De viktigaste kväveoxiderna presenteras i tabell 1.
Kväveoxid (V) är ett fast ämne; de återstående oxiderna är gasformiga under normala förhållanden. Störst praktisk betydelse av dessa har kväveoxid (II) och kväveoxid (IV). Alla kväveoxider är giftiga, med undantag för kväveoxid (I).
Kväveoxid (I) N 2 O. Vid rumstemperatur är N 2 0 en färglös gas (t pl = _ 91 ° C, t koka = -89 ° C), luktfri, sötaktig i smaken, lätt löslig i vatten. När det andas in i små mängder, orsakar N20 konvulsiva skratt, vilket är anledningen till att det kallas "skrattgas". N20-molekylen är linjär, lågpolär. Med hjälp av valensbindningsmetoden beskrivs dess struktur med två resonansstrukturer:
Bindningen mellan kväveatomerna (0,113 nm) är bara något längre än trippelbindningen i N2-molekylen (0,110 nm).
Kväveoxid(1) erhålls termisk nedbrytning ammoniumnitrat vid en temperatur något över dess smältpunkt (170 °C):
NH4NO3 → N20 + 2H20
Renare N 2 0 bildas genom samproportionering av nitrit och hydrazin eller hydroxylaminsalt:
NH3OHCI + NaN02 = N2O + 2H20 + NaCl
Kväveoxid (II) NO- en färglös gas, lätt löslig i vatten och reagerar inte kemiskt med den. Den kombineras lätt med syre för att bilda kväveoxid (IV):
2NO + O2 → 2NO2 + 113 kJ
Kväveoxid (II) erhålls i laboratoriet genom inverkan av utspädd salpetersyra(ρ = 1,2 g/cm 3, ω = 33%) för koppar. Reaktionsekvationen är:
3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
NO-molekylen har ett udda antal yttre elektroner, därför har den en extra elektron. Den omättade naturen hos NO-molekylen manifesteras i dess förmåga att bilda komplex med vissa metalljoner. Sålunda, när NO leds in i en lösning av FeSO 4, blir den senare brun på grund av bildandet av en förening med sammansättningen SO 4. Vid upphettning sönderdelas denna ömtåliga förening.
Kväveoxid (II) är ett typiskt reduktionsmedel. Det avfärgar en surgjord lösning av kaliumpermanganat:
5NO + 3KMn04 + 2H2S04 = 2MnS04 + 3KN03 + Mn(N03)2 + 2H20
lätt oxiderad av syre:
2NO + 0 2 = 2N0 2
Processen fortskrider med mycket hög hastighet, eftersom båda reagerande partiklarna är radikaler.
På grund av närvaron av en oparad elektron i den antibindande 2π-orbitalen kännetecknas kväveoxid (II) av en-elektronoxidationsprocesser med bildning av en katjon nitrosyl (nitrosonium) N0+ : N0 – e - = N0+. I detta fall mångfalden N-O anslutningarökar till tre, och dess energi ökar från 627 (NO) till 1046 (NO +) kJ/mol. Nitrosylderivat är kovalenta kväveoxihalider NOX (X - halogen), samt joniska salter, till exempel nitrosoniumperklorat, nitrosoniumselenat (N0) 2 Se0 4. Nitrosoniumvätesulfat framställs genom att svaveldioxid passerar genom rykande salpetersyra:
HNO3 + SO2 =
Andra nitrosoniumsalter kan också framställas genom att reagera kväveoxider med koncentrerade syror, till exempel:
N 2 0 3 + H 2 Se0 4 = (NO) 2 Se0 4 + H 2 0
Nitrosoniumsalter är termiskt instabila och i närvaro av vatten hydrolyserar de irreversibelt:
2 + H20 = NO + N02 + 2H2SO4
Kovalent nitrosylklorid N0C1 - orangeröd gas (tpl= -65 °C, t kip =-6 °C), bildas under klorering av NO i närvaro av aktivt kol:
NO + C12 = 2NOC1
när nitrit reagerar med väteklorid:
NaN02 + 2HC1 = NOC1 + NaCl + H20
eller när en anjon ersätts i nitrosoniumsalter:
NaCl = NOC1 + NaHS04
Oxiderande egenskaper är mindre karakteristiska för NO. Till exempel, när man interagerar med starka reduktionsmedel, bildas kväve:
2N0 + 2H2S = N2 + 2S↓ + 2H20
På en rodiumkatalysator oxiderar NO kolmonoxid till koldioxid:
2N0 + 2СО = N 2 + 2С0 2
Sådana katalysatorer installeras i bilavgasrör för att undvika luftföroreningar med giftiga NO x-gaser.
När det interagerar med smält alkali är NO oproportionerligt:
6N0 + 4KON = N 2 + 4KN0 2 + 2H 2 0
Kväve(III)oxid N 2 0 3 . Denna anslutning är mycket instabil och existerar endast när låga temperaturer. I fast och flytande tillstånd (t pl = -100 °C) är detta ämne färgat ljust blått; över O °C sönderdelas det:
N203 =NO + N02
Till skillnad från N 2 0 och NO är kväveoxid (II) en typisk sur oxid, den löser sig i isvatten och bildar en blå lösning av salpetersyrlighet;
N203 + H20 = 2HNO2
Vid interaktion med alkaliska lösningar omvandlas N 2 0 3 kvantitativt till nitriter:
N203 + 2NaOH = 2NaN02 + H20
I en starkt sur miljö sker heterolytisk sönderdelning av NO-N02-bindningen, vilket resulterar i bildning av nitrosoniumsalter:
N203 + 3H2SO4 = 2NO + + H30 + + 3HSO4
När den kyls till -36 °C, kondenserar en ekvimolär blandning av oxiderna N0 och N0 2, bildad vid reduktion av 50 % HN0 3 med arsenik(III)oxid eller stärkelse, N 2 0 3:
2HN03 + As 2 0 3 + 2H 2 0 = 2H 3 As0 4 + N 2 0 3
1/n (C6H10O5) n +12HNO3 = 6CO2 + 11H20 + 6N203
Kväve(IV)oxider: NO 2 och N 2 0 4. Kväve(IV)oxid finns i ett brett temperaturområde som en jämviktsblandning av monomer N0 2 och dimer N 2 0 4.
Jämvikt
2N0 2 ↔ N 2 0 4 , ΔН =-57,2 kJ/mol
Brun gas Färglös gas
paramagnetisk diamagnetisk
beror starkt på temperaturen. Fast kväveoxid (IV) är färglös, eftersom den uteslutande består av N 2 0 4-molekyler. Vid uppvärmning till t, w= -12,8 °C framträder en brun färg, som intensifieras med ökande temperatur när andelen monomer i blandningen ökar.
Kväveoxid (IV) (både monomer och dimer) är mycket löslig i vatten och reagerar med det. Eftersom kväveföreningar i jämna oxidationstillstånd inte finns i vattenlösningar, uppstår disproportionering till salpeter- och salpetersyror:
N204 + N20 = HNO3 + HNO2
Den senare är stabil endast i kyla, och vid rumstemperatur och däröver är den oproportionerlig till N0 och HN03, därför fortskrider reaktionen vid rumstemperatur och högre temperaturer enligt ekvationen
3NO2 + H20 = 2HNO3 + NO
Men om en blandning av N0 2 och luft passerar genom vatten, bildas endast HN0 3:
2N02 + H20 + 1/2 02 = 2HN03
Liksom NO utsätts oxiden N 2 0 4 för en-elektronoxidation för att bilda en katjon nitroyl (nitronium) N02 , med linjär struktur och isoelektronisk (16 e - för tre atomer) CO 2. Nitroyljon bildas också under självjonisering av salpetersyra:
2HN03 ↔ N02 + + NO3 - + N20
Dioxid NO 2 är ett starkt oxidationsmedel, i vars atmosfär kol, svavel och många metaller brinner:
C + 2NO2 = CO2 + 2NO
I gasfasen oxiderar kvävedioxid väteklorid till klor:
2N0 2 + 4НС1 = 2NOC1 + 2Н 2 0 + С1 2
NO 2 erhålls genom att reagera koppar med varm koncentrerad salpetersyra:
Сu + 4HN0 3 = Cu(N0 3) 2 + 2N0 2 + 2Н 2 0
eller termisk sönderdelning (350-500 °C) av noggrant torkade tungmetallnitrater:
2Pb(N0 3) 2 → 2РbО + 4N0 2 + 0 2
Reaktionen utförs i närvaro av kiseldioxid, som binder den resulterande blyoxiden till silikat PbSi0 3 och därigenom förskjuter jämvikten åt höger.
Kväve(IV)oxid bildas också under oxidationen av NO med syre:
2NO + 0 2 = 2N0 2, ΔН°= -114 kJ/mol
Intressant nog är denna reaktion reversibel och vid 200°C förskjuts jämvikten signifikant åt vänster.
Kväveoxid (V) N 2 0 5 . Salpetersyraanhydrid N 2 0 5 bildas i form av flyktiga (t subl = 32,3 ° C) färglösa hygroskopiska kristaller när salpetersyraånga leds genom en kolonn med fosfor (V) oxid:
4HN0 3 + P 4 0 10 → 2N 2 0 5 + 4НР0 3
Fast N 2 0 5 är uppbyggd av N0 2 + och N0 3 - joner och består i gasfas och i lösningar av 0 2 N-O-N0 2 molekyler. Detta ämne är mycket instabilt och sönderfaller inom några timmar (halveringstid 10 timmar); vid upphettning exploderar det:
2N 2 0 5 = 4N0 2 + 0 2
När N 2 0 5 löses i vatten bildas salpetersyra.
Högre kväveoxid är ett starkt oxidationsmedel, till exempel:
N 2 0 5 + I 2 = I 2 0 5 + N 2
I vattenfria syror (svavelsyra, salpetersyra, ortofosforsyra, perklorsyra) sönderdelas N 2 0 5 och bildar nitroniumkatjonen N0 2:
N205 + HClO4 = N02 + C104- + HN03
Nitroniumsalter är starka oxidationsmedel. När de kommer i vatten hydrolyserar de:
N02 + C104- + H20 = HN03 + HC104
Nitroylklorid N0 2 C1 (t pl = -145 °C, t koka = -16 °C) är en färglös gas som bildas genom att klor passerar över fast silvernitrat eller genom växelverkan mellan rykande salpeter- och klorsulfonsyror:
HNO3 + ClSO3H = NO2C1 + H2SO4
I en alkalisk miljö bryts den ner till hypoklorit och nitrit.
Binära föreningar kallas oxider kemiska grundämnen med en syreatom, som oxidationstillstånd lika med 2-. Kväve, som är mindre elektronegativt, bildar olika kombinationer med syre. Dessa föreningar tillhör olika klasser av ämnen. Kväveoxid innehåller syre i en mängd som bestämmer valensen av grundämnet N. Det sträcker sig från 1 till 5.
Vilka är oxiderna?
Det finns ungefär ett dussin kvävehaltiga föreningar som innehåller O-elementet. Av dessa är de fem vanligaste: envärd oxid, tvåvärd oxid, trevärd oxid, fyrvärd oxid och femvärd oxid.
De återstående föreningarna anses vara mindre vanliga. Dessa inkluderar fyrvärd kväveoxid i form av en dimer, instabila molekyler av nitrilazid, nitrosylazid, trinitramid och nitratradikalen.
Kväveoxidformler
Nedan är beteckningarna på de viktigaste föreningarna av element N.
Detta är i första hand kväveoxid, vars formel består av två kemiska symboler - N och O. De följs av index, beroende på graden av oxidation av atomerna.
- Envärd kväveoxid har formeln N 2 O. I den är N-atomen laddad +1.
- Tvåvärd kväveoxid har formeln NO. N-atomen i den är laddad +2.
- Trevärd kväveoxid har formeln N 2 O 3 . N-atomen i den är laddad +3.
- Fyrvärd kväveoxid, vars formel är NO 2, har en laddning av N-atomen +4.
- Den femvärda syreföreningen betecknas N 2 O 5 . N-atomen i den är laddad +5.
Beskrivning av envärd kväveoxid
Det kallas även dikväve, lustgas och lustgas. Det senare namnet kommer från handlingen som är förknippad med berusning.
Kväveoxid med valens I under normala temperaturförhållanden finns i form av en icke brandfarlig gas, färglös, som uppvisar en behaglig sötaktig smak och lukt. Luft är lättare än denna förening. Oxiden löser sig i vattenhaltiga medier, etanol, etrar och svavelsyra.
Vatten, alkaliska och sura lösningar kan inte reagera med det, det bildar inte salter. Den antänds inte, men kan stödja förbränningsprocessen.
Ammoniak omvandlar kväveoxid till azid (N3NH4).
När de kombineras med molekyler av etrar, kloretan och cyklopropan bildas en explosiv blandning.
Normala förhållanden bidrar till dess tröghet. Vid upphettning reduceras ämnet.
Beskrivning av tvåvärd kväveoxid
Det kallas också monooxid-, oxid- eller nitrosylradikal. Vid normala temperaturer är det en färglös, icke brandfarlig gas, lätt löslig i en vattenhaltig miljö. Det oxideras av luft och producerar NO 2. Dess flytande och fasta former blir blå.
Kväveoxid kan vara ett reduktionsmedel i reaktioner med halogener. Produkten av deras tillsats är nitrosylhalogenid, som har formeln NOBr.
Svaveldioxid och andra starka reduktionsmedel oxiderar NO för att producera N2-molekyler.
Beskrivning av trivalent kväveoxid
De kallas kvävesyraanhydrid. I sitt normala tillstånd kan det vara en vätska med blå färg, och standardmiljöparametrar omvandlar oxiden till en färglös gas. Den är stabil endast vid låga temperaturer.
N 2 O 3 molekyler dissocierar under upphettning för att frigöra en- och tvåvärd oxid.
Den tillsätter vatten som en anhydrid för att producera salpetersyrlighet, och med alkalier bildar den salter i form av nitriter.
Beskrivning av fyrvärd kväveoxid
På ett annat sätt kallas det dioxid. Det finns i form av en brunröd gas som har en stickande lukt och kan också vara en gulaktig vätska.
Avser sura oxider som har välutvecklad kemisk aktivitet.
Dess molekyler oxiderar icke-metaller för att bilda syrehaltiga föreningar och fritt kväve.
Dioxiden reagerar med fyrvärd och sexvärd svaveloxid. Resultatet är svavelsyra. Metoden för dess syntes kallas nitrös.
Kväveoxid kan lösas i en vattenhaltig miljö. Salpetersyra är resultatet av denna reaktion. Denna process kallas disproportionering. Mellankomponenten är salpetersyrlighet, som snabbt sönderfaller.
Om fyrvärd kväveoxid löses i alkali bildas lösningar av nitrater och nitriter. Du kan använda dess flytande form för att reagera med metall, då får du ett vattenfritt salt.
Beskrivning av femvärd kväveoxid
Det kallas också dikvävepentoxid, nitroniumnitrat, nitrilnitrat eller salpetersyraanhydrid.
Det finns i form av färglösa kristaller som är flyktiga och instabila. Deras stabilitet observeras vid låga temperaturer. Denna struktur bildas av nitrat- och nitritjoner.
I gasform har ämnet formen av anhydrid NO 2 −O−NO 2.
Femvärd kväveoxid har sura egenskaper. Det sönderdelas lätt och frigör syre.
Ämnet reagerar med vatten och bildar salpetersyra.
Alkalier löser upp anhydriden och frigör nitratsalter.
Hur bildas kväveoxider?
N2O-oxid bildas genom att försiktigt värma upp ammoniumnitrat i torr form, men denna metod kan åtföljas av en explosion.
Den föredragna metoden för framställning av envärd oxid är verkan av koncentrerad salpetersyra på sulfaminsyra. Huvudvillkoret är uppvärmning.
Nitrosyl, eller NO, är en speciell kväveoxid, som produceras genom växelverkan mellan N 2 och O 2 molekyler. En viktig förutsättning för en sådan process är stark uppvärmning över 1000 °C.
Den naturliga produktionsmetoden är förknippad med blixtnedslag i atmosfärisk luft. Denna oxid kombineras snabbt med syremolekyler för att bilda dioxid.
Laboratoriemetoden för syntes av NO innefattar reaktion av metaller och icke-koncentrerad salpetersyra. Ett exempel på en sådan reaktion skulle vara växelverkan mellan koppar och HNO3.
Ett annat sätt att bilda kvävemonoxid är reaktionen av järn(II)klorid med natriumnitrit och saltsyra. Resultatet av processen är järn- och natriumklorider, vatten och själva oxiden.
I industriell skala produceras det genom oxidation av ammoniakmolekyler under uppvärmning och under högt tryck. Acceleratorn för processen är platina eller krom trivalent oxid.
Dioxid, eller NO 2, erhålls genom att reagera trevärd arsenikoxid med 50 % salpetersyra, som appliceras droppvis på ytan av det fasta reagenset. En blandning av tvåvärda och fyrvärda kväveoxider bildas.
Om den kyls till en temperatur av -30 ° C, syntetiseras nitrös anhydrid, eller N 2 O 3.
Det erhålls i pulverform genom att leda en elektrisk ström genom dess gasform.
Om stärkelsepulver utsätts för salpetersyra med en koncentration på 50 % frigörs tvåvärd och fyrvärd kväveoxid, koldioxid och vatten. Därefter bildas N2O3-molekylen från de två första erhållna föreningarna.
Som ett resultat av termisk nedbrytning av blynitroföreningen frigörs fritt syre och blyoxid.
Anhydrid, eller N 2 O 5, bildas på grund av spjälkning av en vattenmolekyl från salpetersyra genom inverkan av femvärt fosforoxid.
Ett annat sätt att syntetisera det är att passera torrt klor genom vattenfritt silvernitrat.
Om kvävedioxid utsätts för ozonmolekyler bildas N2O5.
Kväveoxid (II) NO (kvävemonoxid, kväveoxid nitrosylradikal) är en icke-saltbildande kväveoxid. Det är en färglös gas, svårlöslig i vatten. Det flyter med svårighet; i flytande och fast form har den en blå färg.
Närvaron av en oparad elektron bestämmer tendensen hos NO att bilda svagt bundna N2O2-dimerer. Dessa är svaga föreningar med ΔH° av dimerisation = 17 kJ. Flytande kväveoxid (II) består av 25 % N 2 O 2 molekyler, och den fasta oxiden består helt av dem.
Mottagande
Kväveoxid (II) är den enda kväveoxiden som kan erhållas direkt från fria grundämnen genom att kombinera kväve med syre vid höga temperaturer (1200-1300 °C) eller i en elektrisk urladdning. I naturen bildas det i atmosfären under blixtnedslag:
N2 + O2 → 2NO - 180,9 kJ 2NO + O2 → 2NO2.
När temperaturen sjunker sönderfaller kväve(II)oxid till kväve och syre, men om temperaturen sjunker kraftigt så finns den oxid som inte hunnit sönderfalla ganska länge: vid låga temperaturer är nedbrytningshastigheten låg . Denna plötsliga nedkylning kallas "släckning" och används i en av metoderna för att producera salpetersyra.
I laboratoriet erhålls det vanligtvis genom att reagera 30% HNO 3 med vissa metaller, till exempel koppar:
3Cu + 8HNO3 (30%) → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O.
Renare NO, inte kontaminerat med föroreningar, kan erhållas genom följande reaktioner:
FeCl2 + NaNO2 + 2HCl → FeCl3 + NaCl + NO + H2O; 2HNO2 + 2HI → 2NO + I2 ↓ + 2H2O.
Den industriella metoden är baserad på oxidation av ammoniak vid hög temperatur och tryck med deltagande av Cr 2 O 3 (som katalysatorer):
4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O.
Kemiska egenskaper
Vid rumstemperatur och atmosfärstryck sker oxidationen av NO med atmosfäriskt syre omedelbart:
2NO + O2 → 2NO2
NO kännetecknas också av additionsreaktioner av halogener med bildning av nitrosylhalogenider; i denna reaktion uppvisar NO egenskaperna hos ett reduktionsmedel:
2NO + Cl2 -> 2NOCl (nitrosylklorid).
I närvaro av starkare reduktionsmedel uppvisar NO oxiderande egenskaper:
2SO2 + 2NO → 2SO3 + N2.
NO är svagt lösligt i vatten och reagerar inte med det, eftersom det är en icke-saltbildande oxid.
Fysiologisk verkan
Kväveoxid (vit) i cytoplasman hos barrträdsceller en timme efter mekanisk verkan.
Liksom alla kväveoxider (utom N 2 O) är NO giftigt och påverkar andningsvägarna vid inandning.
Under de senaste två decennierna har det konstaterats att denna NO-molekyl har ett brett spektrum av biologiska effekter, som kan delas in i reglerande, skyddande och skadliga. NO, som är en av budbärarna, är involverad i regleringen av intra- och intercellulära signalsystem. Kväveoxid, som produceras av vaskulära endotelceller, är ansvarig för avslappning av vaskulära glatta muskler och deras utvidgning (vasodilation), förhindrar trombocytaggregation och vidhäftning av neurofiler till endotelet och är involverad i olika processer i nerv-, reproduktions- och immunsystem . NO har också cytotoxiska och cytostatiska egenskaper. Immunsystemets mördarceller använder kväveoxid för att förstöra bakterier och cancerceller. Störningar i biosyntesen och metabolismen av NO är associerade med sjukdomar som essentiell arteriell hypertoni, kranskärlssjukdom, hjärtinfarkt, primär pulmonell hypertoni, bronkial astma, neurotisk depression, epilepsi, neurodegenerativa sjukdomar (Alzheimers sjukdom, Parkinsons sjukdom), diabetes mellitus. impotens osv.
Kväveoxid kan syntetiseras på flera sätt. Växter använder en icke-enzymatisk fotokemisk reaktion mellan NO 2 och karotenoider. Hos djur utförs syntes av NO-syntasfamiljen (NOS). NOS-enzymer är medlemmar av en hem-innehållande superfamilj av enzymer som kallas monooxygenaser. Baserat på struktur och funktion kan NOS delas in i tre grupper: endotelial (eNOS), neuronal (nNOS) och inducerbar (iNOS). Det aktiva centret av något NO-syntas inkluderar ett järnporfyrinkomplex som innehåller ett axiellt koordinerat cystein eller metionin. Även om alla NOS-isoformer katalyserar bildningen av NO, är de alla produkter av olika gener, var och en av dem har sina egna egenskaper både vad gäller verkningsmekanismer och lokalisering, och i biologisk betydelse för kroppen. Därför är dessa isoformer också vanligtvis uppdelade i konstitutiva (cNOS) och inducerbara (iNOS) kväveoxidsyntaser. cNOS är konstant lokaliserat i cytoplasman, beror på koncentrationen av kalciumjoner och kalmodulin (ett protein som är en intracellulär mediator av kalciumjontransport) och främjar frisättningen av små mängder NO under en kort period som svar på receptorstimulering. Inducerbar NOS uppträder i celler först efter deras induktion av bakteriella endotoxiner och vissa inflammatoriska mediatorer, såsom gammainterferon, tumörnekrosfaktor, etc. Mängden NO som bildas under påverkan av iNOS kan variera och nå stora mängder (nanomol). Samtidigt håller NO-produktionen längre. Ett karakteristiskt kännetecken för NO är förmågan att snabbt (på mindre än 5 sekunder) diffundera genom membranet av cellen som syntetiserade det in i det intercellulära utrymmet och lätt (utan deltagande av receptorer) penetrera in i målceller. Inuti cellen aktiverar den vissa enzymer och hämmar andra och deltar på så sätt i regleringen av cellulära funktioner. I huvudsak är kvävemonoxid ett lokalt vävnadshormon. NO spelar en nyckelroll i att hämma aktiviteten hos bakterie- och tumörceller genom att antingen blockera några av deras järnhaltiga enzymer eller genom att skada deras cellulära strukturer med kväveoxid eller fria radikaler som genereras från kväveoxid. Samtidigt ackumuleras superoxid på platsen för inflammation, vilket orsakar skador på proteiner och lipider i cellmembran, vilket förklarar dess cytotoxiska effekt på målcellen. Följaktligen kan NO, som ansamlas för mycket i cellen, verka på två sätt: å ena sidan orsaka DNA-skador och å andra sidan ha en pro-inflammatorisk effekt. Kväveoxid kan initiera angiogenes (bildning av blodkärl). I fallet med hjärtinfarkt spelar kväveoxid en positiv roll, eftersom inducerar ny vaskulär tillväxt, men i cancer orsakar samma process utvecklingen av tumörer genom att främja näringen och tillväxten av cancerceller. Å andra sidan förbättrar detta leveransen av kväveoxid till tumörceller. DNA-skada under påverkan av NO är en av orsakerna till utvecklingen av apoptos (en programmerad process av cellulärt "självmord" som syftar till att ta bort celler som har förlorat sina funktioner). I experiment observerades deaminering av deoxinukleosider, deoxinukleotider och intakt DNA när de exponerades för en lösning mättad med NO. Denna process är ansvarig för att öka cellernas känslighet för alkyleringsmedel och joniserande strålning, som används i cancerbehandling.
NO-clearance (hastigheten med vilken blodet rensas från NO under dess kemiska omvandlingar) sker genom bildning av nitriter och nitrater och i genomsnitt inte mer än 5 sekunder. Mellansteg kan vara involverade i clearance som involverar interaktion med superoxid eller hemoglobin för att bilda peroxinitrit. Kväveoxid kan reduceras av NO-reduktas, ett enzym som är nära besläktat med NO-syntas.
Kväveoxid(II) (mono(o)kväveoxid, kväveoxid, nitrosylradikal) NO - icke-saltbildande kväveoxid. Det är en färglös gas, svårlöslig i vatten. Det flyter med svårighet; i flytande och fast form har den en blå färg.
Närvaron av en oparad elektron bestämmer tendensen hos NO att bilda svagt bundna N2O2-dimerer. Dessa är svaga föreningar med ΔH° av dimerisation = 17 kJ. Flytande kväveoxid (II) består av 25 % N 2 O 2 molekyler, och fast oxid består helt av dem.
Mottagande
Kväveoxid (II) är den enda kväveoxiden som kan erhållas direkt från fria grundämnen genom att kombinera kväve med syre vid höga temperaturer (1200-1300 °C) eller i en elektrisk urladdning. I naturen bildas det i atmosfären under blixtnedslag:
N2 + O2 → 2NO - 180,9 kJ 2NO + O2 → 2NO2.
När temperaturen sjunker sönderfaller kväve(II)oxid till kväve och syre, men om temperaturen sjunker kraftigt så finns den oxid som inte hunnit sönderfalla ganska länge: vid låga temperaturer är nedbrytningshastigheten låg . Denna plötsliga nedkylning kallas "släckning" och används i en av metoderna för att producera salpetersyra.
I laboratoriet erhålls det vanligtvis genom att reagera 30% HNO 3 med vissa metaller, till exempel koppar:
3Cu + 8HNO3 (30%) → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O.
Renare NO, inte kontaminerat med föroreningar, kan erhållas genom följande reaktioner:
FeCl2 + NaNO2 + 2HCl → FeCl3 + NaCl + NO + H2O; 2HNO2 + 2HI → 2NO + I2 ↓ + 2H2O.
Den industriella metoden är baserad på oxidation av ammoniak vid hög temperatur och tryck med deltagande av Cr 2 O 3 (som katalysatorer):
4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O.
Kemiska egenskaper
Vid rumstemperatur och atmosfärstryck sker oxidationen av NO med atmosfäriskt syre omedelbart:
2NO + O2 → 2NO2
NO kännetecknas också av additionsreaktioner av halogener med bildning av nitrosylhalogenider; i denna reaktion uppvisar NO egenskaperna hos ett reduktionsmedel:
2NO + Cl2 -> 2NOCl (nitrosylklorid).
I närvaro av starkare reduktionsmedel uppvisar NO oxiderande egenskaper:
2SO2 + 2NO → 2SO3 + N2.
NO är svagt lösligt i vatten och reagerar inte med det, eftersom det är en icke-saltbildande oxid.
Fysiologisk verkan
Liksom alla kväveoxider (utom N 2 O) är NO giftigt och påverkar andningsvägarna vid inandning.
Under de senaste två decennierna har det konstaterats att denna NO-molekyl har ett brett spektrum av biologiska effekter, som kan delas in i reglerande, skyddande och skadliga. NO, som är en av budbärarna, är involverad i regleringen av intra- och intercellulära signalsystem. Kväveoxid, som produceras av vaskulära endotelceller, är ansvarig för avslappning av vaskulära glatta muskler och deras utvidgning (vasodilation), förhindrar trombocytaggregation och vidhäftning av neurofiler till endotelet och är involverad i olika processer i nerv-, reproduktions- och immunsystem . NO har också cytotoxiska och cytostatiska egenskaper. Immunsystemets mördarceller använder kväveoxid för att förstöra bakterier och cancerceller. Störningar i biosyntesen och metabolismen av NO är associerade med sjukdomar som essentiell arteriell hypertoni, kranskärlssjukdom, hjärtinfarkt, primär pulmonell hypertoni, bronkial astma, neurotisk depression, epilepsi, neurodegenerativa sjukdomar (Alzheimers sjukdom, Parkinsons sjukdom), diabetes mellitus. impotens osv.
Kväveoxid kan syntetiseras på flera sätt. Växter använder en icke-enzymatisk fotokemisk reaktion mellan NO 2 och karotenoider. Hos djur utförs syntes av NO-syntasfamiljen (NOS). NOS-enzymer är medlemmar av en hem-innehållande superfamilj av enzymer som kallas monooxygenaser. Baserat på struktur och funktion kan NOS delas in i tre grupper: endotelial (eNOS), neuronal (nNOS) och inducerbar (iNOS). Det aktiva centret av något NO-syntas inkluderar ett järnporfyrinkomplex som innehåller ett axiellt koordinerat cystein eller metionin. Även om alla NOS-isoformer katalyserar bildandet av NO, är de alla produkter av olika gener, var och en av dem har sina egna egenskaper både i verkningsmekanismer och lokalisering, och i den biologiska betydelsen för kroppen. Därför är dessa isoformer också vanligtvis uppdelade i konstitutiva (cNOS) och inducerbara (iNOS) kväveoxidsyntaser.
cNOS är konstant lokaliserat i cytoplasman, beror på koncentrationen av kalciumjoner och kalmodulin (ett protein som är en intracellulär mediator av kalciumjontransport) och främjar frisättningen av en liten mängd NO under en kort period som svar på receptorstimulering. Inducerbar NOS uppträder i celler först efter deras induktion av bakteriella endotoxiner och vissa inflammatoriska mediatorer, såsom interferon gamma, tumörnekrosfaktor, etc. Mängden NO som bildas under påverkan av iNOS kan variera och nå stora mängder (nanomol). Samtidigt håller NO-produktionen längre.
Ett karakteristiskt kännetecken för NO är förmågan att snabbt (på mindre än 5 sekunder) diffundera genom membranet av cellen som syntetiserade det in i det intercellulära utrymmet och lätt (utan deltagande av receptorer) penetrera in i målceller. Inuti cellen aktiverar den vissa enzymer och hämmar andra och deltar på så sätt i regleringen av cellulära funktioner. I huvudsak är kvävemonoxid ett lokalt vävnadshormon. NO spelar en nyckelroll i att hämma aktiviteten hos bakterie- och tumörceller genom att antingen blockera några av deras järnhaltiga enzymer eller genom att skada deras cellulära strukturer med kväveoxid eller fria radikaler som genereras från kväveoxid. Samtidigt ackumuleras superoxid på platsen för inflammation, vilket orsakar skador på proteiner och lipider i cellmembran, vilket förklarar dess cytotoxiska effekt på målcellen. Följaktligen kan NO, som ansamlas för mycket i cellen, verka på två sätt: å ena sidan orsaka DNA-skador och å andra sidan ha en pro-inflammatorisk effekt.
Kväveoxid kan initiera bildandet av blodkärl. Vid hjärtinfarkt spelar kväveoxid en positiv roll genom att inducera ny vaskulär tillväxt, men vid cancer orsakar samma process utvecklingen av tumörer genom att främja näring och tillväxt av cancerceller. Å andra sidan förbättrar detta leveransen av kväveoxid till tumörceller. DNA-skador orsakade av NO är en av orsakerna till utvecklingen
