A nitrogén-monoxid tulajdonságai 2. A nitrogén-monoxid védő funkciója

Kémiai formula NEM Fizikai tulajdonságok Állapot (standard állapot) színtelen gáz Moláris tömeg 30,0061 g/mol Sűrűség 0,00134 (gáz) g/cm³ Termikus tulajdonságok Olvadási hőmérséklet −163,6 °C Forráshőmérséklet −151,7 °C A képződés entalpiája (st. konv.) 81 kJ/mol Kémiai tulajdonságok vízben oldhatóság 0,01 g/100 ml Osztályozás Reg. CAS szám

(mon(o)nitrogén-oxid, nitrogén-oxid, nitrozil gyök) NO - nem sóképző nitrogén-monoxid. Normál körülmények között színtelen gáz, vízben rosszul oldódik. Nehezen cseppfolyósodik; folyékony és szilárd formában kék színű.

A párosítatlan elektron jelenléte meghatározza az NO hajlamát gyengén kötött N 2 O 2 dimerek képzésére. Ezek gyenge kapcsolatok a Δ-vel H° dimerizáció körülbelül 17 kJ/mol. A folyékony nitrogén-oxid (II) 25%-ban N 2 O 2 molekulákból áll, a szilárd oxid pedig teljes egészében ezekből áll.

Nyugta

A nitrogén-oxid (II) az egyetlen nitrogén-oxid, amely közvetlenül nyerhető szabad elemekből a nitrogén oxigénnel való kombinálásával magas hőmérsékleten (1200-1300 °C) vagy elektromos kisülésben. A természetben a légkörben villámkisülések során keletkezik (a reakció termikus hatása -180,9 kJ):

A hőmérséklet csökkenésekor a nitrogén(II)-oxid nitrogénre és oxigénre bomlik, de ha a hőmérséklet meredeken csökken, akkor az oxid, amelynek még nem volt ideje lebomlani, elég sokáig létezik: alacsony hőmérsékleten a bomlás sebessége kicsi. . Ezt a hirtelen lehűlést „kioltásnak” nevezik, és a salétromsav előállításának egyik módszerében használják.

A laboratóriumban általában úgy nyerik, hogy 30% HNO 3-ot reagáltatnak bizonyos fémekkel, például rézzel:

Tisztább, szennyeződésekkel nem szennyezett NO-t a következő reakciókkal lehet előállítani:

Az ipari módszer az ammónia magas hőmérsékleten és nyomáson történő oxidációján alapul Cr 2 O 3 (mint katalizátor) részvételével:

Kémiai tulajdonságok

Szobahőmérsékleten és légköri nyomáson a NO-t a légköri oxigén oxidálja:

Az NO-t ezenkívül halogén addíciós reakciók jellemzik nitrozil-halogenidek képződésével, a NO redukálószer tulajdonságait mutatja nitrozil-klorid képződésével:

Erősebb redukálószerek jelenlétében az NO oxidáló tulajdonságokat mutat:

A NO enyhén oldódik vízben, és nem reagál vele, mivel nem sóképző oxid.

Fiziológiai hatás

Mint minden nitrogén-oxid (kivéve az N 2 O), az NO mérgező, és belélegezve hatással van a légutakra.

Az elmúlt két évtized során bebizonyosodott, hogy ennek az NO-molekulának sokféle biológiai hatása van, amelyek szabályozó, védő és káros hatásokra oszthatók. A NO közvetítőként működik a sejtjelátvitelben a sejteken belül és a sejtek között. A vaszkuláris endothelsejtek által termelt nitrogén-monoxid felelős az erek simaizmainak ellazításáért és azok tágulásáért (vazodilatáció), megakadályozza a vérlemezkék aggregációját és a neurofilek endotéliumhoz tapadását, valamint részt vesz az ideg-, reproduktív és immunrendszer különböző folyamataiban. . Az NO citotoxikus és citosztatikus tulajdonságokkal is rendelkezik. Az immunrendszer gyilkos sejtjei nitrogén-oxidot használnak a baktériumok és rákos sejtek elpusztítására. A NO bioszintézisének és metabolizmusának zavarai olyan betegségekhez kapcsolódnak, mint az esszenciális artériás magas vérnyomás, szívkoszorúér-betegség, szívinfarktus, primer pulmonalis hypertonia, bronchiális asztma, neurotikus depresszió, epilepszia, neurodegeneratív betegségek (Alzheimer-kór, Parkinson-kór), diabetes mellitus, impotencia stb.

A cNOS folyamatosan a citoplazmában található, függ a kalciumionok és a kalmodulin (egy fehérje, amely a kalciumion transzport sejten belüli közvetítője) koncentrációjától, és elősegíti a kis mennyiségű NO felszabadulását rövid ideig a receptor stimulációjára válaszul. Az indukálható NOS csak a bakteriális endotoxinok és egyes gyulladásos mediátorok (pl. gamma-interferon, tumornekrózis faktor stb.) általi indukálása után jelenik meg a sejtekben. Az iNOS hatására képződő NO mennyisége változhat és elérheti a nagy mennyiségeket (nanomolokat). Ugyanakkor a NO gyártása tovább tart.

Az NO jellemző tulajdonsága, hogy gyorsan (kevesebb, mint 5 másodperc alatt) átdiffundál az azt szintetizáló sejt membránján az intercelluláris térbe, és könnyen (receptorok részvétele nélkül) behatol a célsejtekbe. A sejten belül egyes enzimeket aktivál, más enzimeket pedig gátolja, részt vesz a sejtfunkciók szabályozásában, és tulajdonképpen helyi jelzőmolekulaként működik. A NO kulcsszerepet játszik a bakteriális és daganatos sejtek aktivitásának gátlásában azáltal, hogy blokkolja egyes vastartalmú enzimeiket, vagy károsítja sejtszerkezeteiket nitrogén-monoxiddal vagy a nitrogén-monoxidból képződött szabad gyökökkel. Ugyanakkor a gyulladás helyén szuperoxid halmozódik fel, ami károsítja a sejtmembránok fehérjéit és lipidjeit, ami megmagyarázza a célsejtre gyakorolt citotoxikus hatását. Következésképpen a sejtben túlzottan felhalmozódó NO kétféleképpen hathat: egyrészt DNS-károsodást, másrészt gyulladást elősegítő hatást fejt ki.

A nitrogén-monoxid képes beindítani az erek képződését. Szívinfarktus esetén a nitrogén-monoxid pozitív szerepet játszik az új érszaporulat indukálásával, de a rákban ugyanez a folyamat okozza a daganatok kialakulását a rákos sejtek táplálkozásának és növekedésének elősegítésével. Másrészt ez javítja a nitrogén-monoxid eljutását a tumorsejtekhez. Az NO hatására bekövetkező DNS-károsodás az egyik oka az apoptózis kialakulásának (a sejtes „öngyilkosság” programozott folyamata, amelynek célja a funkciójukat vesztett sejtek eltávolítása). A kísérletekben dezoxinukleozidok, dezoxinukleotidok és ép DNS dezaminációját figyelték meg, amikor NO-val telített oldattal érintkeztek. Ez a folyamat felelős a sejtek alkilezőszerekkel és ionizáló sugárzással szembeni érzékenységének növeléséért, amelyet a rákellenes terápiában használnak.

Az NO kiürülése (az a sebesség, amellyel a vér kémiai átalakulásai során az NO-tól megtisztul) nitritek és nitrátok képződésén keresztül megy végbe, és átlagosan nem haladja meg az 5 másodpercet. A kiürülés közbenső lépései lehetnek, amelyek során a szuperoxiddal vagy hemoglobinnal kölcsönhatásba lépnek, és peroxinitrit keletkezik. A nitrogén-monoxid redukálható NO-reduktázzal, amely az NO-szintázhoz közeli rokon enzim.

Alkalmazás

Az NO termelése a salétromsav előállításának egyik szakasza.

Lásd még

Nitrogén-oxidok
Nitrogén-oxid (I) (N 2 O)			Nitrogén-monoxid (II) (NO)
Nitrogén-oxid (III) (N 2 O 3)

Nitrogén-oxidok és hidroxidok

AZ OXIDÁCIÓS FOKOK TITKA

A nitrogén számos oxidot képez, amelyek formálisan megfelelnek az összes lehetséges oxidációs állapotnak +1 és +5 között: N 2 O, NO, N 2 O 3, NO 2, N 2 O 5, de ezek közül csak kettő nitrogén-oxid (II. ) és az oxid-nitrogén(IV) - nemcsak normál körülmények között stabil, hanem aktívan részt vesz a természetes és ipari nitrogénciklusokban is. Ezért megvizsgáljuk tulajdonságaikat (összehasonlítással). Kezdjük szokás szerint a molekulák szerkezetével.

Nitrogén-oxid molekulák szerkezete

Molekula NEM. A szerkezetet meglehetősen egyszerű feltételezni: az oxigénnek két párosítatlan elektronja van, a nitrogénnek három - kettős kötés jön létre, a maradékban pedig egy párosítatlan elektron... Nem könnyű megválaszolni a kérdést, hogy miért ilyen „nem szabványos” molekula. stabil. Egyébként érdemes megjegyezni, hogy a stabil szabad gyökök - párosítatlan elektronokkal rendelkező molekulák - meglehetősen ritkák a természetben. Feltételezhető, hogy a NO-molekulák párosodnak, és kettős vagy dimer ONNO-molekulát alkotnak. Így meg tudjuk oldani a párosítatlan elektron problémáját.
Molekula NO2. Úgy tűnik, nem is lehetne egyszerűbb – egy oxigénatom egy páratlan elektronon keresztül kapcsolódott a NO-molekulához. (Valójában nem atom kötődik, hanem molekula, és nem a NO-hoz, hanem az ONNO dimerhez. Ezért csökken a hozzáadódás sebessége a hőmérséklet emelkedésével - a dimer kettészakad.) És most az oxigén. párosítatlan elektronja van - a nitrogén-monoxid molekula (IV) szintén szabad gyök. Ismeretes azonban, hogy amikor két NO 2 molekula összekapcsolódik és N 2 O 4 molekulát alkot, a kapcsolat nitrogénatomokon keresztül jön létre, ami azt jelenti, hogy ennek a nagyon párosítatlan elektronnak a nitrogénnek kell lennie. Hogyan lehet ezt megtenni?
A válasz nem szokványos, de egészen a nitrogén „jellegében” – donor-akceptor kötés. A logika segítségével vegyük figyelembe, hogy az NO-molekula nitrogénatomja milyen elektronokkal rendelkezik. Ez egy párosítatlan elektron, egy szabad elektronpár és további két elektron, amely oxigénhez kötődik – összesen öt. Az „érintkezésbe kerülő” oxigénatomnak pedig hat elektronja van négy pályán. Ha ketté rendezi őket, akkor egy pálya szabad marad. Pontosan ezt foglalja el a nitrogénatom egy elektronpárja, és a párosítatlan elektronnak ezzel kapcsolatban kiderül, hogy semmi köze hozzá (1., 2. ábra).
Érdemes még egy pontot megemlíteni - mivel egy elektronpár található s-pályára került, „érintkezésbe került”, egyszerűen hibridizációra kényszerült - nagyon nehéz a második atomnak közös használatra felajánlani az első atom felületén egyenletesen elosztott elektronpárt. Felmerül a kérdés: milyen típusú hibridizációt alkalmaz az atom? Válasz: a nitrogén három elektronpályája állapotban van sp 2- hibridizáció. Az NO 2 molekula szögletes, a szög 134° (a szög nagyobb, mint 120°, mert az egyik elektron gyengébb kötéselektronokat tasz ki magától, mint egy elektronpár) (3-5. ábra).

A nitrogén-oxidok fizikai tulajdonságai

nitrogén-monoxid (II) NEM. Molekuláris kristályrács; a molekula könnyű, gyengén poláris (az oxigén elektronegativitása nagyobb, mint a nitrogéné, de nem sokkal). Feltételezhető, hogy az olvadáspont és a forráspont alacsony, de magasabb, mint a nitrogéné, mivel a molekula bármilyen polaritása lehetővé teszi az elektrosztatikus vonzási erők egyszerű intermolekuláris erőkkel való összekapcsolását. A dimer képződése a forráspontot is növeli, így a molekula nehezebb. A molekula szerkezete azt is sugallja, hogy vízben oldódik alacsony, amely oldószer észrevehetően polárisabb, mint az NO. Érdemes hangsúlyozni, hogy a nitrogén(II)-oxid nem színe és nem szaga.

Nitrogén-oxid (IV) NO2. A kristályrács is molekuláris, de mivel maga a molekula nehezebb, mint az NO, és a dimerizációra való hajlama is észrevehetően nagyobb, ennek az anyagnak észrevehetően magasabb hőmérsékleten meg kell olvadnia és fel kell forrnia. A forráspont 21 °C, tehát normál körülmények között 20 °C és 760 Hgmm. Művészet. – nitrogén(IV)-oxid, folyékony.
Most nézzük az oldhatóságot. Emlékezzünk arra, hogy az „oldhatóság” szó jelentheti a vízzel való kémiai reakciókat is; a lényeg az, hogy az oldószer felszívja az oldott anyagot. Amikor az oxidok vízzel reagálnak, mint ismeretes, hidroxidok keletkeznek - formálisan ezek csak hidratált oxidok, de a valóság gyakran sok érdekes és teljesen informális dolgot mutat be. Tehát ez a nitrogén-monoxid feloldódik a vízben, egyszerre reagál vele, és így két savat kapunk egyszerre!

Vegye figyelembe, hogy a nitrogén-monoxid (IV) jellegzetes csípős szagú és vörösesbarna színű, amelynek árnyalatai a koncentrációtól függően különböznek egymástól. A nitrogén-oxidok légkörbe történő kibocsátását ezért a színért „rókafarkoknak” nevezik.
Azt kérdezed: hol a titok? Az oxidációs állapotok rejtélyének első része előtted van: miért stabilak a páros oxidációs állapotú oxidok az ötödik (páratlan) csoport eleménél? (Ugyanakkor vannak szabad gyökök is!) A legáltalánosabb értelemben a válasz kézenfekvő - mivel stabilak, ez azt jelenti, hogy ez annyira előnyös számukra. Energikusan. És miért? Úgy tűnik, a lényeg a nitrogén- és oxigénatomok sajátos szerkezetében van – túl sok elektronjuk van, és túl kevés a pályájuk. A „pályaképességek” diktálják szabályaikat, és megalapozzák az ilyen „energia-előnyöket”. Ekkor világossá válik a „kettő” és a „négy” szám: két elektron hiányzik az oxigéntől a nyolcig, és mindkét atomnak csak négy pályája van.
Azt is mondhatjuk, hogy a NO csak... arra vár, hogy egy oxigénmolekula NO 2-vé alakuljon. Egy metaforával megjegyezzük, hogy sok atom „élet értelme” az a vágy, hogy „élettársat” találjanak - egy másik elem atomját vagy atomjait. Bár persze vannak „meggyőződött legények”, mint az arany.

A nitrogén-oxidok kémiai tulajdonságai

1. Reakciók fémekkel. Mivel a pozitív oxidációs állapotú nitrogénatom oxidálószer, és minél magasabb az oxidációs állapot, annál erősebb a képessége, hogy más atomoktól elektronokat vegyen el, így a nitrogén-oxidok reakcióba lépnek a fémekkel - lényegében redukálószerekkel. A kapott termékek teljesen eltérőek lehetnek, a reakciókörülményektől és magától a fémtől függően. Például a forró rézhez minden nitrogén-oxid feladja az oxigént, és önmagukban egyszerű nitrogén anyaggá alakul:

A képződött réz-oxid és nitrogén-oxid mennyisége alapján meg lehet határozni, hogy melyik nitrogén-oxid reagált a rézzel.

2. Reakciók nem fémekkel. Először is nézzük meg az oxigénnel való reakciókat. Itt van különbség az oxidok között, és egy nagyon jelentős.
Oxid A NO reakcióba lép az oxigénnel, és nitrogén-oxidot (IV) képez. A reakció visszafordítható. Ezenkívül a hőmérséklet emelkedésével ennek a reakciónak a sebessége csökken:

2NO + O 2 = 2NO 2.

Oxid A NO 2 egyáltalán nem reagál oxigénnel.
Az ózon mindkét oxidot nitrogén-oxiddá (V) alakítja.
nitrogén-monoxid (II) A NO teljesen hozzáadja az ózont:

2NO + O 3 = N 2 O 5.

A nitrogén-oxid (IV) NO 2 ózonnal reagálva szintén oxigént bocsát ki:

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

3. Reakciók vízzel. A NO-oxid nem lép reakcióba vízzel. A NO 2 -oxid vízzel két savat képez - salétromsavat (nitrogén oxidációs állapot +5) és nitrogénsavat (nitrogén oxidációs állapot +3). Oxigén jelenlétében az NO 2 -oxid teljesen salétromsavvá alakul:

2NO 2 + H 2 O = HNO 3 + HNO 2,
4NO 2 + O 2 + 2H 2 O = 4HNO 3.

4. Reakciók savakkal. Egyik oxid sem - NO vagy NO 2 - nem lép reakcióba savakkal.
5. Reakciók lúgokkal. Mindkét nitrogén-oxid reakcióba lép lúgokkal.

Oxid A NO salétromsavból, nitrogén-oxidból (I) és nitrogénből lúggal sót képez:

10NO + 6NaOH = 6NaNO2 + N2O + N2 + 3H2O.

Oxid A NO 2 két sav sóit képez lúggal - salétromsavval és salétromsavval:

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

Térjünk vissza az oxidációs állapotok rejtélyéhez. A nitrogén oxigénvegyületeinek átmenete során a „gáz” állapotból, ahol szabadon mozoghat, a „vizes oldat” állapotba, ahol nagyobb a nyüzsgés, ahol virágzik a kollektivizmus, ahol poláris vízmolekulák léteznek és aktívan hatnak, senki sem engedi, hogy a molekula, atom vagy ion egyedül legyen, „irányváltás” következik be. A páratlan oxidációs állapotok válnak stabillá, ahogy az egy páratlan csoportból származó elemhez illik. (A stabil azonban viszonylag. A salétromsav például csak oldatban tud létezni, különben lebomlik. A (II) és (IV) nitrogén-oxidoknak formálisan megfelelő savak viszont egyáltalán nem léteznek. Összehasonlításból minden ismert. )
Érdekes, hogy nem csak az egyértelműen savas oxid NO 2 lép reakcióba a lúgokkal, hanem az NO - tulajdonságaiban és oxidációs fokában nem savas, és más oxidációs állapotú - páratlan - vegyületek is keletkeznek! Titok? Egészen!

A nitrogén(V)-hidroxid - salétromsav molekulájának szerkezete

A nitrogén-hidroxidok közül egyet fogunk figyelembe venni, de a legnagyobb mennyiséget - a salétromsavat.
A salétromsavmolekula poláris (elsősorban az oxigén és a hidrogén eltérő elektronegativitása miatt, mert a nitrogén a molekula belsejében rejtőzik) és aszimmetrikus. A benne lévő nitrogén- és oxigénkötések mindhárom szöge eltérő. A nitrogén formális oxidációs állapota a legmagasabb, azaz +5. Ugyanakkor a nitrogénatomnak csak négy kötése van más atomokkal - a nitrogén vegyértéke négy. Egy másik titok.
Világos, hogyan történhetett ez meg egy atom vegyértéke számszerűen nagyobb, mint az oxidációs állapota. Ehhez elegendő kötést kialakítani a molekulában lévő azonos atomok között. Például a hidrogén-peroxidban az oxigén vegyértéke kettő, de az oxidációs állapot csak –1. Az oxigénnek sikerült közelebb húznia magához a hidrogénnel közös elektronkötéspárt, és a két oxigénatom kötéspárja szigorúan középen maradt. De hogyan lehet így csinálni egy atom vegyértéke volt kisebb oxidációs állapot?
Gondolkodjunk el: hogyan működik valójában egy salétromsav molekula? Egy molekula szerkezete könnyebben megérthető, ha figyelembe vesszük az előállítás folyamatát. A salétromsavat a nitrogén-oxid (IV) vízzel való reakciójával (oxigén jelenlétében) állítják elő: két NO 2 molekula egyidejűleg „megtámad” egy vízmolekulát párosítatlan elektronjaival, ennek eredményeként a hidrogén és az oxigén közötti kötés létrejön. nem törik, mint általában (egy elektronpár oxigénből és „csupasz protonból”), és „őszintén” - az egyik NO 2 molekula az elektronjával hidrogént kap, a másik az OH gyököt (6. ábra). Két sav keletkezik: mindkét sav erős, mindkettő gyorsan leadja protonját a legközelebbi vízmolekuláknak, és végül ionok és . Az ion instabil, két HNO 2 molekula vízzé bomlik, NO 2 és NO. A NO-oxid reakcióba lép az oxigénnel, NO 2 -dá alakul, és így tovább, amíg csak salétromsavat nem kapnak.

Formálisan kiderül, hogy a nitrogénatom az egyik oxigénatomhoz kettős kötéssel, a másikhoz pedig egy közönséges egyszeres kötéssel kapcsolódik (ez az oxigénatom is egy hidrogénatomhoz kapcsolódik). A HNO 3-ban lévő nitrogén donor-akceptor kötéssel kapcsolódik a harmadik oxigénatomhoz, a nitrogénatom donorként működik. A nitrogénatom hibridizációja legyen sp 2 kettős kötés jelenléte miatt, amely meghatározza a szerkezetet - egy lapos háromszög. A valóságban kiderül, hogy egy nitrogénatom és három oxigénatom töredéke valóban egy lapos háromszög, csak egy salétromsavmolekulában ez a háromszög hibás - mindhárom ONO-szög eltérő, ezért a háromszög oldalai eltérőek. . Amikor a molekula disszociál, a háromszög szabályossá, egyenlő oldalúvá válik. Ez azt jelenti, hogy a benne lévő oxigénatomok egyenértékűvé válnak! Minden kötés azonossá válik (a kettős kötés rövidebb, mint az egyszeres kötés). Hogyan?
Inkább okoskodjunk. sp 2-A nitrogénatom hibridizációja az oxigénatomokat azonos típusú hibridizációra kényszeríti. Az eredmény egy lapos szerkezet, amelyen át helyezkednek el a hibridizációban nem részt vevő p-pályák, amelyek mind a négy atomban jelen vannak.
Most nézzük meg a vegyértékelektronok teljes számát: az ion öt elektront tartalmaz nitrogénből, hat elektront a három oxigénatomból, és egy másikat, amely töltést ad az ion egészének, azaz összesen huszonnégy. Ebből hat elektron szükséges három egyszeres kötés kialakításához, tizenkét elektron helyezkedik el a molekula kerülete mentén hibrid pályákon (két elektronpár minden oxigénatomhoz), hat elektron marad ugyanannak a négynek. R-a hibridizációban nem részt vevő pályák. Az egyetlen ésszerű magyarázat ebben az esetben az, hogy minden atom egyetlen elektronfelhőben osztja meg elektronjait (7. ábra). Ezt elősegítik a kis atomi sugarak és a kis atomközi távolságok. A szimmetria pedig általában energetikailag kedvező, és ezért növeli a szerkezet egészének stabilitását. Nem ez az egyetlen eset, amikor az elektronok több atomon keresztül osztódnak meg, hasonló „kollektív elektrongazdálkodás” található például a szerves kémiában, például az aromás vegyületekben.

Térjünk vissza azonban a salétromsav tulajdonságainak a molekula szerkezetére vonatkozó elképzeléseken alapuló előrejelzéseihez. Az ion formájában való megjelenés nyilvánvaló előnye nemcsak a sav vizes oldatban való nagyfokú disszociációját magyarázza, hanem a vízmentes sav disszociációjának lehetőségét is. És ennek az anyagnak a fizikai tulajdonságait a disszociáció határozza meg.

A salétromsav fizikai tulajdonságai

Egy ionizált vegyület, még ha részlegesen is ionizált, nehezen alakítható gázzá. Így a forráspontnak elég magasnak kell lennie, de ilyen kis molekulatömeg mellett (és a nagy mobilitás miatt) az olvadáspont nem lehet magas. Következésképpen az aggregált állapot 20 °C-on folyékony.
Ami a vízben való oldhatóságot illeti, sok más poláris folyadékhoz hasonlóan a salétromsav bármilyen arányban könnyen keverhető vízzel.
A tiszta salétromsav színtelen és szagtalan. Az oxigénre és a benne is oldódó nitrogén-oxidra (IV) történő bomlás miatt azonban elmondhatjuk, hogy a közönséges tömény salétromsav sárgásbarna színű és az NO 2 -re jellemző szúrós szagú.
Nézzük meg, hogyan befolyásolja a salétromsav molekula szerkezete kémiai tulajdonságait.

A salétromsav kémiai tulajdonságai

A legfontosabb dolog, amit meg kell jegyeznünk, hogy a nitrogénatom magasabb oxidációs állapota korlátozza a salétromsav tulajdonságait, nem lép reakcióba oxidálószerekkel. De redukálószerekkel, elsősorban fémekkel, nem szokványos és változatos módon reagál.
1. Reakciók fémekkel. A salétromsav, mint erős oxidálószer, még híg oldatokban is reakcióba lép a fémekkel (ellentétben a kénsavval, amely csak koncentrált formában mutatja oxidáló tulajdonságait). Általában fémnitrát képződik, de hidrogén helyett gáznemű nitrogénvegyületek szabadulnak fel: NO 2, NO, N 2 O, N 2 vagy ammónia, amely savas környezetben azonnal ammóniumionná alakul. Elvileg, amikor egy fém reagál salétromsavval, akkor ez a teljes gázcsokor keletkezik, de a fémtől és a sav koncentrációjától függően bizonyos komponensek érvényesülnek.
Így laboratóriumi körülmények között a nitrogén(II)-oxidot általában rézforgács 1,2 g/cm3 sűrűségű salétromsavval történő reagáltatásával állítják elő, azaz a réz híg savval történő kezelésénél egyértelműen ez az oxid érvényesül a gáznemű reakciótermékekben:

De amikor az azonos sűrűségű (és ezért koncentrációjú) salétromsav reagál a vassal, a nitrogén-oxid (II) tartalma a keverékben csak 40% - kevesebb, mint a fele, és a fennmaradó 60% egyenletesen oszlik el az ammónium-nitrát és a nitrogén között. , nitrogén-oxid (I ) és nitrogén-oxid (IV) (8. ábra).

Érdekes és életbevágóan fontos tény, hogy sem a vas, sem az alumínium nem lép reakcióba a 100%-os salétromsavval (tehát ezekből a fémekből készült tartályokban és egyéb tartályokban tárolható és szállítható). A tény az, hogy ezeket a fémeket tartós oxidfilmek borítják, amelyek tiszta savban oldhatatlanok. A savas tulajdonságok megnyilvánulásához a savnak észrevehetően disszociáltnak kell lennie, és ehhez vízre van szükség.
2. Reakciók nem fémekkel. A salétromsav nem lép reakcióba oxigénnel és ózonnal.
3. Vízzel nem lép reakcióba. A víz csak a sav disszociációját segíti elő.
4. Reakciók savakkal. A salétromsav nem lép reakcióba más savakkal csere- vagy összetett reakciók révén. Erős oxidálószerként azonban eléggé képes reagálni. Tömény salétromsav és sósav keverékében reverzibilis reakciók mennek végbe, amelyek lényege a következő egyenlettel foglalható össze:

A keletkező atomi klór nagyon aktív, és könnyen elveszi az elektronokat a fématomoktól, a „közelben” elérhető kloridion pedig stabil komplex ionokat képez a keletkező fémionokkal. Mindez lehetővé teszi, hogy még az arany is oldatba kerüljön. Tekintettel arra, hogy az arany a „fémek királya”, a koncentrált salétromsav és sósav keverékét aqua regiának nevezik.
A tömény kénsav, mint erős vízeltávolító szer, elősegíti a salétromsav bomlását nitrogén-monoxiddá (IV) és oxigénné.
5. Reakciók bázisokkal és bázikus oxidokkal. A salétromsav az erős szervetlen savak közé tartozik, és természetesen reagál lúgokkal. Oldhatatlan hidroxidokkal és bázikus oxidokkal is reagál. Ezeket a reakciókat az is elősegíti, hogy valamennyi salétromsavsó jól oldódik vízben, így a reakciótermékek nem zavarják annak lefolyását.

NO, NO 2 és HNO 3 vegyületek fizikai tulajdonságai számokban

Nitrogén-oxid (II) NEM. Moláris tömeg 30 g/mol. Olvadáspontja –164 °C, forráspontja –154 °C. A gáz halmazállapotú NO sűrűsége normál körülmények között (0 °C, 1 atm) 1,3402 g/l. Az oldhatóság légköri nyomáson és 20 °C-on 4,7 ml NO gáz 100 g vízben.
Nitrogén-oxid (IV)) NO 2. Moláris tömeg 46 g/mol. Olvadáspont –11 °C, forráspont 21 °C. A gáznemű NO 2 sűrűsége n-nél. u. 1,491 g/l. Az oldhatóság - feltéve, hogy ez az oxid először a levegőben vízzel reagál, majd a keletkező salétromsavban is feloldódik - korlátlannak tekinthető (60% HNO 3 képződéséig).
Mivel a nitrogén-oxid (IV) aktívan dimerizálódik (140 °C-on teljes egészében NO 2 monomer formájában van, de 40 °C-on a monomer kb. 30%-a megmarad, és 20 °C-on szinte az egész átalakul N 2 O 4 dimer), akkor a fizikai tulajdonságok inkább dimerre vonatkoznak, mint monomerre. Ez magyarázza a meglehetősen magas forráspontot (az N 2 O 4 meglehetősen nehéz molekula). A dimerizáció mértéke szín alapján ítélhető meg: a monomer intenzív színű, a dimer színtelen.
Salétromsav HNO3. Moláris tömeg 63 g/mol. Olvadáspont –41,6 °C, forráspont 83 °C. A folyékony 100%-os sav sűrűsége 1,513 g/cm3. Az oldhatóság korlátlan, vagyis a sav és a víz tetszőleges arányban keveredik. Érdemes megjegyezni, hogy a salétromsav oldatai a tiszta víz és a sav forráspontjánál magasabb hőmérsékleten forrnak. A maximális hőmérsékleten (122 °C) 68,4%-os oldat forr, miközben az oldat és a gőz százalékos összetétele megegyezik.
Azeotropnak vagy nem külön forrásnak nevezzük azokat az anyagok keverékeit, amelyeknél a gőz összetétele forráskor megfelel a folyadék összetételének. (Az „azeotróp” szó a görög - forraljuk, - változás, - negatív előtagból származik.) Az alacsonyabb savkoncentrációt a gőzben lévő víz mennyiségének az oldathoz viszonyított növekedése jellemzi, ami az oldat koncentrálódásához vezet. Magasabb koncentrációban éppen ellenkezőleg, a gőzösszetétel savval gazdagodik.

A nitrogénvegyületek kémiai tulajdonságai (kiegészítő)

Mint minden más köztes oxidációs állapotú atomot tartalmazó anyag, a (II) és (IV) nitrogén-oxidok, a salétromsavtól eltérően, a reakciópartnertől függően oxidálószerként és redukálószerként is működhetnek. Sok ilyen reakció azonban „irreleváns”, és ennek megfelelően kevéssé tanulmányozott.
Az „aktuális” reakciók közül érdemes megemlíteni a nitrogén(IV)-oxid reakcióját kén(IV)-oxiddal, víz jelenlétében:

Ennek a reakciónak azért van jelentősége, mert az oxigén hozzáadása a kén(IV)-oxidhoz csak magas hőmérsékleten és katalizátor jelenlétében, míg az oxigén hozzáadása a nitrogén-oxid(II)-hoz normál körülmények között megy végbe. Így a nitrogén(IV)-oxid egyszerűen segíti a kén-oxidot oxigén hozzáadásakor. Ez a reakció normál körülmények között megy végbe (nincs szükség további nyomásra a keverékben és melegítésre).
Nitrogén-oxid (II) kén(IV)-oxiddal is reagál, de teljesen más körülmények között: vagy 500 atmoszféra nyomáson (!), akkor kén(VI)-oxid és nitrogén keletkezik, vagy vizes oldatban, majd kénsav és nitrogén-oxid (I) kapjuk).
Nitrogén-oxid (I). Gyenge kellemes illata és édeskés íze van. Nem reagál oxigénnel, vízzel, savakkal és lúgokkal. 500 °C feletti hőmérsékleten elemekre bomlik, vagyis meglehetősen stabil.
A molekula szerkezete érdekes: egy lineáris molekula O=N=N, amelyben a központi nitrogénatom négy vegyértékű. Két kettős kötést képez: az egyik oxigénnel a kovalens kötés létrehozásának tipikus sémája szerint (két elektron nitrogén, két elektron oxigén), a másik egy nitrogénatommal (amely a három párosítatlan elektronjából kettőt párosít, és ezáltal egy üres orbitális), az egyik kötés kovalens, a második donor-akceptor (9. ábra).

Rizs. 9.
Nitrogén-monoxid (I) molekula – N 2 O.
(A központi nitrogénatom négy vegyértékű:
két kötés nitrogénatomokkal
és oxigént termel
hibridizált felhasználásával
irányított pályák,
két másik kötés azonos atomokkal -
nem hibridizált p-pályák felhasználásával,
és ezek a kapcsolatok találhatók
két egymásra merőleges síkban.
Ezért az egyiket „oldalnézetként” ábrázolják (1) –
kötés az oxigénatommal,
a másik pedig – „felülnézetként” (2) –
kötés két nitrogénatom között.)

Nitrogén-oxid (III). NO-ból és NO 2 -ből áll, amelyek párosították párosítatlan elektronjaikat. Már olvadáskor (–101 °C) kezd bomlani a megfelelő gázokra.
Nitrogén-oxid (V). Két NO 2 csoportból áll, amelyek oxigénen keresztül kapcsolódnak egymáshoz. A nitrogén-oxidnál (III) valamivel stabilabb vegyület, szobahőmérsékleten bomlásnak indul. A benne lévő kötések egy része természetesen donor-elfogadó. És semmi „ötértékű nitrogén”.
A salétromsav kémiai tulajdonságaihoz hozzá kell tenni, hogy jól reagál a nem fémekkel, amelyeket oxidálhat. Így a koncentrált salétromsav reakcióba lép kénnel, foszforral és szénnel, és kénsavat, foszforsavat és szénsavat képez.
Érdekes és fontos a salétromsav reakciói szerves anyagokkal. Például, ha a toluolban három hidrogénatomot NO 2 csoportokkal helyettesítenek, trinitrotoluol (vagy egyszerűen tol) keletkezik, robbanásveszélyes anyag.

A nitrogén-oxidok és a salétromsav környezeti tulajdonságai

Nitrogén-oxid (I) viszonylag inert és ezért „ökológiailag semleges”. Mindazonáltal kábító hatással van az emberre, kezdve az egyszerű szórakozástól (amiért „nevetőgáznak” nevezték) és a mély alvásig, amely az orvostudományban is alkalmazta. Érdekes módon ártalmatlan, és az orvosi érzéstelenítéshez nitrogén-monoxid (I) oxigénnel való keverékét alkalmazzák ugyanolyan arányban, mint a levegő nitrogén és oxigén aránya. A narkotikus hatás azonnal megszűnik, miután abbahagyja a gáz belélegzését.
A másik két stabil nitrogén-oxid könnyen átalakul egymással, majd savvá, majd anionokká és. Így ezek az anyagok természetes ásványi műtrágyák, ha azonban természetes mennyiségben találhatók. „Természetellenes” mennyiségben ezek a gázok ritkán jutnak be egyedül a légkörbe. Általában egy egész „csokor” képződik a mérgező vegyületekből, amelyek összetett módon hatnak.
Például csak egy nitrogénműtrágya üzem bocsát ki a levegőbe a nitrogén-oxidokon kívül salétromsavat, ammóniát és műtrágyaport, kén-oxidokat, fluorvegyületeket és néhány szerves vegyületet. A tudósok meghatározzák a különféle füvek, bokrok és fák ellenállását az ilyen „csokrok” ellen. Az már ismert, hogy sajnos a luc és a fenyő instabil, gyorsan elpusztul, de a fehér akác, a kanadai nyár, a fűz és néhány más növény is létezhet ilyen körülmények között, sőt, ezek segítenek eltávolítani ezeket az anyagokat a levegőből.
A nitrogén-oxiddal történő súlyos mérgezés főként az érintett iparágakban bekövetkezett balesetek során fordulhat elő. A test reakciója eltérő lesz e gázok tulajdonságainak különbségei miatt. A „maró” NO 2 elsősorban a nasopharynx és a szem nyálkahártyáját érinti, tüdőödémát okozva; A NO, mint vízben rosszul oldódó és nem maró anyag, átjut a tüdőn és a vérbe jutva zavarokat okoz a központi és a perifériás idegrendszerben. Mindkét oxid reagál a vérben lévő hemoglobinnal, bár különböző módon, de ugyanazzal az eredménnyel - a hemoglobin leállítja az oxigén szállítását.
A salétromsav környezeti tulajdonságai két „félből” állnak. Erős savként nemcsak az élő szövetekre (emberbőrre, növényi levelekre) van pusztító hatása, hanem a talajra is, ami igen fontos - savas (nitrogén és kén-oxidok jelenléte miatt) esők, sajnos, nem ritkák. Amikor sav kerül a bőrre, kémiai égés lép fel, ami fájdalmasabb és sokkal hosszabb ideig tart a gyógyulása, mint a termikus égés. Ezek voltak a fő környezeti tulajdonságok hidrogén kation.
Térjünk át a tanulásra anion. Ha egy erős sav hat, akkor a savas tulajdonságok kerülnek előtérbe, ezért érdemesebb az anion tulajdonságait a sók példáján figyelembe venni.
A nitrátion kölcsönhatása az állat- és növényvilággal. Az a tény, hogy a nitrátion a természetben a nitrogénciklus szerves része, mindig jelen van benne. Normál körülmények között és híg oldatokban stabil, gyenge oxidáló tulajdonságokkal rendelkezik, és nem csap ki fémkationokat, ezáltal megkönnyíti ezen ionok szállítását az oldattal a talajban, növényekben stb.
A nitrátion csak nagy mennyiségben válik mérgezővé, megzavarva más anyagok egyensúlyát. Például, ha a növényekben túl sok nitrát van, az aszkorbinsav mennyisége csökken. (Érdemes felidézni, hogy az élő szervezet olyan finoman szervezett, hogy bármely anyag nagy mennyiségben felborítja az egyensúlyt, és ezért mérgezővé válik.)
A növények és baktériumok nitrátokat használnak fehérjék és más alapvető szerves vegyületek felépítésére. Ehhez a nitrátiont ammóniumionná kell alakítani. Ezt a reakciót fémionokat (réz, vas, mangán stb.) tartalmazó enzimek katalizálják. Az ammónia és az ammóniumion növényekben tapasztalható sokkal nagyobb toxicitása miatt az ammóniumion nitráttá történő átalakulásának fordított reakciója jól fejlett.
Az állatok nem tudják, hogyan állítsák elő a szervetlen vegyületekből az összes szükséges szerves vegyületet – hiányoznak belőlük a megfelelő enzimek. A gyomorban és a belekben élő mikroorganizmusok azonban rendelkeznek ezekkel az enzimekkel, és a nitrátionokat nitrit-ionokká alakíthatják. Ez a nitrit-ion, amely mérgezőként működik, és a hemoglobinban lévő vasat Fe 2+ -ról Fe 3+ -ra alakítja.
A methemoglobin nevű Fe 3+ tartalmú vegyület túl szorosan köti meg a levegő oxigénjét, ezért nem tudja azt a szövetekbe juttatni. Ennek következtében a szervezet oxigénhiányban szenved, az agy, a szív és más szervek működésében zavarok lépnek fel.
A nitrit-ion jellemzően nem a gyomorban, hanem a belekben képződik, és nincs ideje átjutni a vérbe, és mindezt a pusztítást okozni. Ezért a nitrátmérgezés meglehetősen ritka. Van azonban egy másik veszély is: szervezetünkben számos olyan anyag van, amelyben az ammónia hidrogénatomjait szerves gyökök helyettesítik. Az ilyen vegyületeket aminoknak nevezzük. Amikor az aminok nitrit-ionokkal reagálnak, nitrozaminok képződnek - rákkeltő anyagok:

A májra hatnak, és elősegítik a daganatok kialakulását a tüdőben és a vesében. Érdekes módon a nitrózamin képződés reakciójának aktív gátlója az aszkorbinsav, amely régóta ismert számunkra.

O.R.VALEDINSKAYA
(MSU, Moszkva)

A legfontosabb nitrogén-oxidokat az 1. táblázat tartalmazza.

A nitrogén-oxid (V) szilárd anyag, a többi oxid normál körülmények között gáz halmazállapotú. Ezek közül a nitrogén-monoxid (II) és a nitrogén-monoxid (IV) rendelkezik a legnagyobb gyakorlati jelentőséggel. A nitrogén-oxid (I) kivételével minden nitrogén-oxid mérgező.

Nitrogén-oxid (I) N 2 O. Szobahőmérsékleten az N 2 0 színtelen gáz (t pl = _ 91 ° C, t forráspont = -89 ° C), szagtalan, édeskés ízű, vízben gyengén oldódik. Kis mennyiségben belélegezve az N20 görcsös nevetést okoz, ezért nevezik „nevetőgáznak”. Az N 2 0 molekula lineáris, alacsony poláris. A vegyértékkötés módszerrel a szerkezetét két rezonanciaszerkezettel írjuk le:

A nitrogénatomok közötti kötés (0,113 nm) csak valamivel hosszabb, mint az N2 molekulában lévő hármas kötés (0,110 nm).

A nitrogén-oxidot (1) ammónium-nitrát hőbontásával állítják elő, az olvadáspontja (170 °C) feletti hőmérsékleten:

NH 4 NO 3 → N 2 0 + 2H 2 0

A nitrit és a hidrazin vagy a hidroxil-amin só együttes aránya révén tisztább N 2 0 keletkezik:

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

Nitrogén-oxid (II) NO- színtelen gáz, vízben gyengén oldódik és nem lép kémiai reakcióba vele. Könnyen egyesül az oxigénnel, és nitrogén-oxidot (IV) képez:

2NO + O 2 → 2NO 2 + 113 kJ

A nitrogén-oxidot (II) a laboratóriumban híg salétromsav (ρ = 1,2 g/cm 3, ω = 33%) réz hatására állítják elő. A reakcióegyenlet a következő:

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

A NO-molekulának páratlan számú külső elektronja van, ezért van egy extra elektronja. A NO-molekula telítetlensége abban nyilvánul meg, hogy bizonyos fémionokkal komplexet tud képezni. Így, amikor az NO-t a FeSO 4 oldatába vezetik, az utóbbi megbarnul egy SO 4 összetételű vegyület képződése miatt. Melegítéskor ez a törékeny vegyület lebomlik.

A nitrogén-monoxid (II) tipikus redukálószer. Elszínteleníti a savanyított kálium-permanganát oldatot:

5NO + 3KMn04 + 2H2S04 = 2MnS04 + 3KN03 + Mn(N03)2 + 2H20

oxigénnel könnyen oxidálódik:

2NO + 0 2 = 2N0 2

A folyamat nagyon nagy sebességgel megy végbe, mivel mindkét reagáló részecske gyök.

Az antikötő 2π pályán egy párosítatlan elektron jelenléte miatt a nitrogén-oxidot (II) egyelektronos oxidációs folyamatok jellemzik kation képződésével. nitrozil (nitrozónium) N0+ : N0 – e - = N0 +. Ebben az esetben az N-O kötés multiplicitása háromra, energiája 627 (NO)-ról 1046 (NO +) kJ/mol-ra nő. A nitrozil-származékok kovalens nitrogén-oxi-halogenidek NOX (X - halogén), valamint ionos sók, például nitrozónium-perklorát, nitrozónium-szelenát (N0) 2 Se0 4. A nitrozónium-hidrogén-szulfátot úgy állítják elő, hogy a kén-dioxidot füstölgő salétromsavon vezetik át:

HN0 3 + S0 2 =

Más nitrozóniumsók is előállíthatók nitrogén-oxidok tömény savakkal való reagáltatásával, például:

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

A nitrozóniumsók termikusan instabilak, és víz jelenlétében visszafordíthatatlanul hidrolizálnak:

2 + H 2 0 = NO + N 0 2 + 2H 2 S0 4

Kovalens nitrozil-klorid N0C1 - narancsvörös gáz (tpl= -65 °C, t kip =-6 °C), a NO aktív szén jelenlétében történő klórozása során keletkezik:

NO + C1 2 = 2N0C1

amikor a nitrit hidrogén-kloriddal reagál:

NaN0 2 + 2HC1 = N0C1 + NaCl + H 2 0

vagy ha aniont cserélnek ki a nitrozóniumsókban:

NaCl = N0C1 + NaHS0 4

Az oxidáló tulajdonságok kevésbé jellemzőek az NO-ra. Például erős redukálószerekkel való kölcsönhatás során nitrogén képződik:

2N0 + 2H 2S = N 2 + 2S↓ + 2H 2 0

Ródiumkatalizátoron az NO a szén-monoxidot szén-dioxiddá oxidálja:

2N0 + 2СО = N 2 + 2С0 2

Az ilyen katalizátorokat az autók kipufogócsövébe szerelik be, hogy elkerüljék a légkör mérgező NO x gázokkal történő szennyezését.

Az olvadt lúggal való kölcsönhatás során NINCS aránytalanul:

6N0 + 4KON = N 2 + 4KN0 2 + 2H 2 0

Nitrogén(III)-oxid N 2 0 3 . Ez a vegyület nagyon instabil, és csak alacsony hőmérsékleten létezik. Szilárd és folyékony halmazállapotban (t pl = -100 °C) ez az anyag élénkkék színű; O °C felett lebomlik:

N 2 0 3 = N 0 + N 0 2

Az N 2 0-tól és az NO-tól eltérően a nitrogén-oxid (II) tipikus savas oxid, amely jeges vízben oldódik, és salétromsav kék oldatát képezi;

N 2 0 3 + H 2 0 = 2HNO 2

Lúgos oldatokkal való kölcsönhatás során az N 2 0 3 mennyiségileg nitritté alakul:

N 2 0 3 + 2 NaOH = 2 NaN0 2 + H 2 0

Erősen savas környezetben az NO-N0 2 kötés heterolitikus bomlása megy végbe, ami nitrozóniumsók képződését eredményezi:

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

-36 °C-ra hűtve a N0 és N02 oxidok ekvimoláris keveréke, amely 50%-os HN03-nak arzén(III)-oxiddal vagy keményítővel való redukálásakor keletkezik, kondenzálja az N 2 0 3 -ot:

2HN03 + As 2 0 3 + 2H 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

Nitrogén(IV)-oxidok: NO 2 és N 2 0 4. A nitrogén(IV)-oxid széles hőmérséklet-tartományban létezik N02 monomer és N 2 0 4 dimer egyensúlyi keverékeként.

Egyensúlyi

2N0 2 ↔ N 2 0 4, ΔН =-57,2 kJ/mol

Barna gáz Színtelen gáz

paramágneses diamágneses

erősen függ a hőmérséklettől. A szilárd nitrogén-oxid (IV) színtelen, mivel kizárólag N 2 0 4 molekulákból áll. Amikor felmelegítjük t,w= -12,8 °C barna szín jelenik meg, ami a hőmérséklet emelkedésével felerősödik, ahogy a monomer aránya nő a keverékben.

A nitrogén-monoxid (IV) (monomer és dimer egyaránt) jól oldódik vízben, és reagál vele. Mivel a nitrogénvegyületek egyenletes oxidációs állapotban nem fordulnak elő vizes oldatokban, a salétromsav és a salétromsav aránytalansága következik be:

N 2 0 4 + N 2 0 = HN0 3 + HN0 2

Ez utóbbi csak hidegen stabil, szobahőmérsékleten és felette pedig aránytalan N0-hoz és HN03-hoz, ezért szobahőmérsékleten és magasabb hőmérsékleten a reakció az egyenlet szerint megy végbe.

3N02 + H20 = 2HN03 + NO

Ha azonban N0 2 és levegő keverékét engedjük át a vízen, akkor csak HN0 3 képződik:

2N0 2 + H 2 0 + 1/2 0 2 = 2HN0 3

A NO-hoz hasonlóan az N 2 0 4 oxid egyelektronos oxidációnak van kitéve, és kationt képez nitroil (nitrónium) N0 2 , lineáris szerkezetű és izoelektronikus (16 e - három atomra) CO 2. A salétromsav önionizációja során nitroil-ion is képződik:

2HN0 3 ↔ N0 2 + + NO 3 - + N 2 0

A NO 2 -dioxid erős oxidálószer, amelynek légkörében szén, kén és sok fém ég:

C + 2N0 2 = C0 2 + 2NO

A gázfázisban a nitrogén-dioxid a hidrogén-kloridot klórrá oxidálja:

2N0 2 + 4НС1 = 2NOC1 + 2Н 2 0 + С1 2

A NO 2-t réz és forró tömény salétromsav reakciójával nyerik:

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

vagy alaposan megszárított nehézfém-nitrátok hőbomlása (350-500 °C):

2Pb(N03)2 → 2РbО + 4N02 + 02

A reakciót szilícium-dioxid jelenlétében hajtjuk végre, amely a keletkező ólom-oxidot PbSi0 3 szilikáttá köti, ezáltal az egyensúlyt jobbra tolja el.

Nitrogén(IV)-oxid képződik a NO oxigénnel történő oxidációja során is:

2NO + 0 2 = 2N0 2, ΔН°= -114 kJ/mol

Érdekes módon ez a reakció reverzibilis, és 200°C-on az egyensúly jelentősen eltolódik balra.

Nitrogén-oxid (V) N 2 0 5 . Az N 2 0 5 nitrogén-anhidrid illékony (t subl = 32,3 ° C) színtelen higroszkópos kristályok formájában képződik, amikor salétromsavgőzt vezetnek át egy foszfor (V)-oxiddal ellátott oszlopon:

4HN0 3 + P 4 0 10 → 2N 2 0 5 + 4НР0 3

A szilárd N 2 0 5 N0 2 + és N0 3 - ionokból épül fel, gázfázisban és oldatban 0 2 N-O-N0 2 molekulából áll. Ez az anyag nagyon instabil és néhány órán belül szétesik (felezési ideje 10 óra hevítéskor felrobban):

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

Amikor N 2 0 5 vízben oldódik, salétromsav képződik.

A magasabb nitrogén-monoxid erős oxidálószer, például:

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

Vízmentes savakban (kénsav, salétromsav, ortofoszforsav, perklór) az N 2 0 5 lebomlik, és nitrónium kation N0 2 keletkezik:

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

A nitróniumsók erős oxidálószerek. Vízbe kerülve hidrolizálnak:

N0 2 + C10 4 - + H 2 0 = HN0 3 + HC10 4

A nitroil-klorid N0 2 C1 (t pl = -145 °C, t forráspont = -16 °C) színtelen gáz, amely klór szilárd ezüst-nitráton való átvezetésével vagy füstölgő salétromsav és klórszulfonsav kölcsönhatásával képződik:

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

Lúgos környezetben hipokloritra és nitritre bomlik.

A nitrogén-monoxid fő reakciói az oxigénnel, szabad gyökökkel, tiolokkal és változó vegyértékű fémekkel való reakciók.

Oxigénnel a nitrogén-oxid részt vesz egy olyan reakcióláncban, amely nitrit-ionok képződését eredményezi.

A nitrogén-monoxid rendkívül aktív vegyületeket képez a szabad gyökökkel:

Reakció szuperoxid anion gyökkel (peroxinitrit képződik) NO+O2=ONOO

Reakció hidroxil gyökkel (nitrit képződik)

Reakciók lipidek peroxil és alkoxil gyökeivel, lipidperoxidáció láncvégével (e gyökök hidroperoxidokká vagy hidroxiszármazékokká redukálódása eredményeként).

Így a nitrogén-monoxid részt vehet a szabad gyökök lipidperoxidációjának szabályozásában.

A fehérjék tiolcsoportjaival és kis molekulatömegű tiolokkal (cisztein, glutation) a nitrogén-monoxid R-SNO nitrozilezett vegyületeket (például nitrozilált albumint) képez.

A hem vashoz kötődik, és nitroszol komplexet képez a vassal az aktív helyen

Redukálószerként működik a redox reakciókban

5. A nitrogén-monoxid reakciói oxigénnel

A nitrogén-monoxid színtelen gáz, vízben és zsírokban oldódik. Egy párosítatlan elektronja van, így nagyon reaktív gyök. Szabadon áthatol a biológiai membránokon és könnyen reagál más vegyületekkel.

Oxigénnel a nitrogén-monoxid egy reakcióláncba kerül, melynek eredményeként nitrit ion képződik.

N2O3 + H2O = 2NO2 + 2H

Reakció szuperoxil-gyökkel, ami peroxinitrit és OH gyök kialakulásához vezet: NO + O2 = ONOO

Amikor a nitrogén-monoxid oxigénhez kötődik, stabil végtermékek keletkeznek - nitrit és nitrát, amelyek a nitrogén-monoxid koncentrációjának közvetett markerei a szervezetben.

A kérdésen túl - A nitrogén-monoxid részt vesz:

A gyomor-bél traktus és a húgyúti rendszer munkája

A kiválasztó sejtek és szövetek működése, különösen az inzulintermelésben

Légzési funkció

A bőr létfontosságú tevékenysége

Fájdalom reakció

A reproduktív rendszer működése

A trombusképződés és a vérlemezkék tapadásának gátlása az erek felszínén

A neurotranszmitterek felszabadulásának szabályozása

A neuronok közötti hosszú ideig működő kapcsolatok kialakulása a szinaptikus átvitelben - posztszinaptikus potencírozás, amely a memória, a tanulás és a kreatív emberi tevékenység hátterében áll.

A nitrogén-monoxid három formában létezik, amelyek oxidáció vagy redukció során egymásba változhatnak. Nitrogén-oxid, nitrozónium-kation, nitroxid-anion.

6. Milyen vegyületek keletkeznek a no tiolcsoportokhoz való kötődése következtében

Az S-nitrozotiolok (RS-NO) és a dinitrozil komplexek viszonylag hosszú élettartamú termékei a nitrogén-monoxidnak az aminosavak tiolcsoportjaihoz és a nem-hem vashoz való kötődésének makrofágokban és endotélsejtekben.

R-SH + NO = RS-NO

Az S-nitrozotiolok és a nem-hem komplex dinitrozil-komplexei olyan anyagok, amelyek képesek nitrozónium-ionokat átvinni különböző fehérjék tiolcsoportjaiba, és így fehérje S-nitrozotiolokat képezni.

Fiziológiás körülmények között, amikor sugárzásnak vannak kitéve, a nitrozotiolok lebomlanak és nitrogén-monoxid szabadul fel

Vas- vagy réztartalmú fehérjék jelenlétében az S-nitrozotiolok diszulfidokat képezhetnek, például a glutation lebomlása rézionok jelenlétében

NEM Rel. molekuláris súly 30.0061 a. eszik. Moláris tömeg 30,0061 g/mol Fizikai tulajdonságok Az anyag sűrűsége 0,00134 (gáz) g/cm³ Állapot (standard állapot) színtelen gáz Termikus tulajdonságok Olvadási hőmérséklet −163,6 °C Forráshőmérséklet −151,7 °C Entalpia (st. konv.) 81 kJ/mol Kémiai tulajdonságok vízben oldhatóság 0,01 g/100 ml Osztályozás CAS szám

Nitrogén-oxid (II) NO (nitrogén-monoxid, nitrogén-oxid, nitrozil gyök) egy nem sóképző nitrogén-monoxid. Színtelen gáz, vízben rosszul oldódik. Nehezen cseppfolyósodik; folyékony és szilárd formában kék színű.

A párosítatlan elektron jelenléte meghatározza az NO hajlamát gyengén kötött N 2 O 2 dimerek képzésére. Ezek gyenge vegyületek, amelyek ΔH° dimerizációja = 17 kJ. A folyékony nitrogén-oxid (II) 25% N 2 O 2 molekulákból áll, és a szilárd oxid teljes egészében ezekből áll.

Nyugta

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

A laboratóriumban általában úgy nyerik, hogy 30% HNO 3-ot reagáltatnak bizonyos fémekkel, például rézzel:

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

Tisztább, szennyeződésekkel nem szennyezett NO-t a következő reakciókkal lehet előállítani:

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

Az ipari módszer az ammónia magas hőmérsékleten és nyomáson történő oxidációján alapul Cr 2 O 3 (mint katalizátor) részvételével:

4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O.

Kémiai tulajdonságok

Szobahőmérsékleten és légköri nyomáson a NO légköri oxigén általi oxidációja azonnal megtörténik:

2NO + O 2 → 2NO 2

Az NO-t a halogén addíciós reakciója is jellemzi nitrozil-halogenidek képződésével, a NO redukálószer tulajdonságait mutatja:

2NO + Cl 2 → 2NOCl (nitrozil-klorid).

Erősebb redukálószerek jelenlétében az NO oxidáló tulajdonságokat mutat:

2SO 2 + 2NO → 2SO 3 + N 2.

A NO enyhén oldódik vízben, és nem reagál vele, mivel nem sóképző oxid.

Fiziológiai hatás

Nitrogén-monoxid (fehér) a tűlevelű fasejtek citoplazmájában egy órával a mechanikai hatás után.

Mint minden nitrogén-oxid (kivéve az N 2 O), az NO mérgező, és belélegezve hatással van a légutakra.

Az elmúlt két évtized során bebizonyosodott, hogy ennek az NO-molekulának sokféle biológiai hatása van, amelyek szabályozó, védő és káros hatásokra oszthatók. A NO, mint az egyik hírvivő, részt vesz az intra- és intercelluláris jelátviteli rendszerek szabályozásában. A vaszkuláris endothelsejtek által termelt nitrogén-monoxid felelős az erek simaizmainak ellazításáért és azok tágulásáért (vazodilatáció), megakadályozza a vérlemezkék aggregációját és a neurofilek endotéliumhoz tapadását, valamint részt vesz az ideg-, reproduktív és immunrendszer különböző folyamataiban. . Az NO citotoxikus és citosztatikus tulajdonságokkal is rendelkezik. Az immunrendszer gyilkos sejtjei nitrogén-oxidot használnak a baktériumok és rákos sejtek elpusztítására. A NO bioszintézisének és metabolizmusának zavarai olyan betegségekhez kapcsolódnak, mint az esszenciális artériás magas vérnyomás, szívkoszorúér-betegség, szívinfarktus, primer pulmonalis hypertonia, bronchiális asztma, neurotikus depresszió, epilepszia, neurodegeneratív betegségek (Alzheimer-kór, Parkinson-kór), diabetes mellitus, impotencia stb.

A nitrogén-monoxid többféleképpen is előállítható. A növények nem enzimatikus fotokémiai reakciót alkalmaznak az NO 2 és a karotinoidok között. Állatokban a szintézist az NO-szintáz (NOS) család végzi. A NOS enzimek a monooxigenázoknak nevezett enzimek hem-tartalmú szupercsaládjának tagjai. Szerkezete és funkciója alapján a NOS három csoportra osztható: endoteliális (eNOS), neuronális (nNOS) és indukálható (iNOS). Bármely NO szintáz aktív központja egy vas-porfirin komplexet tartalmaz, amely tengelyirányban koordinált ciszteint vagy metionint tartalmaz. Bár az összes NOS izoforma katalizálja a NO képződését, mindegyik más-más gének terméke, mindegyiknek megvannak a maga sajátosságai mind a hatásmechanizmusban és a lokalizációban, mind a szervezet számára biológiai jelentőségükben. Ezért ezeket az izoformákat is általában konstitutív (cNOS) és indukálható (iNOS) nitrogén-monoxid-szintázokra osztják. A cNOS folyamatosan a citoplazmában található, függ a kalciumionok és a kalmodulin (egy fehérje, amely a kalciumion transzport sejten belüli közvetítője) koncentrációjától, és elősegíti a kis mennyiségű NO felszabadulását rövid ideig a receptor stimulációjára válaszul. Az indukálható NOS csak a bakteriális endotoxinok és egyes gyulladásos mediátorok (pl. gamma-interferon, tumornekrózis faktor stb.) általi indukálása után jelenik meg a sejtekben. Az iNOS hatására képződő NO mennyisége változhat és elérheti a nagy mennyiségeket (nanomolokat). Ugyanakkor a NO gyártása tovább tart. Az NO jellemző tulajdonsága, hogy gyorsan (kevesebb, mint 5 másodperc alatt) átdiffundál az azt szintetizáló sejt membránján az intercelluláris térbe, és könnyen (receptorok részvétele nélkül) behatol a célsejtekbe. A sejten belül egyes enzimeket aktivál, másokat gátl, így részt vesz a sejtfunkciók szabályozásában. Lényegében a nitrogén-monoxid egy helyi szöveti hormon. A NO kulcsszerepet játszik a bakteriális és daganatos sejtek aktivitásának gátlásában azáltal, hogy blokkolja egyes vastartalmú enzimeiket, vagy károsítja sejtszerkezeteiket nitrogén-monoxiddal vagy a nitrogén-monoxidból képződött szabad gyökökkel. Ugyanakkor a gyulladás helyén szuperoxid halmozódik fel, ami károsítja a sejtmembránok fehérjéit és lipidjeit, ami megmagyarázza a célsejtre gyakorolt citotoxikus hatását. Következésképpen a sejtben túlzottan felhalmozódó NO kétféleképpen hathat: egyrészt DNS-károsodást, másrészt gyulladást elősegítő hatást fejt ki. A nitrogén-monoxid angiogenezist (erekképződést) indíthat el. Szívinfarktus esetén a nitrogén-monoxid pozitív szerepet játszik, mert új érnövekedést indukál, de a rákos megbetegedésekben ugyanez a folyamat okozza a daganatok kialakulását azáltal, hogy elősegíti a rákos sejtek táplálkozását és növekedését. Másrészt ez javítja a nitrogén-monoxid eljutását a tumorsejtekhez. Az NO hatására bekövetkező DNS-károsodás az egyik oka az apoptózis kialakulásának (a sejtes „öngyilkosság” programozott folyamata, amelynek célja a funkciójukat vesztett sejtek eltávolítása). A kísérletekben dezoxinukleozidok, dezoxinukleotidok és ép DNS dezaminációját figyelték meg, amikor NO-val telített oldattal érintkeztek. Ez a folyamat felelős a sejtek alkilezőszerekkel és ionizáló sugárzással szembeni érzékenységének növeléséért, amelyet a rákellenes terápiában használnak.

Előző cikk: Meddig kell főzni a vargányát? Következő cikk: Meddig kell főzni a vargányát?