и адгезию нейрофилов к эндотелию, участвует в различных процессах в нервной, репродуктивной и иммунной системах. NO также обладает цитотоксическими и цитостатическими свойствами. Клетки-киллеры иммунной системы используют оксид азота для уничтожения бактерий и клеток злокачественных опухолей. С нарушением биосинтеза и метаболизма NO связаны такие заболевания, как эссенциальная артериальная гипертензия, ишемическая болезнь сердца, инфаркт миокарда, первичная легочная гипертензия, бронхиальная астма, невротическая депрессия, эпилепсия, нейродегенеративные заболевания (болезнь Альцгеймера, болезнь Паркинсона), сахарный диабет , импотенция и др.

cNOS постоянно находится в цитоплазме, зависит от концентрации ионов кальция и кальмодулина (белок, являющийся внутриклеточным посредником переноса ионов кальция) и способствует выделению небольшого количества NO на короткий период в ответ на стимуляцию рецепторов. Индуцибельная NOS появляется в клетках только после индукции их бактериальными эндотоксинами и некоторыми медиаторами воспаления, такими как гамма-интерферон, фактор некроза опухоли и др. Количество NO, образующегося под влиянием iNOS, может варьировать и достигать больших количеств (наномолей). При этом продукция NO сохраняется длительнее.

Характерной особенностью NO является способность быстро (менее чем за 5 секунд) диффундировать через мембрану синтезировавшей его клетки в межклеточное пространство и легко (без участия рецепторов) проникать в клетки-мишени. Внутри клетки он активирует одни и ингибирует другие ферменты, участвуя в регуляции клеточных функций и фактически действуя как локальная сигнальная молекула. NO играет ключевую роль в подавлении активности бактериальных и опухолевых клеток путем либо блокирования некоторых их железосодержащих ферментов, либо путем повреждения их клеточных структур оксидом азота или свободными радикалами, образующимися из оксида азота. Одновременно в очаге воспаления накапливается супероксид, который вызывает повреждение белков и липидов клеточных мембран, что и объясняет его цитотоксическое действие на клетку-мишень. Следовательно, NO, избыточно накапливаясь в клетке, может действовать двояко: с одной стороны вызывать повреждение ДНК и с другой - давать провоспалительный эффект.

Оксид азота способен инициировать образование кровеносных сосудов . В случае инфаркта миокарда оксид азота играет положительную роль, так как индуцирует новый сосудистый рост, но при раковых заболеваниях тот же самый процесс вызывает развитие опухолей, способствуя питанию и росту раковых клеток. С другой стороны, вследствие этого улучшается доставка оксида азота в опухолевые клетки. Повреждение ДНК под действием NO является одной из причин развития апоптоза (запрограммированный процесс клеточного «самоубийства», направленный на удаление клеток, утративших свои функции). В экспериментах наблюдалось дезаминирование дезоксинуклеозидов, дезоксинуклеотидов и неповрежденной ДНК при воздействии раствора, насыщенного NO. Этот процесс ответствен за повышение чувствительности клеток к алкилирующим агентам и ионизирующему излучению, что используется в антираковой терапии.

Клиренс NO (скорость очищения крови от NO в процессе его химических превращений) происходит путем образования нитритов и нитратов и составляет в среднем не более 5 секунд. В клиренс могут быть вовлечены промежуточные ступени, связанные со взаимодействием с супероксидом или с гемоглобином с образованием пероксинитрита . Оксид азота может быть восстановлен NO-редуктазой - ферментом, тесно связанным с NO-синтазой.

Применение

Получение NO является одной из стадий получения азотной кислоты .

См. также

Оксиды азота
Оксид азота(I) (N 2 O)			Оксид азота(II) (NO)
Оксид азота(III) (N 2 O 3)

Оксиды и гидроксиды азота

ТАЙНА СТЕПЕНЕЙ ОКИСЛЕНИЯ

Азот образует ряд оксидов, формально отвечающих всем возможным степеням окисления от +1 до +5: N 2 O, NО, N 2 O 3 , NO 2 , N 2 O 5 , однако всего два из них - оксид азота(II) и оксид азота(IV) - не только устойчивы при обычных условиях, но и активно задействованы в природном и промышленном круговоротах азота. Поэтому мы займемся изучением именно их свойств (в сравнении). Начнем, как обычно, со строения молекул.

Cтроение молекул оксидов азота

Молекула NO. Строение предположить достаточно просто: у кислорода два неспаренных электрона, у азота три – образуется двойная связь и один неспаренный электрон в остатке... Непросто ответить на вопрос, почему такая «нестандартная» молекула устойчива. Кстати, стоит заметить, что устойчивые свободные радикалы – молекулы с неспаренными электронами – в природе достаточно редки. Можно предположить, что молекулы NO будут спариваться и образовывать удвоенную, или димерную, молекулу ONNO. Таким образом удается решить проблему неспаренного электрона.
Молекула NO 2 . Казалось бы, чего проще – к молекуле NО по неспаренному электрону присоединился атом кислорода. (На самом деле присоединяется не атом, а молекула, и не к NО, а к димеру ОNNO. Поэтому-то и уменьшается скорость присоединения с повышением температуры – димер разваливается на половинки.) И теперь уже у кислорода появился неспаренный электрон – молекула оксида азота(IV) тоже свободный радикал. Однако известно, что при соединении двух молекул NО 2 и образовании молекулы N 2 O 4 связь осуществляется через атомы азота, значит, именно у азота и должен бы быть этот самый неспаренный электрон. Как это можно осуществить?
Ответ нетрадиционен, но вполне в «характере» азота – донорно-акцепторная связь. Используя логику, рассмотрим электроны, которые есть у атома азота в молекуле NО. Это неспаренный электрон, свободная пара электронов и еще два электрона на связи с кислородом – всего пять. А у атома кислорода, «выходящего на связь», шесть электронов на четырех орбиталях. Если расположить их по два, то одна орбиталь останется свободной. Вот именно ее и занимает пара электронов атома азота, а неспаренный электрон в этой связи оказывается совершенно ни при чем (рис. 1, 2).
Стоит упомянуть еще один момент – раз пара электронов, находящаяся на s -орбитали, «пошла на связь», она была просто обязана подвергнуться гибридизации – очень сложно предложить второму атому в общее пользование пару электронов, равномерно распределенную по поверхности первого атома. Возникает вопрос: какой тип гибридизации использует атом? Ответ: три электронные орбитали азота находятся в состоянии sp 2 -гибридизации. Молекула NO 2 угловая, угол 134° (угол больше 120° потому, что один электрон отталкивает от себя электроны связи слабее, чем пара электронов) (рис. 3–5).

Физические свойства оксидов азота

Оксид азота(II) NO. Кристаллическая решетка молекулярная; молекула легкая, слабополярная (электроотрицательность кислорода выше, чем у азота, но не намного). Можно предположить, что температуры плавления и кипения будут низкими, но выше, чем у азота, т. к. какая-никакая полярность молекулы дает возможность подключать электростатические силы притяжения к просто межмолекулярным силам. Образование димера тоже способствует повышению температуры кипения, утяжеляя молекулу. Строение молекулы позволяет предположить и невысокую растворимость в воде – растворителе заметно более полярном, чем NO. Отдельно стоит подчеркнуть, что оксид азота(II) не имеет ни цвета, ни запаха.

Оксид азота(IV) NO 2 . Кристаллическая решетка тоже молекулярная, однако поскольку сама молекула тяжелее NO и склонность к димеризации у нее заметно выше, то плавиться и кипеть это вещество должно при заметно более высоких температурах. Температура кипения составляет 21 °С, поэтому при обычных условиях – 20 °С и 760 мм рт. ст. – оксид азота(IV) жидкий.
Теперь займемся растворимостью. Вспомним, что под словом «растворимость» могут подразумеваться и химические реакции с водой; главное, чтобы растворитель поглотил растворяемое. При реакции оксидов с водой, как известно, получаются гидроксиды – формально это просто гидратированные оксиды, но реальность зачастую преподносит массу интересного и совсем неформального. Вот и этот оксид азота в воде растворяется, одновременно с ней реагируя, и получается при этом сразу две кислоты!

Отметим, что оксид азота(IV) имеет и характерный резкий запах, и рыжевато-бурый цвет, оттенки которого отличаются друг от друга в зависимости от концентрации. Именно за этот цвет выбросы оксидов азота в атмосферу называют «лисьими хвостами».
Вы спросите: а где же тайна? Первая часть тайны степеней окисления перед вами: почему у элемента пятой (нечетной) группы устойчивы оксиды с четными степенями окисления? (При этом еще и свободные радикалы!) В наиболее общем смысле ответ очевиден – раз устойчивы, значит, им так выгодно. Энергетически. А почему? Видимо, дело в специфике строения атомов азота и кислорода – у них слишком много электронов и слишком мало орбиталей. Именно «орбитальные возможности» диктуют свои правила, устанавливают такие «энергетические выгоды». Тогда цифры «два» и «четыре» становятся понятными: двух электронов не хватает кислороду до восьми и у обоих атомов только по четыре орбитали.
А еще можно сказать, что NO просто... ждет молекулу кислорода, чтобы превратиться в NО 2 . Используя метафору, отметим, что «смысл жизни» многих атомов – стремление найти себе «партнера по жизни» – атом или атомы другого элемента. Хотя есть, конечно, и «убежденные холостяки» типа золота.

Химические свойства оксидов азота

1. Реакции с металлами. Поскольку атом азота в положительных степенях окисления является окислителем, причем чем выше степень окисления, тем сильнее способность отбирать электроны у других атомов, то с металлами – по сути своей восстановителями – оксиды азота будут реагировать. Продукты при этом могут получаться совсем разные, в зависимости от условий реакции и самого металла. Например, раскаленной меди все оксиды азота отдают кислород, а сами превращаются в простое вещество азот:

По количеству образовавшихся оксида меди и азота можно установить, какой именно из оксидов азота реагировал с медью.

2. Реакции с неметаллами. В первую очередь рассмотрим реакции с кислородом. Здесь между оксидами наблюдается различие, и весьма существенное.
Оксид NO реагирует с кислородом с образованием оксида азота(IV). Реакция обратимая. Причем с повышением температуры скорость этой реакции уменьшается:

2NO + O 2 = 2NO 2 .

Оксид NO 2 с кислородом вообще не реагирует.
Озон переводит оба оксида в оксид азота(V).
Оксид азота(II) NO присоединяет озон полностью:

2NO + O 3 = N 2 O 5 .

Оксид азота(IV) NO 2 в реакции с озоном выделяет еще и кислород:

2NO 2 + O 3 = N 2 O 5 + O 2 .

3. Реакции с водой . Оксид NO с водой не реагирует. Оксид NO 2 с водой образует две кислоты – азотную (степень окисления азота +5) и азотистую (степень окисления азота +3). В присутствии кислорода оксид NO 2 целиком переходит в азотную кислоту:

2NO 2 + Н 2 O = НNО 3 + НNO 2 ,
4NO 2 + O 2 + 2Н 2 О = 4НNО 3 .

4. Реакции c кислотами. Ни один из оксидов – NO или NO 2 – не реагирует с кислотами.
5. Реакции со щелочами . Оба оксида азота реагируют со щелочами.

Оксид NO образует с щелочью соль азотистой кислоты, оксид азота(I) и азот:

10NO + 6NaOH = 6NaNO 2 + N 2 O + N 2 + 3H 2 O.

Оксид NO 2 образует с щелочью соли двух кислот – азотной и азотистой:

2NO 2 + 2NaOH = NaNO 3 + NaNO 2 + H 2 O.

Вернемся к нашей тайне степеней окисления. При переходе кислородных соединений азота из состояния «газ», где свободно можно двигаться, в состояние «водный раствор», где больше толкотни, где процветает коллективизм, где существуют и активно действуют полярные молекулы воды, никто уже не позволит молекуле, атому или иону быть в одиночестве, происходит «смена ориентации». Устойчивыми становятся как раз нечетные степени окисления, как и положено элементу из нечетной группы. (Устойчивыми, правда, относительно. Азотистая кислота, например, может существовать только в растворе, иначе она разлагается. Но кислот, формально соответствующих оксидам азота(II) и (IV), вообще не существует. Все познается в сравнении.)
Интересно, что со щелочами реагирует не только явно кислотный оксид NO 2 , но и NО – по свойствам и степени окисления некислотный, при этом получаются соединения других степеней окисления – нечетных! Тайна? Вполне!

Строение молекулы гидроксида азота(V) – азотной кислоты

Из гидроксидов азота мы рассмотрим один, но наиболее многотоннажный – азотную кислоту.
Молекула азотной кислоты полярна (в первую очередь из-за разной электроотрицательности кислорода и водорода, потому что азот как бы скрыт внутри молекулы) и асимметрична. Все три имеющихся в ней угла между связями азота с кислородом разные. Формальная степень окисления азота высшая, т. е. +5. Но при этом только четыре связи у атома азота с другими атомами – валентность азота равна четырем. Еще одна тайна.
Понятно, как может получиться так, что валентность атома численно больше его степени окисления . Для этого достаточно образовать в молекуле связь между одинаковыми атомами. Например, в пероксиде водорода у кислорода валентность два, а степень окисления только –1. Общую электронную пару связи с водородом кислороду удалось подтянуть к себе поближе, а пара связи двух атомов кислорода так и находится строго посередине. Но как сделать так, чтобы валентность атома была меньше степени окисления ?
Давайте подумаем: а как вообще устроена молекула азотной кислоты? Строение молекулы легче понять, если рассмотреть процесс ее получения. Азотная кислота получается при реакции оксида азота(IV) с водой (в присутствии кислорода): две молекулы NO 2 одновременно «атакуют» молекулу воды своими неспаренными электронами, в результате связь водорода с кислородом разрывается не как обычно (пара электронов у кислорода и «голый протон»), а «по-честному» – одной молекуле NO 2 достается водород со своим электроном, другой – радикал ОН (рис. 6). Образуются две кислоты: обе кислоты сильные, обе быстро отдают свой протон ближайшим молекулам воды и остаются в итоге в виде ионов и . Ион нестоек, две молекулы НNО 2 разлагаются на воду, NО 2 и NО. Оксид NO реагирует с кислородом, превращаясь в NО 2 , и так до тех пор, пока не получится одна только азотная кислота.

Формально выходит, что с одним атомом кислорода атом азота связан двойной связью, а с другим – обычной одинарной связью (этот атом кислорода связан еще и с атомом водорода). С третьим атомом кислорода азот в HNO 3 связан донорно-акцепторной связью, причем в качестве донора выступает атом азота. Гибридизация атома азота при этом должна быть sр 2 из-за наличия двойной связи, что определяет структуру – плоский треугольник. Реально получается, что действительно фрагмент из атома азота и трех атомов кислорода – плоский треугольник, только в молекуле азотной кислоты этот треугольник неправильный – все три угла ОNО разные, следовательно, и разные стороны треугольника. Когда же молекула диссоциирует, треугольник становится правильным, равносторонним. Значит, и атомы кислорода в нем становятся равноценными! Одинаковыми становятся и все связи (двойная связь короче одинарной). Каким образом?
Давайте рассуждать. sр 2 -Гибридизация атома азота принуждает к такому же типу гибридизации и атомы кислорода. Получается плоская структура, поперек которой расположены не участвующие в гибридизации р-орбитали, имеющиеся у всех четырех атомов.
Теперь разберемся с общим количеством валентных электронов: ион содержит пять электронов азота, по шесть у трех атомов кислорода и еще один, придающий заряд иону в целом, итого двадцать четыре. Из них шесть электронов требуется для образования трех одинарных связей, двенадцать электронов расположены по периметру молекулы на гибридных орбиталях (по две электронные пары у каждого атома кислорода), остается шесть электронов на четыре те самые р -орбитали, не участвующие в гибридизации. Единственное возможное в данном случае разумное объяснение – это обобществление всеми атомами своих электронов в единое электронное облако (рис. 7). Этому способствуют малые радиусы атомов и малые межатомные расстояния. А симметрия обычно энергетически выгодна и поэтому повышает устойчивость конструкции в целом. Это не единственный случай обобществления электронов несколькими атомами, похожее «коллективное электронное хозяйство» встречается в органической химии, например в ароматических соединениях.

Вернемся, однако, к предсказаниям свойств азотной кислоты, исходя из представлений о структуре молекулы. Очевидная выгодность пребывания в виде иона объясняет не только высокую степень диссоциации кислоты в водном растворе, но и возможность диссоциации безводной кислоты. И именно диссоциация определяет физические свойства этого вещества.

Физические свойства азотной кислоты

Соединение ионизированное, пусть даже и частично, сложно перевести в газ. Таким образом, температура кипения должна бы быть достаточно высокой, однако при такой небольшой молекулярной массе (и из-за высокой подвижности) температура плавления высокой быть не должна. Следовательно, агрегатное состояние при 20 °С – жидкое.
Что касается растворимости в воде, то, как и многие другие полярные жидкости, азотная кислота легко смешивается с водой в любых соотношениях.
Чистая азотная кислота бесцветна и не имеет запаха. Однако из-за разложения на кислород и оксид азота(IV), который в ней же и растворяется, можно сказать, что обычная концентрированная азотная кислота имеет желтобурый цвет и характерный для NO 2 резкий запах.
Посмотрим, как влияет строение молекулы азотной кислоты на ее химические свойства.

Химические свойства азотной кислоты

Главное, что мы должны отметить, – наличие высшей степени окисления атома азота ограничивает свойства азотной кислоты, с окислителями она не реагирует. Зато с восстановителями, в первую очередь с металлами, она реагирует нетрадиционно и разнообразно.
1. Реакции с металлами . С металлами азотная кислота реагирует как сильный окислитель даже в разбавленных растворах (в отличие от серной кислоты, проявляющей свои окислительные свойства только в концентрированном виде). Образуется обычно нитрат металла, но вместо водорода выделяются газообразные соединения азота: NО 2 , NО, N 2 O, N 2 или аммиак, который в кислой среде сразу переходит в ион аммония. В принципе при реакции металла с азотной кислотой образуется весь этот «букет» газов, но в зависимости от металла и концентрации кислоты те или иные компоненты будут превалировать.
Так, в лабораторных условиях оксид азота(II) обычно получают при взаимодействии медных стружек с азотной кислотой плотностью 1,2 г/см 3 , т. е. при обработке меди разбавленной кислотой в газообразных продуктах реакции явно превалирует именно этот оксид:

А вот при реакции азотной кислоты той же плотности (а следовательно, и концентрации) с железом содержание оксида азота(II) в смеси составляет только 40% – меньше половины, а остальные 60% равномерно распределены между нитратом аммония, азотом, оксидом азота(I) и оксидом азота(IV) (рис. 8).

Следует отметить такой интересный и жизненно важный факт, что со 100%-й азотной кислотой ни железо, ни алюминий не реагируют (следовательно, ее можно хранить и перевозить в цистернах и других емкостях из этих металлов). Дело в том, что эти металлы покрыты прочными пленками оксидов, нерастворимых в чистой кислоте. Для проявления кислотных свойств нужно, чтобы кислота заметно диссоциировала, а для этого в свою очередь требуется вода.
2. Реакции с неметаллами. С кислородом и озоном азотная кислота не реагирует.
3. Реакция с водой не происходит. Вода лишь способствует диссоциации кислоты.
4. Реакции с кислотами. Азотная кислота не реагирует с другими кислотами по типу реакций обмена или соединения. Однако вполне способна реагировать как сильный окислитель. В смеси концентрированных азотной и соляной кислот протекают обратимые реакции, суть которых можно обобщить уравнением:

Образующийся атомарный хлор очень активен и легко отбирает электроны у атомов металлов, а имеющийся «под боком» хлорид-ион образует устойчивые комплексные ионы с получающимися ионами металлов. Все это позволяет перевести в раствор даже золото. По той причине, что золото – «царь металлов», смесь концентрированных азотной и соляной кислот называют царской водкой.
Концентрированная серная кислота как сильное водоотнимающее средство способствует реакции разложения азотной кислоты на оксид азота(IV) и кислород.
5. Реакции с основаниями и с основными оксидами . Азотная кислота – одна из сильных неорганических кислот и, естественно, со щелочами реагирует. Реагирует она также и с нерастворимыми гидроксидами, и с основными оксидами. Этим реакциям способствует еще и то обстоятельство, что все соли азотной кислоты имеют хорошую растворимость в воде, следовательно, продукты реакции не будут мешать ее протеканию.

Физические свойства соединений NO, NO 2 и HNO 3 в цифрах

Оксид азота(II ) NO. Молярная масса 30 г/моль. Температура плавления равна –164 °С, температура кипения –154 °С. Плотность газообразного NО при нормальных условиях (0 °С, 1 атм) 1,3402 г/л. Растворимость при атмосферном давлении и 20 °С равна 4,7 мл газа NO на 100 г воды.
Оксид азота(IV ) NO 2 . Молярная масса 46 г/моль. Температура плавления –11 °С, температура кипения 21 °С. Плотность газообразного NO 2 при н. у. 1,491 г/л. Растворимость – при условии, что этот оксид сначала реагирует с водой на воздухе, а потом еще и растворяется в получившейся азотной кислоте, – можно считать неограниченной (вплоть до образования 60%-й HNO 3).
Поскольку оксид азота(IV) активно димеризуется (при 140 °С он целиком находится в виде мономера NO 2 , однако при 40 °С мономера остается уже около 30%, а при 20 °С он практически весь переходит в димер N 2 O 4), то физические свойства относятся скорее к димеру, чем к мономеру. Именно этим можно объяснить достаточно высокую температуру кипения (N 2 O 4 достаточно тяжелая молекула). О степени димеризации можно судить по цвету: мономер интенсивно окрашен, а димер бесцветен.
Азотная кислота HNO 3 . Молярная масса 63 г/моль. Температура плавления –41,6 °С, температура кипения 83 °С. Плотность жидкой 100%-й кислоты 1,513 г/см 3 . Растворимость неограниченная, иными словами, кислота и вода смешиваются в любых соотношениях. Стоит отметить, что растворы азотной кислоты кипят при температурах выше температур кипения чистых воды и кислоты. При максимальной температуре (122 °С) кипит 68,4%-й раствор, при этом процентный состав раствора и пара одинаков.
Смеси веществ, для которых состав пара при кипячении соответствует составу жидкости, называют азеотропными или нераздельнокипящими. (Слово «азеотроп» произошло от греч. – киплю, – изменение, – отрицательная приставка.) Для более низких концентраций кислоты характерно увеличение количества воды в паре по сравнению с раствором, что приводит к концентрированию раствора. При более высоких концентрациях, наоборот, состав пара обогащен кислотой.

Химические свойства соединений азота (дополнение)

Как и всякие другие вещества, содержащие атом с промежуточной степенью окисления, оксиды азота(II) и (IV) в отличие от азотной кислоты могут выступать и как окислители, и как восстановители, в зависимости от партнера по реакции. Однако многие из этих реакций «неактуальны» и соответственно слабо изучены.
Из «актуальных» реакций стоит назвать реакцию оксида азота(IV) с оксидом серы(IV) в присутствии воды:

Актуальна эта реакция потому, что присоединение кислорода к оксиду серы(IV) протекает только при высоких температурах и в присутствии катализатора, в то время как присоединение кислорода к оксиду азота(II) происходит при обычных условиях. Таким образом, оксид азота(IV) как бы просто помогает оксиду серы присоединить кислород. Протекает эта реакция при обычных условиях (дополнительного давления в смеси и нагревания не требуется).
Оксид азота(II ) тоже реагирует с оксидом серы(IV), однако при совсем других условиях: или при давлении в 500 атмосфер (!), тогда получаются оксид серы(VI) и азот, или в водном растворе, тогда получаются серная кислота и оксид азота(I).
Оксид азота(I ). Имеет слабый приятный запах и сладковатый вкус. С кислородом, водой, растворами кислот и щелочей не реагирует. Разлагается на элементы при температуре выше 500 °С, иными словами, достаточно устойчив.
Строение молекулы интересное: линейная молекула О=N=N, в которой центральный атом азота четырехвалентен. Он образует две двойные связи: одну – с кислородом по типичной схеме создания ковалентной связи (два электрона азота, два электрона кислорода), другую – с атомом азота (который два из своих трех неспаренных электронов спаривает и образует за счет этого пустую орбиталь), одна из связей – ковалентная, вторая – донорно-акцепторная (рис. 9).

Рис. 9.
Молекула оксида азота(I) – N 2 O.
(Центральный атом азота четырехвалентен:
две связи с атомами азота
и кислорода он образует
с помощью гибридизованных
направленных орбиталей,
две другие связи с теми же атомами –
с помощью негибридизованных р-орбиталей,
причем эти связи находятся
в двух взаимно перпендикулярных плоскостях.
Поэтому одна изображена как «вид сбоку» (1) –
связь с атомом кислорода,
а другая – как «вид сверху» (2) –
связь между двумя атомами азота.)

Оксид азота(III). Состоит из NО и NO 2 , спаривших свои неспаренные электроны. Начинает разлагаться на соответствующие газы уже при плавлении (–101 °С).
Оксид азота(V). Состоит из двух групп NO 2 , соединенных через кислород. Несколько более устойчивое соединение, чем оксид азота(III), начинает разлагаться при комнатной температуре. Часть связей в нем, естественно, донорно-акцепторные. И никаких «пятивалентных азотов».
К химическим свойствам азотной кислоты следует добавить, что она прекрасно реагирует с неметаллами, которые может окислить. Так, концентрированная азотная кислота реагирует и с серой, и с фосфором, и с углем, образуя при этом серную, фосфорную и угольную кислоты соответственно.
Интересны и важны реакции азотной кислоты с органическими веществами. Например, при замещении трех атомов водорода в толуоле на группы NO 2 образуется тринитротолуол (или просто тол) – взрывчатое вещество.

Экологические свойства оксидов азота и азотной кислоты

Оксид азота(I) относительно инертен, а потому «экологически нейтрален». Однако на человека он оказывает наркотическое действие, начиная от просто веселья (за что он и был прозван «веселящим газом») и заканчивая глубоким сном, что нашло свое применение в медицине. Интересно, что он безвреден, и для медицинского наркоза применяют смесь оксида азота(I) с кислородом в таком же соотношении, что и соотношение азота и кислорода в воздухе. Наркотическое действие снимается сразу после прекращения вдыхания этого газа.
Два других устойчивых оксида азота легко переходят один в другой, затем в кислоты, а затем в анионы и. Таким образом, эти вещества представляют собой естественные минеральные удобрения, правда, если находятся в естественных количествах. В «неестественных» количествах эти газы редко попадают в атмосферу в одиночестве. Как правило, образуется целый «букет» ядовитых соединений, которые действуют комплексно.
Например, всего один завод азотных удобрений выбрасывает в воздух кроме оксидов азота, азотной кислоты, аммиака и пыли от удобрений еще и оксиды серы, соединения фтора, некоторые органические соединения. Ученые выясняют устойчивость различных трав, кустов и деревьев к подобным «букетам». Уже известно, что, к сожалению, ель и сосна неустойчивы и быстро погибают, однако белая акация, канадский тополь, ивы и некоторые другие растения могут существовать в таких условиях, более того, они способствуют удалению из воздуха этих веществ.
Сильное отравление оксидами азота можно получить в основном при авариях на соответствующих производствах. Ответная реакция организма будет разной из-за различия в свойствах этих газов. «Едкий» NО 2 в первую очередь действует на слизистые оболочки носоглотки, глаз, вызывает отек легких; NО, как малорастворимое в воде и не едкое вещество, проходит через легкие и попадает в кровь, вызывая нарушения в центральной и периферийной нервных системах. Оба оксида реагируют с гемоглобином крови, хотя и по-разному, но с одинаковым результатом – гемоглобин перестает переносить кислород.
Экологические свойства азотной кислоты складываются из двух «половинок». Как сильная кислота, она разрушающе действует не только на живые ткани (кожу человека, лист растения), но и на почву, что достаточно актуально – кислотные (из-за присутствия оксидов азота и серы) дожди, увы, не редкость. При попадании кислоты на кожу возникает химический ожог, который болезненнее и заживает значительно дольше, чем термический. Это были основные экологические свойства катиона водорода.
Перейдем к изучению аниона . При действии сильной кислоты на передний план выдвигаются именно кислотные свойства, поэтому свойства аниона лучше рассмотреть на примере солей.
Взаимодействие нитрат-иона с фауной и флорой. Дело в том, что нитрат-ион – неотъемлемая часть круговорота азота в природе, он в ней всегда присутствует. В обычных условиях и в разбавленных растворах устойчив, слабо проявляет окислительные свойства, не осаждает катионы металлов, тем самым способствуя транспортировке этих ионов с раствором в почве, растениях и т. п.
Нитрат-ион становится ядовитым только в больших количествах, нарушающих баланс других веществ. Например, при избытке нитратов в растениях уменьшается количество аскорбиновой кислоты. (Стоит напомнить, что живой организм настолько тонко организован, что любое вещество в больших количествах нарушает равновесие и, следовательно, становится ядовитым.)
Растения и бактерии используют нитраты для построения белков и других необходимых органических соединений. Для этого надо перевести нитрат-ион в ион аммония. Эта реакция катализируется ферментами, содержащими ионы металлов (меди, железа, марганца и др.). Из-за гораздо большей ядовитости аммиака и иона аммония в растениях хорошо отработана и обратная реакция перевода иона аммония в нитрат.
Животные не умеют строить все необходимые им органические соединения из неорганических – отсутствуют соответствующие ферменты. Однако микроорганизмы, живущие в желудке и кишечнике, этими ферментами обладают и могут переводить нитрат-ион в нитрит-ион. Именно нитрит-ион и действует как отравитель, переводя железо в гемоглобине из Fe 2+ в Fe 3+ .
Соединение, содержащее Fe 3+ и называемое метгемоглобином, слишком прочно связывает кислород воздуха, следовательно, не может отдавать его тканям. В результате организм страдает от недостатка кислорода, при этом происходят нарушения в работе мозга, сердца и других органов.
Обычно нитрит-ион образуется не в желудке, а в кишечнике и не успевает перейти в кровь и произвести все эти разрушения. Поэтому отравления нитратами достаточно редки. Существует, правда, и другая опасность: в нашем организме есть много веществ, в которых атомы водорода аммиака замещены на органические радикалы. Такие соединения называют аминами. При реакции аминов с нитрит-ионами образуются нитрозамины – канцерогенные вещества:

Они действуют на печень, способствуют образованию опухолей в легких и почках. Интересно, что активным замедлителем реакции образования нитрозаминов является давно нам знакомая аскорбиновая кислота.

О.Р.ВАЛЕДИНСКАЯ
(МГУ, Москва)

Важнейшие оксиды азота представлены в таблице 1.

Оксид азота (V) представляет собой твёрдое вещество, остальные оксиды при обычных условиях газообразны. Наибольшее практическое значение из них имеют оксид азота (II) и оксид азота (IV). Все оксиды азота ядовиты, за исключением оксида азота (I).

Оксид азота(I) N 2 O. При комнатной температуре N 2 0 - бесцветный газ (t пл = _ 91 °С, t кип = -89 °С) без запаха, сладковатый на вкус, малорастворимый в воде. При вдыхании в небольших количествах N 2 0 вызывает судорожный смех, поэтому его называют «веселящим газом». Молекула N 2 0 линейная, малополярная. Методом валентных связей ее строение описывается с помощью двух резонансных структур:

Связь между атомами азота (0,113 нм) лишь немного длиннее, чем тройная связь в молекуле N 2 (0,110 нм).

Оксид азота(1) получают термическим разложением нитрата аммония при температуре немного выше температуры его плавления (170 °С):

NH 4 NO 3 → N 2 0 + 2Н 2 0

Более чистый N 2 0 образуется при сопропорционировании нитрита и соли гидразина или гидроксиламина:

NH 3 OHCI + NaN0 2 = N 2 O + 2Н 2 0 + NaCl

Оксид азота (II) NO – бесцветный газ, мало растворимый в воде и химически с ней не взаимодействующий. Он легко соединяется с кислородом, образуя оксид азота (IV):

2NO + O 2 → 2NO 2 + 113 кДж

Оксид азота (II) получают в лаборатории при действии разбавленной азотной кислоты (ρ = 1,2 г/см 3 , ω=33%) на медь. Уравнение реакции имеет вид:

3Cu + 8HNO 3 = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O

Молекула NO обладает нечётным числом внешних электронов, следовательно, у неё есть один избыточный электрон. Ненасыщенный характер молекулы NO проявляется в её способности к комплексообразованию с ионами некоторых металлов. Так, при пропускании NO в раствор FeSO 4 последний окрашивается в бурый цвет вследствие образования соединения состава SO 4 . При нагревании это непрочное соединение разлагается.

Оксид азота(II) - типичный восстановитель. Он обесцвечивает подкисленный раствор перманганата калия:

5NO + 3KMn0 4 + 2H 2 S0 4 = 2MnS0 4 + 3KN0 3 + Mn(N0 3) 2 + 2H 2 0

легко окисляется кислородом:

2NO + 0 2 = 2N0 2

Процесс протекает с очень высокой скоростью, так как обе реагирующие частицы являются радикалами.

Из-за наличия одного неспаренного электрона на разрыхляющей 2π-орбитали для оксида азота (II) характерны процессы одноэлектронного окисления с образованием катиона нитрозила (нитрозония ) N0 + : N0 – е - = N0 + . При этом кратность связи N-О повышается до трех, а ее энергия возрастает от 627 (NО) до 1046 (NO +) кДж/моль. Производными нитрозила являются ковалентные оксигалогениды азота NOX (X - галоген), а также ионные соли, например, перхлорат нитрозония , селенат нитрозония (N0) 2 Se0 4 . Гидросульфат нитрозония получают, пропуская сернистый газ через дымящую азотную кислоту:

HN0 3 + S0 2 =

Другие соли нитрозония также могут быть получены взаимодействием оксидов азота с концентрированными кислотами, например:

N 2 0 3 + H 2 Se0 4 = (N0) 2 Se0 4 + Н 2 0

Соли нитрозония термически неустойчивы, а в присутствии воды необратимо гидролизуются:

2 + Н 2 0 = NO + N0 2 + 2H 2 S0 4

Ковалентный хлорид нитрозила N0C1 - оранжево-красный газ (t пл = -65 °С, t кип = -6 °С), образующийся при хлорировании N0 в присутствии активированного угля:

NO + С1 2 = 2N0C1

при взаимодействии нитрита с хлороводородом:

NaN0 2 + 2НС1 = N0C1 + NaCl + Н 2 0

или при замещении аниона в солях нитрозония:

NaCl = N0C1 + NaHS0 4

Менее характерны для N0 окислительные свойства. Например, при взаимодействии с сильными восстановителями образуется азот:

2N0 + 2H 2 S = N 2 + 2S↓ + 2Н 2 0

На родиевом катализаторе N0 окисляет угарный газ в углекислый:

2N0 + 2СО = N 2 + 2С0 2

Такие катализаторы устанавливают в выхлопных трубах автомобилей во избежание загрязнения атмосферы ядовитыми газами NO x .

При взаимодействии с расплавленной щелочью NO диспропорционирует:

6N0 + 4КОН = N 2 + 4KN0 2 + 2Н 2 0

Оксид азота(III) N 2 0 3 . Это соединение очень неустойчиво и существует только при низких температурах. В твердом и жидком состоянии (t пл = -100 °С) это вещество окрашено в ярко-синий цвет; выше О °С оно разлагается:

N 2 0 3 =N0 + N0 2

В отличие от N 2 0 и N0 оксид азота (II) - типичный кислотный оксид, в ледяной воде он растворяется с образованием голубого раствора азотистой кислоты;

N 2 0 3 + Н 2 0 = 2HNO 2

При взаимодействии с щелочными растворами N 2 0 3 количественно превращается в нитриты:

N 2 0 3 + 2NaOH = 2NaN0 2 + Н 2 0

В сильнокислой среде происходит гетеролитический распад связи NO-N0 2 , в результате этого образуются соли нитрозония:

N 2 0 3 + 3H 2 S0 4 = 2NO + + Н 3 0 + + 3HSO 4

При охлаждении до -36 °С эквимолярной смеси оксидов N0 и N0 2 , образующейся при восстановлении 50%-ной HN0 3 оксидом мышьяка (III) или крахмалом, конденсируется N 2 0 3:

2HN0 3 + As 2 0 3 + 2Н 2 0 = 2H 3 As0 4 + N 2 0 3

1 / n (C 6 H 10 O 5) n +12HN0 3 = 6C0 2 + 11H 2 0 + 6N 2 0 3

Оксиды азота(IV): NO 2 и N 2 0 4 . Оксид азота(IV) в широком интервале температуры существует в виде равновесной смеси мономера N0 2 и димера N 2 0 4 .

Равновесие

2N0 2 ↔ N 2 0 4 , ΔН = -57,2 кДж/моль

Бурый газ Бесцветный газ

парамагнитен диамагнитен

сильно зависит от температуры. Твердый оксид азота(IV) бесцветный, так как состоит исключительно из молекул N 2 0 4 . При его нагревании до t, w = -12,8 °С появляется коричневая окраска, которая усиливается с повышением температуры по мере увеличения доли мономера в смеси.

Оксид азота(IV) (как мономер, так и димер) хорошо растворим в воде и взаимодействует с ней. Поскольку в водных растворах соединения азота в четных степенях окисления не существуют, происходит диспропорционирование на азотную и азотистую кислоты:

N 2 0 4 + Н 2 0 = HN0 3 + HN0 2

Последняя устойчива лишь на холоде, а при комнатной температуре и выше диспропорционирует на N0 и HN0 3 , поэтому при комнатной и более высоких температурах реакция протекает по уравнению

3N0 2 + Н 2 0 = 2HN0 3 + NO

Однако если через воду пропускать смесь N0 2 и воздуха, то образуется только HN0 3:

2N0 2 + Н 2 0 + 1 / 2 0 2 = 2HN0 3

Подобно N0 оксид N 2 0 4 подвержен одноэлектронному окислению с образованием катиона нитроила (нитрония) N0 2 , имеющего линейное строение и изоэлектронного (16 е - на три атома) С0 2 . Нитроил-ион образуется также при самоионизации азотной кислоты:

2HN0 3 ↔ N0 2 + + NO 3 - + Н 2 0

Диоксид N0 2 - сильный окислитель, в атмосфере которого горят углерод, сера, многие металлы:

С + 2N0 2 = С0 2 + 2NO

В газовой фазе диоксид азота окисляет хлороводород до хлора:

2N0 2 + 4НС1 = 2NOC1 + 2Н 2 0 + С1 2

Получают N0 2 взаимодействием меди с горячей концентрированной азотной кислотой:

Сu + 4HN0 3 = Cu(N0 3) 2 + 2N0 2 + 2Н 2 0

либо термическим разложением (350-500 °С) тщательно высушенных нитратов тяжелых металлов:

2Pb(N0 3) 2 → 2РbО + 4N0 2 + 0 2

Реакцию проводят в присутствии диоксида кремния, связывающего образующийся оксид свинца в силикат PbSi0 3 , тем самым смещая равновесие вправо.

Оксид азота(IV) образуется также при окислении N0 кислородом:

2NO + 0 2 = 2N0 2 , ΔН° = -114 кДж/моль

Интересно, что эта реакция является обратимой, и при 200°С равновесие существенно смещено влево.

Оксид азота(V) N 2 0 5 . Азотный ангидрид N 2 0 5 образуется в виде летучих (t субл = 32,3 °С) бесцветных гигроскопичных кристаллов при пропускании паров азотной кислоты через колонку с оксидом фосфора(V):

4HN0 3 + Р 4 0 10 → 2N 2 0 5 + 4НР0 3

Твердый N 2 0 5 построен из ионов N0 2 + и N0 3 - , а в газовой фазе и в растворах состоит из молекул 0 2 N-О-N0 2 . Это вещество очень неустойчиво и в течение нескольких часов распадается (период полураспада 10ч), при нагревании - со взрывом:

2N 2 0 5 = 4N0 2 + 0 2

При растворении N 2 0 5 в воде образуется азотная кислота.

Высший оксид азота является сильным окислителем, например:

N 2 0 5 + I 2 = I 2 0 5 + N 2

В безводных кислотах (серной, азотной, ортофосфорной, хлорной) N 2 0 5 распадается, образуя катион нитрония N0 2:

N 2 0 5 + НСlO 4 = N0 2 + C10 4 - + HN0 3

Соли нитрония являются сильными окислителями. При попадании в воду они гидролизуются:

N0 2 + C10 4 - + Н 2 0 = HN0 3 + НС10 4

Хлористый нитроил N0 2 C1 (t пл = -145 °С, t кип = -16 °С) - бесцветный газ, образующийся при пропускании хлора над твердым нитратом серебра или при взаимодействии дымящей азотной и хлорсульфоновой кислот:

HN0 3 + ClSO 3 H = N0 2 C1 + H 2 S0 4

В щелочной среде он распадается на гипохлорит и нитрит.

Основные реакции оксида азота - это реакции с кислородом, свободными радикалами, тиолами, металлами переменной валентности.

С кислородом оксид азота включается в цепочку реакций результатом которой является образование нитрит-иона.

Со свободными радикалами оксид азота образует высокоактивные соединения:

Реакция с супероксидным анион-радикалом (образуется пероксинитрит) NO+O2=ONOO

Реакция с гидроксильным радикалом (образуется нитрит)

Реакции с пероксильными и алкоксильными радикалами липидов с обрывом цепи перекисного окисления липидов (в результате восстановления этих радикалов до гидропероксидов или оксипроизводных липидов).

Таким образом оксид азота может участвовать в регуляции процессов свободнорадикального перекисного окисления липидов.

С тиоловыми группами белков и низкомолекулярных тиолов (цистеин, глутатион) оксид азота образует нитрозилированные соединения R-SNO (например, нитрозилированный альбумин).

Связывается с железом гема с образованием нитрозольного комплекса с железом в активном центре

Вступает в качестве восстановителя в окислительно-восстановительные реакции

5. Реакции оксида азота с кислородом

Оксид азота бесцветный газ, растворимый в воде и жирах. Обладает одним неспаренным электроном, благодаря чему является высоко реактивным радикалом. Свободно проникает через биологические мембраны и легко вступает в реакции с другими соединениями.

С кислородом оксид азота включается в цепочку реакций, результатом которых является образование нитрит-иона.

N2O3 + H2O = 2NO2 + 2H

Реакция с супероксилным радикалом, которая приводит к образованию пероксинитрита и OH радикала: NO + O2 = ONOO

При связывании оксида азота с кислородом образуются стабильные конечные продукты – нитрит и нитрат, которые являются косвенными маркерами концентрации оксида азота в организме.

Вне вопросов - Оксид азота участвует в:

Работе ЖКТ и мочеполовой системы

Функционирование секреторных клеток и тканей, в частности в выработке инсулина

Работе органов дыхания

Жизнедеятельности кожного покрова

Болевой реакции

Работе репродуктивной системы

Ингибирование тромбообразования и адгезия тромбоцитов на поверхности сосудов

Регуляция выделения нейромедиаторов

Формирование в синаптической передаче длительно функционирующих связей между нейронами – постсинаптической потенциации, лежащей в основе памяти, обучения, творческой деятельности человека.

Оксид азота существует в трех формах, которые могут переходить друг в друга при окислении или восстановлении. Оксид азота, никтрозоний-катион, нитроксил-анион.

6. Какие соединения образуются в результате связывания no с тиоловыми группами

S-нитрозотиолы (RS-NO) и динитрозильные комплексы – относительно долгоживущие продукты связывания оксида азота с тиоловыми группами аминокислот и негемового железа в макрофогах и эндотелиальных клетках.

R-SH + NO = RS-NO

S-нитрозотиолы и динитрозильные комплексы негемового комплекса – это вещества способные переносить ионы нитрозония на тиоловые группы различных белков с образованием белковых S-нитрозотиолов

В физиологических условиях при действии облучения нитрозотиолы распадаются и высвобождают оксид азота

В присутствии железо- или медьсодержащих белков S-нитрозотиолы могут образовывать дисульфиды, например, распад глутатиона в присутствии ионов меди

NO Отн. молек. масса 30.0061 а. е. м. Молярная масса 30.0061 г/моль Физические свойства Плотность вещества 0.00134 (газ) г/см³ Состояние (ст. усл.) бесцветный газ Термические свойства Температура плавления −163.6 °C Температура кипения −151.7 °C Энтальпия (ст. усл.) 81 кДж/моль Химические свойства Растворимость в воде 0,01 г/100 мл Классификация номер CAS

Окси́д азо́та (II) NO (моноксид азота, окись азота , нитрозил-радикал) - несолеобразующий оксид азота . Он представляет собой бесцветный газ, плохо растворимый в воде. Сжижается с трудом; в жидком и твёрдом виде имеет голубой цвет.

Наличие неспаренного электрона обусловливает склонность NO к образованию слабосвязанных димеров N 2 O 2 . Это непрочные соединения с ΔH° димеризации = 17 кДж. Жидкий оксид азота (II) на 25% состоит из молекул N 2 O 2 , а твердый оксид целиком состоит из них.

Получение

N 2 + O 2 → 2NO - 180,9 кДж 2NO + O 2 → 2NO 2 .

В лаборатории его обычно получают взаимодействием 30%-ной HNO 3 с некоторыми металлами , например, с медью :

3Cu + 8HNO 3 (30 %) → 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O.

Более чистый, не загрязнённый примесями NO можно получить по реакциям:

FeCl 2 + NaNO 2 + 2HCl → FeCl 3 + NaCl + NO + H 2 O; 2HNO 2 + 2HI → 2NO + I 2 ↓ + 2H 2 O.

4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O.

Химические свойства

При комнатной температуре и атмосферном давлении окисление NO кислородом воздуха происходит мгновенно:

2NO + O 2 → 2NO 2

Для NO характерны также реакции присоединения галогенов с образованием нитрозилгалогенидов, в этой реакции NO проявляет свойства восстановителя:

2NO + Cl 2 → 2NOCl (нитрозилхлорид).

В присутствии более сильных восстановителей NO проявляет окислительные свойства:

2SO 2 + 2NO → 2SO 3 + N 2 .

В воде NO мало растворим и с ней не реагирует, являясь несолеобразующим оксидом.

Физиологическое действие

Оксид азота (белый) в цитоплазме клеток хвойных пород деревьев через час после механического воздействия.

Как и все оксиды азота (кроме N 2 O), NO - токсичен, при вдыхании поражает дыхательные пути.

За два последних десятилетия было установлено, что эта молекула NO обладает широким спектром биологического действия, которое условно можно разделить на регуляторное, защитное и вредное. NO, являясь одним из мессенджеров, участвует в регуляции систем внутри- и межклеточной сигнализации. Оксид азота, производимый клетками эндотелия сосудов, отвечает за расслабление гладких мышц сосудов и их расширение(вазодилатацию), предотвращает агрегацию тромбоцитов и адгезию нейрофилов к эндотелию, участвует в различных процессах в нервной, репродуктивной и иммунной системах. NO также обладает цитотоксическими и цитостатическими свойствами. Клетки-киллеры иммунной системы используют оксид азота для уничтожения бактерий и клеток злокачественных опухолей. С нарушением биосинтеза и метаболизма NO связаны такие заболевания, как ассенциальная артериальная гипертензия, ишемическая болезнь сердца, инфаркт миокарда, первичная легочная гипертензия, бронхиальная астма, невротическая депрессия, эпилепсия, нейродегенеративные заболевания (болезнь Альцгеймера, болезнь Паркинсона), сахарный диабет, импотенция и др.

Оксид азота может синтезироваться несколькими путями. Растения используют неферментативную фотохимическую реакцию между NO 2 и каротиноидами. У животных синтез осуществляют семейство NO-синтаз (NOS). NOS-ферменты – члены гем-содержащего суперсемейства ферментов, названных монооксигеназами. В зависимости от структуры и функций, NOS могут быть разделены на три группы: эндотелиальные (eNOS), нейрональные (nNOS) и индуцибельные (iNOS). В активный центр любой из NO-синтаз входит железопорфириновый комплекс, содержащий аксиально координированный цистеин или метионин. Хотя все изоформы NOS катализируют образование NO, все они являются продуктами различных генов, каждая из них имеет свои особенности как в механизмах действия и локализации, так и в биологическом значении для организма. Поэтому указанные изоформы принято также подразделять на конститутивную (cNOS) и индуцибельную (iNOS) синтазы оксида азота. cNOS постоянно находится в цитоплазме, зависит от концентрации ионов кальция и кальмодулина (белок, являющийся внутриклеточным посредником переноса ионов кальция) и способствует выделению небольшого количества NO на короткий период в ответ на стимуляцию рецепторов. Индуцибельная NOS появляется в клетках только после индукции их бактериальными эндотоксинами и некоторыми медиаторами воспаления, такими как гамма-интерферон, фактор некроза опухоли и др. Количество NO, образующегося под влиянием iNOS, может варьировать и достигать больших количеств (наномолей). При этом продукция NO сохраняется длительнее. Характерной особенностью NO является способность быстро (менее чем за 5 секунд) диффундировать через мембрану синтезировавшей его клетки в межклеточное пространство и легко (без участия рецепторов) проникать в клетки-мишени. Внутри клетки он активирует одни энзимы и ингибирует другие, таким образом, участвуя в регуляции клеточных функций. По сути, монооксид азота является локальным тканевым гормоном. NO играет ключевую роль в подавлении активности бактериальных и опухолевых клеток путем либо блокирования некоторых их железосодержащих ферментов, либо путем повреждения их клеточных структур оксидом азота или свободными радикалами, образующимися из оксида азота. Одновременно в очаге воспаления накапливается супероксид, который вызывает повреждение белков и липидов клеточных мембран, что и объясняет его цитотоксическое действие на клетку-мишень. Следовательно, NO, избыточно накапливаясь в клетке, может действовать двояко: с одной стороны вызывать повреждение ДНК и с другой - давать провоспалительный эффект. Оксид азота способен инициировать ангиогенез (образование кровеносных сосудов). В случае инфаркта миокарда оксид азота играет положительную роль, т.к. индуцирует новый сосудистый рост, но при раковых заболеваниях тот же самый процесс вызывает развитие опухолей, способствуя питанию и росту раковых клеток. С другой стороны, вследствие этого улучшается доставка оксида азота в опухолевые клетки. Повреждение ДНК под действием NO является одной из причин развития апоптоза (запрограммированный процесс клеточного «самоубийства», направленный на удаление клеток, утративших свои функции). В экспериментах наблюдалось дезаминирование дезоксинуклеозидов, дезоксинуклеотидов и неповрежденной ДНК при воздействии раствора, насыщенного NO. Этот процесс ответственен за повышение чувствительности клеток к алкилирующим агентам и ионизирующему излучению, что используется в антираковой терапии.

Клиренс NO (скорость очищения крови от NO в процессе его химических превращений) происходит путем образования нитритов и нитратов и составляет в среднем не более 5 секунд. В клиренс могут быть вовлечены промежуточные ступени, связанные со взаимодействием с супероксидом или с гемоглобином с образованием пероксинитрита. Оксид азота может быть восстановлен NO-редуктазой – ферментом, тесно связанным с NO-синтазой.

Предыдущая статья: Чему равна скорость света Следующая статья: Углерод — характеристика элемента и химические свойства