Vetitë e oksidit nitrik 2. Funksioni mbrojtës i oksidit nitrik
(mon(o)oksid nitrik, oksid nitrik, radikal nitrosil) NO - oksid nitrik që nuk krijon kripë. Në kushte normale, është një gaz pa ngjyrë, pak i tretshëm në ujë. Lëngohet me vështirësi; në formë të lëngshme dhe të ngurtë ka ngjyrë blu.
Prania e një elektroni të paçiftuar shkakton prirjen e NO për të formuar dimerë N 2 O 2 të lidhur dobët. Këto janë komponime të brishta me Δ H° dimerizimi rreth 17 kJ/mol. Oksidi nitrik i lëngshëm (II) përbëhet nga 25% molekula N 2 O 2, dhe oksidi i ngurtë përbëhet tërësisht prej tyre.
Faturë
Oksidi nitrik (II) është oksidi i vetëm i azotit që mund të merret direkt nga elementët e lirë duke kombinuar azotin me oksigjenin në temperatura të larta (1200-1300 ° C) ose në një shkarkesë elektrike. Në natyrë, ajo formohet në atmosferë gjatë shkarkimeve të rrufesë (efekti termik i reagimit është -180.9 kJ):
Ndërsa temperatura bie, oksidi nitrik (II) dekompozohet në azot dhe oksigjen, por nëse temperatura bie ndjeshëm, atëherë oksidi që nuk ka pasur kohë të dekompozohet ekziston për një kohë të gjatë: në një temperaturë të ulët, shkalla e dekompozimit është e ulët. Një ftohje e tillë e shpejtë quhet "shuarje" dhe përdoret në një nga metodat për marrjen e acidit nitrik.
Në laborator, zakonisht merret duke reaguar 30% HNO 3 me metale të caktuara, për shembull, me bakër:
NO më i pastër, jo i ndotur me papastërti, mund të merret nga reaksionet:
Metoda industriale bazohet në oksidimin e amoniakut në temperaturë dhe presion të lartë me pjesëmarrjen e Cr 2 O 3 (si katalizator):
Vetitë kimike
Në temperaturën e dhomës dhe presionin atmosferik, NO oksidohet nga oksigjeni atmosferik:
NO karakterizohet gjithashtu nga reaksionet e shtimit të halogjenit me formimin e halogjeneve nitrosil, në këtë reagim NO shfaq vetitë e një agjenti reduktues me formimin e klorurit nitrosil:
Në prani të agjentëve reduktues më të fortë, NO shfaq veti oksiduese:
NO është pak i tretshëm në ujë dhe nuk reagon me të, duke qenë një oksid që nuk krijon kripë.
Veprim fiziologjik
Ashtu si të gjitha oksidet e azotit (përveç N 2 O), NO është toksik, duke shkaktuar dëme në traktin respirator nëse thithet.
Gjatë dy dekadave të fundit, është vërtetuar se kjo molekulë NO ka një gamë të gjerë efektesh biologjike, të cilat mund të ndahen me kusht në rregullatore, mbrojtëse dhe të dëmshme. NO vepron si ndërmjetës në transmetimin e sinjaleve qelizore brenda dhe ndërmjet qelizave. Oksidi nitrik i prodhuar nga qelizat endoteliale vaskulare është përgjegjës për relaksimin e muskujve të lëmuar të enëve të gjakut dhe zgjerimin e tyre (vazodilatimin), parandalon grumbullimin e trombociteve dhe ngjitjen e neurofileve në endoteli dhe është i përfshirë në procese të ndryshme në sistemin nervor, riprodhues dhe imunitar. NO gjithashtu ka veti citotoksike dhe citostatike. Qelizat vrasëse të sistemit imunitar përdorin oksid nitrik për të vrarë bakteret dhe qelizat e kancerit. Sëmundje të tilla si hipertensioni esencial arterial, sëmundjet koronare të zemrës, infarkti i miokardit, hipertensioni primar pulmonar, astma bronkiale, depresioni neurotik, epilepsia, sëmundjet neurodegjenerative (sëmundja e Alzheimerit, sëmundja e Parkinsonit), diabeti mellitus, impotenca, etj., shoqërohen me metabolizëm të dëmtuar dhe NO.
Oksidi nitrik mund të sintetizohet në disa mënyra. Bimët përdorin një reaksion fotokimik jo enzimatik midis NO 2 dhe karotenoideve. Tek kafshët, sinteza kryhet nga familja NO-sintaza (NOS). Enzimat NOS janë anëtarë të një superfamilje enzimash që përmbajnë hem të quajtur monooksigjenaza. Në varësi të strukturës dhe funksionit, NOS mund të ndahet në tre grupe: endoteliale (eNOS), neuronale (nNOS) dhe induktive (iNOS). Qendra aktive e cilësdo prej sintezave NO përfshin një kompleks porfirine hekuri që përmban një cisteinë ose metioninë të koordinuar në aksi. Edhe pse të gjitha izoformat NOS katalizojnë formimin e NO, ato janë produkte të gjeneve të ndryshme, secila prej tyre ka karakteristikat e veta si në mekanizmat e veprimit dhe lokalizimin, ashtu edhe në rëndësinë biologjike për organizmin. Prandaj, këto izoforma ndahen gjithashtu në mënyrë konvencionale në sintaza të oksidit nitrik konstituive (cNOS) dhe induktive (iNOS).
cNOS qëndron përgjithmonë në citoplazmë, varet nga përqendrimi i joneve të kalciumit dhe kalmodulinës (një proteinë që është një ndërmjetës ndërqelizor i transportit të joneve të kalciumit) dhe nxit çlirimin e një sasie të vogël NO për një periudhë të shkurtër në përgjigje të stimulimit të receptorit. NOS i induktueshëm shfaqet në qeliza vetëm pas induksionit të tyre nga endotoksinat bakteriale dhe disa ndërmjetësues inflamatorë, si gama-interferoni, faktori i nekrozës së tumorit etj. Sasia e NO e formuar nën ndikimin e iNOS mund të ndryshojë dhe të arrijë sasi të mëdha (nanomole). Në të njëjtën kohë, prodhimi JO mbahet për një kohë më të gjatë.
Një tipar karakteristik i NO është aftësia për të shpërndarë shpejt (në më pak se 5 sekonda) përmes membranës së qelizës që e sintetizon atë në hapësirën ndërqelizore dhe lehtësisht (pa pjesëmarrjen e receptorëve) për të depërtuar në qelizat e synuara. Brenda qelizës, ai aktivizon disa dhe frenon enzimat e tjera, duke marrë pjesë në rregullimin e funksioneve qelizore dhe në fakt duke vepruar si një molekulë sinjalizuese lokale. NO luan një rol kyç në shtypjen e aktivitetit të qelizave bakteriale dhe tumorale duke bllokuar disa nga enzimat e tyre që përmbajnë hekur ose duke dëmtuar strukturat e tyre qelizore me oksid nitrik ose radikale të lira të krijuara nga oksidi nitrik. Në të njëjtën kohë, superoksidi grumbullohet në fokusin e inflamacionit, i cili shkakton dëmtim të proteinave dhe lipideve të membranave qelizore, gjë që shpjegon efektin e tij citotoksik në qelizën e synuar. Rrjedhimisht, NO, duke u grumbulluar tepër në qelizë, mund të veprojë në dy mënyra: nga njëra anë, të shkaktojë dëmtim të ADN-së dhe, nga ana tjetër, të prodhojë një efekt pro-inflamator.
Oksidi nitrik është në gjendje të inicojë formimin e enëve të gjakut. Në rastin e infarktit të miokardit, oksidi nitrik luan një rol pozitiv, pasi nxit rritjen e re vaskulare, por në kanceret, i njëjti proces shkakton zhvillimin e tumoreve, duke nxitur ushqyerjen dhe rritjen e qelizave kancerogjene. Nga ana tjetër, kjo përmirëson shpërndarjen e oksidit nitrik në qelizat e tumorit. Dëmtimi i ADN-së nën veprimin e NO është një nga arsyet e zhvillimit të apoptozës (një proces i programuar i "vetëvrasjes" qelizore që synon heqjen e qelizave që kanë humbur funksionet e tyre). Në eksperimente, deaminimi i deoksinukleozideve, deoksinukleotideve dhe ADN-së së paprekur u vu re kur u ekspozua ndaj një tretësire të ngopur me NO. Ky proces është përgjegjës për rritjen e ndjeshmërisë së qelizave ndaj agjentëve alkilues dhe rrezatimit jonizues, i cili përdoret në terapinë kundër kancerit.
Pastrimi i NO (shkalla e pastrimit të gjakut nga NO në procesin e transformimeve të tij kimike) ndodh përmes formimit të nitriteve dhe nitrateve dhe mesatarisht jo më shumë se 5 sekonda. Hapat e ndërmjetëm mund të përfshihen në pastrimin e lidhur me ndërveprimin me superoksidin ose me hemoglobinën për të formuar peroksinitrit. Oksidi nitrik mund të reduktohet nga NO-reduktaza, një enzimë e lidhur ngushtë me NO-sintazën.
Aplikacion
Prodhimi i NO është një nga hapat në prodhimin e acidit nitrik.
Shiko gjithashtu
| oksidet e azotit | |||||
 Oksid nitrik (I) (N 2 O) |
 Oksid nitrik (II) (NO)
|
||||
 Oksid nitrik (III) (N 2 O 3) |
 | ||||
MISTERI I GJENDJEVE TË OXIDIMIT
Azoti formon një numër oksidesh që formalisht korrespondojnë me të gjitha gjendjet e mundshme të oksidimit nga +1 në +5: N 2 O, NO, N 2 O 3, NO 2, N 2 O 5, megjithatë, vetëm dy prej tyre - oksidi nitrik (II) dhe oksidi nitrik (IV) - jo vetëm që janë të qëndrueshëm në kushte normale, por janë gjithashtu të përfshirë në mënyrë natyrale dhe industriale në okside industriale. Prandaj, ne do të studiojmë saktësisht vetitë e tyre (në krahasim). Le të fillojmë, si zakonisht, me strukturën e molekulave.
Struktura e molekulave të oksidit të azotit
Molekula NR. Struktura është mjaft e thjeshtë për t'u supozuar: oksigjeni ka dy elektrone të paçiftuar, azoti ka tre - formohet një lidhje e dyfishtë dhe një elektron i paçiftuar në pjesën e mbetur ... Nuk është e lehtë t'i përgjigjemi pyetjes pse një molekulë e tillë "jo standarde" është e qëndrueshme. Nga rruga, vlen të përmendet se radikalet e lira të qëndrueshme - molekula me elektrone të paçiftëzuara - janë mjaft të rralla në natyrë. Mund të supozohet se molekulat NO do të çiftohen dhe do të formojnë një molekulë të dyfishuar, ose dimerike, ONNO. Kështu është e mundur të zgjidhet problemi i elektronit të paçiftuar.
Molekula NO2. Do të duket, ajo që është më e thjeshtë - një atom oksigjeni është bashkuar me molekulën NO përgjatë një elektroni të paçiftuar. (Në fakt, nuk është një atom që lidhet, por një molekulë, dhe jo me NO, por me dimerin ONNO. Kjo është arsyeja pse shkalla e shtimit zvogëlohet me rritjen e temperaturës - dimeri ndahet në gjysmë.) Dhe tani oksigjeni ka një elektron të paçiftuar - molekula e oksidit nitrik (IV) është gjithashtu një radikal i lirë. Megjithatë, dihet se kur bashkohen dy molekula NO 2 dhe formohet një molekulë N 2 O 4, lidhja kryhet përmes atomeve të azotit, që do të thotë se azoti duhet ta ketë këtë elektron shumë të paçiftuar. Si mund të bëhet kjo?
Përgjigja është jokonvencionale, por mjaft në "karakterin" e azotit - një lidhje donator-pranues. Duke përdorur logjikën, merrni parasysh elektronet që atomi i azotit ka në molekulën e NO. Ky është një elektron i paçiftuar, një palë elektronesh të lira dhe dy elektrone të tjera të lidhura me oksigjenin - gjithsej pesë. Dhe atomi i oksigjenit, "duke ardhur në kontakt", ka gjashtë elektrone në katër orbitale. Nëse i rregulloni dy nga një, atëherë një orbital do të mbetet i lirë. Kjo është ajo dhe ajo është e zënë nga një palë elektrone të atomit të azotit, dhe elektroni i paçiftuar në këtë lidhje është plotësisht i parëndësishëm (Fig. 1, 2).
Vlen të përmendet edhe një pikë - pasi një palë elektrone të vendosura në s-orbitalet, "shkuan në lidhje", thjesht u detyrua t'i nënshtrohej hibridizimit - është shumë e vështirë t'i ofrohet atomit të dytë për përdorim të përgjithshëm një palë elektrone të shpërndara në mënyrë të barabartë mbi sipërfaqen e atomit të parë. Shtrohet pyetja: çfarë lloj hibridizimi përdor atomi? Përgjigje: tre orbitale elektronike të azotit janë në gjendje sp 2-hibridizimi. Molekula NO 2 është këndore, këndi është 134° (këndi është më i madh se 120° sepse një elektron largon nga vetja elektronet e lidhjes më të dobët se një palë elektrone) (Fig. 3-5).
Vetitë fizike të oksideve të azotit
Oksidi nitrik (II) NR. Rrjeta kristalore është molekulare; molekula është e lehtë, pak polare (elektronegativiteti i oksigjenit është më i lartë se ai i azotit, por jo shumë). Mund të supozohet se pikat e shkrirjes dhe të vlimit do të jenë të ulëta, por më të larta se ato të azotit, pasi njëfarë polariteti i molekulës bën të mundur lidhjen e forcave elektrostatike të tërheqjes me forcat e thjeshta ndërmolekulare. Formimi i një dimeri gjithashtu kontribuon në një rritje të pikës së vlimit, duke e bërë molekulën më të rëndë. Struktura e molekulës sugjeron gjithashtu një tretshmëri të ulët në ujë, një tretës që është dukshëm më polar se NO. Më vete, vlen të theksohet se oksidi nitrik (II) nuk ka as ngjyrë as erë.
Oksid nitrik (IV) NO2. Rrjeta kristalore është gjithashtu molekulare, megjithatë, duke qenë se vetë molekula është më e rëndë se NO dhe tendenca e saj për dimerizim është dukshëm më e lartë, kjo substancë duhet të shkrihet dhe të vlojë në temperatura dukshëm më të larta. Pika e vlimit është 21 ° C, prandaj, në kushte normale - 20 ° C dhe 760 mm Hg. Art. – lëng oksid nitrik (IV).
Tani le të hedhim një vështrim në tretshmërinë. Kujtojmë se fjala "tretshmëri" mund të nënkuptojë edhe reaksione kimike me ujë; gjëja kryesore është që tretësi të thithë lëndën e tretur. Kur oksidet reagojnë me ujin, siç dihet, përftohen hidrokside - formalisht, këto janë thjesht okside të hidratuara, por realiteti shpesh paraqet shumë gjëra interesante dhe plotësisht joformale. Pra ky oksid nitrik tretet në ujë duke reaguar njëkohësisht me të dhe në këtë rast fitohen dy acide njëherësh!
Vini re se oksidi nitrik (IV) ka një erë karakteristike të athët dhe një ngjyrë të kuqërremtë-kafe, nuancat e të cilave ndryshojnë nga njëra-tjetra në varësi të përqendrimit. Është për këtë ngjyrë që emetimet e oksideve të azotit në atmosferë quhen "bisht dhelpra".
Ju pyesni: ku është sekreti? Pjesa e parë e misterit të gjendjeve të oksidimit është para jush: pse një element i grupit të pestë (tek) ka okside të qëndrueshme me gjendje oksidimi çift? (Në të njëjtën kohë, edhe radikalet e lira!) Në kuptimin më të përgjithshëm, përgjigja është e qartë - meqenëse janë të qëndrueshme, do të thotë se janë aq fitimprurës. Energjikisht. Dhe pse? Me sa duket, çështja është në specifikat e strukturës së atomeve të azotit dhe oksigjenit - ato kanë shumë elektrone dhe shumë pak orbitale. Janë "mundësitë orbitale" që diktojnë rregullat e tyre, krijojnë "përfitime energjike" të tilla. Atëherë numrat "dy" dhe "katër" bëhen të qartë: dy elektrone nuk mjaftojnë që oksigjeni të arrijë tetë, dhe të dy atomet kanë vetëm katër orbitale.
Dhe mund të thuash gjithashtu se JO është thjesht ... duke pritur që një molekulë oksigjeni të kthehet në NO 2. Duke përdorur një metaforë, vërejmë se "kuptimi i jetës" i shumë atomeve është dëshira për të gjetur një "partner jete" - një atom ose atome të një elementi tjetër. Edhe pse sigurisht që ka edhe “beqarë të bindur” si floriri.
Vetitë kimike të oksideve të azotit
1. Reaksionet me metale. Meqenëse atomi i azotit në gjendjet pozitive të oksidimit është një agjent oksidues, dhe sa më i lartë të jetë gjendja e oksidimit, aq më e fortë është aftësia për të marrë elektrone nga atomet e tjerë, atëherë oksidet e azotit do të reagojnë me metalet - në thelb agjentë reduktues. Në këtë rast, produktet mund të jenë krejtësisht të ndryshme, në varësi të kushteve të reagimit dhe vetë metalit. Për shembull, të gjitha oksidet e azotit lëshojnë oksigjen në bakër të nxehtë, dhe ato vetë shndërrohen në një substancë të thjeshtë azoti:
Nga sasia e oksidit të bakrit dhe azotit të formuar, është e mundur të përcaktohet se cili prej oksideve të azotit ka reaguar me bakër.
2. Reaksionet me jometalet. Le të shqyrtojmë fillimisht reagimet me oksigjen. Këtu, ka një ndryshim midis oksideve, dhe një shumë domethënës.
Oksid NO reagon me oksigjenin për të formuar oksid nitrik (IV). Reagimi është i kthyeshëm. Për më tepër, me rritjen e temperaturës, shpejtësia e këtij reagimi zvogëlohet:
2NO + O 2 \u003d 2JO 2.
Oksid NO 2 nuk reagon fare me oksigjenin.
Ozoni i shndërron të dy oksidet në oksid nitrik (V).
Oksidi nitrik (II) NO shton ozonin plotësisht:
2NO + O 3 \u003d N 2 O 5.
Oksidi nitrik (IV) NO 2 në reagim me ozonin gjithashtu lëshon oksigjen:
2NO 2 + O 3 \u003d N 2 O 5 + O 2.
3. Reaksionet me ujin. Oksidi i NO nuk reagon me ujin. Oksidi i NO 2 formon dy acide me ujin - nitrik (gjendja e oksidimit të azotit +5) dhe azoti (gjendja e oksidimit të azotit +3). Në prani të oksigjenit, oksidi NO 2 shndërrohet plotësisht në acid nitrik:
2NO 2 + H 2 O \u003d HNO 3 + HNO 2,
4NO 2 + O 2 + 2H 2 O \u003d 4HNO 3.
4. Reaksionet me acide. Asnjë nga oksidet - NO ose NO 2 - nuk reagon me acidet.
5. Reaksionet me alkalet. Të dy oksidet nitrik reagojnë me alkalet.
Oksid NO formon me alkalin një kripë të acidit azotik, oksidit nitrik (I) dhe azotit:
10NO + 6NaOH \u003d 6NaNO 2 + N 2 O + N 2 + 3H 2 O.
Oksid NO 2 formon me kripëra alkaline të dy acideve - nitrik dhe azotik:
2NO 2 + 2NaOH \u003d NaNO 3 + NaNO 2 + H 2 O.
Le të kthehemi në misterin tonë të gjendjeve të oksidimit. Me kalimin e përbërjeve të oksigjenit të azotit nga gjendja e "gazit", ku mund të lëvizësh lirshëm, në gjendjen e "tretësirës ujore", ku ka më shumë shtypje, ku lulëzon kolektivizmi, ku ekzistojnë dhe veprojnë në mënyrë aktive molekulat polare të ujit, askush nuk do të lejojë që një molekulë, atom ose jon të jetë vetëm, të ndodhë një "ndryshim orientimi". Vetëm gjendjet teke të oksidimit bëhen të qëndrueshme, siç duhet të jetë për një element nga një grup tek. (Sidoqoftë, relativisht i qëndrueshëm. Acidi azotik, për shembull, mund të ekzistojë vetëm në tretësirë, përndryshe ai dekompozohet. Por acidet që formalisht korrespondojnë me oksidet e azotit (II) dhe (IV) nuk ekzistojnë fare. Gjithçka dihet në krahasim.)
Është interesante se jo vetëm oksidi qartësisht acid NO 2 reagon me alkalet, por edhe NO - jo acid në vetitë dhe shkallën e oksidimit, ndërsa komponimet e gjendjeve të tjera të oksidimit fitohen - të çuditshme! Sekret? Mjaft!
Struktura e molekulës së hidroksidit të azotit (V) - acidit nitrik
Nga hidroksidet e azotit, ne do të shqyrtojmë një, por më shumëtonazhi - acidi nitrik.
Molekula e acidit nitrik është polare (kryesisht për shkak të elektronegativitetit të ndryshëm të oksigjenit dhe hidrogjenit, sepse azoti është, si të thuash, i fshehur brenda molekulës) dhe asimetrike. Të tre këndet e pranishme në të midis lidhjeve të azotit dhe oksigjenit janë të ndryshëm. Gjendja formale e oksidimit të azotit është më e larta, pra +5. Por në të njëjtën kohë, vetëm katër lidhje kanë një atom azoti me atome të tjera - valenca e azotit është katër. Një sekret tjetër.
Është e qartë se si mund të jetë kështu valencë atomike numerikisht më shumë se gjendja e tij e oksidimit. Për ta bërë këtë, mjafton të formohet një lidhje midis atomeve identike në një molekulë. Për shembull, në peroksid hidrogjeni, oksigjeni ka një valencë prej dy, dhe gjendja e oksidimit është vetëm -1. Oksigjeni arriti të tërheqë çiftin e përbashkët elektronik të lidhjeve me hidrogjenin më afër vetes, dhe çifti i lidhjeve të dy atomeve të oksigjenit është ende rreptësisht në mes. Por si të bëni valencë atomike ishte më pak gjendje oksidimi?
Le të mendojmë: cila është struktura e përgjithshme e një molekule të acidit nitrik? Struktura e një molekule është më e lehtë për t'u kuptuar nëse marrim parasysh procesin e marrjes së saj. Acidi nitrik përftohet nga reaksioni i oksidit nitrik (IV) me ujë (në prani të oksigjenit): dy molekula NO 2 njëkohësisht "sulmojnë" molekulën e ujit me elektronet e tyre të paçiftuara, si rezultat, lidhja hidrogjen-oksigjen prishet jo si zakonisht (një palë elektrone nga oksigjeni, një molekulë e sinqertë - NO) s hidrogjeni me elektronin e tij, tjetri - radikali OH (Fig. 6). Formohen dy acide: të dy acidet janë të fortë, të dy dhurojnë shpejt protonin e tyre tek molekulat më të afërta të ujit dhe në fund mbeten në formën e joneve dhe. Joni është i paqëndrueshëm, dy molekula HNO 2 dekompozohen në ujë, NO 2 dhe NO. Oksidi i NO reagon me oksigjenin, duke u shndërruar në NO 2, e kështu me radhë derisa të fitohet vetëm acidi nitrik.
Formalisht, rezulton se një atom azoti është i lidhur me një atom oksigjeni me një lidhje të dyfishtë, dhe me një tjetër - me një lidhje të vetme të zakonshme (ky atom oksigjeni është gjithashtu i lidhur me një atom hidrogjeni). Azoti në HNO 3 është i lidhur me atomin e tretë të oksigjenit nga një lidhje dhurues-pranues, me atomin e azotit që vepron si dhurues. Hibridizimi i atomit të azotit në këtë rast duhet të jetë sp 2 për shkak të pranisë së një lidhje të dyfishtë, e cila përcakton strukturën - një trekëndësh i sheshtë. Në realitet, rezulton se me të vërtetë një fragment i një atomi të azotit dhe tre atomeve të oksigjenit është një trekëndësh i sheshtë, vetëm në një molekulë të acidit nitrik ky trekëndësh është i pasaktë - të tre këndet ONO janë të ndryshme, prandaj, anët e ndryshme të trekëndëshit. Kur molekula shkëputet, trekëndëshi bëhet i rregullt, barabrinjës. Kjo do të thotë që atomet e oksigjenit në të bëhen ekuivalente! Të gjitha lidhjet bëhen të njëjta (një lidhje e dyfishtë është më e shkurtër se një lidhje e vetme). Si?
Le të arsyetojmë. sp 2-Hibridizimi i atomit të azotit detyron atomet e oksigjenit në të njëjtin lloj hibridizimi. Përftohet një strukturë e sheshtë, nëpër të cilën ndodhen orbitalet p, të cilat nuk janë të përfshira në hibridizim, të cilat janë të pranishme në të katër atomet.
Tani le të shohim numrin e përgjithshëm të elektroneve të valencës: joni përmban pesë elektrone azoti, gjashtë secila për tre atome oksigjen, dhe një tjetër që i jep ngarkesë jonit në tërësi, gjithsej njëzet e katër. Nga këto, gjashtë elektrone kërkohen për të formuar tre lidhje të vetme, dymbëdhjetë elektrone janë të vendosura përgjatë perimetrit të molekulës në orbitalet hibride (dy palë elektrone për çdo atom oksigjeni), gjashtë elektrone mbeten për katër të njëjtat R-orbitalet që nuk përfshihen në hibridizim. I vetmi shpjegim i arsyeshëm i mundshëm në këtë rast është socializimi i të gjithë atomeve të elektroneve të tyre në një re të vetme elektronike (Fig. 7). Kjo lehtësohet nga rreze të vogla atomike dhe distanca të vogla ndëratomike. Dhe simetria zakonisht është energjikisht e favorshme dhe për këtë arsye rrit stabilitetin e strukturës në tërësi. Ky nuk është rasti i vetëm i ndarjes së elektroneve nga disa atome; një "ekonomi elektronike kolektive" e ngjashme gjendet në kiminë organike, për shembull, në përbërjet aromatike.
Le të kthehemi, megjithatë, te parashikimet e vetive të acidit nitrik, bazuar në idetë për strukturën e molekulës. Avantazhi i dukshëm i të qenit në formën e një joni shpjegon jo vetëm shkallën e lartë të shpërbërjes së acidit në një tretësirë ujore, por edhe mundësinë e shpërbërjes së acidit anhidrik. Dhe është shpërbërja që përcakton vetitë fizike të kësaj substance.
Vetitë fizike të acidit nitrik
Një përbërje e jonizuar, edhe nëse vetëm pjesërisht, është e vështirë të shndërrohet në gaz. Kështu, pika e vlimit duhet të jetë mjaft e lartë, por me një peshë kaq të vogël molekulare (dhe për shkak të lëvizshmërisë së lartë), pika e shkrirjes nuk duhet të jetë e lartë. Prandaj, gjendja e grumbullimit në 20 °C është e lëngshme.
Në lidhje me tretshmërinë në ujë, si shumë lëngje të tjera polare, acidi nitrik është lehtësisht i përzier me ujin në çdo raport.
Acidi nitrik i pastër është pa ngjyrë dhe pa erë. Sidoqoftë, për shkak të dekompozimit në oksigjen dhe oksid nitrik (IV), i cili tretet në të, mund të themi se acidi nitrik i zakonshëm i koncentruar ka një ngjyrë të verdhë-kafe dhe një erë të fortë karakteristike të NO 2.
Le të shohim se si struktura e molekulës së acidit nitrik ndikon në vetitë e saj kimike.
Vetitë kimike të acidit nitrik
Gjëja kryesore që duhet të theksojmë është se prania e shkallës më të lartë të oksidimit të atomit të azotit kufizon vetitë e acidit nitrik; ai nuk reagon me agjentët oksidues. Por me agjentët reduktues, kryesisht me metalet, ai reagon në një mënyrë jokonvencionale dhe të larmishme.
1. Reaksionet me metale. Acidi nitrik reagon me metalet si një agjent i fortë oksidues edhe në tretësira të holluara (ndryshe nga acidi sulfurik, i cili shfaq vetitë e tij oksiduese vetëm në formë të koncentruar). Zakonisht formohet nitrat metalik, por në vend të hidrogjenit lirohen komponime të gazta të azotit: NO 2, NO, N 2 O, N 2 ose amoniak, i cili në një mjedis acid kalon menjëherë në jonin e amonit. Në parim, kur një metal reagon me acidin nitrik, formohet e gjithë kjo "buqetë" gazesh, por në varësi të metalit dhe përqendrimit të acidit, një ose një përbërës tjetër do të mbizotërojë.
Pra, në kushte laboratorike, oksidi nitrik (II) zakonisht përftohet nga ndërveprimi i ashklave të bakrit me acidin nitrik me një densitet prej 1.2 g / cm 3, d.m.th., kur bakri trajtohet me acid të holluar, ky oksid mbizotëron qartë në produktet e reaksionit të gaztë:
Por kur acidi nitrik me të njëjtën densitet (dhe, rrjedhimisht, përqendrim) reagon me hekurin, përmbajtja e oksidit nitrik (II) në përzierje është vetëm 40% - më pak se gjysma, dhe 60% e mbetur shpërndahet në mënyrë të barabartë midis nitratit të amonit, azotit, oksidit nitrik (I) dhe oksidit nitrik (Fig. 8).
Duhet të theksohet një fakt kaq interesant dhe jetik që as hekuri dhe as alumini nuk reagojnë me acid nitrik 100% (prandaj, ai mund të ruhet dhe transportohet në rezervuarë dhe kontejnerë të tjerë të bërë nga këto metale). Fakti është se këto metale janë të mbuluara me filma të fortë oksidesh që janë të pazgjidhshëm në acid të pastër. Vetitë e acidit kërkojnë që acidi të shpërndahet ndjeshëm, dhe kjo, nga ana tjetër, kërkon ujë.
2. Reaksionet me jometalet. Acidi nitrik nuk reagon me oksigjenin dhe ozonin.
3. Reagimi me ujin nuk ndodh. Uji kontribuon vetëm në shpërbërjen e acidit.
4. Reaksionet me acide. Acidi nitrik nuk reagon me acide të tjera në formën e reaksioneve të shkëmbimit ose të përbërjes. Megjithatë, është mjaft i aftë të reagojë si një agjent i fortë oksidues. Në një përzierje të acideve nitrik dhe klorhidrik të përqendruar, ndodhin reaksione të kthyeshme, thelbi i të cilave mund të përmblidhet nga ekuacioni:
Klori atomik që rezulton është shumë aktiv dhe largon lehtësisht elektronet nga atomet metalike, dhe joni i klorurit i pranishëm "në anën" formon jone komplekse të qëndrueshme me jonet metalike që rezultojnë. E gjithë kjo lejon që edhe ari të transferohet në tretësirë. Për arsye se ari është "mbreti i metaleve", një përzierje e acideve nitrik dhe klorhidrik të përqendruar quhet aqua regia.
Acidi sulfurik i koncentruar, si një agjent i fortë dehidratues, nxit dekompozimin e acidit nitrik në oksid nitrik (IV) dhe oksigjen.
5. Reaksionet me bazat dhe oksidet bazike. Acidi nitrik është një nga acidet inorganike të forta dhe në mënyrë natyrale reagon me alkalet. Ai gjithashtu reagon me hidroksidet e patretshme dhe oksidet bazë. Këto reaksione lehtësohen gjithashtu nga fakti se të gjitha kripërat e acidit nitrik kanë tretshmëri të mirë në ujë, prandaj, produktet e reagimit nuk do të ndërhyjnë në rrjedhën e tij.
Vetitë fizike të përbërjeve NO, NO 2 dhe HNO 3 në numër
Oksidi nitrik (II) JO. Masa molare 30 g/mol. Pika e shkrirjes është -164 °C, pika e vlimit është -154 °C. Dendësia e NO të gaztë në kushte normale (0 °C, 1 atm) është 1,3402 g/l. Tretshmëria në presionin atmosferik dhe 20°C është 4,7 ml gaz NO për 100 g ujë.
Oksidi nitrik (IV) JO 2 . Masa molare 46 g/mol. Pika e shkrirjes -11 °C, pika e vlimit 21 °C. Dendësia e gazit NO 2 në n. y. 1.491 g/l. Tretshmëria - me kusht që ky oksid fillimisht të reagojë me ujin në ajër, dhe më pas të shpërndahet në acidin nitrik që rezulton - mund të konsiderohet i pakufizuar (deri në formimin e 60% HNO 3).
Meqenëse oksidi nitrik (IV) dimerizohet në mënyrë aktive (në 140°C është tërësisht në formën e monomerit NO 2, megjithatë, në 40°C, rreth 30% e monomerit mbetet dhe në 20°C, ai pothuajse plotësisht kalon në dimerin N 2 O 4), vetitë fizike lidhen më shumë me monomerin sesa me dimerin. Kjo mund të shpjegojë pikën mjaft të lartë të vlimit (N 2 O 4 është një molekulë mjaft e rëndë). Shkalla e dimerizimit mund të gjykohet nga ngjyra: monomeri është me ngjyrë intensive, ndërsa dimeri është i pangjyrë.
Acid nitrik HNO3. Masa molare 63 g/mol. Pika e shkrirjes -41,6 °C, pika e vlimit 83 °C. Dendësia e acidit të lëngshëm 100% është 1.513 g/cm3. Tretshmëria është e pakufizuar, me fjalë të tjera, acidi dhe uji janë të përziera në çdo raport. Duhet të theksohet se tretësirat e acidit nitrik zihen në temperatura mbi pikat e vlimit të ujit të pastër dhe acidit. Në temperaturën maksimale (122 °C), një tretësirë 68,4% vlon, ndërsa përbërja në përqindje e tretësirës dhe e avullit është e njëjtë.
Përzierjet e substancave për të cilat përbërja e avullit gjatë zierjes korrespondon me përbërjen e lëngut quhen zierje azeotropike ose të pandashme. (Fjala "azeotrope" vjen nga greqishtja - vlim, - ndryshim, - një parashtesë negative.) Për përqëndrime më të ulëta të acidit, është karakteristik një rritje e sasisë së ujit në avull në krahasim me tretësirën, gjë që çon në përqendrimin e tretësirës. Në përqendrime më të larta, përkundrazi, përbërja e avullit pasurohet me acid.
Vetitë kimike të komponimeve të azotit (shtesë)
Ashtu si çdo substancë tjetër që përmban një atom me një gjendje të ndërmjetme oksidimi, oksidet e azotit (II) dhe (IV), ndryshe nga acidi nitrik, mund të veprojnë edhe si agjentë oksidues dhe si agjentë reduktues, në varësi të partnerit të reagimit. Sidoqoftë, shumë nga këto reagime janë "të parëndësishme" dhe, në përputhje me rrethanat, të studiuara dobët.
Nga reaksionet "aktuale", vlen të përmendet reagimi i oksidit nitrik (IV) me oksid squfuri (IV) në prani të ujit:
Ky reagim është i rëndësishëm sepse shtimi i oksigjenit në oksidin e squfurit (IV) ndodh vetëm në temperatura të larta dhe në prani të një katalizatori, ndërsa shtimi i oksigjenit në oksidin e azotit (II) ndodh në kushte normale. Kështu, oksidi nitrik (IV) thjesht ndihmon oksidin e squfurit të bashkojë oksigjenin. Ky reagim vazhdon në kushte normale (nuk kërkohet presion shtesë në përzierje dhe ngrohje).
Oksidi nitrik (II) gjithashtu reagon me oksidin e squfurit (IV), por në kushte krejtësisht të ndryshme: ose në presion prej 500 atmosferash (!), pastaj fitohet oksidi i squfurit (VI) dhe azoti, ose në një tretësirë ujore, atëherë fitohet acidi sulfurik dhe oksidi i azotit (I).
Oksidi nitrik (I). Ka një erë të lehtë të këndshme dhe një shije të ëmbël. Nuk reagon me oksigjen, ujë, tretësirë të acideve dhe alkaleve. Ai zbërthehet në elementë në temperatura mbi 500 ° C, me fjalë të tjera, është mjaft i qëndrueshëm.
Struktura e molekulës është interesante: një molekulë lineare O=N=N, në të cilën atomi qendror i azotit është katërvalent. Formon dy lidhje dyfishe: njëra me oksigjenin sipas skemës tipike për krijimin e një lidhje kovalente (dy elektrone azoti, dy elektrone oksigjeni), tjetra me një atom azoti (i cili çifton dy nga tre elektronet e tij të paçiftëzuara dhe formon një orbitale të zbrazët për shkak të kësaj), njëra prej lidhjeve është kovalente (Fig.9, e dytë).
 |
Oriz. 9. |
Oksidi nitrik (III). Përbëhet nga NO dhe NO 2 të çiftëzuara me elektronet e tyre të paçiftuara. Ai fillon të dekompozohet në gazet përkatëse tashmë gjatë shkrirjes (–101 °C).
Oksidi nitrik (V). Përbëhet nga dy grupe NO 2 të lidhura përmes oksigjenit. Një përbërje disi më e qëndrueshme se oksidi nitrik (III) fillon të dekompozohet në temperaturën e dhomës. Disa nga lidhjet në të, natyrisht, janë donator-pranues. Dhe jo "azot pesëvalent".
Vetive kimike të acidit nitrik duhet t'i shtohet se ai reagon mirë me jometalet që mund të oksidohet. Pra, acidi nitrik i përqendruar reagon me squfur, dhe me fosfor dhe me qymyr, duke formuar përkatësisht acide sulfurik, fosforik dhe karbonik.
Reagimet e acidit nitrik me substanca organike janë interesante dhe të rëndësishme. Për shembull, kur tre atome hidrogjeni në toluen zëvendësohen nga grupet NO 2, formohet trinitrotolueni (ose thjesht tol) - një eksploziv.
Vetitë ekologjike të oksideve të azotit dhe acidit nitrik
Oksidi nitrik (I) relativisht inerte, dhe për këtë arsye "ekologjikisht neutrale". Megjithatë, ai ka një efekt narkotik tek njeriu, duke filluar nga argëtimi (për të cilin ai u mbiquajtur "gaz i qeshur") dhe duke përfunduar me gjumin e thellë, i cili ka gjetur aplikimin e tij në mjekësi. Është interesante se është i padëmshëm, dhe për anestezi mjekësore, një përzierje e oksidit nitrik (I) me oksigjen përdoret në të njëjtin raport me raportin e azotit dhe oksigjenit në ajër. Efekti narkotik hiqet menjëherë pas ndërprerjes së thithjes së këtij gazi.
Dy oksidet e tjera të qëndrueshme nitrik transformohen lehtësisht njëra në tjetrën, pastaj në acide dhe më pas në anione dhe. Kështu, këto substanca janë plehra minerale natyrale, megjithatë, nëse ato janë në sasi natyrale. Në sasi "të panatyrshme", këto gazra rrallë hyjnë vetëm në atmosferë. Si rregull, formohet një "buqetë" e tërë e përbërjeve toksike që veprojnë në mënyrë komplekse.
Për shembull, vetëm një bimë e plehrave azotike lëshon në ajër, përveç oksideve të azotit, acidit nitrik, amoniakut dhe pluhurit nga plehrat, oksidet e squfurit, komponimet e fluorit dhe disa përbërje organike. Shkencëtarët zbulojnë rezistencën e bimëve, shkurreve dhe pemëve të ndryshme ndaj "buqetave" të tilla. Dihet tashmë se, për fat të keq, bredhi dhe pisha janë të paqëndrueshme dhe vdesin shpejt, megjithatë, në kushte të tilla mund të ekzistojnë karkalecat e bardha, plepi kanadez, shelgu dhe disa bimë të tjera, për më tepër, ato kontribuojnë në largimin e këtyre substancave nga ajri.
Helmime të rënda me oksidet e azotit mund të merren kryesisht në rast aksidentesh në industritë përkatëse. Përgjigja e trupit do të jetë e ndryshme për shkak të dallimeve në vetitë e këtyre gazrave. "Caustic" NO 2 vepron kryesisht në mukozën e nazofaringit, syve, shkakton edemë pulmonare; JO, si një substancë pak e tretshme në ujë dhe jo-kaustike, kalon nëpër mushkëri dhe hyn në qarkullimin e gjakut, duke shkaktuar shqetësime në sistemin nervor qendror dhe periferik. Të dy oksidet reagojnë me hemoglobinën e gjakut, megjithëse në mënyra të ndryshme, por me të njëjtin rezultat - hemoglobina pushon së transportuari oksigjen.
Vetitë ekologjike të acidit nitrik përbëhen nga dy "gjysma". Si një acid i fortë, ai ka një efekt shkatërrues jo vetëm në indet e gjalla (lëkura e njeriut, gjethet e bimëve), por edhe në tokë, gjë që është mjaft e rëndësishme - shirat acid (për shkak të pranisë së oksideve të azotit dhe squfurit), mjerisht, nuk janë të rralla. Kur acidi futet në lëkurë, ndodh një djegie kimike, e cila është më e dhimbshme dhe shërohet shumë më gjatë se termike. Këto ishin vetitë kryesore ekologjike kation hidrogjeni.
Le të kalojmë në studim anion. Nën veprimin e një acidi të fortë, janë vetitë acidike që dalin në pah, kështu që është më mirë të merren parasysh vetitë e anionit duke përdorur shembullin e kripërave.
Ndërveprimi i joneve nitrate me faunën dhe florën. Fakti është se joni i nitratit është një pjesë integrale e ciklit të azotit në natyrë, ai është gjithmonë i pranishëm në të. Në kushte normale dhe në tretësirë të holluar, është i qëndrueshëm, shfaq pak veti oksiduese, nuk precipiton katione metalike, duke lehtësuar kështu transportin e këtyre joneve me një tretësirë në tokë, bimë, etj.
Joni i nitratit bëhet helmues vetëm në sasi të mëdha, duke prishur ekuilibrin e substancave të tjera. Për shembull, me një tepricë të nitrateve në bimë, sasia e acidit askorbik zvogëlohet. (Ia vlen të kujtojmë se një organizëm i gjallë është i organizuar aq mirë sa çdo substancë në sasi të mëdha prish ekuilibrin dhe, për rrjedhojë, bëhet helmues.)
Bimët dhe bakteret përdorin nitrate për të ndërtuar proteina dhe komponime të tjera organike thelbësore. Për ta bërë këtë, është e nevojshme të konvertohet joni i nitratit në një jon amoniumi. Ky reaksion katalizohet nga enzimat që përmbajnë jone metalike (bakër, hekur, mangan, etj.). Për shkak të toksicitetit shumë më të madh të amoniakut dhe jonit të amonit në bimë, reagimi i kundërt i transferimit të jonit të amonit në nitrat është gjithashtu i zhvilluar mirë.
Kafshët nuk dinë të ndërtojnë të gjitha përbërjet organike që u nevojiten nga ato inorganike - nuk ka enzima përkatëse. Megjithatë, mikroorganizmat që jetojnë në stomak dhe zorrë i posedojnë këto enzima dhe mund ta shndërrojnë jonin e nitratit në jon nitrit. Është joni i nitritit që vepron si helmues, duke shndërruar hekurin në hemoglobinë nga Fe 2+ në Fe 3+.
Një përbërës që përmban Fe 3+ dhe i quajtur methemoglobinë lidh oksigjenin e ajrit shumë fort, prandaj nuk mund ta japë atë tek indet. Si pasojë, organizmi vuan nga mungesa e oksigjenit, ndërkohë që ka shqetësime në funksionimin e trurit, zemrës dhe organeve të tjera.
Zakonisht, joni i nitritit nuk formohet në stomak, por në zorrët dhe nuk ka kohë të kalojë në gjak dhe të prodhojë të gjitha këto shkatërrime. Prandaj, helmimi me nitrate është mjaft i rrallë. Vërtetë, ekziston një rrezik tjetër: në trupin tonë ka shumë substanca në të cilat atomet e hidrogjenit të amoniakut zëvendësohen nga radikalet organike. Komponime të tilla quhen amine. Kur aminat reagojnë me jonet e nitriteve, formohen nitrozaminat - substanca kancerogjene:
Ato veprojnë në mëlçi, kontribuojnë në formimin e tumoreve në mushkëri dhe veshka. Është interesante se acidi askorbik, i cili ka qenë prej kohësh i njohur për ne, është një frenues aktiv i formimit të nitrozaminave.
O.R. VALEDINSKAYA
(MSU, Moskë)
Oksidet më të rëndësishme të azotit janë paraqitur në tabelën 1.
Oksidi nitrik (V) është i ngurtë, oksidet e tjera janë të gazta në kushte normale. Nga këto, oksidi nitrik (II) dhe oksidi nitrik (IV) kanë rëndësinë më të madhe praktike. Të gjitha oksidet e azotit janë helmuese, me përjashtim të oksidit nitrik (I).
Oksid nitrik (I) N 2 O. Në temperaturën e dhomës, N 2 0 është një gaz pa ngjyrë (t pl \u003d _ 91 ° C, t kip \u003d -89 ° C), pa erë, me shije të ëmbël, pak i tretshëm në ujë. Kur thithet në sasi të vogla, N 2 0 shkakton të qeshura konvulsive, për këtë arsye quhet "gaz i qeshur". Molekula N 2 0 është lineare, me polaritet të ulët. Me metodën e lidhjeve të valencës, struktura e saj përshkruhet duke përdorur dy struktura rezonancë:
Lidhja midis atomeve të azotit (0,113 nm) është vetëm pak më e gjatë se lidhja e trefishtë në molekulën N 2 (0,110 nm).
Oksidi nitrik (1) përftohet nga dekompozimi termik i nitratit të amonit në një temperaturë pak mbi pikën e tij të shkrirjes (170 ° C):
NH 4 NO 3 → N 2 0 + 2H 2 0
N 2 0 më i pastër formohet nga bashkëproporcioni i nitriteve dhe një kripe hidrazine ose hidroksilamine:
NH 3 OHCI + NaN0 2 \u003d N 2 O + 2H 2 0 + NaCl
Oksid nitrik (II) NRËshtë një gaz pa ngjyrë që është pak i tretshëm në ujë dhe nuk ndërvepron kimikisht me të. Kombinohet lehtësisht me oksigjenin për të formuar oksid nitrik (IV):
2NO + O 2 → 2NO 2 + 113 kJ
Oksidi nitrik (II) përftohet në laborator me veprimin e acidit nitrik të holluar (ρ = 1,2 g/cm3, ω=33%) në bakër. Ekuacioni i reagimit është:
3Cu + 8HNO 3 \u003d 3Cu (NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O
Molekula NO ka një numër tek elektronet e jashtme, kështu që ka një elektron shtesë. Natyra e pangopur e molekulës së NO manifestohet në aftësinë e saj për të formuar komplekse me jone të caktuara metalike. Pra, kur NO kalohet në një tretësirë FeSO 4, kjo e fundit merr ngjyrë kafe për shkak të formimit të një përbërjeje SO 4. Kur nxehet, kjo përbërje e brishtë dekompozohet.
Oksidi nitrik (II) është një agjent tipik reduktues. Dekolorizon tretësirën e acidifikuar të permanganatit të kaliumit:
5NO + 3KMn0 4 + 2H 2 S0 4 = 2MnS0 4 + 3KN0 3 + Mn(N0 3) 2 + 2H 2 0
oksidohet lehtësisht nga oksigjeni:
2JO + 0 2 = 2N0 2
Procesi vazhdon me një ritëm shumë të lartë, pasi të dy speciet reaguese janë radikale.
Për shkak të pranisë së një elektroni të paçiftuar në orbitalin antilidhës 2π, oksidi nitrik (II) karakterizohet nga proceset e oksidimit me një elektron me formimin e një kationi. nitrosil (nitrosonium) N0+ : N0 – e-= N0 + . Në këtë rast, shumëfishimi i lidhjes N-O rritet në tre, dhe energjia e tij rritet nga 627 (NO) në 1046 (NO +) kJ/mol. Derivatet e nitrosilit janë oksihalide kovalente të azotit NOX (X - halogjen), si dhe kripërat jonike, për shembull, perklorati i nitrosoniumit, selenati i nitrosoniumit (N0) 2 Se0 4 . Hidrogjensulfati i nitrosoniumit përftohet duke kaluar dioksid squfuri përmes acidit nitrik të tymosur:
HN0 3 + S0 2 =
Kripërat e tjera të nitrosoniumit mund të përgatiten gjithashtu duke reaguar oksidet e azotit me acide të koncentruara, për shembull:
N 2 0 3 + H 2 Se0 4 = (N0) 2 Se0 4 + H 2 0
Kripërat e nitrosoniumit janë termikisht të paqëndrueshme dhe hidrolizohen në mënyrë të pakthyeshme në prani të ujit:
2 + H 2 0 \u003d JO + N0 2 + 2H 2 S0 4
Klorur nitrosil kovalent N0C1 - gaz portokalli-kuq (t pl= -65 °С, t bale =-6 °C), i formuar gjatë klorifikimit të NO në prani të karbonit të aktivizuar:
JO + C1 2 = 2N0C1
në bashkëveprimin e nitritit me klorurin e hidrogjenit:
NaN0 2 + 2HC1 = N0C1 + NaCl + H 2 0
ose kur zëvendësoni një anion në kripërat e nitrosoniumit:
NaCl \u003d N0C1 + NaHS0 4
Vetitë oksiduese janë më pak tipike për NO. Për shembull, kur ndërveprohet me agjentë të fortë reduktues, formohet azoti:
2N0 + 2H 2 S = N 2 + 2S↓ + 2H 2 0
Në një katalizator rodiumi, NO oksidon monoksidin e karbonit në dioksid karboni:
2N0 + 2CO \u003d N 2 + 2C0 2
Katalizatorë të tillë janë instaluar në tubat e shkarkimit të makinave për të shmangur ndotjen e atmosferës me gazra toksikë NO x.
Kur ndërvepron me alkalin e shkrirë, NO është në disproporcion:
6N0 + 4KOH \u003d N 2 + 4KN0 2 + 2H 2 0
Oksidi nitrik (III) N 2 0 3. Kjo përbërje është shumë e paqëndrueshme dhe ekziston vetëm në temperatura të ulëta. Në gjendje të ngurtë dhe të lëngët (t pl \u003d -100 ° C), kjo substancë është me ngjyrë blu të ndritshme; mbi 0 °C, dekompozohet:
N 2 0 3 =N0 + N0 2
Ndryshe nga N 2 0 dhe N0, oksidi nitrik (II) është një oksid tipik acid; ai tretet në ujin e akullit për të formuar një tretësirë blu të acidit azotik;
N 2 0 3 + H 2 0 \u003d 2HNO 2
Kur ndërvepron me tretësirat alkaline, N 2 0 3 në mënyrë sasiore shndërrohet në nitrite:
N 2 0 3 + 2NaOH \u003d 2NaN0 2 + H 2 0
Në një mjedis fort acid, ndodh dekompozimi heterolitik i lidhjes NO-N0 2, si rezultat i së cilës formohen kripërat e nitrosoniumit:
N 2 0 3 + 3H 2 S0 4 = 2NO + + H 3 0 + + 3HSO 4
Pas ftohjes në -36 ° C, një përzierje ekuimolare e oksideve N0 dhe N0 2, e formuar gjatë reduktimit të 50% HN0 3 me oksid arseniku (III) ose niseshte, N 2 0 3 kondensohet:
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 \u003d 6C0 2 + 11H 2 0 + 6N 2 0 3
Oksidet e azotit (IV): NO 2 dhe N 2 0 4. Oksidi nitrik (IV) ekziston në një gamë të gjerë temperaturash si një përzierje ekuilibri e monomerit N0 2 dhe dimerit N 2 0 4.
Ekuilibri
2N0 2 ↔ N 2 0 4 , ΔN =-57,2 kJ/mol
Gaz kafe Gaz pa ngjyrë
paramagnetike diamagnetike
shumë i varur nga temperatura. Oksidi i ngurtë nitrik (IV) është i pangjyrë, pasi përbëhet ekskluzivisht nga molekula N 2 0 4. Kur nxehet në t, w= -12,8 °C, shfaqet një ngjyrë kafe, e cila intensifikohet me rritjen e temperaturës, ndërsa përqindja e monomerit në përzierje rritet.
Oksidi nitrik (IV) (si monomer ashtu edhe dimer) është shumë i tretshëm në ujë dhe ndërvepron me të. Meqenëse komponimet e azotit në gjendje të barabartë oksidimi nuk ekzistojnë në tretësirat ujore, ndodh disproporcioni në acide nitrik dhe azotik:
N 2 0 4 + H 2 0 = HN0 3 + HN0 2
Kjo e fundit është e qëndrueshme vetëm në të ftohtë, dhe në temperaturën e dhomës dhe mbi të shpërpjesëtohet me N0 dhe HN0 3, prandaj, në temperaturën e dhomës dhe më lart, reagimi vazhdon sipas ekuacionit
3N0 2 + H 2 0 = 2HN0 3 + NR
Sidoqoftë, nëse një përzierje e NO 2 dhe ajrit kalon përmes ujit, atëherë formohet vetëm HN0 3:
2N0 2 + H 2 0 + 1/2 0 2 = 2HN0 3
Ashtu si N0, oksidi N 2 0 4 i nënshtrohet oksidimit me një elektron me formimin e një kationi nitroil (nitronium) N0 2 , e cila ka një strukturë lineare dhe izoelektronike (16 e - për tre atome) CO 2 . Joni nitroil formohet gjithashtu gjatë vetë-jonizimit të acidit nitrik:
2HN0 3 ↔ N0 2 + + NO 3 - + H 2 0
Dioksidi N0 2 është një agjent i fortë oksidues, në atmosferën e të cilit digjen karboni, squfuri dhe shumë metale:
C + 2N0 2 = C0 2 + 2NO
Në fazën e gazit, dioksidi i azotit oksidon klorurin e hidrogjenit në klor:
2N0 2 + 4HC1 \u003d 2NOC1 + 2H 2 0 + C1 2
NO 2 përftohet nga bashkëveprimi i bakrit me acidin nitrik të përqendruar të nxehtë:
Cu + 4HN0 3 \u003d Cu (N0 3) 2 + 2N0 2 + 2H 2 0
ose dekompozimi termik (350-500 °C) i nitrateve të metaleve të rënda të thara tërësisht:
2Pb(N0 3) 2 → 2РbО + 4N0 2 + 0 2
Reaksioni kryhet në prani të dioksidit të silikonit, i cili lidh oksidin e plumbit që rezulton me silikatin PbSi0 3, duke zhvendosur kështu ekuilibrin në të djathtë.
Oksidi nitrik (IV) formohet gjithashtu gjatë oksidimit të NO me oksigjen:
2NO + 0 2 = 2N0 2, ΔH°= -114 kJ/mol
Është interesante se ky reagim është i kthyeshëm dhe në 200°С ekuilibri zhvendoset ndjeshëm majtas.
Oksidi nitrik (V) N 2 0 5 . Anhidridi nitrik N 2 0 5 formohet në formën e kristaleve higroskopik të paqëndrueshëm (t subl \u003d 32.3 ° C) pa ngjyrë kur avulli i acidit nitrik kalon nëpër një kolonë oksidi fosfori (V):
4HN0 3 + Р 4 0 10 → 2N 2 0 5 + 4НР0 3
Ngurta N 2 0 5 ndërtohet nga jonet N0 2 + dhe N0 3 - dhe në fazën e gazit dhe në tretësirë përbëhet nga molekula 0 2 N-O-N0 2 . Kjo substancë është shumë e paqëndrueshme dhe dekompozohet brenda pak orësh (gjysmë jeta 10 orë), kur nxehet - me një shpërthim:
2N 2 0 5 = 4N0 2 + 0 2
Kur N 2 0 5 tretet në ujë, formohet acidi nitrik.
Oksidi i lartë nitrik është një agjent i fortë oksidues, për shembull:
N 2 0 5 + I 2 = I 2 0 5 + N 2
Në acidet anhidër (sulfurik, nitrik, ortofosforik, perklorik) N 2 0 5 zbërthehet, duke formuar kationin e nitronit N0 2:
N 2 0 5 + HclO 4 \u003d N0 2 + C10 4 - + HN0 3
Kripërat e nitronit janë agjentë të fortë oksidues. Kur ekspozohen ndaj ujit, ato hidrolizohen:
N0 2 + C10 4 - + H 2 0 \u003d HN0 3 + HC10 4
Kloruri i nitroilit N0 2 C1 (t pl \u003d -145 ° С, t kip \u003d -16 ° С) është një gaz i pangjyrë i formuar nga kalimi i klorit mbi nitratin e ngurtë të argjendit ose duke reaguar ndaj acideve nitrik dhe klorosulfonik të tymosur:
HN0 3 + ClSO 3 H = N0 2 C1 + H 2 S0 4
Në një mjedis alkalik, dekompozohet në hipoklorit dhe nitrit.
Reaksionet kryesore të oksidit nitrik janë reaksionet me oksigjen, radikalet e lira, tiolet, metalet me valencë të ndryshueshme.
Me oksigjen, oksidi nitrik përfshihet në zinxhirin e reaksioneve, rezultati i të cilit është formimi i jonit të nitritit.
Me radikalet e lira, oksidi nitrik formon komponime shumë aktive:
Reaksioni me anion-radikal superoksid (formimi i peroksinitritit) NO+O2=ONOO
Reagimi me radikal hidroksil (duke formuar nitrite)
Reaksionet me radikalet lipidike peroksi dhe alkoksi me ndërprerje të zinxhirit të peroksidimit të lipideve (si rezultat i reduktimit të këtyre radikaleve në hidroperokside ose derivate të hidroksilit lipidik).
Kështu, oksidi nitrik mund të marrë pjesë në rregullimin e proceseve të peroksidimit të lipideve të radikaleve të lira.
Me grupet tiol të proteinave dhe tiolet me peshë të ulët molekulare (cisteinë, glutation), oksidi nitrik formon komponime R-SNO të nitrosiluara (për shembull, albumina e nitroziluar).
Lidhet me hekurin hem për të formuar një kompleks nitrosol me hekurin në vendin aktiv
Vepron si një agjent reduktues në reaksionet redoks
5. Reaksionet e oksidit nitrik me oksigjenin
Oksidi nitrik është një gaz pa ngjyrë, i tretshëm në ujë dhe yndyrna. Ai ka një elektron të paçiftuar, duke e bërë atë një radikal shumë reaktiv. Ai depërton lirshëm nëpër membranat biologjike dhe reagon lehtësisht me përbërës të tjerë.
Me oksigjen, oksidi nitrik përfshihet në një zinxhir reaksionesh, rezultati i të cilit është formimi i jonit nitrit.
N2O3 + H2O = 2NO2 + 2H
Reagimi me radikalin superoksil, i cili çon në formimin e peroksinitritit dhe radikalit OH: NO + O2 = ONOO
Kur oksidi nitrik lidhet me oksigjenin, formohen produkte përfundimtare të qëndrueshme - nitrit dhe nitrat, të cilët janë tregues indirekt të përqendrimit të oksidit nitrik në trup.
Nuk diskutohet - Oksidi nitrik është i përfshirë në:
Puna e traktit gastrointestinal dhe sistemit gjenitourinar
Funksionimi i qelizave dhe indeve sekretore, veçanërisht në prodhimin e insulinës
Puna e sistemit të frymëmarrjes
Aktiviteti jetësor i lëkurës
reagimi i dhimbjes
Puna e sistemit riprodhues
Frenimi i formimit të trombeve dhe ngjitjes së trombociteve në sipërfaqen e enëve të gjakut
Rregullimi i çlirimit të neurotransmetuesve
Formimi në transmetimin sinaptik i lidhjeve funksionale afatgjata midis neuroneve - fuqizimi postinaptik, i cili qëndron në themel të kujtesës, të mësuarit dhe veprimtarisë krijuese të njeriut.
Oksidi nitrik ekziston në tre forma, të cilat mund të shndërrohen në njëra-tjetrën me anë të oksidimit ose reduktimit. Oksid nitrik, kation nitrosonium, anion nitroksil.
6. Çfarë përbërjesh formohen si rezultat i lidhjes së jo me grupet tiol
S-nitrozotiolet (RS-NO) dhe komplekset dinitrosyl janë produkte lidhëse relativisht jetëgjatë të oksidit nitrik me grupet tiol të aminoacideve dhe hekurin johem në makrofagët dhe qelizat endoteliale.
R-SH + JO = RS-NO
S-nitrozotiolet dhe komplekset dinitrosil të kompleksit johem janë substanca të afta të transferojnë jonet e nitrosoniumit në grupet tiol të proteinave të ndryshme me formimin e proteinës S-nitrozotioleve
Në kushte fiziologjike, nën veprimin e rrezatimit, nitrozotiolet dekompozohen dhe çlirojnë oksid nitrik
Në prani të proteinave që përmbajnë hekur ose bakër, S-nitrozotiolet mund të formojnë disulfide, për shembull, zbërthimi i glutationit në prani të joneve të bakrit.
Oksidi nitrik (II) NO (monoksidi i azotit, oksid nitrik, radikal nitrosil) është një oksid nitrik që nuk krijon kripë. Është gaz pa ngjyrë, pak i tretshëm në ujë. Lëngohet me vështirësi; në formë të lëngshme dhe të ngurtë ka ngjyrë blu.
Prania e një elektroni të paçiftuar shkakton prirjen e NO për të formuar dimerë N 2 O 2 të lidhur dobët. Këto janë komponime të brishta me dimerizim ΔH° = 17 kJ. Oksidi nitrik i lëngshëm (II) përbëhet nga 25% molekula N 2 O 2, dhe oksidi i ngurtë përbëhet tërësisht prej tyre.
Faturë
Oksidi nitrik (II) është oksidi i vetëm i azotit që mund të merret direkt nga elementët e lirë duke kombinuar azotin me oksigjenin në temperatura të larta (1200-1300 ° C) ose në një shkarkesë elektrike. Në natyrë, ajo formohet në atmosferë gjatë shkarkimeve të rrufesë:
N 2 + O 2 → 2NO - 180,9 kJ 2NO + O 2 → 2NO 2.
Ndërsa temperatura bie, oksidi nitrik (II) dekompozohet në azot dhe oksigjen, por nëse temperatura bie ndjeshëm, atëherë oksidi që nuk ka pasur kohë të dekompozohet ekziston për një kohë të gjatë: në një temperaturë të ulët, shkalla e dekompozimit është e ulët. Një ftohje e tillë e shpejtë quhet "shuarje" dhe përdoret në një nga metodat për marrjen e acidit nitrik.
Në laborator, zakonisht merret duke reaguar 30% HNO 3 me metale të caktuara, për shembull, me bakër:
3Cu + 8HNO 3 (30%) → 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O.
NO më i pastër, jo i ndotur me papastërti, mund të merret nga reaksionet:
FeCl 2 + NaNO 2 + 2HCl → FeCl 3 + NaCl + NO + H 2 O; 2HNO 2 + 2HI → 2NO + I 2 ↓ + 2H 2 O.
Metoda industriale bazohet në oksidimin e amoniakut në temperaturë dhe presion të lartë me pjesëmarrjen e Cr 2 O 3 (si katalizator):
4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O.
Vetitë kimike
Në temperaturën e dhomës dhe presionin atmosferik, NO oksidimi nga oksigjeni atmosferik ndodh menjëherë:
2NO + O 2 → 2JO 2
NO karakterizohet gjithashtu nga reaksionet e shtimit të halogjenit me formimin e halogjeneve nitrosil; në këtë reaksion, NO shfaq vetitë e një agjenti reduktues:
2NO + Cl 2 → 2NOCl (nitrosil klorur).
Në prani të agjentëve reduktues më të fortë, NO shfaq veti oksiduese:
2SO 2 + 2NO → 2SO 3 + N 2.
NO është pak i tretshëm në ujë dhe nuk reagon me të, duke qenë një oksid që nuk krijon kripë.
Veprim fiziologjik
Oksidi nitrik (i bardhë) në citoplazmën e qelizave të pemëve halore një orë pas veprimit mekanik.
Ashtu si të gjitha oksidet e azotit (përveç N 2 O), NO është toksik, duke shkaktuar dëme në traktin respirator nëse thithet.
Gjatë dy dekadave të fundit, është vërtetuar se kjo molekulë NO ka një gamë të gjerë efektesh biologjike, të cilat mund të ndahen me kusht në rregullatore, mbrojtëse dhe të dëmshme. JO, duke qenë një nga lajmëtarët, është i përfshirë në rregullimin e sistemeve të sinjalizimit brenda dhe ndërqelizor. Oksidi nitrik, i prodhuar nga qelizat endoteliale vaskulare, është përgjegjës për relaksimin e muskujve të lëmuar të enëve të gjakut dhe zgjerimin e tyre (vazodilatimin), parandalon grumbullimin e trombociteve dhe ngjitjen e neurofileve në endoteli dhe është i përfshirë në procese të ndryshme në sistemin nervor, riprodhues dhe imunitar. NO gjithashtu ka veti citotoksike dhe citostatike. Qelizat vrasëse të sistemit imunitar përdorin oksid nitrik për të vrarë bakteret dhe qelizat e kancerit. Sëmundje të tilla si hipertensioni esencial arterial, sëmundjet koronare të zemrës, infarkti i miokardit, hipertensioni primar pulmonar, astma bronkiale, depresioni neurotik, epilepsia, sëmundjet neurodegjenerative (sëmundja e Alzheimerit, sëmundja e Parkinsonit), diabeti mellitus, impotenca, etj., shoqërohen me metabolizëm të dëmtuar dhe NO.
Oksidi nitrik mund të sintetizohet në disa mënyra. Bimët përdorin një reaksion fotokimik jo enzimatik midis NO 2 dhe karotenoideve. Tek kafshët, sinteza kryhet nga familja NO-sintaza (NOS). Enzimat NOS janë anëtarë të një superfamilje enzimash që përmbajnë hem të quajtur monooksigjenaza. Në varësi të strukturës dhe funksionit, NOS mund të ndahet në tre grupe: endoteliale (eNOS), neuronale (nNOS) dhe induktive (iNOS). Qendra aktive e cilësdo prej sintezave NO përfshin një kompleks porfirine hekuri që përmban një cisteinë ose metioninë të koordinuar në aksi. Megjithëse të gjitha izoformat NOS katalizojnë formimin e NO, ato janë të gjitha produkte të gjeneve të ndryshme, secila prej tyre ka karakteristikat e veta si në mekanizmat e veprimit dhe lokalizimin, ashtu edhe në rëndësinë biologjike për organizmin. Prandaj, këto izoforma ndahen gjithashtu në mënyrë konvencionale në sintaza të oksidit nitrik konstituive (cNOS) dhe induktive (iNOS). cNOS qëndron përgjithmonë në citoplazmë, varet nga përqendrimi i joneve të kalciumit dhe kalmodulinës (një proteinë që është një ndërmjetës ndërqelizor i transportit të joneve të kalciumit) dhe nxit çlirimin e një sasie të vogël NO për një periudhë të shkurtër në përgjigje të stimulimit të receptorit. NOS i induktueshëm shfaqet në qeliza vetëm pas induksionit të tyre nga endotoksinat bakteriale dhe disa ndërmjetësues inflamatorë, si gama-interferoni, faktori i nekrozës së tumorit etj. Sasia e NO e formuar nën ndikimin e iNOS mund të ndryshojë dhe të arrijë sasi të mëdha (nanomole). Në të njëjtën kohë, prodhimi JO mbahet për një kohë më të gjatë. Një tipar karakteristik i NO është aftësia për të shpërndarë shpejt (në më pak se 5 sekonda) përmes membranës së qelizës që e sintetizon atë në hapësirën ndërqelizore dhe lehtësisht (pa pjesëmarrjen e receptorëve) për të depërtuar në qelizat e synuara. Brenda qelizës, ai aktivizon disa enzima dhe frenon të tjerat, duke marrë pjesë në rregullimin e funksioneve qelizore. Në fakt, oksidi nitrik është një hormon lokal i indeve. NO luan një rol kyç në shtypjen e aktivitetit të qelizave bakteriale dhe tumorale duke bllokuar disa nga enzimat e tyre që përmbajnë hekur ose duke dëmtuar strukturat e tyre qelizore me oksid nitrik ose radikale të lira të krijuara nga oksidi nitrik. Në të njëjtën kohë, superoksidi grumbullohet në fokusin e inflamacionit, i cili shkakton dëmtim të proteinave dhe lipideve të membranave qelizore, gjë që shpjegon efektin e tij citotoksik në qelizën e synuar. Rrjedhimisht, NO, duke u grumbulluar tepër në qelizë, mund të veprojë në dy mënyra: nga njëra anë, të shkaktojë dëmtim të ADN-së dhe, nga ana tjetër, të prodhojë një efekt pro-inflamator. Oksidi nitrik është në gjendje të inicojë angiogjenezën (formimin e enëve të gjakut). Në rastin e infarktit të miokardit, oksidi nitrik luan një rol pozitiv, sepse. nxit rritjen e re vaskulare, por në kancere, i njëjti proces shkakton zhvillimin e tumoreve, duke nxitur ushqyerjen dhe rritjen e qelizave kancerogjene. Nga ana tjetër, kjo përmirëson shpërndarjen e oksidit nitrik në qelizat e tumorit. Dëmtimi i ADN-së nën veprimin e NO është një nga arsyet e zhvillimit të apoptozës (një proces i programuar i "vetëvrasjes" qelizore që synon heqjen e qelizave që kanë humbur funksionet e tyre). Në eksperimente, deaminimi i deoksinukleozideve, deoksinukleotideve dhe ADN-së së paprekur u vu re kur u ekspozua ndaj një tretësire të ngopur me NO. Ky proces është përgjegjës për rritjen e ndjeshmërisë së qelizave ndaj agjentëve alkilues dhe rrezatimit jonizues, i cili përdoret në terapinë kundër kancerit.
Pastrimi i NO (shkalla e pastrimit të gjakut nga NO në procesin e transformimeve të tij kimike) ndodh përmes formimit të nitriteve dhe nitrateve dhe mesatarisht jo më shumë se 5 sekonda. Pastrimi mund të përfshijë hapa të ndërmjetëm që lidhen me ndërveprimin me superoksid ose hemoglobinë për të formuar peroksinitrit. Oksidi nitrik mund të reduktohet nga NO-reduktaza, një enzimë e lidhur ngushtë me NO-sintazën.
Artikulli i mëparshëm: Sa është shpejtësia e dritës Artikulli vijues: Karakteristikat e elementit të karbonit dhe vetitë kimike