Оксид азота(II)

Оксид азота​(II)​
Общие
Систематическое наименование	Оксид азота​(II)​
Хим. формула	NO
Физические свойства
Состояние	бесцветный газ
Молярная масса	30,0061 г/моль
Плотность	газ: 1,3402 кг/м³
Термические свойства
Температура
• плавления	−163,6 °C
• кипения	−151,7 °C
• разложения	выше +700 °C
Энтальпия
• образования	81 кДж/моль
Химические свойства
Растворимость
• в воде	0,01 г/100 мл
Классификация
Рег. номер CAS	[10102-43-9]
Безопасность
Пиктограммы СГС
NFPA 704	0 3 0 OX
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.

Окси́д азота́ (II) (монооксид азота, окись азота) — бесцветный газ, плохо растворимый в воде и окисляющийся на воздухе до диоксида азота (${\ce {NO2}}$). При сжижении он имеет голубой цвет, что связано с образованием димеров (${\ce {N2O2}}$). Не образует солей. В биологических системах он выступает в качестве сигнальной молекулы, регулируя кровяное давление и иммунный ответ. В промышленности является промежуточных продуктом при производстве азотной кислоты и других химических соединений. Ядовитый газ, при вдыхании вызывающий раздражение дыхательных путей.

История открытия

В 1774 году английский химик Джозеф Пристли открыл оксид азота (II), синтезировав его в результате реакции меди с азотной кислотой. Он назвал полученный газ «селитряным воздухом» и описал свои эксперименты в книге «Эксперименты и наблюдения за разными видами воздуха», опубликованной в 1775 году.

Исследование биологической активности оксида азота берёт своё начало в 1955 году, когда Роберт Фрэнсис Ферчготт, американский биохимик и профессор фармакологии из Государственного университета Нью-Йорка в Бруклине, обнаружил, что видимый свет оказывает расслабляющее действие на аорту кролика. Это открытие стало предметом его дальнейших исследований. В 1961 году Ферчготт опубликовал обзорную статью, подробно описывающую этот феномен.

Параллельно с работами Ферчготта, в СССР в 1965 году Анатолий Фёдорович Ванин опубликовал статью о свободных радикалах нового типа в дрожжевых клетках. Для обнаружения этих радикалов он использовал метод электронного парамагнитного резонанса (ЭПР). Радикал позже был идентифицирован как оксид азота.

В 1980 году Ферчготт открыл эндотелиальный фактор расслабления сосудов (EDRF), который, как позже выяснилось, был идентичен оксиду азота. В 1986 году Луис Игнарро, профессор фармакологии Школы медицины Калифорнийского университета в Лос-Анджелесе, независимо от Ферчготта пришёл к выводу, что EDRF идентичен оксиду азота. Игнарро также показал, что механизм вазодилатирующего эффекта нитроглицерина реализуется через его метаболизм в оксид азота.

Ферид Мурад, профессор кафедры биохимии и молекулярной биологии Университета Джорджа Вашингтона, в 1977 году обнаружил, что нитраты способствуют высвобождению оксида азота, который расслабляет гладкие мышечные клетки и приводит к расширению сосудов.

В 1992 году оксид азота был назван молекулой года Американской ассоциацией развития науки и научным журналом «Science». В 1998 году Роберт Ф. Ферчготт, Луис Дж. Игнарро и Ферид Мурад были удостоены Нобелевской премии в области физиологии и медицины за открытие роли оксида азота как сигнальной молекулы в регуляции сердечно-сосудистой системы.

Свойства вещества

Химическое строение

Ион нитрозония 2

Молекула оксида азота (II) (NO) обладает структурой, которая может быть предсказана на основе электронной конфигурации атомов азота и кислорода. Атомы кислорода имеют два неспаренных электрона, в то время как атомы азота имеют три неспаренных электрона. При образовании молекулы NO формируется двойная связь, и один неспаренный электрон остаётся на атоме азота. Это делает молекулу NO свободным радикалом, что является редким явлением в природе.

Молекула NO состоит из одного атома азота и одного атома кислорода, связанных двойной связью. Оставшийся неспаренный электрон на атоме азота придаёт молекуле парамагнитные свойства. Структура молекулы может быть представлена как N≡O, где тройная линия обозначает двойную связь и один неспаренный электрон. Несмотря на наличие неспаренного электрона, молекула NO достаточно стабильна. Это связано с делокализацией электронов и особенностями орбиталей азота и кислорода. Делокализация позволяет стабилизировать молекулу, несмотря на наличие неспаренного электрона. Длина связи N-O составляет 0,115 нм, а энергия связи равна 626,84 кДж/моль. Порядок связи 2,5.

NO = N2O2

Димер N2O2

В электронной структуре NO присутствует неспаренный электрон, что делает его радикалом (нитроксил-анионом). Это объясняет его высокую реакционную способность и короткий срок существования в свободном состоянии.

Молекулы NO могут объединяться и образовывать димерные молекулы N₂O₂. В этом случае проблема неспаренного электрона решается за счёт образования новой связи между двумя молекулами NO:

${\ce {2NO -> N2O2}}$

Димерная молекула N₂O₂ не имеет неспаренных электронов и, следовательно, является более стабильной.

Физические свойства

При комнатной температуре NO является бесцветным газом. Температура плавления составляет –163,7 °C, а температура кипения –151,6 °C. Плотность газа составляет 1,3402 г/дм³, а плотность жидкости при температуре –163 °C — 1,332 г/см³. Растворимость при атмосферном давлении и 20 °С равна 4,7 мл газа NO на 100 г воды.

NO является парамагнитным веществом из-за наличия неспаренного электрона в его молекуле. В жидком состоянии NO содержит около 25 % димера (N₂O₂), а в твердом состоянии он полностью состоит из димера. NO сжижается с трудом; в жидком и твердом виде он имеет голубой цвет.

Химические свойства

Соединение с промежуточной степенью окисления азота, NO, может проявлять свойства как восстановителя, так и окислителя.

Восстановительные свойства

NO обладает высокой реакционной способностью и легко окисляется под действием кислорода и галогенов. Например, реакция с хлором приводит к образованию хлористого нитрозила.

${\ce {2NO + Cl2 -> 2NOCl}}$

Оксид азота (II) вступает во взаимодействие с озоном и полностью поглощает его.

${\ce {2NO + O3 -> N2O5}}$

Под действием сильных окислителей, таких как кислород, NO окисляется до нитрат-иона. Это свойство было использовано в камерном способе получения серной кислоты, разработанном ещё в XVIII веке. В этом процессе NO выступает в роли катализатора-переносчика кислорода:

${\ce {2NO + O2 -> 2NO2}}$

${\ce {SO2 + H2O -> H2SO3}}$

${\ce {NO2 + H2SO3 -> NO + H2SO4}}$

Реакция диспропорционирования

Оксид NO, взаимодействуя с щелочью, образует соль азотистой кислоты, оксид азота (I) и азот.

${\ce {10NO + 6NaOH -> 6NaNO2 + N2O + N2 + 3H2O}}$

Окислительные свойства

NO также активно реагирует с восстановителями, причём восстановление обычно идёт до термодинамически стабильного молекулярного азота. Примеры таких реакций включают.

${\ce {2NO + 2H2S -> N2 + 2S + 2H2O}}$

${\ce {2NO + 2H2 -> N2 + 2H2O}}$

${\ce {2NO + 2CO -> N2 + 2CO2}}$

Подбором условий можно превратить NO и в другие соединения со степенями окисления от +1 до -3.

• Кислая среда

${\ce {3CrCl2 + NO + 3HCI -> 3CrCl3 + NH2OH}}$

• Нейтральная среда

${\ce {5CrCl2 + NO + 4H2O -> 5CrOHCI2 + NH3}}$

Комплексообразование

Строение молекулы NO, сходное с молекулами кислорода, оксида углерода (II) и HCN, позволяет ей образовывать комплексы. Парамагнитные свойства NO, обусловленные наличием неспаренных электронов, также схожи с парамагнитными свойствами кислорода. Примером образования комплекса с участием NO служит реакция «бурого кольца», открытая Пристли. В этой реакции нитрат-ион сначала восстанавливается до NO под действием сульфата железа.

${\ce {6 FeSO4 + 2KNO3 + 4H2SO4 -> 3Fe2(SO4)3 + 2NO + K2SO4 + 4H2O}}$

Затем с избытком FeSO₄ образуется окрашенный в бурый цвет комплекс.

${\ce {FeSO4 + NO + H2O -> [Fe(H2O)5NO]SO4}}$

Способы получения

В природе

Монооксид азота (NO) действительно образуется в атмосфере при грозовых разрядах. Этот процесс связан с высокими температурами и энергией, которые возникают при молниях. Во время грозовых разрядов азот (N₂) и кислород (O₂) в атмосфере могут реагировать друг с другом, образуя монооксид азота. Этот процесс является одним из естественных источников оксидов азота в атмосфере. Оксиды азота играют важную роль в химии атмосферы, влияя на образование озона и другие химические процессы.

Исторический

В ходе лабораторных экспериментов можно синтезировать оксид азота (II), подвергая взаимодействию разбавленную азотную кислоту с неактивными металлами. Так, в 1774 году английский исследователь Джозеф Пристли впервые осуществил реакцию, в результате которой при взаимодействии меди с 30-процентной азотной кислотой был получен оксид азота

${\ce {3Cu + 8HNO3 -> 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O}}$

В промышленности

В конце XIX века возникла необходимость в азотсодержащих соединениях для производства красителей, взрывчатых веществ и удобрений. Был предложен технологический процесс горения воздуха.

${\ce {N2 + O2 -> 2NO}}$

Термодинамические расчеты показали, что для реакции требуются высокие температуры. В 1901 году горение воздуха было осуществлено дуговым методом: воздух продувался через электрическую дугу с температурой около 4000 °C, затем охлаждался, чтобы предотвратить разложение NO. Метод не получил распространения из-за высокого расхода электроэнергии. Возможно, с развитием регенеративных печей и ядерных реакторов, его технико-экономические показатели улучшатся. Это единственный оксид азота, который можно получить в результате взаимодействия азота и кислорода.

В настоящее время основная схема получения оксида азота(II) - это каталитическое окисления аммиака.

${\ce {4NH3 + 5O2->[t, p] 4NO + 6H2O}}$

При выполнении реакции важно минимизировать контакт газовой смеси с катализатором, чтобы избежать распада NO. Для этого используют тонкую сетку из сплава платины с родием, через которую продувается смесь воздуха с аммиаком (12 %), что обеспечивает выход окиси азота до 98 %. Окисление оксида до диоксида азота и его перевод в азотную кислоту также представляют технологические трудности. Для увеличения скоростей реакции создают поглотительные камеры большого объёма с развитой внутренней поверхностью.

В лаборатории

Реакция в растворах позволяет получить газ высокой степени чистоты.

${\ce {2NaNO2 + 2NaI + 4H2SO4 -> I2 + 4NaHSO4 + 2NO + 2H2O}}$

${\ce {2NaNO2 + 2FeSO4 + 3H2SO4 -> Fe2(SO4)3 + 2NaHSO4 + 2NO + 2H2O,}}$

Применение

В промышленности

Синтез азотной кислоты

Азотная кислота (HNO₃) является важным химическим реагентом, используемым в производстве удобрений, взрывчатых веществ и других химических продуктов. Процесс синтеза азотной кислоты включает несколько стадий, одна из которых связана с оксидом азота(II).

• Окисление аммиака. Аммиак (NH₃) окисляется до оксида азота(II) (NO) в присутствии катализатора (обычно платина-родиевый катализатор) и кислорода при высоких температурах.

${\ce {4NH3 + 5O2->[t, p] 4NO + 6H2O}}$

• Оксид азота(II) затем окисляется до диоксида азота (NO₂) при взаимодействии с кислородом.

${\ce {2NO + O2->2NO2}}$

• Процесс синтеза азотной кислоты включает в себя растворение диоксида азота в воде с использованием кислорода в качестве окислителя, в результате чего образуется азотная кислота.

${\ce {4NO2 + 2H2O + O2 -> 4HNO3}}$

Синтез гидроксиламина

Гидроксиламин (NH₂OH) является важным промежуточным соединением в химической промышленности, используемым в производстве капролактама, который является предшественником нейлона. Процесс синтеза гидроксиламина включает использование оксида азота(II):

• Реакция NO с водородом. Оксид азота(II) реагирует с водородом (H₂) в присутствии катализатора (обычно палладий на угле) для образования гидроксиламина.

${\ce {2 NO + 3H2 -> 2NH2OH}}$

• В промышленности часто используется процесс Рэшлига для синтеза гидроксиламина. В этом процессе NO сначала окисляется до NO₂, который затем реагирует с аммиаком и водородом для образования гидроксиламина.

${\ce {2NO + O2->2NO2}}$

${\ce {2NO2 + 2NH3 + 3H2 -> 2NH2OH + 2H2O}}$

В науке

Оксид азота (II) стал объектом пристального внимания исследователей во второй половине XX века благодаря своей роли в функционировании организма человека. В 1980-х годах было обнаружено, что он является ключевой молекулой, регулирующей сосудистый тонус и передачу нервных импульсов. Это открытие послужило основой для дальнейших исследований и применения оксида азота в медицинской практике.

Уровень опасности и меры предосторожности

Опасность пожара

Монооксид азота (NO) представляет собой химическое соединение, обладающее высокой реактивностью и потенциальной опасностью. Ниже приведены основные аспекты, связанные с опасностью монооксида азота, особенно в контексте пожаров и взрывов.

1. Монооксид азота горит при нагревании с водородом. Это создает дополнительные риски при неправильном обращении или в условиях повышенной температуры.
2. NO бурно реагирует с восстановителями, что может вызвать неконтролируемые реакции и выделение большого количества энергии. Монооксид азота может воспламенить горючие материалы, такие как древесина, бумага, масло и другие, что увеличивает риск обширных пожаров. Несовместимость с алюминием, сероуглеродом, гипохлоритом, хромом, фтором, топливом, углеводородами, трихлоридом азота, озоном, фосфором, диметилгидразином, ураном, ангидридом уксусной кислоты, аммиаком, оксидом бария, трихлоридом бора, хлористым метилом, 1,2-дихлорэтаном, дихлорэтиленом, этиленом, железом, магнием, марганцем, олефинами, калием, пропиленом, натрием, серой, трихлорэтиленом, 1,1,1-трихлорэтаном. Контакт с этими веществами может привести к опасным реакциям и взрыва.
3. Контейнер с оксидом азота (II) может взорваться при нагревании, что представляет серьезную угрозу для безопасности. Пары монооксида азота могут взорваться, особенно в закрытых помещениях, что приведет к отравлению и другим опасным последствиям.

Токсичность

При контакте с водой или паром монооксид азота выделяет тепло и едкие пары, что может привести к дополнительным рискам возгорания или химического отравления. При нагревании монооксида азота выделяются высокотоксичные пары оксидов азота, которые могут привести к серьезным повреждениям дыхательной системы и даже смерти при высоких концентрациях.

Воздействие на организм человека

1. Смертельная опасность: Даже кратковременное воздействие монооксида азота в небольших количествах может привести к смерти или необратимым повреждениям.
2. Раздражение: NO раздражает глаза, нос, горло и может вызвать потерю сознания.
3. Образование кислот: Вдыхание оксида азота приводит к образованию кислот в дыхательной системе, что вызывает раздражение и застойные явления в лёгких.

Концентрации

1. 60–150 частей на миллион: Немедленное раздражение носа и горла с кашлем и жжением в горле и груди.
2. 100–150 частей на миллион: Опасны при кратковременном воздействии в течение 30–60 минут.
3. 200–700 частей на миллион: Могут привести к летальному исходу при очень кратковременном воздействии.

Меры предосторожности

Для обеспечения безопасности при работе с газом NO необходимо строго соблюдать следующие правила:

1. В случае обнаружения утечки газа следует немедленно отойти на расстояние не менее 100 метров от места утечки. При возникновении пожара необходимо отойти на расстояние не менее 800 метров от очага возгорания.
2. Для тушения пожара рекомендуется использовать специальную одежду и оборудование. Необходимо переместить контейнер с газом на безопасное расстояние от огня.
3. Для тушения пожара можно использовать следующие методы.
4. Распыление воды для тушения пламени; применение специальных шлангов или насадок для тушения пожара.
5. Использование сухого химического огнетушителя или углекислого газа для тушения небольших пожаров; распыление воды, тумана или пены для тушения больших пожаров.
6. В случае пролива газа запрещается прикасаться к нему.
7. Следует избегать контакта с легковоспламеняющимися материалами.
8. При обнаружении утечки газа необходимо немедленно перекрыть её.
9. Для уменьшения концентрации паров газа рекомендуется распылить воду.
10. Запрещается лить воду на пролитое вещество.
11. Для удаления газа из ёмкости необходимо перевернуть её.
12. После завершения работы необходимо изолировать помещение и обеспечить его проветривание.

Биологическая активность

Оксид азота (NO) образуется из аминокислоты L-аргинина под действием фермента NO-синтазы (NOS). В процессе синтеза происходит окислительное декарбоксилирование гуанидиновой группы аргинина, в результате чего высвобождается молекула NO. Монооксид азота вызывает расслабление гладкомышечных клеток сосудов. Приводит к снижению концентрации кальция в клетках, что способствует расслаблению миоцитов и расширению кровеносных сосудов.

Оксид азота (NO) действительно играет многогранную роль в различных физиологических процессах, и его клиническое применение активно исследуется. Вот более детализированное объяснение каждого из аспектов, связанных с его функциями и потенциальными медицинскими применениями:

• Контроль тонуса сосудов и кровяного давления. Играет ключевую роль в регулировании тонуса сосудов и артериального давления. Он способствует расслаблению гладких мышц сосудов, что приводит к их расширению (вазодилатации) и снижению давления. Это помогает поддерживать стабильность кровяного давления. Такое свойство делает NO ценным инструментом в лечении гипертонии и других сердечно-сосудистых заболеваний.
• Участие в иммунном ответе. NO также влияет на различные типы иммунных клеток, участвующих в иммунном ответе, регулируя воспалительные процессы. Это делает его потенциальным инструментом в терапии воспалительных заболеваний и усилении иммунного ответа. Макрофаги производят NO через iNOS, реагируя с супероксид-анионами для образования пероксинитрита (ONOO⁻). Пероксинитрит окисляет и нитрует липиды, белки, сахара и нуклеиновые кислоты, повреждая бактериальные структуры. Это включает окисление мембран, модификацию белков и повреждение ДНК/РНК. Избыток NO и пероксинитрита может повредить собственные клетки, поэтому важна регуляция этих процессов.
• Роль нейромедиатора в центральной нервной системе. Оксид выступает в качестве нейромедиатора, участвуя в передаче нервных импульсов и регулируя когнитивные функции. Это делает его перспективным агентом в лечении нейродегенеративных заболеваний и улучшении когнитивных способностей.
• Противоопухолевая активность. NO способен ингибировать деление опухолевых клеток и способствовать их гибели, что делает его потенциальным агентом в противоопухолевой терапии. Это открывает новые возможности в разработке методов лечения рака и предотвращения метастазирования.
• Предотвращение окислительного стресса. Соединение взаимодействует с активными формами кислорода, предотвращая окислительный стресс и повреждение клеток. Это делает его ценным инструментом в антиоксидантной терапии для защиты клеток от повреждений.
• Регуляция работы желудочно-кишечного тракта, мочеполовой системы и органов дыхания. NO регулирует моторику желудка и кишечника, стимулируя перистальтику мочевыводящих путей и бронхов. Это делает его потенциальным инструментом в лечении заболеваний желудочно-кишечного тракта, мочеполовой системы и дыхательных путей.
• Стимуляция образования новых кровеносных сосудов и процессов заживления. Вещество стимулирует ангиогенез и репаративные процессы, способствуя образованию новых кровеносных сосудов и ускорению заживления ран, а также формированию новой костной ткани. Это делает его ценным инструментом в регенеративной медицине для ускорения заживления ран и восстановления тканей.
• Снижение воздействия стрессовых факторов. NO снижает негативное воздействие кортикостероидов и других стрессовых факторов. Это делает его потенциальным инструментом в терапии стрессовых состояний и заболеваний, связанных с хроническим стрессом

Исследования по применению NO в медицине активно развиваются, особенно в контексте лечения сердечно-сосудистых заболеваний и нарушений эрекции. NO-зависимые механизмы используются для разработки новых методов лечения, направленных на улучшение микроциркуляции, снижение риска тромбозов и оптимизацию работы сосудов.

Современные исследования показали, что оксид азота играет ключевую роль в различных физиологических процессах, включая регуляцию артериального давления, иммунитета и деятельности центральной нервной системы. NO также участвует в ремоделировании сосудов, противодействует образованию злокачественных клеток, регулирует процессы окисления, ускоряет заживление ран и образование новой костной ткани, а также минимизирует пагубное воздействие стрессовых гормонов.