가장 중요한 질소산화물은 표 1에 제시되어 있습니다.
질소산화물(V)은 고체이고, 다른 산화물은 정상적인 조건텅빈. 가장 위대한 실질적인 의미이들 중 산화질소(II)와 산화질소(IV)가 있습니다. 산화질소(I)를 제외한 모든 질소산화물은 독성이 있습니다.
산화질소(I) N 2 O.실온에서 N 2 0은 무색 가스 (t pl = _91 ° C, t 끓임 = -89 ° C)이며 무취이며 맛이 달콤하고 물에 약간 용해됩니다. N20은 소량 흡입하면 경련성 웃음을 유발해 '웃음 가스'라고도 불린다. N 2 0 분자는 선형이며 저극성입니다. 원자가 결합 방법을 사용하여 그 구조는 두 가지 공명 구조를 사용하여 설명됩니다.
질소 원자 사이의 결합(0.113nm)은 N2 분자의 삼중 결합(0.110nm)보다 약간 더 깁니다.
산화질소(1)를 얻습니다. 열분해녹는점(170°C)보다 약간 높은 온도의 질산암모늄:
NH 4 NO 3 → N 2 0 + 2H 2 0
보다 순수한 N20은 아질산염과 히드라진 또는 히드록실아민염을 동일 비율로 혼합하여 형성됩니다.
NH 3 OHCI + NaN0 2 = N 2 O + 2H 2 0 + NaCl
산화질소(II) NO- 무색의 가스로 물에 약간 용해되며 화학적으로 반응하지 않습니다. 산소와 쉽게 결합하여 산화질소(IV)를 형성합니다.
2NO + O 2 → 2NO 2 + 113 kJ
산화질소(II)는 실험실에서 다음 물질을 희석하여 얻습니다. 질산(ρ = 1.2 g/cm 3, Ω = 33%) 구리의 경우. 반응 방정식은 다음과 같습니다.
3Cu + 8HNO 3 = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O
NO 분자는 홀수 개의 외부 전자를 가지므로 하나의 추가 전자를 갖습니다. NO 분자의 불포화 성질은 특정 금속 이온과 복합체를 형성하는 능력에서 나타납니다. 따라서 NO가 FeSO 4 용액에 유입되면 후자는 SO 4 조성의 화합물이 형성되어 갈색으로 변합니다. 가열하면 이 깨지기 쉬운 화합물이 분해됩니다.
산화질소(II)는 대표적인 환원제입니다. 과망간산칼륨의 산성화된 용액을 탈색합니다.
5NO + 3KMn0 4 + 2H 2 S0 4 = 2MnS0 4 + 3KN0 3 + Mn(N0 3) 2 + 2H 2 0
산소에 의해 쉽게 산화됨:
2NO + 0 2 = 2N0 2
두 반응 입자 모두 라디칼이기 때문에 공정은 매우 빠른 속도로 진행됩니다.
결합 방지 2π 궤도에 짝을 이루지 않은 전자 1개가 존재하기 때문에 산화질소(II)는 양이온 형성과 함께 전자 1개 산화 과정을 특징으로 합니다. 니트로실 (니트로소늄) 아니오+ : 아니오 – 전자 - = N0 + . 이 경우 다중성은 NO 연결 3으로 증가하고 에너지는 627(NO)에서 1046(NO +) kJ/mol로 증가합니다. 니트로실 유도체는 공유결합 질소 옥시할로겐화물 NOX(X-할로겐)뿐만 아니라 이온성 염(예: 니트로소늄 퍼클로레이트, 니트로소늄 셀렌산염(NO) 2 SeO 4)입니다. 황산니트로소늄은 발연 질산에 이산화황을 통과시켜 제조됩니다.
HN0 3 + S0 2 =
다른 니트로소늄 염도 질소 산화물과 반응하여 제조할 수 있습니다. 농축산, 예를 들어:
N 2 0 3 + H 2 Se0 4 = (N0) 2 Se0 4 + H 2 0
니트로소늄 염은 열적으로 불안정하며 물이 있으면 비가역적으로 가수분해됩니다.
2 + H 2 0 = NO + N0 2 + 2H 2 S0 4
공유결합 염화니트로실 N0C1 - 주황색-빨간색 가스 (tpl= -65°C, 티킵 =-6 °C), 활성탄이 있는 상태에서 NO를 염소화하는 동안 형성됨:
아니오 + C1 2 = 2N0C1
아질산염이 염화수소와 반응할 때:
NaN0 2 + 2HC1 = N0C1 + NaCl + H 2 0
또는 니트로소늄 염의 음이온을 대체할 때:
NaCl = N0C1 + NaHS0 4
산화 특성은 NO의 특징이 덜합니다. 예를 들어, 강력한 환원제와 상호작용하면 질소가 형성됩니다.
2N0 + 2H 2 S = N 2 + 2S↓ + 2시간 2 0
로듐 촉매에서 NO는 일산화탄소를 이산화탄소로 산화시킵니다.
2N0 + 2СО = N 2 + 2С0 2
이러한 촉매는 유독한 NOx 가스로 인한 대기 오염을 방지하기 위해 자동차 배기관에 설치됩니다.
용융된 알칼리와 상호작용할 때 NO는 다음과 같은 불균형을 초래합니다.
6N0 + 4KON = N 2 + 4KN0 2 + 2H 2 0
질소(III) 산화물 N 2 O 3 .이 연결은 매우 불안정하며 다음과 같은 경우에만 존재합니다. 저온. 고체 및 액체 상태(t pl = -100 °C)에서 이 물질은 밝은 파란색으로 표시됩니다. O °C 이상에서는 분해됩니다.
N 2 0 3 =N0 + N0 2
N 2 O 및 NO와 달리 산화질소(II)는 전형적인 산성 산화물이며 얼음물에 용해되어 파란색 아질산 용액을 형성합니다.
N 2 0 3 + H 2 0 = 2HNO 2
알칼리성 용액과 상호 작용할 때 N 2 O 3은 정량적으로 아질산염으로 변환됩니다.
N 2 0 3 + 2NaOH = 2NaN0 2 + H 2 0
강산성 환경에서는 NO-NO 2 결합의 이종 분해가 일어나 니트로소늄 염이 형성됩니다.
N 2 0 3 + 3H 2 S0 4 = 2NO + + H 3 0 + + 3HSO 4
-36°C로 냉각되면, 비소(III) 산화물 또는 전분으로 HNO 3 50%가 환원되어 형성된 등몰 산화물 N0 및 N0 2 혼합물이 N 2 O 3을 응축합니다.
2HN0 3 + 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
질소(IV) 산화물: NO 2 및 N 2 O 4.산화질소(IV)는 단량체 N0 2 와 이량체 N 2 O 4 의 평형 혼합물로 넓은 온도 범위에 존재합니다.
평형
2N0 2 ← N 2 0 4 , ΔН =-57.2kJ/mol
갈색가스 무색가스
상자성 반자성
온도에 따라 크게 달라집니다. 고체 산화질소(IV)는 N 2 O 4 분자로만 구성되어 있어 무색입니다. 까지 가열했을 때 티, 승= -12.8 °C 갈색이 나타납니다. 이는 혼합물 내 단량체 비율이 증가함에 따라 온도가 증가함에 따라 더욱 강해집니다.
산화질소(IV)(단량체와 이량체 모두)는 물에 잘 녹고 물과 반응합니다. 산화 상태가 균일한 질소 화합물은 수용액에 존재하지 않으므로 질산과 아질산으로 불균형이 발생합니다.
N204 + N20 = HN03 + HN02
후자는 추위에서만 안정적이며 실온 이상에서는 NO 및 HNO 3에 불균형하므로 실온 및 더 높은 온도에서는 반응이 방정식에 따라 진행됩니다.
3N0 2 + H 2 0 = 2HN0 3 + 아니오
그러나 N0 2와 공기의 혼합물이 물을 통과하면 HN0 3만 형성됩니다.
2N0 2 + H 2 0 + 1 / 2 0 2 = 2HN0 3
NO와 마찬가지로 산화물 N 2 O 4는 1전자 산화되어 양이온을 형성합니다. 니트로일(니트로늄) N0 2 , 선형 구조 및 등전자 (16 e - 3개 원자의 경우) CO 2를 갖습니다. 니트로일 이온은 질산의 자가 이온화 중에도 형성됩니다.
2HN0 3 ← N0 2 + + NO 3 - + N 2 0
이산화물 NO 2는 탄소, 황 및 많은 금속이 연소되는 대기에서 강력한 산화제입니다.
C + 2N0 2 = C0 2 + 2NO
기체상에서 이산화질소는 염화수소를 염소로 산화시킵니다.
2N0 2 + 4НС1 = 2NOC1 + 2Н 2 0 + С1 2
NO 2는 구리와 뜨거운 농축 질산을 반응시켜 얻습니다.
Сu + 4HN0 3 = Cu(N0 3) 2 + 2N0 2 + 2Н 2 0
또는 완전히 건조된 중금속 질산염의 열분해(350-500 °C):
2Pb(N0 3) 2 → 2РbО + 4N0 2 + 0 2
반응은 생성된 납 산화물을 규산염 PbSiO 3에 결합시켜 평형을 오른쪽으로 이동시키는 이산화규소의 존재 하에서 수행됩니다.
NO가 산소로 산화되는 동안에도 질소(IV) 산화물이 형성됩니다.
2NO + 0 2 = 2N0 2, ΔН°= -114kJ/mol
흥미롭게도 이 반응은 가역적이며 200°C에서는 평형이 왼쪽으로 크게 이동합니다.
산화질소(V) N 2 0 5 .무수질소 N 2 O 5는 질산 증기가 인(V) 산화물이 있는 컬럼을 통과할 때 휘발성(t subl = 32.3 ° C) 무색 흡습성 결정 형태로 형성됩니다.
4HN0 3 + P 4 0 10 → 2N 2 0 5 + 4НР0 3
고체 N 2 0 5는 N0 2 + 및 N0 3 - 이온으로 구성되며 기상 및 용액에서는 0 2 N-O-N0 2 분자로 구성됩니다. 이 물질은 매우 불안정하며 가열하면 몇 시간(반감기 10시간) 내에 분해됩니다.
2N 2 0 5 = 4N0 2 + 0 2
N 2 O 5 가 물에 용해되면 질산이 형성됩니다.
더 높은 산화물질소는 강력한 산화제입니다. 예를 들면 다음과 같습니다.
N 2 0 5 + 나 2 = 나 2 0 5 + N 2
무수산 (황산, 질산, 오르토인산, 과염소산)에서 N 2 0 5가 분해되어 니트로늄 양이온 N0 2를 형성합니다.
N205 + HClO4 = N02 + C104 - + HN03
니트로늄염은 강력한 산화제입니다. 물에 들어가면 가수분해됩니다.
N0 2 + C10 4 - + H 2 0 = HN0 3 + HC10 4
염화니트로일 N0 2 C1(t pl = -145 °C, t 끓임 = -16 °C)은 고체 질산은에 염소를 통과시키거나 발연 질산과 클로로술폰산의 상호 작용에 의해 형성된 무색 가스입니다.
HN0 3 + ClSO 3 H = N0 2 C1 + H 2 SO 4
알칼리성 환경에서는 차아염소산염과 아질산염으로 분해됩니다.
이원 화합물을 산화물이라고 합니다. 화학 원소산소 원자와 함께, 산화 상태 2-와 같습니다. 전기음성도가 낮은 질소는 산소와 다양한 결합을 형성합니다. 이 화합물은 다양한 종류의 물질에 속합니다. 산화질소는 N 원소의 원자가를 결정하는 양의 산소를 함유하고 있습니다. 그 범위는 1에서 5입니다.
산화물은 무엇입니까?
O 원소를 함유한 질소 화합물은 약 12가지가 있습니다. 이들 중 가장 일반적인 다섯 가지는 1가 산화물, 2가 산화물, 3가 산화물, 4가 산화물 및 5가 산화물입니다.
나머지 화합물은 덜 일반적인 것으로 간주됩니다. 여기에는 이량체 형태의 4가 산화질소, 니트릴 아지드, 니트로실 아지드, 트리니트라미드 및 질산염 라디칼의 불안정한 분자가 포함됩니다.
질소산화물 공식
다음은 원소 N의 가장 중요한 화합물의 명칭입니다.
이것은 주로 산화질소이며, 그 공식은 N과 O라는 두 가지 화학 기호로 구성됩니다. 그 뒤에는 원자의 산화 정도에 따라 지수가 표시됩니다.
- 1가 질소 산화물의 공식은 N 2 O입니다. 그 안에 N 원자는 +1로 충전됩니다.
- 2가 산화질소는 화학식 NO를 갖는다. 그 안에 있는 N 원자는 +2로 충전됩니다.
- 3가 질소 산화물의 공식은 N 2 O 3 입니다. 그 안에 있는 N 원자는 +3으로 충전됩니다.
- 화학식이 NO 2인 4가 산화질소는 N 원자 +4의 전하를 갖습니다.
- 5가 산소 화합물은 N2O5로 지정됩니다. 그 안에 있는 N 원자는 +5로 충전됩니다.
1가 산화질소에 대한 설명
이질소, 아산화질소, 웃음가스라고도 합니다. 후자의 이름은 중독과 관련된 행동에서 유래합니다.
상온에서 원자가 I의 산화질소는 무색의 불연성 가스 형태로 존재하며 기분 좋은 달콤한 맛과 향을 냅니다. 공기는 이 화합물보다 가볍습니다. 산화물은 수성 매질, 에탄올, 에테르 및 황산에 용해됩니다.
물, 알칼리성 및 산성 용액은 반응할 수 없으며 염을 형성하지 않습니다. 발화하지는 않지만 연소 과정을 지원할 수 있습니다.
암모니아는 산화질소를 아지드(N3NH4)로 전환합니다.
에테르 분자, 클로로에탄 및 시클로프로판과 결합하면 폭발성 혼합물이 형성됩니다.
정상적인 조건은 관성에 기여합니다. 가열하면 물질이 감소합니다.
2가 질소산화물에 대한 설명
일산화탄소, 산화물 또는 니트로실 라디칼이라고도 합니다. 상온에서는 무색의 불연성 가스이며 수성 환경에 약간 용해됩니다. 공기에 의해 산화되어 NO2를 생성합니다. 액체와 고체 형태는 파란색을 띕니다.
산화질소는 할로겐과의 반응에서 환원제가 될 수 있습니다. 이들의 첨가 생성물은 화학식 NOBr을 갖는 니트로실 할라이드이다.
이산화황 및 기타 강력한 환원제는 NO를 산화하여 N2 분자를 생성합니다.
3가 질소산화물에 대한 설명
이를 무수질소라고 합니다. 정상 상태에서는 파란색을 띠는 액체일 수 있으며 표준 환경 변수는 산화물을 무색 가스 형태로 변환합니다. 낮은 온도에서만 안정적입니다.
N 2 O 3 분자는 가열 중에 해리되어 1가 및 2가 산화물을 방출합니다.
무수물로서 물을 첨가하여 아질산을 생성하고, 알칼리와 함께 아질산염 형태의 염을 형성합니다.
4가 질소산화물에 대한 설명
다른 말로 이산화물이라고 합니다. 이는 자극적인 냄새가 나는 갈색-빨간색 가스 형태로 존재하며 노란색 액체일 수도 있습니다.
화학적 활성이 잘 발달된 산성 산화물을 말합니다.
그 분자는 비금속을 산화시켜 산소 함유 화합물과 유리 질소를 형성합니다.
이산화물은 4가 및 6가 황산화물과 반응합니다. 결과는 황산입니다. 합성 방법을 아질산이라고합니다.
산화질소는 수성 환경에 용해될 수 있습니다. 이 반응의 결과로 질산이 생성됩니다. 이 과정을 불균형이라고 합니다. 중간 성분은 빠르게 분해되는 아질산으로 간주됩니다.
4가 질소산화물이 알칼리에 용해되면 질산염과 아질산염 용액이 형성됩니다. 액체 형태를 사용하여 금속과 반응하면 무수염을 얻을 수 있습니다.
5가 질소산화물에 대한 설명
오산화이질소, 질산니트로늄, 질산니트릴 또는 무수질소라고도 합니다.
휘발성이 있고 불안정한 무색 결정의 형태로 존재합니다. 저온에서는 안정성이 관찰됩니다. 이 구조는 질산염과 아질산염 이온으로 구성됩니다.
기체 형태에서 물질은 무수물 NO 2 -O-NO 2 형태를 갖습니다.
5가 산화질소는 산성 특성을 가지고 있습니다. 쉽게 분해되어 산소를 방출합니다.
이 물질은 물과 반응하여 질산을 생성합니다.
알칼리는 무수물을 용해시켜 질산염을 방출합니다.
질소산화물은 어떻게 생성되나요?
건조 상태의 질산암모늄을 조심스럽게 가열하면 N2O 산화물이 형성되지만, 이 방법에서는 폭발이 동반될 수 있습니다.
1가 산화물을 생성하는 바람직한 방법은 설팜산에 진한 질산을 작용시키는 것입니다. 주요 조건은 가열입니다.
니트로실(NO)은 N 2 와 O 2 분자의 상호작용에 의해 생성되는 특수한 산화질소입니다. 이러한 공정의 중요한 조건은 1000°C 이상의 강한 가열입니다.
자연적인 생산 방법은 대기 중 번개 방전과 관련이 있습니다. 이 산화물은 산소 분자와 빠르게 결합하여 이산화물을 형성합니다.
NO 합성을 위한 실험실 방법은 금속과 비농축 질산의 반응을 포함합니다. 이러한 반응의 예는 구리와 HNO 3 의 상호작용입니다.
일산화질소를 형성하는 또 다른 방법은 염화제1철과 아질산나트륨 및 염산을 반응시키는 것입니다. 이 과정의 결과는 제2철, 염화나트륨, 물 및 산화물 자체입니다.
산업 규모에서는 가열 및 고압 하에서 암모니아 분자의 산화에 의해 생산됩니다. 이 공정의 촉진제는 백금 또는 크롬 3가 산화물입니다.
이산화물 또는 NO 2는 3가 산화물 비소를 50% 질산과 반응시켜 얻어지며, 이를 고체 시약의 표면에 적하합니다. 2가 및 4가 질소 산화물의 혼합물이 형성됩니다.
-30 ° C의 온도로 냉각되면 무수 아질산 또는 N 2 O 3가 합성됩니다.
이는 기체 형태에 전류를 흘려 분말 형태로 얻습니다.
전분가루가 50% 농도의 질산에 노출되면 2가, 4가 질소산화물, 이산화탄소, 물이 배출됩니다. 이어서, N 2 O 3 분자는 얻은 처음 두 화합물로부터 형성됩니다.
납 니트로 화합물의 열분해 결과로 유리산소와 산화납이 방출됩니다.
무수물 또는 N 2 O 5는 5가 산화 인의 작용에 의해 질산에서 물 분자가 분리되어 형성됩니다.
이를 합성하는 또 다른 방법은 무수 질산은에 건조 염소를 통과시키는 것입니다.
이산화질소가 오존 분자에 노출되면 N2O5가 형성됩니다.
산화질소(II) NO(일산화질소, 산화질소, 니트로실 라디칼)은 염을 형성하지 않는 산화질소입니다. 무색의 가스로 물에 잘 녹지 않습니다. 어렵게 액화됩니다. 액체와 고체 형태에서는 파란색을 띤다.
짝을 이루지 않은 전자의 존재는 NO가 약하게 결합된 N 2 O 2 이량체를 형성하는 경향을 결정합니다. 이는 이량체화 ΔH° = 17 kJ인 약한 화합물입니다. 액체질소산화물(II)은 25%의 N 2 O 2 분자로 구성되어 있고, 고체산화물은 전부 N 2 O 2 분자로 구성되어 있습니다.
영수증
산화질소(II)는 고온(1200~1300°C) 또는 전기 방전에서 질소와 산소를 결합하여 자유 원소에서 직접 얻을 수 있는 유일한 질소 산화물입니다. 자연적으로 번개 방전 중에 대기 중에 형성됩니다.
N 2 + O 2 → 2NO - 180.9 kJ 2NO + O 2 → 2NO 2.
온도가 낮아지면 산화질소(II)는 질소와 산소로 분해되지만, 온도가 급격하게 떨어지면 분해되지 않은 산화물이 꽤 오랫동안 존재하게 되어 저온에서는 분해 속도가 느리다. . 이러한 급격한 냉각을 "담금질"이라고 하며 질산을 생성하는 방법 중 하나에 사용됩니다.
실험실에서는 일반적으로 30% HNO3를 구리와 같은 특정 금속과 반응시켜 얻습니다.
3Cu + 8HNO 3 (30%) → 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O.
불순물로 오염되지 않은 더 순수한 NO는 다음 반응을 통해 얻을 수 있습니다.
FeCl 2 + NaNO 2 + 2HCl → FeCl 3 + NaCl + NO + H 2 O; 2HNO 2 + 2HI → 2NO + I 2 ↓ + 2H 2 O.
산업적 방법은 Cr 2 O 3 (촉매로서)의 참여로 고온 및 고압에서 암모니아의 산화를 기반으로합니다.
4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O.
화학적 특성
실온 및 대기압에서 대기 산소에 의한 NO 산화가 즉시 발생합니다.
2NO + O 2 → 2NO 2
NO는 또한 이 반응에서 니트로실 할라이드의 형성과 함께 할로겐의 첨가 반응을 특징으로 하며, NO는 환원제의 특성을 나타냅니다.
2NO + Cl 2 → 2NOCl(니트로실 클로라이드).
더 강한 환원제가 있으면 NO는 산화 특성을 나타냅니다.
2SO 2 + 2NO → 2SO 3 + N 2.
NO는 물에 약간 용해되며 물과 반응하지 않으며 염을 형성하지 않는 산화물입니다.
생리적 작용
기계적 작용 1시간 후 침엽수 세포의 세포질에 있는 산화질소(흰색).
모든 질소 산화물(N 2 O 제외)과 마찬가지로 NO도 독성이 있으며 흡입할 경우 호흡기에 영향을 미칩니다.
지난 20년 동안 이 NO 분자는 규제, 보호 및 유해로 분류될 수 있는 광범위한 생물학적 효과를 갖는다는 것이 확립되었습니다. 메신저 중 하나인 NO는 세포 내 및 세포 간 신호 시스템의 조절에 관여합니다. 혈관 내피 세포에서 생성되는 산화질소는 혈관 평활근의 이완과 확장(혈관 확장)을 담당하고, 혈소판 응집과 신경구가 내피에 부착되는 것을 방지하며, 신경계, 생식계 및 면역계의 다양한 과정에 관여합니다. . NO는 또한 세포독성 및 세포증식억제 특성을 가지고 있습니다. 면역 체계의 킬러 세포는 산화질소를 사용하여 박테리아와 암세포를 파괴합니다. NO의 생합성 및 대사 장애는 본태성 동맥 고혈압, 관상 동맥 심장 질환, 심근 경색, 원발성 폐고혈압, 기관지 천식, 신경성 우울증, 간질, 신경퇴행성 질환(알츠하이머병, 파킨슨병), 당뇨병, 발기부전 등등..
산화질소는 여러 가지 방법으로 합성될 수 있습니다. 식물은 NO 2 와 카로티노이드 사이의 비효소적 광화학 반응을 사용합니다. 동물에서는 NO 합성효소(NOS) 계열에 의해 합성이 수행됩니다. NOS 효소는 모노옥시게나제(monooxygenase)라고 불리는 헴을 함유한 효소 슈퍼패밀리의 구성원입니다. 구조와 기능에 따라 NOS는 내피세포(eNOS), 신경세포(nNOS), 유도성(iNOS)의 세 그룹으로 나눌 수 있습니다. 모든 NO 합성효소의 활성 중심에는 축 방향으로 배위된 시스테인 또는 메티오닌을 포함하는 철 포르피린 복합체가 포함됩니다. 모든 NOS 이소형은 NO 형성을 촉매하지만 모두 서로 다른 유전자의 산물이며, 각각 작용 메커니즘과 국소화 메커니즘, 그리고 생물학적 중요성 몸을 위해. 따라서 이러한 이소형은 일반적으로 구성적(cNOS) 및 유도성(iNOS) 산화질소 합성효소로 구분됩니다. cNOS는 세포질에 지속적으로 위치하며 칼슘 이온과 칼모듈린(칼슘 이온 수송의 세포내 매개체인 단백질)의 농도에 따라 달라지며 수용체 자극에 반응하여 짧은 기간 동안 소량의 NO 방출을 촉진합니다. 유도성 NOS는 박테리아 내독소와 감마 인터페론, 종양 괴사 인자 등과 같은 일부 염증 매개체에 의해 유도된 후에만 세포에 나타납니다. iNOS의 영향으로 형성된 NO의 양은 다양하며 대량(나노몰)에 도달할 수 있습니다. 동시에 NO 생산은 더 오래 지속됩니다. NO의 특징은 NO를 합성한 세포막을 통해 빠르게(5초 이내에) 세포간 공간으로 확산되고 (수용체의 참여 없이) 쉽게 표적 세포에 침투하는 능력입니다. 세포 내부에서는 일부 효소를 활성화하고 다른 효소를 억제하여 세포 기능 조절에 참여합니다. 기본적으로 일산화질소는 국소 조직 호르몬입니다. NO는 철 함유 효소의 일부를 차단하거나 산화질소 또는 산화질소에서 생성된 자유 라디칼로 세포 구조를 손상시킴으로써 박테리아 및 종양 세포의 활동을 억제하는 데 중요한 역할을 합니다. 동시에, 슈퍼옥사이드는 염증 부위에 축적되어 세포막의 단백질과 지질을 손상시키며, 이는 표적 세포에 대한 세포 독성 효과를 설명합니다. 결과적으로, 세포에 과도하게 축적되는 NO는 두 가지 방식으로 작용할 수 있습니다. 한편으로는 DNA 손상을 일으키고 다른 한편으로는 염증 유발 효과가 있습니다. 산화질소는 혈관신생(혈관 형성)을 시작할 수 있습니다. 심근경색의 경우 산화질소는 긍정적인 역할을 합니다. 새로운 혈관 성장을 유도하지만, 암에서는 동일한 과정이 암세포의 영양과 성장을 촉진하여 종양의 발달을 유발합니다. 반면에 이는 산화질소의 종양 세포로의 전달을 향상시킵니다. NO의 영향으로 인한 DNA 손상은 세포사멸(기능을 잃은 세포를 제거하기 위한 프로그램된 세포 "자살" 과정)이 발생하는 이유 중 하나입니다. 실험에서 NO로 포화된 용액에 노출되었을 때 데옥시뉴클레오사이드, 데옥시뉴클레오티드 및 손상되지 않은 DNA의 탈아민화가 관찰되었습니다. 이 과정은 항암 치료에 사용되는 알킬화제와 이온화 방사선에 대한 세포의 민감도를 높이는 역할을 합니다.
NO 제거(화학적 변형 중에 혈액에서 NO가 제거되는 속도)는 아질산염과 질산염의 형성을 통해 발생하며 평균 5초를 넘지 않습니다. 중간 단계는 과산화물 또는 헤모글로빈과의 상호작용을 통해 퍼옥시니트리트를 형성하는 제거 과정에 포함될 수 있습니다. 산화질소는 NO 합성효소와 밀접하게 관련된 효소인 NO 환원효소에 의해 환원될 수 있습니다.
산화질소(II) (일산화질소, 산화질소, 니트로실 라디칼) NO - 염을 형성하지 않는 산화질소. 무색의 가스로 물에 잘 녹지 않습니다. 어렵게 액화됩니다. 액체와 고체 형태에서는 파란색을 띤다.
짝을 이루지 않은 전자의 존재는 NO가 약하게 결합된 N 2 O 2 이량체를 형성하는 경향을 결정합니다. 이는 이량체화 ΔH° = 17 kJ인 약한 화합물입니다. 액체질소산화물(II)은 25%의 N 2 O 2 분자로 구성되어 있고, 고체산화물은 전부 N 2 O 2 분자로 구성되어 있습니다.
영수증
산화질소(II)는 고온(1200~1300°C) 또는 전기 방전에서 질소와 산소를 결합하여 자유 원소에서 직접 얻을 수 있는 유일한 질소 산화물입니다. 자연적으로 번개 방전 중에 대기 중에 형성됩니다.
N 2 + O 2 → 2NO - 180.9 kJ 2NO + O 2 → 2NO 2.
온도가 낮아지면 산화질소(II)는 질소와 산소로 분해되지만, 온도가 급격하게 떨어지면 분해되지 않은 산화물이 꽤 오랫동안 존재하게 되어 저온에서는 분해 속도가 느리다. . 이러한 급격한 냉각을 "담금질"이라고 하며 질산을 생성하는 방법 중 하나에 사용됩니다.
실험실에서는 일반적으로 30% HNO3를 구리와 같은 특정 금속과 반응시켜 얻습니다.
3Cu + 8HNO 3 (30%) → 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O.
불순물로 오염되지 않은 더 순수한 NO는 다음 반응을 통해 얻을 수 있습니다.
FeCl 2 + NaNO 2 + 2HCl → FeCl 3 + NaCl + NO + H 2 O; 2HNO 2 + 2HI → 2NO + I 2 ↓ + 2H 2 O.
산업적 방법은 Cr 2 O 3 (촉매로서)의 참여로 고온 및 고압에서 암모니아의 산화를 기반으로합니다.
4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O.
화학적 특성
실온 및 대기압에서 대기 산소에 의한 NO 산화가 즉시 발생합니다.
2NO + O 2 → 2NO 2
NO는 또한 이 반응에서 니트로실 할라이드의 형성과 함께 할로겐의 첨가 반응을 특징으로 하며, NO는 환원제의 특성을 나타냅니다.
2NO + Cl 2 → 2NOCl(니트로실 클로라이드).
더 강한 환원제가 있으면 NO는 산화 특성을 나타냅니다.
2SO 2 + 2NO → 2SO 3 + N 2.
NO는 물에 약간 용해되며 물과 반응하지 않으며 염을 형성하지 않는 산화물입니다.
생리적 작용
모든 질소 산화물(N 2 O 제외)과 마찬가지로 NO도 독성이 있으며 흡입할 경우 호흡기에 영향을 미칩니다.
지난 20년 동안 이 NO 분자는 규제, 보호 및 유해로 분류될 수 있는 광범위한 생물학적 효과를 갖는다는 것이 확립되었습니다. 메신저 중 하나인 NO는 세포 내 및 세포 간 신호 시스템의 조절에 관여합니다. 혈관 내피 세포에서 생성되는 산화질소는 혈관 평활근의 이완과 확장(혈관 확장)을 담당하고, 혈소판 응집과 신경구가 내피에 부착되는 것을 방지하며, 신경계, 생식계 및 면역계의 다양한 과정에 관여합니다. . NO는 또한 세포독성 및 세포증식억제 특성을 가지고 있습니다. 면역 체계의 킬러 세포는 산화질소를 사용하여 박테리아와 암세포를 파괴합니다. NO의 생합성 및 대사 장애는 본태성 동맥 고혈압, 관상 동맥 심장 질환, 심근 경색, 원발성 폐고혈압, 기관지 천식, 신경성 우울증, 간질, 신경퇴행성 질환(알츠하이머병, 파킨슨병), 당뇨병, 발기부전 등등..
산화질소는 여러 가지 방법으로 합성될 수 있습니다. 식물은 NO 2 와 카로티노이드 사이의 비효소적 광화학 반응을 사용합니다. 동물에서는 NO 합성효소(NOS) 계열에 의해 합성이 수행됩니다. NOS 효소는 모노옥시게나제(monooxygenase)라고 불리는 헴을 함유한 효소 슈퍼패밀리의 구성원입니다. 구조와 기능에 따라 NOS는 내피세포(eNOS), 신경세포(nNOS), 유도성(iNOS)의 세 그룹으로 나눌 수 있습니다. 모든 NO 합성효소의 활성 중심에는 축 방향으로 배위된 시스테인 또는 메티오닌을 포함하는 철 포르피린 복합체가 포함됩니다. 모든 NOS 이소형은 NO 형성을 촉매하지만 모두 서로 다른 유전자의 산물이며, 각각 작용 메커니즘과 국소화 메커니즘, 신체에 대한 생물학적 중요성 모두에서 고유한 특징을 가지고 있습니다. 따라서 이러한 이소형은 일반적으로 구성적(cNOS) 및 유도성(iNOS) 산화질소 합성효소로 구분됩니다.
cNOS는 세포질에 지속적으로 위치하며 칼슘 이온과 칼모듈린(칼슘 이온 수송의 세포내 매개체인 단백질)의 농도에 따라 달라지며 수용체 자극에 반응하여 짧은 기간 동안 소량의 NO 방출을 촉진합니다. 유도성 NOS는 박테리아 내독소와 감마 인터페론, 종양 괴사 인자 등과 같은 일부 염증 매개체에 의해 유도된 후에만 세포에 나타납니다. iNOS의 영향으로 형성된 NO의 양은 다양하며 대량(나노몰)에 도달할 수 있습니다. 동시에 NO 생산은 더 오래 지속됩니다.
NO의 특징은 NO를 합성한 세포막을 통해 빠르게(5초 이내에) 세포간 공간으로 확산되고 (수용체의 참여 없이) 쉽게 표적 세포에 침투하는 능력입니다. 세포 내부에서는 일부 효소를 활성화하고 다른 효소를 억제하여 세포 기능 조절에 참여합니다. 기본적으로 일산화질소는 국소 조직 호르몬입니다. NO는 철 함유 효소의 일부를 차단하거나 산화질소 또는 산화질소에서 생성된 자유 라디칼로 세포 구조를 손상시킴으로써 박테리아 및 종양 세포의 활동을 억제하는 데 중요한 역할을 합니다. 동시에, 슈퍼옥사이드는 염증 부위에 축적되어 세포막의 단백질과 지질을 손상시키며, 이는 표적 세포에 대한 세포독성 효과를 설명합니다. 결과적으로, 세포에 과도하게 축적되는 NO는 두 가지 방식으로 작용할 수 있습니다. 한편으로는 DNA 손상을 일으키고 다른 한편으로는 염증 유발 효과가 있습니다.
산화질소는 혈관 형성을 시작할 수 있습니다. 심근경색의 경우 산화질소는 새로운 혈관 성장을 유도해 긍정적인 역할을 하지만, 암에서는 같은 과정이 암세포의 영양과 성장을 촉진해 종양의 발달을 유발한다. 반면에 이는 산화질소의 종양 세포로의 전달을 향상시킵니다. NO로 인한 DNA 손상은 발달의 원인 중 하나입니다.
