La temperatura obișnuită, N 2 O este un gaz incolor cu un miros ușor plăcut și un gust dulceag; are efect narcotic, provocând mai întâi râs convulsiv, apoi pierderea cunoştinţei.

Cum să obțineți

1. Descompunerea azotatului de amoniu cu ușoară încălzire:

NH 4 NO 3 \u003d N 2 O + 2H 2 O

2. Acţiunea HNO 3 asupra metalelor active

10HNO 3 (conc.) + 4Ca \u003d N 2 O + 4Ca (NO 3) 2 + 5H 2 O

Proprietăți chimice

N 2 O nu prezintă nici proprietăți acide, nici bazice, adică nu interacționează cu bazele, cu acizii, cu apa (oxid care nu formează sare).

La T> 500 "C, se descompune în substanțe simple. N 2 O este un agent oxidant foarte puternic. De exemplu, este capabil să oxideze dioxidul de sulf la acid sulfuric într-o soluție apoasă:

N 2 O + SO 2 + H 2 O \u003d N 2 + H 2 SO 4

NO - oxid nitric (II), monoxid de azot.

La temperaturi obișnuite, NO este un gaz incolor, inodor, ușor solubil în apă și foarte toxic (modifică structura hemoglobinei în concentrații mari).

Cum să obțineți

1. Sinteză directă din substanțe simple poate fi efectuată numai la T foarte mare:

N 2 + O 2 \u003d 2NO - Q

2. Obținerea în industrie (etapa I de producție HNO 3).

4NH 3 + 5O 2 \u003d 4NO + 6H 2 O

3. Metoda de laborator - actiune razb. HNO 3 pentru metale grele:

8HNO 3 + 3Cu \u003d 2NO + 3Cu (NO 3) 2 + 4H 2 O

Proprietăți chimice

NO este un oxid care nu formează sare (cum ar fi N2O). Are dualitate redox.

I. NO - agent oxidant

2NO + SO 2 + H 2 O \u003d N 2 O + H 2 SO 4

2NO + 2H 2 \u003d N 2 + 2H 2 O (cu explozie)

II. NO - agent reducător

2NO + O 2 \u003d 2NO 2

10NO + 6KMnO 4 + 9H 2 SO 4 \u003d 10HNO 3 + 3K 2 SO 4 + 6MnSO 4 + 4H 2 O

NO 2 - oxid nitric (IV), dioxid de azot

La temperaturi obișnuite, NO 2 este un gaz otrăvitor brun-roșcat, cu un miros înțepător. Este un amestec de NO 2 și dimerul său N 2 O 4 în raport -1:4. Dioxidul de azot este foarte solubil în apă.

Cum să obțineți

I. Industrial - NO oxidare: 2NO + O 2 = 2NO 2

II. Laborator:

acţiunea de conc. HNO 3 pentru metale grele: 4HNO 3 + Cu \u003d 2NO 2 + Cu (NO 3) 2 + 2H 2 O

descompunerea nitraților: 2Pb (NO 3) 2 \u003d 4NO 2 + O 2 + 2РbО

Proprietăți chimice

NO 2 - oxid acid, anhidridă mixtă a 2 acizi

NO 2 interacționează cu apa, oxizii bazici și alcalii. Dar reacțiile nu se desfășoară în același mod ca în cazul oxizilor convenționali - sunt întotdeauna redox. Acest lucru se explică prin faptul că nu există acid cu S.O. (N) \u003d +4, prin urmare, NO 2, atunci când este dizolvat în apă, este disproporționat cu formarea a 2 acizi - nitric și azot:

2NO 2 + H 2 O \u003d HNO 3 + HNO 2

Dacă dizolvarea are loc în prezența O 2, atunci se formează un acid - acid azotic:

4NO 2 + 2H 2 O + O 2 \u003d 4HNO 3

NO 2 interacționează cu alcalii într-un mod similar:

în absența O 2: 2NO 2 + 2NaOH \u003d NaNO 3 + NaNO 2 + H 2 O

în prezența O 2: 4NO 2 + 4NaOH + O 2 = 4NaNO 3 + 2H 2 O

NO 2 este un agent oxidant foarte puternic

Puterea de oxidare a NO 2 este superioară celei a acidului azotic. C, S, P, metalele și unele substanțe organice ard în atmosfera sa. În acest caz, NO 2 este redus la azot liber:

10NO 2 + 8P = 5N 2 + 4P 2 O 5

2NO 2 + 8HI \u003d N 2 + 4I 2 + 4H 2 O (apare o flacără violetă)

În prezența Pt sau Ni, dioxidul de azot este redus de hidrogen la amoniac:

2NO 2 + 7H 2 \u003d 2NH 3 + 4H 2 O

Ca agent oxidant, NO 2 este utilizat în combustibilii pentru rachete. Când interacționează cu hidrazina și derivații săi, se eliberează o cantitate mare de energie:

2NO 2 + 2N 2 H 4 \u003d 3N 2 + 4H 2 O + Q

N 2 O 3 și N 2 O 5 - substanțe instabile

Ambii oxizi au un caracter acid pronunțat; sunt, respectiv, anhidride ale acidului azot și respectiv azotic.

N 2 O 3 ca substanță individuală există numai în stare solidă sub T pl. (-10 0 C).

Se descompune cu creșterea temperaturii: N 2 O 3 → NO + NO 2

N 2 O 5 la temperatura camerei și mai ales la lumină se descompune atât de viguros încât uneori explodează spontan.

Despre autori

Dina Kamilevna Gainullina— Candidat la științe biologice, cercetător la Departamentul de Fiziologie Umană și Animală, Facultatea de Biologie, Moscova universitate de stat lor. M. V. Lomonosov, specialist în domeniul fiziologiei circulației sanguine. Zona de interese științifice este particularitățile reglării sistemului vascular în ontogeneza postnatală timpurie.

Svetlana Ivanovna Sofronova— student postuniversitar al aceleiași catedre, se ocupă de problemele de reglare hormonală a sintezei de oxid nitric endotelial.

Olga Sergheevna Tarasova- Doctor în științe biologice, profesor al aceluiași departament și cercetător principal al Laboratorului de Fiziologie a activității musculare al Centrului Științific de Stat al Federației Ruse „Institutul de Probleme Medicale și Biologice al Academiei Ruse de Științe”, specialist în domeniul circulației sângelui și al sistemului nervos autonom. Domeniul de interese științifice este interacțiunea dintre mecanismele sistemice și locale de reglare a sistemului cardiovascular.

Tonul vaselor de sânge și nivelul tensiunii arteriale din organism sunt reglate de munca coordonată a multor sisteme și mecanisme, printre care endoteliul vascular joacă un rol important. Secreția de oxid nitric (NO) este una dintre funcțiile cheie ale celulelor endoteliale, iar medicii asociază adesea disfuncția acestora în diferite boli cu o scădere a producției de NO. Care sunt ideile actuale despre funcționarea acestui sistem? Vom încerca să răspundem la această întrebare în articolul nostru.

fundal

Stratul de celule care căptușește toate vasele de sânge și limfatice, precum și cavitățile inimii, a fost descris pentru prima dată în 1847 de T. Schwann ca o „membrană distinctă”, pe care 18 ani mai târziu V. Gies a numit-o endoteliu. În vasele relativ mari (artere și vene), acest strat servește ca o barieră între sânge și celulele musculare netede, iar pereții celor mai mici vase, capilarele, sunt construiți în întregime din celule endoteliale. Numărul lor total este foarte mare: în corpul unui adult, masa totală depășește 1 kg!

În anii 50-60 ai secolului XX. oamenii de știință, înarmați cu un microscop electronic, au descris în detaliu structura endoteliului, dar rolul acestuia în reglarea funcțiilor sistemului cardiovascular a rămas neclar. Până în 1980, endoteliul a fost considerat doar o barieră permeabilă selectiv între sânge și peretele vascular, deși deja se știa la acea vreme că era capabil să elibereze substanțe care împiedică coagularea sângelui.

Începutul ideilor moderne despre funcțiile endoteliului a fost stabilit în 1980, când R. Farchgott și J. Zawadsky au atras atenția asupra rolului său în reglarea tonusului vascular. În experimente elegante, cercetătorii au demonstrat că o substanță precum acetilcolina provoacă relaxarea preparatelor aortice izolate din corpul unui iepure doar în prezența endoteliului. Această observație s-a dovedit a fi atât de importantă încât Farchgott a devenit ulterior unul dintre laureații. Premiul Nobel(1998). În timpul nostru, răspunsul vascular dependent de endoteliu la acetilcolină și alte substanțe a fost descris în număr mare. lucrări științifice efectuate pe o mare varietate de vase arteriale - nu numai mari, ci și mici care reglează alimentarea cu sânge a organelor (Fig. 1).

Până în 1986, a devenit clar că relaxarea mușchiului neted vascular este cauzată tocmai de oxidul nitric (NO), care este eliberat din endoteliu sub acțiunea acetilcolinei. Cum, într-un timp atât de scurt (doar șase ani), a fost posibil să izolăm NO dintr-o serie lungă de alți pretendenți pentru rolul de intermediar între endoteliu și mușchiul neted vascular? Cert este că chiar și cu 10 ani înainte de celebra lucrare a lui Farchgott și Zawadzki, a fost studiat efectul vasodilatator al NO. Într-adevăr, până la acel moment, nitroglicerina (servează ca sursă de molecule de NO) era deja tratată de 100 de ani pentru angina pectorală, care apare din cauza spasmelor vaselor inimii. Identitatea factorului de relaxare endotelial și a NO a fost stabilită și de indicatori precum instabilitatea extremă (în special în prezența speciilor reactive de oxigen), inactivarea la interacțiunea cu hemoglobina și proteinele înrudite, precum și capacitatea de a provoca modificări biochimice similare în vascularizație. celule musculare netede.

La oameni și animale, oxidul nitric este unul dintre regulatorii endogeni cheie ai sistemului cardiovascular și a altor sisteme. În 1992, a fost numită Molecula Anului, iar numărul anual de publicații despre funcțiile sale în organism este astăzi de câteva mii. Endoteliul poate fi numit un organ endocrin gigant, în care celulele nu sunt adunate împreună, ca în glandele endocrine, ci sunt dispersate în vasele care pătrund în toate organele și țesuturile corpului nostru. În condiții fiziologice normale, endoteliul este activat în principal mecanic: prin forța de forfecare creată de fluxul sanguin, sau prin dilatarea vasului sub presiunea acestuia. În plus, celulele endoteliale pot fi activate de molecule reglatoare, cum ar fi compușii purinici (ATP și ADP), peptide (bradikinina, peptida înrudită cu calcitonina, substanța P etc.).

Pe lângă oxidul nitric, celulele endoteliale sintetizează și alte substanțe care afectează tonusul vascular, alimentarea cu sânge a țesuturilor și tensiunea arterială. De exemplu, prostaciclina (prostaglandina I 2 ) și factorul de hiperpolarizare endotelial pot fi utile în relaxarea vaselor de sânge. Proporția participării lor depinde de sexul și tipul de animal, de tipul de pat vascular și de dimensiunea vasului. De exemplu, efectul NO este mai puternic în vasele relativ mari, iar efectul factorului de hiperpolarizare este mai puternic în vasele mai mici.

În endoteliu se formează nu numai vasodilatatoare, ci și vasoconstrictoare: unele prostaglandine, tromboxan, peptide endotelin-1 și angiotensină II, anion superoxid. Într-un organism sănătos, activitatea secretorie a endoteliului este direcționată către producerea de factori vasodilatatori. Însă în diverse boli (hipertensiune arterială sistemică sau pulmonară, ischemie miocardică, diabet zaharat etc.) sau la un organism sănătos cu îmbătrânire, fenotipul secretor endotelial se poate schimba spre efecte vasoconstrictoare.

În ciuda varietății de mecanisme de reglare dependente de endoteliu, funcția sa normală este cel mai adesea asociată cu capacitatea de a secreta NO. Când endoteliul își schimbă proprietățile în boli, medicii numesc această afecțiune disfuncție endotelială, implicând o scădere a producției de NO. În legătură cu importanța NO, vom lua în considerare ideile moderne despre rolul său reglator, mai întâi în normă, iar apoi în unele forme de patologie vasculară.

Sinteza și reglarea NO în endoteliu

În natură, sinteza oxidului de azot poate avea loc prin diferite căi. Deci, în troposferă, se formează din O 2 și N 2 sub acțiunea descărcărilor fulgerelor, la plante - datorită reacției fotochimice dintre NO 2 și carotenoizi, iar la animale - când nitriții și nitrații interacționează cu proteinele care conțin atomi de metal. (de exemplu, cu hemoglobină). Toate aceste reacții au loc fără participarea catalizatorilor biologici - proteine ​​enzimatice, deci este relativ dificil de controlat viteza. Cu toate acestea, în corpul animalelor, cantitatea principală de NO ca regulator procese fiziologice se formează sub acțiunea unor enzime speciale NO-sintaze (NOS), iar sursa atomului de azot este aminoacidul L-arginina [,].

Există mai multe varietăți (izoforme) de NO sintetaze codificate de gene diferite. În 1990, forma neuronală a enzimei (nNOS) a fost izolată din creierul șobolanului. Puțin mai târziu, NOS inductibil (iNOS) a fost găsit în celulele sistemului imunitar (macrofage), iar NOS endotelial (eNOS) a fost găsit în endoteliu. O altă izoformă a NOS este localizată în mitocondrii; reglează procesele respirației celulare. Deoarece un număr mare de cofactori sunt implicați în sinteza NO, toate izoformele de enzime au situsuri de legare specifice pentru ele. Fiecare moleculă NOS constă din două jumătăți identice. Asocierea lor într-un dimer necesită cofactorul tetrahidrobiopterina. Cu deficiența sa, eNOS trece la producerea de specii reactive de oxigen (anion superoxid și H 2 O 2), care pot duce la deteriorarea endoteliului și a altor celule ale peretelui vascular.

Două izoforme ale enzimei, eNOS și nNOS, sunt numite constitutive deoarece sunt întotdeauna prezente în celule și sintetizează NO în cantități relativ mici (comparativ cu iNOS), iar activitatea acestor izoforme este reglată de stimuli fiziologici. Spre deosebire de acestea, iNOS este sintetizat constant numai în unele celule, de exemplu, în macrofage, iar în endoteliale, nervoase și multe altele, apare numai ca răspuns la stimuli externi, în principal inflamatori (de exemplu, elemente ale celulei bacteriene). pereții – lipopolizaharide bacteriene). iNOS activ produce NO de 1000 de ori mai rapid decât eNOS și nNOS. Macrofagele folosesc aceste cantități mari de NO pentru a ucide agenții patogeni înainte de a-i distruge.

Astfel, principala NO sintetaza din peretele vascular este eNOS și este conținută în principal în endoteliu. Transcrierea genei eNOS în celulele musculare netede este împiedicată prin mecanisme speciale, cum ar fi metilarea situsului „de pornire”. Sintaza se leagă de membrana exterioară a celulei endoteliale în invaginări speciale, caveole, unde sunt concentrate un număr mare de molecule reglatoare (diferite canale ionice și receptori). Această „fixare” a enzimei asigură conexiunea sa funcțională cu receptorii și canalele, ceea ce facilitează reglarea activității eNOS. Caveolina localizează proteina caveolina, care inhibă activitatea enzimei în absența stimulilor.

Rolul funcțional al NO sintazei endoteliale depinde de numărul de molecule din celulă (nivelul expresiei genei eNOS) și de activitatea acesteia. Trebuie remarcat faptul că sinteza noilor molecule de proteine ​​este relativ lungă, așa că este folosită pentru a furniza modificări pe termen lung în producția de NO, de exemplu, atunci când sistemul vascular se adaptează la activitatea fizică sau la hipoxia de munte înaltă. Pentru a controla rapid sinteza NO, se folosesc alte mecanisme, în primul rând o modificare a concentrației intracelulare de Ca 2+, un regulator universal. funcții celulare. Trebuie remarcat imediat că o astfel de reglare fiziologică este caracteristică doar pentru eNOS și nNOS, în timp ce pentru iNOS (enzima independentă de Ca2+) apare mai ales la nivelul expresiei genelor.

O creștere a concentrației de Ca 2+ la un anumit nivel de prag este o condiție indispensabilă pentru scindarea NO sintazei endoteliale din caveolină și trecerea acesteia la starea activă. Pe lângă Ca 2+ mare importanță pentru a regla activitatea eNOS, are fosforilare, adică atașarea covalentă a unui reziduu de acid fosforic, realizată de enzime intracelulare - protein kinaze. Fosforilarea modifică capacitatea eNOS de a fi activată de calciu (Fig. 2). Protein kinazele atașează resturile de acid fosforic la resturile de aminoacizi strict definite ale moleculei eNOS, dintre care cele mai importante sunt serina la poziția 1177 (Ser1177) și treonina la poziția 495 (Thr495). Situl Ser1177 este considerat principalul loc de activare a eNOS. Se știe că gradul de fosforilare a acestuia crește rapid sub influența unor factori reglatori importanți: stresul de forfecare, bradikinina, factorul de creștere a endoteliului vascular și estradiol. Principala enzimă care realizează acest proces este Akt (o altă denumire este protein kinaza B), dar sunt cunoscute și alte kinaze care pot activa eNOS (vom vorbi mai târziu despre ele).

Fosforilarea la locul Thr495 reduce activitatea enzimei. Astfel de Influență negativă poate crește în anumite condiții patologice - stres oxidativ, diabet zaharat etc. Dimpotrivă, sub unele efecte fiziologice normale, fosfatul este îndepărtat (adică Thr495 este defosforilat), datorită căruia afinitatea eNOS față de Ca 2+ crește și, în consecință, activitatea sa crește. Astfel, intensitatea activității eNOS în celulele endoteliale poate fi reglată dinamic de nivelurile de Ca 2+ și de fosforilare/defosforilare sub acțiunea diferitelor proteine ​​kinaze. Acest lucru asigură în cele din urmă reglarea fină a sintezei de oxid nitric și, în consecință, efectele sale fiziologice asupra sistemului cardiovascular.

Mecanisme de relaxare a celulelor musculare netede

Cum NO secretat de celulele endoteliale provoacă vasodilatație? Contracția tuturor tipurilor de celule musculare este asigurată de interacțiunea a două proteine ​​- actina și miozina, iar activitatea motorie a acesteia din urmă în celulele musculare netede se manifestă abia după fosforilarea acesteia. Aceasta implică prezența unui număr mare de mecanisme de reglare care afectează activitatea contractilă a celulei musculare netede, inclusiv oxidul nitric.

NU sunt molecule lipofile; prin urmare, ele pătrund liber din celulele endoteliale în celulele musculare netede. În ele, principalul acceptor al NO este enzima guanilat ciclază, situată în citosol și, prin urmare, numită solubilă (adică nu este asociată cu membranele celulare). Guanylat cyclaza, activată de oxid nitric, sintetizează guanozin monofosfat ciclic (cGMP), care servește ca un activator puternic al unei alte enzime, protein kinaza G. Țintele sale în celulele musculare netede sunt numeroase proteine ​​implicate în reglarea concentrației citoplasmatice de Ca 2+.

Protein kinaza G activează unele tipuri de canale de potasiu, ceea ce provoacă hiperpolarizare (o schimbare a potențialului membranei către mai mult valori negative) a celulelor musculare netede, închide canalele de calciu controlate de potențial ale membranei exterioare și reduce astfel intrarea Ca 2+ în celulă. În plus, această enzimă în starea sa activă suprimă eliberarea de Ca2+ din depozitele intracelulare și, de asemenea, promovează eliminarea sa din citoplasmă. Acest lucru reduce, de asemenea, concentrația de Ca 2+ și relaxează mușchii netezi.

Pe lângă influențarea homeostaziei Ca 2+, protein kinaza G reglează sensibilitatea Ca 2+ a aparatului contractil al celulelor musculare netede, adică își reduce capacitatea de a fi activată atunci când Ca 2+ crește. Se știe că activarea proteinei kinazei G (cu participarea mediatorilor) reduce nivelul de fosforilare a miozinei musculare netede, ca urmare, interacționează mai rău cu actina, ceea ce favorizează relaxarea. Combinația dintre evenimentele descrise duce la vasodilatație, o creștere a fluxului sanguin în organe și o scădere a tensiunii arteriale.

Reglarea fiziologică a producției de NO

Capacitatea de a produce NO servește ca un marker al stării funcționale normale a endoteliului: eliminarea efectelor NO într-un organism sănătos (de exemplu, prin blocarea farmacologică a eNOS) duce la vasoconstricție și o creștere a presiunii arteriale sistemice. Ca urmare a acțiunii aproape tuturor stimulilor fiziologici normali, conținutul de NO-sintaza din endoteliu (și/sau activitatea acestuia) crește. Factorul cheie care reglează producția de NO este fluxul de sânge. Când se deplasează prin vas, stresul de forfecare apare pe suprafața endoteliului. Acest stimul este transmis către NO sintaza endotelială intracelulară prin activarea canalelor mecanosensing și intrarea Ca 2+. O altă variantă de transmitere este prin enzime membranare, dacă activitatea proteinei kinazei Akt crește și eNOS este fosforilat (la situsul Ser1177). Fluxul sanguin asigură secreția continuă a unor cantități mici de NO de către endoteliu (Fig. 3).

Glicocalixul joacă un rol important în sensibilitatea endoteliului la stresul de forfecare. Acesta este un strat care acoperă celulele de molecule de polimer de natură carbohidrată, a cărui grosime poate fi de câțiva micrometri și poate depăși chiar grosimea endoteliului însuși. Deoarece „tufele” de glicoproteine ​​cresc în interiorul lumenului vasului, ele sunt primele care experimentează acțiunea fluxului sanguin. Când sunt deformate, fibrele glicocalixului transmit un semnal către proteinele membranei și apoi către eNOS. Deși acest mecanism a fost puțin studiat până acum, importanța sa este evidențiată de faptul că încălcarea răspunsului vaselor la stresul de forfecare în diferite boli (ateroscleroză, diabet zaharat etc.) este asociată cu „chelie” endoteliului, adică cu o scădere a grosimii și o modificare a structurii glicocalice.

O creștere a vitezei fluxului sanguin duce la activarea NO sintazei endoteliale și la vasodilatație, iar astfel de expuneri prelungite sau repetate cresc conținutul acestei enzime în endoteliu. Aceasta este baza efectelor benefice ale exercițiului fizic: se știe că, cu ajutorul antrenamentului, este posibilă îmbunătățirea semnificativă a funcționării endoteliului fără utilizarea medicamentelor! Cu toate acestea, trebuie remarcat faptul că nu toate exercițiile au un efect atât de benefic. În primul rând, sarcina ar trebui să fie însoțită de o creștere a vitezei fluxului sanguin în mușchii care lucrează, așa cum se întâmplă în timpul mersului rapid, alergării sau mersului cu bicicleta, iar exercițiile de forță cu kettlebell nu au un astfel de efect. În al doilea rând, nu vă puteți antrena prin forță: cu sarcini excesive, secreția principalului hormon de stres, cortizolul, crește brusc, ceea ce reduce activitatea eNOS.

Activarea suplimentară a NO-sintazei endoteliale în timpul efortului este asigurată de protein kinaza activată de adenozin monofosfat (AMP), care se găsește în aproape toate celulele corpului nostru, inclusiv în celulele endoteliale. Această enzimă este numită „senzorul stării energetice a celulelor” deoarece este activată atunci când raportul AMP/ATP din citoplasma celulei crește, adică consumul de energie începe să depășească producția sa. În endoteliul arterelor situate în interiorul mușchilor scheletici care se contractă intens, acest lucru poate apărea ca urmare a hipoxiei - celulele musculare consumă mult O 2, iar endoteliul vascular îi lipsește. În plus, s-a demonstrat recent că activarea acestei proteine ​​kinaze în celulele endoteliale este posibilă cu o creștere a stresului de forfecare, adică cu o creștere a fluxului sanguin către mușchii care lucrează. Protein kinaza activată fosforilează eNOS la locul Ser1177, producția de NO crește și vasele de sânge se dilată.

Cardiologii sunt conștienți că, prin antrenament fizic regulat, funcția endotelială poate fi îmbunătățită nu numai în mușchii scheletici și inimii, care sunt alimentați intens cu sânge în timpul muncii, ci și în organele care nu sunt direct implicate în antrenament - în creier, piele. , etc. e. Aceasta sugerează că, pe lângă efectul fluxului sanguin asupra endoteliului, există și alte mecanisme de reglare a NO sintazei endoteliale. Printre aceștia, rolul principal revine hormonilor care sunt produși de glandele endocrine, transportați de sânge și recunosc celulele țintă din diferite organe prin prezența unor proteine ​​speciale de receptor.

Dintre hormonii care pot afecta funcția endoteliului în timpul efortului, remarcăm hormonul de creștere (hormonul somatotrop), care este secretat de glanda pituitară. Atât prin el însuși, cât și prin intermediarii săi, factori de creștere asemănătoare insulinei, hormonul de creștere crește producția și activitatea endotelială a NO sintazei.

Cel mai exemplu celebru reglarea hormonală a funcțiilor endoteliale este influența hormonilor sexuali feminini, estrogenii. Inițial, această idee s-a format datorită observațiilor epidemiologice, când s-a dovedit că, din anumite motive, femeile aflate la vârsta fertilă, comparativ cu bărbații, suferă mai puțin de tulburări vasculare asociate cu disfuncția endotelială. Mai mult, la femei, capacitatea sa de a produce NO se modifică în timpul ciclului menstrual, iar în prima jumătate, când concentrația de estrogen în sânge este mare, vasodilatația dependentă de endoteliu este mai pronunțată. Aceste observații au determinat numeroase experimente pe animale. Astfel, îndepărtarea ovarelor la femelele de șobolan a redus conținutul și activitatea NO sintazei endoteliale în arterele diferitelor organe (creier, inimă, mușchi scheletici, rinichi, intestine etc.), iar administrarea de estrogen la astfel de femele a contribuit la normalizare. de funcționare afectată. Efectul estrogenilor asupra activității eNOS este asociat cu activarea proteinei kinazei Akt, iar creșterea sintezei eNOS este asociată cu efectul acestora asupra genomului celulelor endoteliale.

Interesant este că o încălcare a reacțiilor arterelor creierului a fost găsită și în experimentele cu îndepărtarea gonadelor la bărbați, deși testiculele nu secretă estrogeni, ci androgeni, hormoni sexuali masculini. Acest paradox a devenit clar atunci când aromataza, o enzimă care transformă androgenii în estrogeni, a fost descoperită în endoteliul arterelor creierului. Astfel, efectul protector al estrogenilor asupra endoteliului vascular poate apărea și la bărbați. Cu toate acestea, în acest caz, ar trebui să vorbim despre reglarea locală, care este asigurată de estrogenii formați direct în peretele vascular.

În concluzie, să luăm în considerare reglarea NO sintazei endoteliale de către hormonii tiroidieni. Se știe că atunci când activitatea sa este perturbată în endoteliul vascular, intensitatea sintezei NO se modifică: crește în hipertiroidism și scade în hipotiroidism. Acest efect se datorează în principal modificărilor conținutului de NO-sintază din celulele endoteliale. Cu toate acestea, recent au apărut date despre existența unui alt mecanism de acțiune al acestor hormoni asupra celulelor endoteliale vasculare. Astfel, activitatea dependentă de Ca 2+ a eNOS și gradul de fosforilare a acestuia la situsul Ser1177 în arterele șobolanilor cu hipertiroidism experimental s-au dovedit a fi semnificativ mai mari decât la șobolanii cu hipotiroidism.

Se știe că hormonii tiroidieni joacă un rol cheie în diferențierea țesuturilor în organismul în curs de dezvoltare. Însă influența lor nu se limitează la accelerarea sau încetinirea proceselor în derulare, ci are adesea un caracter de programare. Aceasta înseamnă că, cu o lipsă de hormoni tiroidieni la o anumită vârstă critică, celulele nu se vor putea transforma în unele pe deplin funcționale, chiar dacă hormonii sunt administrați în etapele ulterioare ale vieții (la om, terapia hormonală este eficientă doar în primele luni). după naştere). Mecanismele influenței de programare a hormonilor tiroidieni au fost studiate în detaliu doar pentru sistemul nervos, iar pentru alte sisteme - mult mai rău. Cu toate acestea, este bine cunoscut faptul că hipotiroidismul matern în timpul sarcinii este, printre altele, un factor de risc pentru dezvoltarea bolilor cardiovasculare la copil. Interesant este că în arterele puilor de șobolan, în primele săptămâni după naștere, sunt detectate niveluri crescute de receptori ai hormonilor tiroidieni, precum și enzima deiodinaza, care transformă tiroxina (tetraiodotironina) în triiodotironina mai activă. Pe baza acestor observații, este tentant să sugerăm că hormonii tiroidieni pot avea și un efect de programare asupra endoteliului vascular. Cât de adevărat este acest lucru, vor arăta cercetările viitoare.

Mecanisme de afectare a secreției de NO de către endoteliu

Din păcate, posibilitățile endoteliului vaselor noastre de a produce NO nu sunt nelimitate. Activitatea sistemelor de reglare ale organismului este ridicată la o vârstă tânără și matură, dar scade odată cu îmbătrânirea sub influența unui număr de factori. În primul rând, doar câțiva oameni în vârstă pot încerca zicala filosofului grec antic Aristotel: „Viața cere mișcare”. În al doilea rând, odată cu vârsta, activitatea multor sisteme hormonale se estompează: secreția de hormon de creștere și hormoni sexuali scade, glanda tiroidă „adoarme”. În al treilea rând, există modificări în metabolismul tuturor celulelor. În special, stațiile energetice ale celulei, mitocondriile, încep să producă specii reactive de oxigen în cantități mari, care inactivează NO și, de asemenea, suprimă activitatea și reduc conținutul de NO sintazei endoteliale. Aparent, modificările în endoteliu legate de vârstă nu pot fi prevenite, dar pot fi încetinite prin creșterea mobilității, limitând aportul de alimente bogate în calorii (acest lucru crește și activitatea protein kinazei activate de AMP), folosind terapia de substituție hormonală ( de exemplu, la femeile după menopauză), sau antioxidanți, care au fost dezvoltați și rămân un domeniu prioritar al gerontologiei.

De ce sinteza NO în endoteliul vascular este afectată în diferite patologii? Două tipuri de modificări sunt posibile aici: rapide (scăderea activității NO sintazei în endoteliu) și pe termen lung - o scădere a conținutului său în celule. Nu vom lua în considerare diferite boli separat, ci vom enumera mecanismele comune pentru ca acestea să aibă un efect dăunător asupra activității eNOS. O scădere a activității acestei enzime în boli este de obicei asociată cu o creștere a fosforilării acesteia la situsul Thr495, datorită creșterii activității proteinei kinazei C. Activatorul său puternic este diacilglicerolul. În mod normal, este un mesager secundar în transmiterea semnalului de la mulți receptori membranari, dar acumularea sa excesivă în celulele endoteliale duce la patologie.

Un exemplu izbitor de astfel de modificări poate fi o boală precum diabetul zaharat, în care o încălcare a sintezei sau acțiunii insulinei asupra celulelor duce la o concentrație crescută de glucoză în sânge. Deoarece transportul glucozei în endoteliu nu este reglat de insulină (spre deosebire de celulele mușchilor scheletici, inimii, țesutului adipos și altele), zahărul se acumulează acolo și devine un substrat pentru sinteza diacilglicerolului, care activează protein kinaza C.

Stresul oxidativ deja menționat servește ca marker al multor patologii cardiovasculare. Formarea crescută a speciilor reactive de oxigen este, de asemenea, caracteristică diabetului zaharat, și pentru ateroscleroză și pentru multe forme de hipertensiune arterială. În aceste condiții, se observă adesea o activitate ridicată a sistemului renină-angiotensină, iar angiotensina II este un puternic provocator al stresului oxidativ, care, pe de o parte, reduce activitatea eNOS (de exemplu, lipoproteinele oxidate de joasă densitate pot activează protein kinaza C) și, pe de altă parte, reduce expresia genei eNOS, care reduce și producția de NO. Utilizarea antioxidanților sau a substanțelor care interferează cu formarea sau acțiunea angiotensinei II (inhibitori ai enzimei de conversie a angiotensinei sau blocanți ai angiotensinei II) crește aproape întotdeauna formarea de NO. Trebuie spus că scăderea producției de oxid nitric în boli poate fi asociată nu numai cu un efect direct asupra eNOS. Astfel, efectul glucocorticoizilor asupra endoteliului reduce conținutul nu numai al enzimei în sine, ci și al cofactorului acesteia, tetrahidrobiopterina.

Întreruperea activității NO-sintazei endoteliale poate fi asociată cu o lipsă a substratului său principal - L-arginina. De regulă, acest aminoacid intră în organism cu alimente în cantități suficiente și, în plus, poate fi sintetizat direct în corpul adultului. Cu toate acestea, arginina, pe lângă NO sintetaze, servește ca substrat pentru multe alte enzime, în special arginaza, care este localizată în tipuri variate celule, inclusiv cele din endoteliul vascular. În diabetul zaharat, stresul oxidativ, precum și procesele inflamatorii sub acțiunea citokinelor secretate de celulele sistemului imunitar (factor de necroză tumorală etc.), crește conținutul de arginază în endoteliu.

În cele din urmă, inhibitori ai NO sintazei endoteliale, cum ar fi dimetilarginina, pot apărea la oameni și la alte animale. Acest „substrat fals” al NO sintazei endoteliale concurează cu adevăratul substrat, L-arginina, pentru situsul activ al enzimei. În mod normal, dimetilarginina se formează în organism doar în cantități mici (la un adult, ~60 mg / zi), cu toate acestea, cu o varietate de patologii circulatorii (hipertensiune arterială, ateroscleroză, insuficiență coronariană etc.), producția sa crește semnificativ, iar activitatea NO-sintazei endoteliale, respectiv, scade.

Deci, oxidul nitric este un factor de reglare important prin care endoteliul are un efect relaxant asupra celulelor musculare netede învecinate, provocând vasodilatație și netezind creșterile nedorite ale tensiunii arteriale la nivel de sistem. Atâta timp cât endoteliul păstrează capacitatea de a secreta NO într-o cantitate suficientă pentru a rezolva aceste probleme, nu este nevoie să vă faceți griji cu privire la starea sistemului vascular.

Această lucrare a fost susținută de Fundația Rusă pentru Cercetare de bază. Proiect NK 14-04-31377 mol.

Literatură
. Furchgott R. F., Zawadzki J. V. Rolul obligatoriu al celulelor endoteliale în relaxarea mușchiului neted arterial de către acetilcolină // Natură. 1980. V. 288. P. 373–376.
. Melkumyants A. M., Balashov S. A. Mecanosensibilitatea endoteliului arterial. Tver, 2005.
Peptida legată de gena calcitoninei) se formează din aceeași genă ca și calcitonina prin îmbinare alternativă a ARNm în creier și în sistemul nervos periferic.

Numerele reziduurilor sunt date în funcție de locația în molecula eNOS umană.

Oxizi și hidroxizi de azot

MISTERUL STĂRILOR DE OXIDARE

Azotul formează un număr de oxizi care corespund în mod formal tuturor stărilor de oxidare posibile de la +1 la +5: N 2 O, NO, N 2 O 3, NO 2, N 2 O 5, cu toate acestea, doar doi dintre ei sunt oxid nitric ( II) și azotul oxid (IV) nu sunt doar stabile în condiții normale, dar sunt și implicate activ în ciclurile naturale și industriale ale azotului. Prin urmare, vom studia cu precizie proprietățile lor (în comparație). Să începem, ca de obicei, cu structura moleculelor.

Structura moleculelor de oxid de azot

Moleculă NU. Structura este destul de simplu de presupus: oxigenul are doi electroni nepereche, azotul are trei - se formează o legătură dublă și un electron nepereche în rest ... Nu este ușor să răspunzi la întrebarea de ce o astfel de moleculă „nestandard” este stabil. Apropo, merită remarcat faptul că radicalii liberi stabili - molecule cu electroni neperechi - sunt destul de rari în natură. Se poate presupune că NO moleculele se vor pereche și vor forma o moleculă ONNO dublată sau dimerică. Astfel este posibil să se rezolve problema electronului nepereche.
Moleculă NO2. S-ar părea, ceea ce este mai simplu - un atom de oxigen s-a alăturat moleculei de NO de-a lungul unui electron nepereche. (De fapt, nu este atașat un atom, ci o moleculă, și nu la NO, ci la dimerul ONNO. De aceea rata de atașare scade odată cu creșterea temperaturii - dimerul se desprinde în jumătate.) Și acum oxigenul are un electron nepereche - molecula de oxid nitric (IV) este, de asemenea, un radical liber. Cu toate acestea, se știe că atunci când două molecule de NO 2 sunt combinate și se formează o moleculă de N 2 O 4, legătura se realizează prin atomi de azot, ceea ce înseamnă că azotul ar trebui să aibă acest electron foarte nepereche. Cum se poate face asta?
Răspunsul este neconvențional, dar destul de în „caracterul” azotului - o legătură donor-acceptor. Folosind logica, luați în considerare electronii pe care atomul de azot îi are în molecula NO. Acesta este un electron nepereche, o pereche de electroni liberă și încă doi electroni legați de oxigen - cinci în total. Iar atomul de oxigen, care „intră în contact”, are șase electroni în patru orbiti. Dacă le aranjați două câte una, atunci un orbital va rămâne liber. Asta este și este ocupat de o pereche de electroni ai atomului de azot, iar electronul nepereche în această legătură este complet irelevant (Fig. 1, 2).
Merită menționat încă un punct - deoarece o pereche de electroni se află pe s-orbitali, „s-au legat”, pur și simplu a fost obligat să se supună hibridizării – este foarte greu să oferi celui de-al doilea atom pentru uz general o pereche de electroni distribuiti uniform pe suprafața primului atom. Se pune întrebarea: ce tip de hibridizare folosește atomul? Răspuns: trei orbitalii de electroni azotul sunt într-o stare sp 2-hibridizare. Molecula de NO 2 este unghiulară, unghiul este de 134° (unghiul este mai mare de 120° deoarece un electron respinge electronii de legătură de la sine mai slab decât o pereche de electroni) (Fig. 3-5).

Proprietățile fizice ale oxizilor de azot

oxid nitric (II) NU. Rețeaua cristalină este moleculară; molecula este ușoară, slab polară (electronegativitatea oxigenului este mai mare decât cea a azotului, dar nu cu mult). Se poate presupune că punctele de topire și de fierbere vor fi scăzute, dar mai mari decât cele ale azotului, deoarece un fel de polaritate a moleculei face posibilă conectarea forțelor electrostatice de atracție la forțe intermoleculare simple. Formarea unui dimer contribuie, de asemenea, la creșterea punctului de fierbere, făcând molecula mai grea. Structura moleculei sugerează, de asemenea, o solubilitate scăzută în apă, un solvent care este vizibil mai polar decât NO. Separat, merită subliniat că oxidul de azot (II) nu are nici culoare, nici miros.

oxid nitric (IV) NO2. Rețeaua cristalină este, de asemenea, moleculară, totuși, deoarece molecula în sine este mai grea decât NO și tendința sa de dimerizare este vizibil mai mare, această substanță ar trebui să se topească și să fiarbă la temperaturi vizibil mai ridicate. Punctul de fierbere este de 21 ° C, prin urmare, în condiții normale - 20 ° C și 760 mm Hg. Artă. – lichid de oxid nitric (IV).
Acum să aruncăm o privire la solubilitate. Amintiți-vă că și cuvântul „solubilitate” poate însemna reacții chimice cu apă; principalul lucru este că solventul absoarbe soluția. Când oxizii reacționează cu apa, după cum se știe, se obțin hidroxizi - formal, aceștia sunt pur și simplu oxizi hidratați, dar realitatea prezintă adesea o mulțime de lucruri interesante și complet informale. Deci acest oxid nitric se dizolvă în apă, reacționând simultan cu el și în acest caz se obțin doi acizi deodată!

Rețineți că oxidul nitric (IV) are atât un miros înțepător caracteristic, cât și o culoare maro-roșiatică, ale căror nuanțe diferă unele de altele în funcție de concentrație. Pentru această culoare emisiile de oxizi de azot în atmosferă sunt numite „cozi de vulpe”.
Te întrebi: unde este secretul? Prima parte a misterului stărilor de oxidare este în fața ta: de ce un element din grupa a cincea (impar) are oxizi stabili cu stări de oxidare pare? (În același timp, și radicalii liberi!) În sensul cel mai general, răspunsul este evident - deoarece sunt stabili, înseamnă că sunt atât de profitabili. Energic. Și de ce? Aparent, problema se află în specificul structurii atomilor de azot și oxigen - au prea mulți electroni și prea puțini orbitali. „Oportunitățile orbitale” sunt cele care dictează propriile reguli, stabilesc astfel de „beneficii energetice”. Atunci numerele „doi” și „patru” devin clare: doi electroni nu sunt suficienți pentru ca oxigenul să ajungă la opt, iar ambii atomi au doar patru orbiti.
Și poți spune, de asemenea, că NO este doar... așteaptă ca o moleculă de oxigen să se transforme în NO 2. Folosind o metaforă, observăm că „sensul vieții” a multor atomi este dorința de a găsi un „partener de viață” - un atom sau atomi ai unui alt element. Deși există, desigur, „burlacii convinși” precum aurul.

Proprietățile chimice ale oxizilor de azot

1. Reacții cu metale. Deoarece atomul de azot în stări pozitive de oxidare este un agent de oxidare, iar cu cât starea de oxidare este mai mare, cu atât este mai puternică capacitatea de a prelua electroni de la alți atomi, atunci oxizii de azot vor reacționa cu metalele - în esență agenți reducători. În acest caz, produsele pot fi complet diferite, în funcție de condițiile de reacție și de metalul în sine. De exemplu, toți oxizii de azot dau oxigen la cuprul fierbinte și ei înșiși se transformă într-o substanță simplă de azot:

Prin cantitatea de oxid de cupru și azot formată, este posibil să se determine care dintre oxizii de azot au reacţionat cu cuprul.

2. Reacții cu nemetale. Să luăm în considerare mai întâi reacțiile cu oxigenul. Aici, există o diferență între oxizi și una foarte semnificativă.
Oxid NO reacționează cu oxigenul pentru a forma oxid nitric (IV). Reacția este reversibilă. În plus, odată cu creșterea temperaturii, viteza acestei reacții scade:

2NO + O 2 \u003d 2NO 2.

Oxid NO 2 nu reacționează deloc cu oxigenul.
Ozonul transformă ambii oxizi în oxid nitric (V).
oxid nitric (II) NO adaugă complet ozon:

2NO + O 3 \u003d N 2 O 5.

Oxidul nitric (IV) NO 2 în reacție cu ozonul eliberează și oxigen:

2NO 2 + O 3 \u003d N 2 O 5 + O 2.

3. Reacții cu apa. NO oxidul nu reacționează cu apa. Oxidul de NO 2 cu apa formează doi acizi - nitric (starea de oxidare a azotului +5) și azotos (starea de oxidare a azotului +3). În prezența oxigenului, oxidul de NO 2 este complet transformat în acid azotic:

2NO 2 + H 2 O \u003d HNO 3 + HNO 2,
4NO 2 + O 2 + 2H 2 O \u003d 4HNO 3.

4. Reacții cu acizi. Niciunul dintre oxizi - NO sau NO 2 - nu reacţionează cu acizii.
5. Reacții cu alcalii. Ambii oxizi nitrici reacţionează cu alcalii.

Oxid NO formează cu alcalii o sare de acid azotic, oxid azotic (I) și azot:

10NO + 6NaOH \u003d 6NaNO 2 + N 2 O + N 2 + 3H 2 O.

Oxid NO 2 se formează cu săruri alcaline a doi acizi - nitric și azot:

2NO 2 + 2NaOH \u003d NaNO 3 + NaNO 2 + H 2O.

Să revenim la misterul nostru al stărilor de oxidare. Odată cu trecerea compușilor oxigenați ai azotului de la starea de „gaz”, unde vă puteți deplasa liber, la starea de „soluție de apă”, unde există mai multă zdrobire, unde colectivismul înflorește, unde moleculele polare de apă există și funcționează activ, nimeni nu va permite ca o moleculă, atom sau ion să fie singur, există o „schimbare de orientare”. Doar stările de oxidare ciudate devin stabile, așa cum ar trebui să fie pentru un element dintr-un grup impar. (Stabil, însă, relativ. Acidul azot, de exemplu, poate exista numai în soluție, altfel se descompune. Dar acizii corespunzători formal oxizilor de azot (II) și (IV) nu există deloc. Totul este cunoscut prin comparație.)
Este interesant că nu numai oxidul clar acid NO 2 reacționează cu alcalii, ci și NO - neacid ca proprietăți și grad de oxidare, în timp ce se obțin compuși din alte stări de oxidare - ciudat! Secret? Destul de!

Structura moleculei de hidroxid de azot (V) - acid azotic

Dintre hidroxizii de azot, vom lua în considerare unul, dar cel mai multi-tonaj - acidul azotic.
Moleculă acid azotic polar (în primul rând datorită electronegativității diferite a oxigenului și a hidrogenului, deoarece azotul este, parcă, ascuns în interiorul moleculei) și asimetric. Toate cele trei unghiuri prezente în el între legăturile azotului cu oxigenul sunt diferite. Starea formală de oxidare a azotului este cea mai mare, adică +5. Dar, în același timp, doar patru legături au un atom de azot cu alți atomi - valența azotului este de patru. Un alt secret.
Este clar cum poate fi asta valența atomică numeric mai mult decât starea sa de oxidare. Pentru a face acest lucru, este suficient să se formeze o legătură între atomi identici dintr-o moleculă. De exemplu, în peroxidul de hidrogen, oxigenul are o valență de două, iar starea de oxidare este doar -1. Oxigenul a reușit să atragă perechea de electroni comun de legături cu hidrogenul mai aproape de sine, iar perechea de legături a doi atomi de oxigen este încă strict la mijloc. Dar cum se face valența atomică a fost stare de oxidare mai mică?
Să ne gândim: care este structura generală a moleculei de acid azotic? Structura unei molecule este mai ușor de înțeles dacă luăm în considerare procesul de obținere a acesteia. Acidul azotic se obține prin reacția oxidului azotic (IV) cu apa (în prezența oxigenului): două molecule de NO 2 „atacă” simultan molecula de apă cu electronii lor nepereche, ca urmare, legătura dintre hidrogen și oxigen este nu este rupt ca de obicei (o pereche de electroni în oxigen și „proton gol”) și „ca să fiu sincer” - o moleculă de NO 2 primește hidrogen cu electronul său, cealaltă - radicalul OH (Fig. 6). Se formează doi acizi: ambii acizi sunt puternici, ambii își donează rapid protonul celor mai apropiate molecule de apă și, în cele din urmă, rămân sub formă de ioni. Ionul este instabil, două molecule de HNO 2 se descompun în apă, NO 2 și NO. NO oxidul reacţionează cu oxigenul, transformându-se în NO 2, şi aşa mai departe până când se obţine numai acid azotic.

În mod formal, se dovedește că atomul de azot este legat de un atom de oxigen printr-o legătură dublă, iar de celălalt printr-o legătură simplă obișnuită (acest atom de oxigen este, de asemenea, legat de atomul de hidrogen). Azotul din HNO3 este legat de al treilea atom de oxigen printr-o legătură donor-acceptor, atomul de azot acționând ca donor. Hibridizarea atomului de azot în acest caz ar trebui să fie sp 2 datorită prezenței unei duble legături, care determină structura - un triunghi plat. În realitate, se dovedește că într-adevăr un fragment dintr-un atom de azot și trei atomi de oxigen este un triunghi plat, doar că într-o moleculă de acid azotic acest triunghi este incorect - toate cele trei unghiuri ONO sunt diferite, prin urmare, laturi diferite ale triunghiului. Când molecula se disociază, triunghiul devine regulat, echilateral. Aceasta înseamnă că atomii de oxigen din el devin echivalenti! Toate legăturile devin aceleași (o legătură dublă este mai scurtă decât o legătură simplă). Cum?
Să raționăm. sp 2-Hibridizarea atomului de azot forțează atomii de oxigen la același tip de hibridizare. Se obține o structură plată, peste care se află orbitalii p, care nu sunt implicați în hibridizare, care sunt prezenți în toți cei patru atomi.
Acum să ne ocupăm de numărul total de electroni de valență: ionul conține cinci electroni de azot, câte șase pentru trei atomi de oxigen și încă unul, care dă sarcină ionului în ansamblu, pentru un total de douăzeci și patru. Dintre aceștia, șase electroni sunt necesari pentru a forma trei legături simple, doisprezece electroni sunt localizați de-a lungul perimetrului moleculei în orbitali hibrizi (două perechi de electroni pentru fiecare atom de oxigen), șase electroni rămân pentru patru din același R-orbitalii care nu sunt implicati in hibridizare. Singura explicație rezonabilă posibilă în acest caz este socializarea tuturor atomilor electronilor lor într-un singur nor de electroni (Fig. 7). Acest lucru este facilitat de raze atomice mici și distanțe interatomice mici. Și simetria este de obicei favorabilă din punct de vedere energetic și, prin urmare, crește stabilitatea structurii în ansamblu. Acesta nu este singurul caz de socializare a electronilor de către mai mulți atomi; o „economie electronică colectivă” similară se găsește în Chimie organica, cum ar fi în compușii aromatici.

Să revenim, totuși, la predicțiile proprietăților acidului azotic, bazate pe idei despre structura moleculei. Avantajul evident de a fi sub formă de ion explică nu numai gradul ridicat de disociere a acidului într-o soluție apoasă, ci și posibilitatea de disociere a acidului anhidru. Și disocierea este cea care determină proprietățile fizice ale acestei substanțe.

Proprietățile fizice ale acidului azotic

Un compus ionizat, chiar dacă doar parțial, este dificil de transformat într-un gaz. Astfel, punctul de fierbere ar trebui să fie suficient de mare, dar cu o greutate moleculară atât de mică (și datorită mobilității mari), punctul de topire nu ar trebui să fie mare. Prin urmare, starea de agregare la 20 °C este lichidă.
În ceea ce privește solubilitatea în apă, ca multe alte lichide polare, acidul azotic este ușor miscibil cu apa în orice raport.
Acidul azotic pur este incolor și inodor. Cu toate acestea, datorită descompunerii în oxigen și oxid azotic (IV), care se dizolvă în acesta, putem spune că acidul azotic concentrat obișnuit are o culoare galben-maronie și un miros înțepător caracteristic NO 2.
Să vedem cum structura moleculei de acid azotic îi afectează proprietățile chimice.

Proprietățile chimice ale acidului azotic

Principalul lucru pe care ar trebui să-l remarcăm este prezența cel mai înalt grad oxidarea atomului de azot limitează proprietățile acidului azotic, nu reacționează cu agenții oxidanți. Dar cu agenți reducători, în primul rând cu metale, reacționează într-un mod neconvențional și divers.
1. Reacții cu metale. Cu metalele, acidul azotic reacționează ca un agent oxidant puternic chiar și în soluții diluate (spre deosebire de acidul sulfuric, care își manifestă proprietățile de oxidare numai în formă concentrată). De obicei se formează nitrat metalic, dar în loc de hidrogen se eliberează compuși gazoși de azot: NO 2, NO, N 2 O, N 2 sau amoniac, care în mediu acid transformat imediat în ionul de amoniu. În principiu, atunci când un metal reacționează cu acidul azotic, se formează întreg acest „buchet” de gaze, dar în funcție de metal și de concentrația acidului, una sau alta componentă va prevala.
Deci, în condiții de laborator, oxidul de azot (II) se obține de obicei prin interacțiunea așchiilor de cupru cu acidul azotic cu o densitate de 1,2 g / cm 3, adică, atunci când cuprul este tratat cu acid diluat, acest oxid predomină în mod clar în mediul gazos. produse de reactie:

Dar când acidul azotic de aceeași densitate (și, în consecință, concentrație) reacționează cu fierul, conținutul de oxid azotic (II) din amestec este de numai 40% - mai puțin de jumătate, iar restul de 60% este distribuit uniform între nitratul de amoniu. , azot, oxid nitric (I ) și oxid nitric (IV) (Fig. 8).

De remarcat un fapt atât de interesant și vital, că nici fierul, nici aluminiul nu reacţionează cu acidul azotic 100% (deci poate fi depozitat și transportat în rezervoare și alte recipiente din aceste metale). Faptul este că aceste metale sunt acoperite cu pelicule puternice de oxizi care sunt insolubile în acid pur. Proprietățile acide necesită ca acidul să se disocieze în mod apreciabil, iar aceasta, la rândul său, necesită apă.
2. Reacții cu nemetale. Acidul azotic nu reacționează cu oxigenul și ozonul.
3. Nu are loc reacția cu apa. Apa contribuie doar la disocierea acidului.
4. Reacții cu acizi. Acidul azotic nu reacționează cu alți acizi prin tipul de reacții de schimb sau combinație. Cu toate acestea, este destul de capabil să reacționeze ca un agent oxidant puternic. Într-un amestec de acizi azotic și clorhidric concentrați, apar reacții reversibile, a căror esență poate fi rezumată prin ecuația:

Clorul atomic rezultat este foarte activ și ia cu ușurință electroni din atomii de metal, iar ionul de clorură prezent „în lateral” formează ioni complecși stabili cu ionii metalici rezultați. Toate acestea permit chiar și aurul să fie transferat în soluție. Din cauza faptului că aurul este „regele metalelor”, un amestec de acizi concentrați azotic și clorhidric se numește acva regia.
Acidul sulfuric concentrat, ca agent puternic de deshidratare, favorizează descompunerea acidului azotic în oxid azotic (IV) și oxigen.
5. Reacții cu baze și oxizi bazici. Acidul azotic este unul dintre acizii anorganici puternici și reacționează în mod natural cu alcalii. De asemenea, reacţionează cu hidroxizi insolubili şi oxizi bazici. Aceste reacții sunt facilitate și de faptul că toate sărurile acidului azotic au o solubilitate bună în apă, prin urmare, produșii de reacție nu vor interfera cu cursul acestuia.

Proprietățile fizice ale compușilor NO, NO 2 și HNO 3 în numere

Oxid nitric (II) NU. Masă molară 30 g/mol. Punctul de topire este -164 °C, punctul de fierbere este -154 °C. Densitatea NO gazos în condiții normale (0 °C, 1 atm) este de 1,3402 g/l. Solubilitatea la presiunea atmosferică și la 20°C este de 4,7 ml de NO gaz la 100 g de apă.
Oxid nitric (IV) NU 2 . Masa molara 46 g/mol. Punct de topire -11 °C, punctul de fierbere 21 °C. Densitatea NO 2 gazos la n. y. 1,491 g/l. Solubilitatea - cu condiția ca acest oxid să reacționeze mai întâi cu apa în aer și apoi să se dizolve și în acidul azotic rezultat - poate fi considerată nelimitată (până la formarea a 60% HNO3).
Deoarece oxidul de azot (IV) dimerizează activ (la 140 °C este în întregime sub formă de monomer NO 2, totuși, la 40 °C, aproximativ 30% din monomer rămâne, iar la 20 °C, aproape tot trece în dimerul N2O4), atunci proprietățile fizice se referă la dimer mai degrabă decât la monomer. Acest lucru poate explica punctul de fierbere destul de ridicat (N 2 O 4 este o moleculă destul de grea). Gradul de dimerizare poate fi judecat după culoare: monomerul este intens colorat, în timp ce dimerul este incolor.
Acid azotic HNO3. Masa molara 63 g/mol. Punct de topire -41,6 °C, punctul de fierbere 83 °C. Densitatea acidului lichid 100% este de 1,513 g/cm3. Solubilitatea este nelimitată, cu alte cuvinte, acidul și apa sunt amestecate în orice raport. Trebuie remarcat faptul că soluțiile de acid azotic fierb la temperaturi peste punctele de fierbere ale apei pure și ale acidului. La temperatura maximă (122 °C), o soluție de 68,4% fierbe, în timp ce compoziția procentuală a soluției și a vaporilor este aceeași.
Amestecuri de substanțe pentru care compoziția vaporilor în timpul fierberii corespunde compoziției lichidului se numesc fierbere azeotropă sau inseparabilă. (Cuvântul „azeotrop” provine din greacă - fierbere, - schimbare, - un prefix negativ.) Pentru concentrații mai mici de acid, este caracteristică creșterea cantității de apă din vapori față de soluție, ceea ce duce la concentrația de soluția. La concentrații mai mari, dimpotrivă, compoziția de vapori este îmbogățită cu acid.

Proprietățile chimice ale compușilor cu azot (adăugare)

Ca orice alte substanțe care conțin un atom cu o stare intermediară de oxidare, oxizii de azot (II) și (IV), spre deosebire de acidul azotic, pot acționa atât ca agenți oxidanți, cât și ca agenți reducători, în funcție de partenerul de reacție. Cu toate acestea, multe dintre aceste reacții sunt „irelevante” și, în consecință, puțin studiate.
Dintre reacțiile „actuale”, merită menționată reacția oxidului de azot (IV) cu oxidul de sulf (IV) în prezența apei:

Această reacție este relevantă deoarece adăugarea de oxigen la oxidul de sulf (IV) are loc numai la temperaturi ridicate și în prezența unui catalizator, în timp ce adăugarea de oxigen la oxidul de azot (II) are loc în condiții normale. Astfel, oxidul nitric (IV) ajută pur și simplu oxidul de sulf să atașeze oxigenul. Această reacție are loc în condiții normale (nu este necesară presiune suplimentară în amestec și încălzire).
Oxid nitric (II) reacționează și cu oxidul de sulf (IV), dar în condiții complet diferite: fie la o presiune de 500 de atmosfere (!), apoi se obțin oxid de sulf (VI) și azot, fie în soluție apoasă, apoi acid sulfuric și oxid nitric (eu).
Oxid nitric (I). Are un miros usor placut si un gust dulceag. Nu reacționează cu oxigenul, apa, soluțiile de acizi și alcalii. Se descompune în elemente la temperaturi peste 500 ° C, cu alte cuvinte, este destul de stabil.
Interesantă este structura moleculei: o moleculă liniară O=N=N, în care atomul central de azot este tetravalent. Formează două legături duble: una cu oxigen conform schemei tipice pentru crearea unei legături covalente (doi electroni de azot, doi electroni de oxigen), cealaltă cu un atom de azot (care îmbină doi dintre cei trei electroni neperechi și formează un orbital gol datorită la aceasta), una dintre legături - covalentă, a doua - donor-acceptor (Fig. 9).

Orez. nouă. Molecula de oxid nitric (I) - N 2 O. (Atomul central de azot este tetravalent: două legături la atomi de azot iar oxigenul pe care îl formează folosind hibridizat orbitali direcționați, alte două legături cu aceiași atomi - folosind orbitali p nehibridați, iar aceste conexiuni sunt în două plane reciproc perpendiculare. Prin urmare, unul este descris ca o „vedere laterală” (1) - legarea la un atom de oxigen iar celălalt - ca "vedere de sus" (2) - legătura dintre doi atomi de azot.)

Oxid nitric (III). Constă din NO și NO 2 împerecheate cu electronii lor nepereche. Începe să se descompună în gazele corespunzătoare deja în timpul topirii (-101 °C).
Oxid nitric (V). Constă din două grupe NO 2 legate prin oxigen. Un compus ceva mai stabil decât oxidul nitric (III) începe să se descompună la temperatura camerei. Unele dintre legăturile din el, desigur, sunt donator-acceptator. Și fără „azot pentavalent”.
LA proprietăți chimice trebuie adaugat acid azotic ca reactioneaza bine cu nemetalele pe care le poate oxida. Deci, acidul azotic concentrat reacționează cu sulful, și cu fosforul și cu cărbunele, formând acizi sulfuric, fosforic și, respectiv, carbonic.
Reacțiile acidului azotic cu substanțele organice sunt interesante și importante. De exemplu, atunci când trei atomi de hidrogen din toluen sunt înlocuiți cu grupări NO 2, se formează trinitrotoluen (sau pur și simplu tol) - un exploziv.

Proprietățile ecologice ale oxizilor de azot și acidului azotic

oxid nitric (I) relativ inert și, prin urmare, „neutru din punct de vedere al mediului”. Cu toate acestea, are un efect narcotic asupra unei persoane, variind de la doar distracție (pentru care a fost supranumit „gazul de râs”) și terminând cu somnul profund, care și-a găsit aplicația în medicină. Interesant este că este inofensiv și un amestec de oxid nitric (I) cu oxigen este utilizat pentru anestezie medicală în același raport cu raportul dintre azot și oxigen din aer. Efectul narcotic este eliminat imediat după încetarea inhalării acestui gaz.
Ceilalți doi oxizi nitrici stabili se transformă ușor unul în celălalt, apoi în acizi, apoi în anioni și. Astfel, aceste substanțe sunt îngrășăminte minerale naturale, însă, dacă sunt în cantități naturale. În cantități „nenaturale”, aceste gaze intră rareori singure în atmosferă. De regulă, se formează un întreg „buchet” de compuși toxici care acționează într-un mod complex.
De exemplu, o singură fabrică de îngrășăminte cu azot emite în aer, pe lângă oxizi de azot, acid azotic, amoniac și praf din îngrășăminte, oxizi de sulf, compuși de fluor, unele compusi organici. Oamenii de știință află rezistența diferitelor ierburi, tufișuri și copaci la astfel de „buchete”. Se știe deja că, din păcate, molidul și pinul sunt instabile și mor rapid, dar în astfel de condiții pot exista lăcusta albă, plopul canadian, salcia și alte câteva plante, în plus, ele contribuie la eliminarea acestor substanțe din aer.
Otrăvirea severă cu oxizi de azot poate fi obținută în principal în caz de accidente la industriile relevante. Răspunsul organismului va fi diferit din cauza diferențelor în proprietățile acestor gaze. „Caustic” NO 2 acționează în primul rând asupra membranelor mucoase ale nazofaringelui, ochilor, provoacă edem pulmonar; NO, ca substanță slab solubilă în apă și necaustică, trece prin plămâni și intră în sânge, provocând tulburări la nivelul sistemului nervos central și periferic. Ambii oxizi reacționează cu hemoglobina din sânge, deși în moduri diferite, dar cu același rezultat - hemoglobina încetează să transporte oxigen.
Proprietățile ecologice ale acidului azotic sunt formate din două „jumătăți”. Ca acid puternic, are un efect distructiv nu numai asupra țesuturilor vii (pielea umană, frunzele plantelor), ci și asupra solului, ceea ce este destul de important - acid (datorită prezenței oxizilor de azot și sulf) ploi, vai, nu sunt neobișnuite. Când acidul ajunge pe piele, apare o arsură chimică, care este mai dureroasă și se vindecă mult mai mult decât termic. Acestea au fost principalele proprietăți ecologice cation de hidrogen.
Să trecem la studiu anion. Sub acțiunea unui acid puternic, proprietățile acide sunt cele care ies în prim-plan, deci este mai bine să luăm în considerare proprietățile anionului folosind exemplul sărurilor.
Interacțiunea ionilor de nitrat cu fauna și flora. Faptul este că ionul de nitrat este o parte integrantă a ciclului azotului în natură, este întotdeauna prezent în el. În condiții normale și în soluții diluate, este stabil, prezintă slab proprietăți oxidante, nu precipită cationi metalici, facilitând astfel transportul acestor ioni cu o soluție în sol, plante etc.
Ionul nitrat devine otrăvitor doar în cantități mari, perturbând echilibrul altor substanțe. De exemplu, cu un exces de nitrați în plante, cantitatea de acid ascorbic scade. (Este demn de amintit că un organism viu este atât de fin organizat încât orice substanță în cantități mari perturbă echilibrul și, prin urmare, devine otrăvitoare.)
Plantele și bacteriile folosesc nitrații pentru a construi proteine ​​și alți compuși organici esențiali. Pentru a face acest lucru, este necesar să se transforme ionul de nitrat într-un ion de amoniu. Această reacție este catalizată de enzime care conțin ioni metalici (cupru, fier, mangan etc.). Datorită toxicității mult mai mari a amoniacului și a ionului de amoniu din plante, reacția inversă a transferului ionului de amoniu la nitrat este de asemenea bine dezvoltată.
Animalele nu știu să construiască toți compușii organici de care au nevoie din cei anorganici - nu există enzime corespunzătoare. Cu toate acestea, microorganismele care trăiesc în stomac și intestine posedă aceste enzime și pot transforma ionul de nitrat în ionul de azotat. Este ionul de nitrit care acționează ca otrăvitor, transformând fierul în hemoglobină din Fe 2+ în Fe 3+.
Un compus care conține Fe 3+ și numit methemoglobină leagă prea puternic oxigenul din aer, prin urmare, nu-l poate da țesuturilor. Ca urmare, organismul suferă de o lipsă de oxigen, în timp ce există tulburări în funcționarea creierului, a inimii și a altor organe.
De obicei, ionul de nitrit se formează nu în stomac, ci în intestine și nu are timp să treacă în sânge și să producă toate aceste distrugeri. Prin urmare, otrăvirea cu nitrați este destul de rară. Adevărat, există un alt pericol: în corpul nostru există multe substanțe în care atomii de hidrogen ai amoniacului sunt înlocuiți cu radicali organici. Astfel de compuși se numesc amine. Când aminele reacţionează cu ionii de nitrit, se formează nitrozamine - substanţe cancerigene:

Acţionează asupra ficatului, contribuie la formarea de tumori în plămâni şi rinichi. Interesant, acidul ascorbic, care ne este familiar de mult timp, este un inhibitor activ al formării nitrozaminelor.

O.R.VALEDINSKAYA
(MSU, Moscova)

Azotul formează o serie de oxizi cu oxigenul; toate pot fi obținute din acidul azotic sau din sărurile acestuia.

Oxid de azot(I), sau oxid de azot, N 2 O se obține prin încălzirea azotatului de amoniu:

Oxidul nitric (1) este un gaz incolor, cu un miros ușor și un gust dulceag. Este puțin solubil în apă: un volum de apă la 20 ° C dizolvă 0,63 volume de N 2 O.

Oxidul nitric (I) este un compus instabil termodinamic. Energia Gibbs standard a formării sale este pozitivă (DS°b p =

104 kJ/mol). Cu toate acestea, datorită rezistenței ridicate a legăturilor din molecula de N 2 O, energiile de activare ale reacțiilor care au loc cu participarea acestei substanțe sunt mari. În special, energia de activare a descompunerii N 2 O este mare. Prin urmare, oxidul de azot (I) este stabil la temperatura camerei. Cu toate acestea, la temperaturi ridicate, se descompune în azot și oxigen; descompunerea are loc mai repede, cu atât temperatura este mai mare.

Oxidul nitric (1) nu reacționează cu apa, cu acizii sau cu alcalii.

Structura electronică a moleculei de N 2 O este discutată în § 41.

Inhalarea unor cantități mici de oxid nitric (I) duce la o scădere a sensibilității la durere, drept urmare acest gaz este uneori folosit în amestec cu oxigen pentru anestezie. Cantități mari de oxid nitric (I) au un efect incitant asupra sistemului nervos; de aceea odinioară se numea „gazul de râs”.

Oxid de azot(ii), sau oxid de azot, NO este un gaz incolor greu de lichefiat. Oxidul nitric lichid (II) fierbe la -151,7°C și se solidifică la -163,7°C. Este ușor solubil în apă: 1 volum de apă dizolvă doar 0,07 volume de NO la 0°C.

După proprietățile sale chimice, oxidul de azot (II) este unul dintre oxizii indiferenți, deoarece nu formează niciun acid.

La fel ca N 2 O, oxidul de azot (II) este instabil termodinamic - energia standard Gibbs a formării sale este pozitivă (AGo 6p = 86,6 kJ/mol). Dar, din nou, la fel ca N 2 O, NO nu se descompune la temperatura camerei, deoarece moleculele sale sunt suficient de puternice. Numai la temperaturi peste 1000 0 C descompunerea lui în azot și oxigen începe să se desfășoare într-un ritm vizibil. La temperaturi foarte ridicate, din motivele discutate în § 65, descompunerea NO nu ajunge până la capăt - se stabilește un echilibru în sistemul NO-N 2 -O 2. Datorită acestui fapt, oxidul nitric (II) poate fi obținut din substanțe simple la temperaturi ale arcului electric (3000-4000 ° C).

În laborator, oxidul azotic (II) se obține de obicei prin reacția a 30-35% acid azotic cu cuprul:

În industrie, este un intermediar în producția de acid azotic (vezi § 143).

Oxidul nitric (II) se caracterizează prin dualitate redox. Sub acțiunea agenților oxidanți puternici, se oxidează, iar în prezența agenților reducători puternici, se reduce. De exemplu, este ușor oxidat de oxigenul atmosferic în dioxid de azot:

În același timp, un amestec de volume egale de NO și H2 explodează când este încălzit:

Structura electronică a moleculei de NO este cel mai bine descrisă prin metoda MO. Pe fig. 116 prezintă schema de umplere cu MO în molecula NO (de exemplu, cu scheme similare pentru moleculele de N2 și CO - vezi Figurile 51 și 53). Molecula de NO are un electron mai mult decât moleculele de N 2 și CO: acest electron se află în orbitalul de slăbire l res 2 R. Astfel, numărul electronilor de legătură depășește cu cinci numărul celor care se slăbesc aici. Aceasta corespunde unei multiplicități de legături de 2,5 (5:2 = 2,5). Într-adevăr, energia de disociere a moleculei de NO în atomi (632 kJ/mol) are o valoare intermediară în comparație cu valorile corespunzătoare pentru molecula de O 2 (498 kJ/mol), în care multiplicitatea legăturii este de două, iar Moleculă de N2 (945 kJ/mol), unde legătura este triplă. În același timp, din punct de vedere al energiei de disociere, molecula de NO este apropiată de ionul molecular de oxigen O 2 (644 kJ/mol), în care multiplicitatea legăturilor este de asemenea egală cu 2,5.

Când un electron este detașat din molecula de NO, se formează un ion NO +, care nu conține electroni de afânare; multiplicitatea legăturilor dintre atomi crește în acest caz la trei (șase electroni de legătură). Prin urmare, energia de disociere a ionului NO + (1050 kJ/mol) este mai mare decât energia de disociere a moleculei de NO și este aproape de valoarea corespunzătoare pentru molecula de CO (1076 kJ/mol), în care multiplicitatea legăturilor este Trei.

Orez. 116.

dioxid(sau dioxid de azot NO 2 este un gaz otrăvitor maro cu un miros caracteristic. Se condensează ușor într-un lichid roșcat (bp. 21 0 C), care se luminează treptat la răcire și îngheață la -11,2 ° C, formând o masă cristalină incoloră. Când dioxidul de azot gazos este încălzit, culoarea sa, dimpotrivă, se intensifică, iar la 140 ° C devine aproape neagră. Modificarea culorii dioxidului de azot cu creșterea temperaturii este, de asemenea, însoțită de o modificare a greutății sale moleculare. La temperatură scăzută, densitatea vaporilor corespunde aproximativ cu dublul formulei N 2 O 4 . Odată cu creșterea temperaturii, densitatea vaporilor scade și la 140 ° C corespunde formulei NO 2. Cristalele incolore, existente la -11,2 0 C și mai jos, constau din molecule de N 2 O 4. Pe măsură ce moleculele de N 2 O 4 sunt încălzite, ele se disociază pentru a forma molecule de dioxid de azot maro închis; disocierea completă are loc la 140 0 C. Astfel, la temperaturi de la -11,2 la 140 ° C, moleculele de NO 2 și N 2 O 4 sunt în echilibru între ele:

Peste 140 °C începe disocierea NO 2 în NO și oxigen.

Dioxidul de azot este un agent oxidant foarte energetic. Multe substanțe pot arde într-o atmosferă de NO 2, luând oxigen din aceasta. Dioxidul de sulf este oxidat de acesta în trioxid, pe care se bazează metoda azotoasă pentru obținerea acidului sulfuric (vezi § 131).

Vaporii de NO 2 sunt otrăvitori. Inhalarea provoacă iritații severe ale tractului respirator și poate duce la otrăviri grave.

Când este dizolvat în apă, NO 2 reacționează cu apa, formând acizi azotic și azot:

Dar acidul azot este foarte instabil și se descompune rapid:

Prin urmare, în practică, interacțiunea dioxidului de azot cu apa, în special apa fierbinte, decurge conform ecuației

care se poate obține prin adunarea celor două ecuații anterioare, dacă mai întâi o înmulțiți cu trei pe prima dintre ele.

În prezența aerului, oxidul de azot rezultat este imediat oxidat în dioxid de azot, astfel încât, în acest caz, NO 2 este în cele din urmă transformat complet în acid azotic:

Această reacție este utilizată în moduri moderne obţinerea acidului azotic.

Dacă dioxidul de azot este dizolvat în alcalii, atunci se formează un amestec de săruri de acizi azotic și azot, de exemplu:

Oxid de azot(III), sau anhidridă de azot, N 2 O 3 este un lichid albastru închis care se descompune în NO și NO 2 chiar și la temperaturi scăzute. Un amestec de volume egale de NO și NO 2 la răcire formează din nou N 2 O 3:

Oxidului azotic (III) corespunde acidului azot HNO 2 .

Oxid de azot(V), sau anhidridă nitrică, N 2 O 5 - cristale albe, deja la temperatura camerei, descompunându-se treptat în NO 2 și O 2. Poate fi obținut prin acțiunea anhidridei fosforice asupra acidului azotic:

Oxidul nitric (V) este un agent oxidant foarte puternic. Multe substanțe organice se aprind la contactul cu acesta. În apă, oxidul de azot (V) se dizolvă bine odată cu formarea acidului azotic.

În stare solidă, N 2 O 5 este format din ionul azotat NO 3 și ionul

nitroniu NO2. Acesta din urmă conține același număr de electroni ca și mo-

moleculă CO 2 și, ca și acesta din urmă, are o structură liniară: O=N=O.

În vapori, molecula de N 2 O 5 este simetrică; structura sa poate fi reprezentată prin următoarea diagramă de valență, în care legăturile cu trei centre sunt prezentate prin linii punctate (comparați cu diagrama de valență a moleculei de acid azotic).

Datorită faptului că azotul prezintă valențe diferite în compușii săi, mai mulți oxizi sunt caracteristici acestui element: oxid de dinazot, mono-, tri-, di- și pentoxizi de azot. Să luăm în considerare fiecare dintre ele mai detaliat.

DEFINIȚIE

oxid de dinazot(gazul râd, protoxidul de azot) este un gaz incolor, stabil termic.

Puțin solubil în apă. Cu răcire puternică, claratul de N 2 O × 5,75 H 2 O cristalizează din soluție.

DEFINIȚIE

monoxid de azot Poate exista atât ca gaz incolor, cât și ca lichid albastru.

În stare solidă, este complet dimerizat (N 2 O 2), în stare lichidă - parțial (≈ 25% N 2 O 2), în gaz - într-o măsură foarte mică. Extrem de stabil termic. Puțin solubil în apă.

DEFINIȚIE

trioxid de azot este un lichid albastru instabil termic.

La temperatura camerei, se descompune cu 90% în NO și NO 2 și devine maro (NO 2), nu are punct de fierbere (NO se evaporă mai întâi). În stare solidă, este o substanță albă sau albăstruie cu structură ionică - nitritul de nitrozil (NO +) (NO 2 -). În gaz, are structura moleculară ON-NO 2 .

DEFINIȚIE

dioxid de azot(coada de vulpe) este un gaz maro.

La temperaturi peste 135 o Cu acesta este un monomer, la temperatura camerei - un amestec roșu-brun de NO 2 și dimerul său (tetroxid de azot) N 2 O 4 . Dimerul este incolor în stare lichidă și alb în stare solidă. Se dizolvă bine în apă rece (soluție saturată - verde strălucitor), reacționând complet cu ea.

DEFINIȚIE

Pentoxid de azot (anhidridă nitrică) este un solid alb, gaz și lichid incolor.

Când este încălzit, se sublimează și se topește; la temperatura camerei, se descompune în 10 ore. În stare solidă, are o structură ionică (NO 2 +) (NO 3 -) - azotat de nitroil.

Tabelul 1. Proprietăți fizice oxizi de azot.

Obținerea oxidului nitric

În condiții de laborator, oxidul de dinazot se obține prin încălzirea ușoară a azotatului de amoniu uscat (1) sau prin încălzirea unui amestec de acizi sulfamic și azotic (73%) (2):

NH4NO3 \u003d N2O + 2H2O (1);

NH 2 SO 2 OH + HNO 3 \u003d N 2 O + H 2 SO 4 + H 2 O (2).

Monoxidul de azot se obține prin interacțiunea unor substanțe simple azot și oxigen la temperaturi ridicate (≈1300 o C):

N 2 + O 2 \u003d 2NO.

În plus, oxidul de azot (II) este unul dintre produsele reacției de dizolvare a cuprului în acid azotic diluat:

3Cu + 8HNO 3 \u003d 3Cu (NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O.

La răcirea unui amestec de gaze constând din oxizi de azot (II) și (IV) până la -36 o C, se formează trioxid de azot:

NU + NU 2 \u003d N 2 O 3.

Acest compus poate fi obținut prin acțiunea acidului azotic 50% asupra oxidului de arsenic (III) (3) sau amidonului (4):

2HNO3 + As 2O3 = NO2 + NO + 2HAsO3 (3);

HNO3 + (C6H10O5) n = 6nNO + 6nNO2 + 6nC02 + 11nH20 (4).

Descompunerea termică a nitratului de plumb (II) duce la formarea de dioxid de azot:

2Pb (NO 3) 2 \u003d 2PbO + 4NO 2 + O 2.

Același compus se formează atunci când cuprul este dizolvat în acid azotic concentrat:

Cu + 4HNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O.

Pentoxidul de azot se obține prin trecerea clorului uscat peste nitrat de argint uscat (5), precum și prin reacția de interacțiune dintre oxidul de azot (IV) și ozon (6):

2CI2 + 4AgN03 = 2N2O5 + 4AgCI + O2 (5);

2NO2 + O3 = N2O5 + O2 (6).

Proprietățile chimice ale oxidului de azot

Oxidul de diazot este slab reactiv, nu reacționează cu acizi diluați, alcalii, hidrat de amoniac, oxigen. Când este încălzit, reacţionează cu acid sulfuric concentrat, hidrogen, metale, amoniac. Sprijină arderea carbonului și a fosforului. În OVR, poate prezenta proprietățile atât ale unui agent de oxidare slab, cât și ale unui agent reducător slab.

Monoxidul de azot nu reacționează cu apa, acizii diluați, alcalii, hidratul de amoniac. Adaugă instantaneu oxigen. Când este încălzit, reacţionează cu halogeni şi alte nemetale, agenţi oxidanţi şi reducători puternici. Intră în reacții complexe de formare.

Trioxidul de azot prezintă proprietăți acide, reacționează cu apa, alcalii, hidratul de amoniac. Reacționează puternic cu oxigenul și ozonul, oxidează metalele.

Dioxidul de azot reacționează cu apa și alcalii. În OVR, prezintă proprietățile unui agent oxidant puternic. Provoacă coroziunea metalelor.

Pentoxidul de azot prezintă proprietăți acide, reacționează cu apa, alcalii, hidratul de amoniac. Este un agent oxidant foarte puternic.

Aplicarea oxidului nitric

Oxidul de diazot este utilizat în industria alimentară (propulsor în fabricarea frișcă), în medicamente (pentru anestezie prin inhalare) și, de asemenea, ca componentă principală a combustibilului pentru rachete.

Trioxidul și dioxidul de azot sunt utilizați în sinteza anorganică pentru a produce acizi azotic și sulfuric. Oxidul nitric (IV) a găsit, de asemenea, utilizarea ca unul dintre componentele combustibilului pentru rachete și explozivilor amestecați.

Exemple de rezolvare a problemelor

EXEMPLUL 1

Sarcina	Oxidul nitric conține 63,2% oxigen. Care este formula pentru oxid.
Soluţie	Fracția de masă a elementului X din molecula compoziției HX se calculează prin următoarea formulă: ω (X) = n × Ar (X) / M (HX) × 100%. Să calculăm fracția de masă a azotului din oxid: ω (N) \u003d 100% - ω (O) \u003d 100% - 63,2% \u003d 36,8%. Să notăm numărul de moli de elemente care alcătuiesc compusul ca „x” (azot) și „y” (oxigen). Apoi, raportul molar va arăta astfel (valorile maselor atomice relative luate din Tabelul periodic al lui D.I. Mendeleev vor fi rotunjite la numere întregi): x:y = ω(N)/Ar(N) : ω(O)/Ar(O); x:y= 36,8/14: 63,2/16; x:y= 2,6: 3,95 = 1: 2. Deci formula compusului de azot și oxigen va fi NO 2. Acesta este oxidul nitric (IV).
Răspuns	NU 2

EXEMPLUL 2

Sarcina	Ce gaze sunt mai grele și care sunt mai ușoare decât aerul și de câte ori: dioxid de carbon, dioxid de azot, monoxid de carbon, clor, amoniac?
Soluţie	Raportul dintre masa unui gaz dat și masa altui gaz luată în același volum, la aceeași temperatură și aceeași presiune, se numește densitatea relativă a primului gaz față de al doilea. Această valoare arată de câte ori primul gaz este mai greu sau mai ușor decât al doilea gaz. Greutatea moleculară relativă a aerului este considerată egală cu 29 (ținând cont de conținutul de azot, oxigen și alte gaze din aer). Trebuie remarcat faptul că conceptul de „greutate moleculară relativă a aerului” este utilizat condiționat, deoarece aerul este un amestec de gaze. D aer (CO 2) \u003d M r (CO 2) / M r (aer); D aer (CO 2) \u003d 44 / 29 \u003d 1,52. M r (CO 2) \u003d A r (C) + 2 × A r (O) \u003d 12 + 2 × 16 \u003d 12 + 32 \u003d 44. D aer (NO 2) \u003d M r (NO 2) / M r (aer); D aer (NO 2) = 46/29 = 1,59. M r (NO 2) \u003d A r (N) + 2 × A r (O) \u003d 14 + 2 × 16 \u003d 14 + 32 \u003d 46. D aer (CO) = M r (CO) / M r (aer); D aer (CO) \u003d 28 / 29 \u003d 0,97. M r (CO) = A r (C) + A r (O) = 12 + 16 = 28. D aer (Cl 2) \u003d M r (Cl 2) / M r (aer); D aer (Cl 2) = 71/29 = 2,45. M r (Cl 2) = 2 × A r (Cl) = 2 × 35,5 = 71. D aer (NH 3) \u003d M r (NH 3) / M r (aer); D aer (NH 3) \u003d 17/29 \u003d 0,57. M r (NH 3) \u003d A r (N) + 3 × A r (H) \u003d 14 + 3 × 1 \u003d 17.
Răspuns	Dioxidul de carbon, dioxidul de azot și clorul sunt mai grele decât aerul, respectiv, cu 1,52; 1,59 și 2,45 ori, în timp ce monoxidul de carbon și amoniacul sunt de 0,97 și 0,57 ori mai ușoare.