Азотът образува серия от оксиди с кислорода; всички те могат да бъдат получени от азотна киселина или нейни соли.
Азотен оксид(I), или азотен оксид, N 2 O се получава чрез нагряване на амониев нитрат:
Азотният оксид (1) е безцветен газ със слаб мирис и сладникав вкус. Той е слабо разтворим във вода: един обем вода при 20 °C разтваря 0,63 обема N2O.
Азотният оксид (I) е термодинамично нестабилно съединение. Стандартната енергия на Гибс на неговото образуване е положителна (DS°b p =
104 kJ/mol). Въпреки това, поради високата здравина на връзките в молекулата на N 2 O, енергиите на активиране на реакциите, протичащи с участието на това вещество, са високи. По-специално, енергията на активиране за разлагането на N 2 O е висока. Следователно при стайна температура азотният оксид (I) е стабилен. Въпреки това, при повишени температури той се разлага на азот и кислород; Разлагането става толкова по-бързо, колкото по-висока е температурата.
Азотният оксид (1) не реагира с вода, киселини или основи.
Електронната структура на молекулата на N 2 O е разгледана в § 41.
Вдишването на малки количества азотен оксид (I) води до притъпяване на болковата чувствителност, в резултат на което този газ понякога се използва в смес с кислород за анестезия. Големите количества азотен оксид (I) имат стимулиращ ефект върху нервната система; Ето защо се е наричал "смеещ се газ".
Азотен оксид(II), или азотен оксид, NO е безцветен, трудно втечняващ се газ. Течният азотен оксид (II) кипи при -151,7°C и се втвърдява при -163,7°C. Той е слабо разтворим във вода: 1 обем вода разтваря само 0,07 обема NO при 0°C.
Според своите химични свойства азотният оксид (II) е един от индиферентните оксиди, тъй като не образува киселина.
Подобно на N 2 O, азотният (II) оксид е термодинамично нестабилен - стандартната енергия на Гибс на неговото образуване е положителна (AGo 6p = 86,6 kJ/mol). Но, отново, подобно на N 2 O, NO не се разлага при стайна температура, тъй като неговите молекули са доста силни. Само при температури над 1000 0 C започва да се извършва разлагането му на азот и кислород със забележима скорост. При много високи температури, поради причини, разгледани в § 65, разлагането на NO не протича напълно - установява се равновесие в системата NO-N 2 -O 2. Благодарение на това азотният оксид (II) може да се получи от прости вещества при температури на електрическата дъга (3000-4000 ° C).
В лабораторията азотният оксид (II) обикновено се получава чрез взаимодействие на 30-35% азотна киселина с мед:
В промишлеността е междинен продукт при производството на азотна киселина (виж § 143).
Азотният оксид (II) се характеризира с редокс двойственост. Под въздействието на силни окислители се окислява, а в присъствието на силни редуциращи агенти се редуцира. Например, лесно се окислява от атмосферния кислород до азотен диоксид: 
В същото време смес от равни обеми NO и H2 експлодира при нагряване:
Електронната структура на молекулата на NO се описва най-добре чрез МО метода. На фиг. Фигура 116 показва диаграма на запълване на MO в молекула NO (с подобни диаграми за молекули N 2 и CO - вижте Фиг. 51 и 53). Молекулата NO има един електрон повече от молекулите N 2 и CO: този електрон се намира в антисвързващата орбитала l dist 2 Р.По този начин броят на свързващите електрони тук надвишава броя на антисвързващите електрони с пет. Това съответства на коефициент на свързване 2,5 (5:2 = 2,5). Наистина, енергията на дисоциация на молекулата NO на атоми (632 kJ/mol) има междинна стойност в сравнение със съответните стойности за молекулата O 2 (498 kJ/mol), в която множествеността на връзката е две, а N 2 молекула (945 kJ/mol), където връзката е тройна. В същото време, по отношение на енергията на дисоциация, молекулата на NO е близка до молекулния кислороден йон O 2 (644 kJ / mol), в който множествеността на връзката също е 2,5.
Когато един електрон се отстрани от NO молекула, се образува NO + йон, който не съдържа антисвързващи електрони; множествеността на връзките между атомите се увеличава до три (шест свързващи електрона). Следователно енергията на дисоциация на NO + йона (1050 kJ/mol) е по-висока от енергията на дисоциация на молекулата NO и е близка до съответната стойност за молекулата на CO (1076 kJ/mol), в която множествеността на връзката е три.
Ориз. 116.
диоксид(или азотен диоксид) NO 2 е кафяв отровен газ с характерна миризма. Лесно кондензира в червеникава течност (точка на кипене 21 0 C), която при охлаждане постепенно става по-светла и замръзва при -11,2 ° C, образувайки безцветна кристална маса. При нагряване на газообразния азотен диоксид цветът му, напротив, се засилва и при 140 ° C става почти черен. Промяната в цвета на азотния диоксид с повишаване на температурата е придружена от промяна в неговото молекулно тегло. При ниски температури плътността на парите приблизително съответства на удвоената формула N 2 O 4. С повишаване на температурата плътността на парите намалява и при 140 °C съответства на формулата NO 2. Безцветните кристали, съществуващи при -11,2 0 C и по-ниски, се състоят от молекули N 2 O 4 . Тъй като молекулите на N 2 O 4 се нагряват, те се дисоциират, за да образуват тъмнокафяви молекули азотен диоксид; пълната дисоциация настъпва при 140 0 С. По този начин при температури от -11,2 до 140 ° С молекулите на NO 2 и N 2 O 4 са в равновесие една с друга:
Над 140 °C започва дисоциацията на NO 2 на NO и кислород.
Азотният диоксид е много енергичен окислител. Много вещества могат да горят в атмосфера на NO 2, като отнемат кислорода от нея. Той окислява серен диоксид в триоксид, на което се основава азотният метод за производство на сярна киселина (виж § 131).
Парите на NO 2 са отровни.Вдишването им предизвиква силно дразнене на дихателните пътища и може да доведе до сериозно отравяне.
Когато се разтвори във вода, NO 2 реагира с вода, образувайки азотна и азотиста киселина:
Но азотната киселина е много нестабилна и бързо се разлага:
Следователно на практика взаимодействието на азотния диоксид с водата, особено горещата вода, протича по уравнението
което може да се получи чрез добавяне на двете предишни уравнения, ако първо умножите първото от тях по три.
В присъствието на въздух, полученият азотен оксид незабавно се окислява до азотен диоксид, така че в този случай NO 2 се превръща напълно в азотна киселина:
Тази реакция се използва в съвременните методи за производство на азотна киселина.
Ако азотният диоксид се разтвори в алкали, се образува смес от соли на азотна и азотиста киселина, например:
Азотен оксид(III), или азотен анхидрид, N 2 O 3 е тъмносиня течност, която се разлага на NO и NO 2 дори при ниски температури. Смес от равни обеми NO и NO 2 при охлаждане отново образува N 2 O 3:
Азотиста киселина HNO 2 съответства на азотен оксид (III).
Азотен оксид(V), или азотен анхидрид, N 2 O 5 са бели кристали, които постепенно се разлагат на NO 2 и O 2 дори при стайна температура. Може да се получи чрез действието на фосфорен анхидрид върху азотна киселина:
Азотният оксид (V) е много силен окислител. Много органични вещества се запалват при контакт с него. Във вода азотният оксид (V) се разтваря добре, за да образува азотна киселина.
В твърдо състояние N 2 O 5 се образува от нитратния йон NO 3 и йона
нитроний NO2. Последният съдържа същия брой електрони като can
CO 2 молекула и, подобно на последната, има линейна структура: O=N=O.
В двойки молекулата на N 2 O 5 е симетрична; неговата структура може да бъде представена чрез следната валентна схема, в която трицентровите връзки са показани с пунктирана линия (сравнете с валентната схема на молекулата на азотната киселина).
Поради факта, че азотът проявява различни валентности в съединенията си, този елемент се характеризира с няколко оксида: двуазотен оксид, моно-, три-, ди- и пентоксиди на азота. Нека разгледаме всеки от тях по-подробно.
ОПРЕДЕЛЕНИЕ
диазотен оксид(весещ газ, азотен оксид) е безцветен газ, който е термично стабилен.
Слабо разтворим във вода. При силно охлаждане кларатът N 2 O × 5,75 H 2 O кристализира от разтвора.
ОПРЕДЕЛЕНИЕ
Азотен оксидМоже да съществува или като безцветен газ, или като синя течност.
В твърдо състояние е напълно димеризиран (N 2 O 2), в течно състояние - частично (≈ 25% N 2 O 2), в газ - в много малка степен. Изключително термично стабилен. Слабо разтворим във вода.
ОПРЕДЕЛЕНИЕ
Азотен триоксиде термично нестабилна синя течност.
При стайна температура се разлага 90% на NO и NO 2 и става кафяв (NO 2), няма точка на кипене (NO се изпарява първо). В твърдо състояние това е бяло или синкаво вещество с йонна структура - нитрозил нитрит (NO +) (NO 2 -). В газ има молекулярна структура на ON-NO 2.
ОПРЕДЕЛЕНИЕ
Азотен диоксид(лисича опашка) е кафяв газ.
При температури над 135 o C е мономер, при стайна температура е червено-кафява смес от NO 2 и неговия димер (диазотен тетроксид) N 2 O 4. В течно състояние димерът е безцветен, в твърдо състояние е бял. Разтваря се добре в студена вода (наситеният разтвор е ярко зелен), напълно реагира с него.
ОПРЕДЕЛЕНИЕ
Азотен пентаоксид (азотен анхидрид)е бяло твърдо вещество, безцветен газ и течност.
При нагряване сублимира и се топи, при стайна температура се разлага за 10 часа. В твърдо състояние има йонна структура (NO 2 +)(NO 3 -) - нитроил нитрат.
Таблица 1. Физични свойства на азотните оксиди.
Получаване на азотен оксид
В лабораторни условия азотният оксид се получава чрез внимателно нагряване на сух амониев нитрат (1) или чрез нагряване на смес от сулфаминова и азотна (73%) киселини (2):
NH4NO3 = N20 + 2H20 (1);
NH 2 SO 2 OH + HNO 3 = N 2 O + H 2 SO 4 + H 2 O (2).
Азотният оксид се получава при взаимодействието на прости вещества азот и кислород при високи температури (≈1300 o C):
N 2 + O 2 = 2NO.
В допълнение, азотният оксид (II) е един от продуктите на реакцията на разтваряне на мед в разредена азотна киселина:
3Cu + 8HNO 3 = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O.
Когато смес от газове, състояща се от азотни оксиди (II) и (IV), се охлади до -36 o C, се образува азотен триоксид:
NO + NO 2 = N 2 O 3.
Това съединение може да се получи чрез действието на 50% азотна киселина върху арсенов (III) оксид (3) или нишесте (4):
2HNO 3 + As 2 O 3 = NO 2 + NO + 2HAsO 3 (3);
HNO 3 + (C 6 H 10 O 5) n = 6nNO + 6nNO 2 + 6nCO 2 + 11nH 2 O (4).
Термичното разлагане на оловен (II) нитрат води до образуването на азотен диоксид:
2Pb(NO3)2 = 2PbO + 4NO2 + O2.
Същото съединение се образува, когато медта се разтвори в концентрирана азотна киселина:
Cu + 4HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O.
Азотният пентоксид се получава чрез преминаване на сух хлор върху сух сребърен нитрат (5), както и чрез реакцията между азотен оксид (IV) и озон (6):
2Cl 2 + 4AgNO 3 = 2N 2 O 5 + 4AgCl + O 2 (5);
2NO 2 + O 3 = N 2 O 5 + O 2 (6).
Химични свойства на азотния оксид
Диаазотният оксид е слабо реактивен и не реагира с разредени киселини, основи, амонячен хидрат или кислород. При нагряване реагира с концентрирана сярна киселина, водород, метали и амоняк. Подпомага изгарянето на въглерод и фосфор. В ORR може да проявява свойствата както на слаб окислител, така и на слаб редуциращ агент.
Азотният оксид не реагира с вода, разредени киселини, основи или амонячен хидрат. Незабавно добавя кислород. При нагряване реагира с халогени и други неметали, силни окислители и редуктори. Влиза в реакции на комплексообразуване.
Азотният триоксид проявява киселинни свойства и реагира с вода, основи и амонячен хидрат. Реагира бурно с кислород и озон, окислява металите.
Азотният диоксид реагира с вода и основи. В OVR проявява свойствата на силен окислител. Предизвиква корозия на металите.
Азотният пентаоксид проявява киселинни свойства и реагира с вода, основи и амонячен хидрат. Той е много силен окислител.
Приложения на азотен оксид
Диаазотният оксид се използва в хранително-вкусовата промишленост (гориво при производството на бита сметана), медицината (за инхалационна анестезия), а също и като основен компонент на ракетно гориво.
Азотният триоксид и диоксид се използват в неорганичния синтез за производство на азотна и сярна киселини. Азотният (IV) оксид също намира приложение като компонент на ракетно гориво и смесени експлозиви.
Примери за решаване на проблеми
ПРИМЕР 1
| Упражнение | Азотният оксид съдържа 63,2% кислород. Каква е формулата на оксида. |
| Решение | Масовата част на елемент X в молекула със състав NX се изчислява по следната формула: ω (X) = n × Ar (X) / M (HX) × 100%. Нека изчислим масовата част на азота в оксида: ω(N) = 100% - ω(O) = 100% - 63,2% = 36,8%. Нека обозначим броя на моловете елементи, включени в съединението, с "x" (азот) и "y" (кислород). Тогава моларното съотношение ще изглежда така (стойностите на относителните атомни маси, взети от периодичната таблица на Д. И. Менделеев, са закръглени до цели числа): 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. Това означава, че формулата за съединението на азот и кислород ще бъде NO 2. Това е азотен оксид (IV). |
| Отговор | НЕ 2 |
ПРИМЕР 2
| Упражнение | Кои газове са по-тежки и кои по-леки от въздуха и колко пъти: въглероден диоксид, азотен диоксид, въглероден оксид, хлор, амоняк? |
| Решение | Съотношението на масата на даден газ към масата на друг газ, взет в същия обем, при същата температура и същото налягане, се нарича относителна плътност на първия газ спрямо втория. Тази стойност показва колко пъти първият газ е по-тежък или по-лек от втория газ. Относителното молекулно тегло на въздуха се приема за 29 (като се вземе предвид съдържанието на азот, кислород и други газове във въздуха). Трябва да се отбележи, че понятието „относителна молекулна маса на въздуха“ се използва условно, тъй като въздухът е смес от газове. D въздух (CO 2) = M r (CO 2) / M r (въздух); D въздух (CO 2 ) = 44 / 29 = 1,52. M r (CO 2) = A r (C) + 2 × A r (O) = 12 + 2 × 16 = 12 + 32 = 44. D въздух (NO 2) = M r (NO 2) / M r (въздух); D въздух (NO 2) = 46 / 29 = 1,59. M r (NO 2) = A r (N) + 2 × A r (O) = 14 + 2 × 16 = 14 + 32 = 46. D въздух (CO) = M r (CO) / M r (въздух); D въздух (CO) = 28 / 29 = 0,97. M r (CO) = A r (C) + A r (O) = 12 + 16 = 28. D въздух (Cl 2) = M r (Cl 2) / M r (въздух); D въздух (Cl 2) = 71 / 29 = 2,45. M r (Cl 2) = 2 × A r (Cl) = 2 × 35,5 = 71. D въздух (NH 3) = M r (NH 3) / M r (въздух); D въздух (NH3) = 17 / 29 = 0,57. M r (NH 3) = A r (N) + 3 × A r (H) = 14 + 3 × 1 = 17. |
| Отговор | Въглеродният диоксид, азотният диоксид и хлорът са съответно 1,52 по-тежки от въздуха; 1,59 и 2,45 пъти, а въглеродният окис и амонякът са с 0,97 и 0,57 пъти по-леки. |
ТАЙНАТА НА СТЕПЕНИТЕ НА ОКИСЛЕНИЕ
Азотът образува редица оксиди, които формално съответстват на всички възможни степени на окисление от +1 до +5: N 2 O, NO, N 2 O 3, NO 2, N 2 O 5, но само два от тях са азотен оксид (II ) и азотен оксид (IV) - не само стабилен при нормални условия, но и активно участващ в естествени и промишлени цикли на азот. Затова ще проучим техните свойства (в сравнение). Нека започнем, както обикновено, със структурата на молекулите.
Структура на молекулите на азотния оксид
МолекулаНЕ. Структурата е доста проста за приемане: кислородът има два несдвоени електрона, азотът има три - образува се двойна връзка и един несдвоен електрон в остатъка... Не е лесно да се отговори на въпроса защо такава "нестандартна" молекула е стабилен. Между другото, заслужава да се отбележи, че стабилните свободни радикали - молекули с несдвоени електрони - са доста редки в природата. Може да се приеме, че NO молекулите ще се сдвоят и ще образуват удвоена или димерна ONNO молекула. По този начин можем да решим проблема с несдвоения електрон.
Молекула NO2. Изглежда, че не може да бъде по-просто - кислороден атом е прикрепен към молекулата на NO чрез несдвоен електрон. (Всъщност не е прикрепен атом, а молекула, и то не към NO, а към димера ONNO. Ето защо скоростта на добавяне намалява с повишаване на температурата - димерът се разпада на две.) И сега кислородът има несдвоен електрон - молекула азотен оксид (IV) също е свободен радикал. Известно е обаче, че когато две молекули NO 2 се съединят и образуват молекула N 2 O 4, връзката става чрез азотни атоми, което означава, че именно азотът трябва да има този много несдвоен електрон. Как може да стане това?
Отговорът е нетрадиционен, но съвсем в „характера” на азота – донорно-акцепторна връзка. Използвайки логиката, помислете за електроните, които има азотният атом в молекулата на NO. Това е несдвоен електрон, свободна двойка електрони и още два електрона, свързани с кислорода - общо пет. А кислородният атом, който „влиза в контакт“, има шест електрона в четири орбитали. Ако ги подредите по две, тогава една орбитала ще остане свободна. Именно той е зает от двойка електрони на азотния атом, а несдвоеният електрон в тази връзка се оказва, че няма абсолютно нищо общо с него (фиг. 1, 2).
Струва си да се спомене още един момент - тъй като двойка електрони, разположени на с-орбитален, „влязъл в контакт“, той просто е бил длъжен да претърпи хибридизация - много е трудно да се предложи на втория атом за обща употреба двойка електрони, равномерно разпределени по повърхността на първия атом. Възниква въпросът: какъв тип хибридизация използва атомът? Отговор: трите електронни орбитали на азота са в състояние sp 2-хибридизация. Молекулата на NO 2 е ъглова, ъгълът е 134° (ъгълът е по-голям от 120°, тъй като един електрон отблъсква електроните на връзката от себе си по-слабо от двойка електрони) (фиг. 3–5).
Физични свойства на азотните оксиди
Азотен оксид (II)НЕ. Молекулярна кристална решетка; молекулата е лека, слабо полярна (електроотрицателността на кислорода е по-висока от тази на азота, но не много). Може да се предположи, че точките на топене и кипене ще бъдат ниски, но по-високи от тези на азота, тъй като всяка полярност на молекулата прави възможно свързването на електростатичните сили на привличане с просто междумолекулни сили. Образуването на димер също повишава точката на кипене, което прави молекулата по-тежка. Структурата на молекулата също предполага ниска разтворимост във вода, разтворител, значително по-полярен от NO. Струва си да се подчертае, че азотният (II) оксид няма нито цвят, нито мирис.
Азотен оксид (IV) NO2. Кристалната решетка също е молекулярна, но тъй като самата молекула е по-тежка от NO и склонността й към димеризация е значително по-висока, това вещество трябва да се стопи и кипи при значително по-високи температури. Точката на кипене е 21 °C, така че при нормални условия е 20 °C и 760 mmHg. Изкуство. – азотен(IV) оксид, течен.
Сега нека разгледаме разтворимостта. Нека си припомним, че думата „разтворимост“ може да означава и химически реакции с вода; основното е, че разтворителят абсорбира това, което се разтваря. Когато оксидите реагират с вода, както е известно, се получават хидроксиди - формално това са само хидратирани оксиди, но реалността често представя много интересни и напълно неформални неща. Така че този азотен оксид се разтваря във вода, реагирайки с нея едновременно и така се получават две киселини наведнъж!
Имайте предвид, че азотният оксид (IV) има характерна остра миризма и червеникаво-кафяв цвят, чиито нюанси се различават един от друг в зависимост от концентрацията. Именно за този цвят емисиите на азотни оксиди в атмосферата се наричат „лисичи опашки“.
Питате: къде е тайната? Първата част от мистерията на степента на окисление е пред вас: защо оксидите с четни степени на окисление са стабилни за елемент от петата (нечетна) група? (В същото време има и свободни радикали!) В най-общ смисъл отговорът е очевиден - щом са стабилни, значи им е толкова полезно. Енергично. И защо? Очевидно въпросът е в специфичната структура на азотните и кислородните атоми - те имат твърде много електрони и твърде малко орбитали. „Орбиталните способности“ са тези, които диктуват своите правила и установяват такива „енергийни ползи“. Тогава числата "две" и "четири" стават ясни: два електрона липсват от кислорода до осем и двата атома имат само четири орбитали.
Можете също така да кажете, че NO просто... чака кислородна молекула да се превърне в NO 2. Използвайки метафора, отбелязваме, че „смисълът на живота“ на много атоми е желанието да се намери „партньор в живота“ - атом или атоми на друг елемент. Въпреки че има, разбира се, „убедени ергени“ като злато.
Химични свойства на азотните оксиди
1. Реакции с метали.Тъй като азотният атом в положителни степени на окисление е окислител и колкото по-висока е степента на окисление, толкова по-силна е способността да се вземат електрони от други атоми, тогава азотните оксиди ще реагират с метали - по същество редуциращи агенти. Получените продукти могат да бъдат напълно различни, в зависимост от условията на реакцията и самия метал. Например при гореща мед всички азотни оксиди отделят кислород и се превръщат в простото вещество азот:
По количеството образуван меден оксид и азотен оксид е възможно да се определи кой азотен оксид е реагирал с медта.
2. Реакции с неметали.Първо, нека разгледаме реакциите с кислорода. Тук има разлика между оксидите, и то много съществена.
Оксид NO реагира с кислорода, за да образува азотен оксид (IV). Реакцията е обратима. Освен това с повишаване на температурата скоростта на тази реакция намалява:
2NO + O 2 = 2NO 2.
Оксид NO 2 изобщо не реагира с кислорода.
Озонът превръща двата оксида в азотен оксид (V).
Азотен оксид (II) NO добавя напълно озон:
2NO + O 3 = N 2 O 5.
Азотният оксид (IV) NO 2 при реакция с озон също освобождава кислород:
2NO 2 + O 3 = N 2 O 5 + O 2.
3. Реакции с вода. NO оксид не реагира с вода. NO 2 оксидът с вода образува две киселини - азотна (степен на окисление на азот +5) и азотна (степен на окисление на азот +3). В присъствието на кислород NO 2 оксидът се превръща напълно в азотна киселина:
2NO 2 + H 2 O = HNO 3 + HNO 2,
4NO 2 + O 2 + 2H 2 O = 4HNO 3.
4. Реакции с киселини.Нито един от оксидите - NO или NO 2 - не реагира с киселини.
5. Реакции с алкали. И двата азотни оксида реагират с алкали.
Оксид NO образува сол на азотиста киселина, азотен оксид (I) и азот с алкали:
10NO + 6NaOH = 6NaNO2 + N2O + N2 + 3H2O.
Оксид NO 2 образува соли на две киселини с алкални - азотна и азотна:
2NO 2 + 2NaOH = NaNO 3 + NaNO 2 + H 2 O.
Да се върнем към нашата мистерия на степента на окисление. По време на прехода на кислородните съединения на азота от състояние „газ“, където можете да се движите свободно, към състояние „воден разтвор“, където има повече суматоха, където процъфтява колективизмът, където съществуват и активно действат полярни водни молекули, никой няма да позволи на молекулата, атома или йона да бъдат сами, настъпва „промяна на ориентацията“. Нечетните степени на окисление стават стабилни, както подобава на елемент от нечетна група. (Стабилно обаче е относително. Азотиста киселина, например, може да съществува само в разтвор, в противен случай се разлага. Но киселини, формално съответстващи на азотни оксиди (II) и (IV), изобщо не съществуват. Всичко се познава чрез сравнение .)
Интересно е, че не само ясно киселинният оксид NO 2 реагира с алкали, но и NO - некиселинен по свойства и степен на окисление, и се получават съединения с други степени на окисление - странни! Тайна? Съвсем!
Структурата на молекулата на азотен (V) хидроксид - азотна киселина
От азотните хидроксиди ще разгледаме един, но най-големият тонажен - азотната киселина.
Молекулата на азотната киселина е полярна (предимно поради различната електроотрицателност на кислорода и водорода, тъй като азотът е скрит вътре в молекулата) и асиметрична. И трите ъгъла между азотните и кислородните връзки, присъстващи в него, са различни. Формалното състояние на окисление на азота е най-високо, т.е. +5. Но в същото време азотният атом има само четири връзки с други атоми - валентността на азота е четири. Още една тайна.
Ясно е как може да стане така валентност на атомачислено по-голямо от степента му на окисление. За целта е достатъчно да се образува връзка между еднакви атоми в молекулата. Например във водородния пероксид кислородът има валентност две, но степента на окисление е само –1. Кислородът успя да придърпа общата двойка електронна връзка с водорода по-близо до себе си, а двойката връзка от два кислородни атома остава строго по средата. Но как да стане така, че валентност на атомабеше по-малко степен на окисление?
Нека помислим: как всъщност работи молекулата на азотната киселина? Структурата на една молекула е по-лесна за разбиране, ако разгледаме процеса на нейното получаване. Азотната киселина се получава чрез реакцията на азотен оксид (IV) с вода (в присъствието на кислород): две молекули NO 2 едновременно „атакуват“ водна молекула с техните несдвоени електрони, в резултат на което връзката между водород и кислород е не е счупен както обикновено (двойка електрони от кислород и „гол протон“) и „честно“ - една молекула NO 2 получава водород със своя електрон, другата получава ОН радикала (фиг. 6). Образуват се две киселини: и двете киселини са силни, и двете бързо отдават протона си на най-близките водни молекули и в крайна сметка остават под формата на йони и . Йонът е нестабилен, две молекули HNO 2 се разпадат на вода, NO 2 и NO. NO оксидът реагира с кислорода, превръщайки се в NO 2 и така нататък, докато се получи само азотна киселина.
Формално се оказва, че азотният атом е свързан с единия кислороден атом с двойна връзка, а с другия с обикновена единична връзка (този кислороден атом също е свързан с водороден атом). Азотът в HNO 3 е свързан с третия кислороден атом чрез донорно-акцепторна връзка, като азотният атом действа като донор. Хибридизацията на азотния атом трябва да бъде sp 2поради наличието на двойна връзка, която определя структурата - плосък триъгълник. В действителност се оказва, че наистина фрагмент от азотен атом и три кислородни атома е плосък триъгълник, само в молекула азотна киселина този триъгълник е неправилен - всичките три ъгъла ONO са различни, следователно страните на триъгълника са различни . Когато молекулата се дисоциира, триъгълникът става правилен, равностранен. Това означава, че кислородните атоми в него стават еквивалентни! Всички връзки стават идентични (двойната връзка е по-къса от единичната връзка). как?
Нека разсъждаваме. sp 2-Хибридизацията на азотния атом принуждава кислородните атоми към същия тип хибридизация. Резултатът е плоска структура, през която са разположени р-орбиталите, които не участват в хибридизацията, които присъстват във всичките четири атома.
Сега нека да разгледаме общия брой валентни електрони: йонът съдържа пет електрона от азота, шест от всеки от трите кислородни атома и още един, който придава заряд на йона като цяло, общо двадесет и четири. От тях шест електрона са необходими за образуване на три единични връзки, дванадесет електрона са разположени по периметъра на молекулата в хибридни орбитали (две електронни двойки за всеки кислороден атом), оставяйки шест електрона за същите четири Р-орбитали, които не участват в хибридизацията. Единственото възможно разумно обяснение в този случай е, че всички атоми споделят своите електрони в един електронен облак (фиг. 7). Това се улеснява от малки атомни радиуси и малки междуатомни разстояния. А симетрията обикновено е енергийно благоприятна и следователно повишава стабилността на конструкцията като цяло. Това не е единственият случай на споделяне на електрони от няколко атома; подобно „колективно отглеждане на електрони“ се среща в органичната химия, например в ароматни съединения.
Нека се върнем обаче към предсказанията за свойствата на азотната киселина въз основа на идеи за структурата на молекулата. Очевидното предимство да бъде под формата на йон обяснява не само високата степен на дисоциация на киселината във воден разтвор, но и възможността за дисоциация на безводна киселина. И това е дисоциацията, която определя физическите свойства на това вещество.
Физични свойства на азотната киселина
Йонизирано съединение, дори и частично йонизирано, е трудно да се превърне в газ. По този начин точката на кипене трябва да е доста висока, но с такова малко молекулно тегло (и поради високата подвижност), точката на топене не трябва да е висока. Следователно агрегатното състояние при 20 °C е течно.
Що се отнася до разтворимостта във вода, подобно на много други полярни течности, азотната киселина лесно се смесва с вода във всяко съотношение.
Чистата азотна киселина е без цвят и мирис. Въпреки това, поради разлагането на кислород и азотен оксид (IV), който също се разтваря в него, можем да кажем, че обикновената концентрирана азотна киселина има жълто-кафяв цвят и остра миризма, характерна за NO 2.
Нека да видим как структурата на молекулата на азотната киселина влияе върху нейните химични свойства.
Химични свойства на азотната киселина
Основното нещо, което трябва да отбележим е, че наличието на по-висока степен на окисление на азотния атом ограничава свойствата на азотната киселина, тя не реагира с окислители. Но с редуциращи агенти, предимно с метали, той реагира по нетрадиционен и разнообразен начин.
1. Реакции с метали. Азотната киселина реагира с металите като силен окислител дори в разредени разтвори (за разлика от сярната киселина, която проявява своите окислителни свойства само в концентрирана форма). Обикновено се образува метален нитрат, но вместо водород се отделят газообразни азотни съединения: NO 2, NO, N 2 O, N 2 или амоняк, който в кисела среда веднага се превръща в амониев йон. По принцип, когато един метал реагира с азотна киселина, се образува целият този "букет" от газове, но в зависимост от метала и концентрацията на киселината определени компоненти ще преобладават.
Така в лабораторни условия азотният (II) оксид обикновено се получава чрез взаимодействие на медни стружки с азотна киселина с плътност 1,2 g/cm3, т.е. когато медта се третира с разредена киселина, този оксид очевидно преобладава в газообразните реакционни продукти:
Но когато азотна киселина със същата плътност (и следователно концентрация) реагира с желязо, съдържанието на азотен оксид (II) в сместа е само 40% - по-малко от половината, а останалите 60% са равномерно разпределени между амониев нитрат, азот , азотен оксид (I ) и азотен оксид (IV) (фиг. 8).
Трябва да се отбележи интересен и жизнено важен факт, че нито желязото, нито алуминият реагират със 100% азотна киселина (следователно може да се съхранява и транспортира в резервоари и други контейнери, направени от тези метали). Факт е, че тези метали са покрити с трайни филми от оксиди, които са неразтворими в чиста киселина. За да се проявят киселинните свойства, киселината трябва да бъде забележимо дисоциирана, а това от своя страна изисква вода.
2. Реакции с неметали.Азотната киселина не реагира с кислород и озон.
3. Няма реакция с вода.Водата само насърчава дисоциацията на киселината.
4. Реакции с киселини.Азотната киселина не реагира с други киселини чрез обменни или комбинирани реакции. Въпреки това, той е доста способен да реагира като силен окислител. В смес от концентрирани азотна и солна киселина протичат обратими реакции, чиято същност може да се обобщи с уравнението:
Полученият атомен хлор е много активен и лесно отнема електрони от метални атоми, а наличният хлориден йон „наблизо“ образува стабилни комплексни йони с получените метални йони. Всичко това позволява дори златото да бъде прехвърлено в разтвор. Поради факта, че златото е „царят на металите“, сместа от концентрирани азотна и солна киселина се нарича царска вода.
Концентрираната сярна киселина, като силен агент за отстраняване на водата, насърчава разлагането на азотната киселина в азотен оксид (IV) и кислород.
5. Реакции с основи и основни оксиди. Азотната киселина е една от силните неорганични киселини и естествено реагира с основи. Той също така реагира с неразтворими хидроксиди и основни оксиди. Тези реакции се улесняват и от факта, че всички соли на азотната киселина имат добра разтворимост във вода, следователно реакционните продукти няма да пречат на нейното протичане.
Физични свойства на съединенията NO, NO 2 и HNO 3 в числа
Азотен оксид (II) НЕ. Моларна маса 30 g/mol. Точката на топене е –164 °C, точката на кипене е –154 °C. Плътността на газообразния NO при нормални условия (0 °C, 1 atm) е 1,3402 g/l. Разтворимостта при атмосферно налягане и 20 °C е 4,7 ml NO газ на 100 g вода.
Азотен оксид (IV)) НЕ 2 . Моларна маса 46 g/mol. Точка на топене –11 °C, точка на кипене 21 °C. Плътност на газообразния NO 2 при n. u. 1,491 g/l. Разтворимостта - при условие, че този оксид първо реагира с вода във въздуха и след това също се разтваря в получената азотна киселина - може да се счита за неограничена (до образуването на 60% HNO 3).
Тъй като азотният оксид (IV) активно се димеризира (при 140 °C той е изцяло под формата на мономер NO 2, но при 40 °C около 30% от мономера остава, а при 20 °C почти целият той се превръща в N 2 O 4 димер), тогава физичните свойства се отнасят по-скоро до димер, отколкото до мономер. Това е, което може да обясни доста високата точка на кипене (N 2 O 4 е доста тежка молекула). Степента на димеризация може да се прецени по цвета: мономерът е интензивно оцветен, а димерът е безцветен.
Азотна киселина HNO3. Моларна маса 63 g/mol. Точка на топене –41,6 °C, точка на кипене 83 °C. Плътността на течната 100% киселина е 1,513 g/cm3. Разтворимостта е неограничена, с други думи, киселината и водата се смесват във всяко съотношение. Струва си да се отбележи, че разтворите на азотна киселина кипят при температури, по-високи от точките на кипене на чистата вода и киселината. При максимална температура (122 °C) кипи 68,4% разтвор, докато процентният състав на разтвора и парата е същият.
Смеси от вещества, при които съставът на парите при кипене съответства на състава на течността, се наричат азеотропни или неразделно кипящи. (Думата „азеотроп“ идва от гръцки - кипене, - промяна, - отрицателен префикс.) По-ниските киселинни концентрации се характеризират с увеличаване на количеството вода в парата в сравнение с разтвора, което води до концентрация на разтвора. При по-високи концентрации, напротив, съставът на парите се обогатява с киселина.
Химични свойства на азотните съединения (допълнение)
Както всички други вещества, съдържащи атом с междинно състояние на окисление, азотните оксиди (II) и (IV), за разлика от азотната киселина, могат да действат както като окислители, така и като редуциращи агенти, в зависимост от реакционния партньор. Много от тези реакции обаче са „неуместни“ и съответно слабо проучени.
Сред „настоящите“ реакции си струва да се спомене реакцията на азотен (IV) оксид със серен (IV) оксид в присъствието на вода:
Тази реакция е уместна, тъй като добавянето на кислород към серен (IV) оксид става само при високи температури и в присъствието на катализатор, докато добавянето на кислород към азотен оксид (II) става при нормални условия. Така азотният (IV) оксид просто помага на серния оксид да добави кислород. Тази реакция протича при нормални условия (не е необходимо допълнително налягане в сместа и нагряване).
Азотен оксид (II) също реагира със серен (IV) оксид, но при напълно различни условия: или при налягане от 500 атмосфери (!), Тогава се получават серен (VI) оксид и азот, или във воден разтвор, след това сярна киселина и азотен оксид (I) се получават).
Азотен оксид (I). Има лека приятна миризма и сладникав вкус. Не реагира с кислород, вода, разтвори на киселини и основи. Той се разлага на елементи при температури над 500 °C, с други думи, той е доста стабилен.
Интересна е структурата на молекулата: линейна молекула O=N=N, в която централния азотен атом е четиривалентен. Той образува две двойни връзки: едната с кислород съгласно типичната схема за създаване на ковалентна връзка (два електрона на азота, два електрона на кислорода), другата с азотен атом (който сдвоява два от трите си несдвоени електрона и по този начин образува празна орбитала), една от връзките е ковалентна, втората е донорно-акцепторна (фиг. 9).
 |
Ориз. 9. |
Азотен оксид (III).Състои се от NO и NO 2, които са сдвоили своите несдвоени електрони. Той започва да се разлага в съответните газове още при топене (–101 ° C).
Азотен оксид(V).Състои се от две NO 2 групи, свързани чрез кислород. Малко по-стабилно съединение от азотния (III) оксид, то започва да се разлага при стайна температура. Някои от връзките в него естествено са донорно-акцепторни. И никакви „петвалентни азоти“.
Към химичните свойства на азотната киселина трябва да се добави, че тя реагира добре с неметали, които може да окислява. По този начин концентрираната азотна киселина реагира със сяра, фосфор и въглища, образувайки съответно сярна, фосфорна и въглеродна киселина.
Интересни и важни са реакциите на азотна киселина с органични вещества. Например, когато три водородни атома в толуен се заменят с NO 2 групи, се образува тринитротолуен (или просто тол), експлозивно вещество.
Екологични свойства на азотни оксиди и азотна киселина
Азотен оксид (I)относително инертен и следователно „екологично неутрален“. Въпреки това, той има наркотичен ефект върху хората, вариращ от просто забавление (заради което е наречен "смеещ се газ") и завършва с дълбок сън, който е намерил своето приложение в медицината. Интересното е, че той е безвреден и за медицинска анестезия се използва смес от азотен оксид (I) с кислород в съотношението на азота и кислорода във въздуха. Наркотичният ефект се премахва веднага след като спрете да вдишвате този газ.
Другите два стабилни азотни оксида лесно се трансформират един в друг, след това в киселини и след това в аниони и. Следователно тези вещества са естествени минерални торове, но ако се намират в естествени количества. В „неестествени“ количества тези газове рядко навлизат в атмосферата сами. По правило се образува цял „букет“ от токсични съединения, които действат комплексно.
Например, само един завод за азотни торове отделя във въздуха, в допълнение към азотните оксиди, азотна киселина, амоняк и прах от торове, серни оксиди, флуорни съединения и някои органични съединения. Учените определят устойчивостта на различни треви, храсти и дървета към такива „букети“. Вече е известно, че за съжаление смърчът и борът са нестабилни и умират бързо, но бялата акация, канадската топола, върбите и някои други растения могат да съществуват в такива условия, освен това те помагат за отстраняването на тези вещества от въздуха.
Тежки отравяния с азотни оксиди могат да възникнат главно при аварии в съответните производства. Отговорът на тялото ще бъде различен поради разликите в свойствата на тези газове. "Каустичният" NO 2 засяга предимно лигавиците на назофаринкса и очите, причинявайки белодробен оток; NO, като слабо разтворимо и неразяждащо вещество във вода, преминава през белите дробове и навлиза в кръвта, причинявайки смущения в централната и периферната нервна система. И двата оксида реагират с хемоглобина в кръвта, макар и по различен начин, но с един и същ резултат - хемоглобинът спира да пренася кислород.
Екологичните свойства на азотната киселина се състоят от две „половини“. Като силна киселина, тя има разрушителен ефект не само върху живите тъкани (човешка кожа, листа от растения), но и върху почвата, което е много важно - киселинни (поради наличието на азотни и серни оксиди) дъждове, уви, не са необичайни. Когато киселината попадне върху кожата, се получава химическо изгаряне, което е по-болезнено и лекува много по-дълго от термичното изгаряне. Това бяха основните свойства на околната среда водороден катион.
Да преминем към учене анион. Когато действа силна киселина, киселинните свойства излизат на преден план, така че е по-добре да разгледаме свойствата на аниона, използвайки примера на соли.
Взаимодействие на нитратен йон с фауна и флора.Факт е, че нитратният йон е неразделна част от цикъла на азота в природата, той винаги присъства в него. При нормални условия и в разредени разтвори той е стабилен, проявява слаби окислителни свойства и не утаява метални катиони, като по този начин улеснява транспортирането на тези йони с разтвора в почвата, растенията и др.
Нитратният йон става токсичен само в големи количества, нарушавайки баланса на други вещества. Например, с излишък на нитрати в растенията, количеството на аскорбиновата киселина намалява. (Струва си да припомним, че живият организъм е толкова фино организиран, че всяко вещество в големи количества нарушава баланса и следователно става отровно.)
Растенията и бактериите използват нитрати за изграждане на протеини и други основни органични съединения. За да направите това, трябва да превърнете нитратния йон в амониев йон. Тази реакция се катализира от ензими, съдържащи метални йони (мед, желязо, манган и др.). Поради много по-голямата токсичност на амоняка и амониевия йон в растенията, обратната реакция на превръщане на амониевия йон в нитрат е добре развита.
Животните не знаят как да изградят всички необходими органични съединения от неорганични - липсват им съответните ензими. Въпреки това, микроорганизмите, живеещи в стомаха и червата, притежават тези ензими и могат да превърнат нитратния йон в нитритен йон. Това е нитритният йон, който действа като отровител, превръщайки желязото в хемоглобина от Fe 2+ в Fe 3+.
Съединението, съдържащо Fe 3+ и наречено метхемоглобин, свързва кислорода на въздуха твърде здраво, следователно не може да го освободи в тъканите. В резултат на това тялото страда от недостиг на кислород, възникват смущения в работата на мозъка, сърцето и други органи.
Обикновено нитритният йон се образува не в стомаха, а в червата и няма време да премине в кръвта и да причини цялото това унищожение. Следователно отравянето с нитрати е доста рядко. Съществува обаче и друга опасност: в нашето тяло има много вещества, в които водородните атоми на амоняка са заменени с органични радикали. Такива съединения се наричат амини. Когато амините реагират с нитритни йони, се образуват нитрозамини - канцерогенни вещества:
Те действат върху черния дроб и насърчават образуването на тумори в белите дробове и бъбреците. Интересното е, че активният инхибитор на реакцията на образуване на нитрозамин е аскорбиновата киселина, която отдавна ни е позната.
О.Р.ВАЛЕДИНСКАЯ
(МГУ, Москва)
|
Дина Камилевна Гайнулина— Кандидат на биологичните науки, изследовател в катедрата по физиология на човека и животните, Биологическия факултет на Московския държавен университет. М. В. Ломоносова, специалист в областта на физиологията на кръвообращението. Област на научни интереси: характеристики на регулацията на съдовата система в ранната постнатална онтогенеза. |
Светлана Ивановна Софронова— аспирант от същата катедра, изучава проблемите на хормоналната регулация на синтеза на ендотелен азотен оксид. |
Олга Сергеевна Тарасова- доктор на биологичните науки, професор в същата катедра и водещ изследовател в Лабораторията по физиология на мускулната дейност на Държавния научен център на Руската федерация "Институт по медико-биологични проблеми на Руската академия на науките", специалист по областта на кръвообращението и автономната нервна система. Областта на научните интереси е взаимодействието на системните и локалните механизми на регулация на сърдечно-съдовата система. |
Тонусът на кръвоносните съдове и нивото на кръвното налягане в организма се регулират от координираната работа на много системи и механизми, сред които съдовият ендотел играе важна роля. Секрецията на азотен оксид (NO) е една от ключовите функции на ендотелните клетки и лекарите често свързват тяхната дисфункция при различни заболявания с намаляване на производството на NO. Какви са съвременните представи за действието на тази система? Ще се опитаме да отговорим на този въпрос в нашата статия.
Заден план
Слоят от клетки, покриващ всички кръвоносни и лимфни съдове, както и сърдечните кухини, е описан за първи път през 1847 г. от T. Schwann като „отделна мембрана“, която 18 години по-късно е наречена ендотел от W. Gies. В относително големи съдове (артерии и вени) този слой служи като бариера между кръвта и гладкомускулните клетки, а стените на най-малките съдове, капилярите, са изцяло изградени от ендотелни клетки. Общият им брой е много голям: в тялото на възрастен човек общата маса надвишава 1 кг!
През 50-60-те години на ХХ век. Учените, въоръжени с електронен микроскоп, описват подробно структурата на ендотела, но ролята му в регулирането на функциите на сърдечно-съдовата система остава неясна. До 1980 г. ендотелът се смяташе само за селективно пропусклива бариера между кръвта и съдовата стена, въпреки че още по това време беше известно, че той е способен да секретира вещества, които предотвратяват съсирването на кръвта.
Началото на съвременните представи за функциите на ендотела е положено през 1980 г., когато R. Farchgott и J. Zawadzki обръщат внимание на неговата роля в регулацията на съдовия тонус. В елегантни експерименти изследователите показаха, че вещество като ацетилхолин предизвиква релаксация на аортни препарати, изолирани от тялото на заек, само в присъствието на ендотелиум. Това наблюдение се оказва толкова важно, че Фарчгот по-късно става един от лауреатите на Нобелова награда (1998). В днешно време ендотел-зависимата съдова реакция в отговор на ацетилхолин и други вещества е описана в огромен брой научни трудове, извършени върху голямо разнообразие от артериални съдове - не само големи, но и малки, които регулират кръвоснабдяването на органите (фиг. 1).
През 1986 г. става ясно, че релаксацията на гладката мускулатура на съдовете се причинява от азотен оксид (NO), който се освобождава от ендотела под въздействието на ацетилхолин. Как за толкова кратко време (само шест години) беше възможно да се изолира NO от дълга поредица от други кандидати за ролята на медиатор между ендотелиума и съдовата гладка мускулатура? Факт е, че 10 години преди известната работа на Farchgott и Zawadzki е изследван съдоразширяващият ефект на NO. Всъщност по това време нитроглицеринът (той служи като източник на NO молекули) е лекувал ангина пекторис в резултат на спазми на сърдечните съдове в продължение на 100 години. Идентичността на ендотелния релаксиращ фактор и NO също беше установена чрез такива показатели като изключителна нестабилност (особено в присъствието на реактивни кислородни видове), инактивиране при взаимодействие с хемоглобин и свързани протеини, както и способността да причиняват подобни биохимични промени в съдовите гладкомускулни клетки.
В човешкото и животинското тяло азотният оксид е един от ключовите ендогенни регулатори на сърдечно-съдовата и други системи. През 1992 г. е обявена за молекула на годината, а годишният брой публикации за нейните функции в организма днес възлиза на няколко хиляди. Ендотелът може да се нарече гигантски ендокринен орган, в който клетките не са събрани заедно, както в жлезите с вътрешна секреция, а са разпръснати в съдове, които проникват във всички органи и тъкани на нашето тяло. При нормални физиологични условия ендотелиумът се активира главно механично: чрез напрежение на срязване, създадено от кръвния поток, или чрез разтягане на съд под кръвно налягане. В допълнение, ендотелните клетки могат да бъдат активирани от регулаторни молекули, като пуринови съединения (ATP и ADP), пептиди (брадикинин, пептид, свързан с ген на калцитонин, субстанция Р и др.).
В допълнение към азотния оксид, ендотелните клетки синтезират други вещества, които влияят на съдовия тонус, кръвоснабдяването на тъканите и кръвното налягане. По този начин помощници на NO при отпускане на кръвоносните съдове могат да бъдат простациклин (простагландин I 2) и ендотелен хиперполяризиращ фактор. Делът на тяхното участие зависи от пола и вида на животното, вида на съдовото русло и размера на съда. Например ефектът на NO е по-силен в относително големи съдове, а хиперполяризиращият фактор - в по-малки.
Ендотелът произвежда не само вазодилататори, но и вазоконстриктори: някои простагландини, тромбоксан, ендотелин-1 и ангиотензин II пептиди, супероксиден анион. В здраво тяло секреторната активност на ендотела е насочена към производството на вазодилатиращи фактори. Но при различни заболявания (системна или белодробна хипертония, миокардна исхемия, захарен диабет и др.) или при здраво тяло по време на стареене, секреторният фенотип на ендотела може да се промени към вазоконстрикторни ефекти.
Въпреки разнообразието от регулаторни механизми, зависещи от ендотела, неговата нормална функция най-често се свързва със способността да секретира NO. Когато ендотелът променя свойствата си по време на заболяване, лекарите наричат това състояние ендотелна дисфункция, което означава намаляване на производството на NO. Във връзка с това значение на NO ще разгледаме съвременните представи за неговата регулаторна роля, първо в нормални условия, а след това и при някои форми на съдова патология.
Синтез и регулиране на NO в ендотела
В природата синтезът на азотен оксид може да се осъществи по различни пътища. Така в тропосферата се образува от O 2 и N 2 под въздействието на мълниеносни разряди, в растенията - поради фотохимичната реакция между NO 2 и каротеноидите, а в тялото на животните - по време на взаимодействието на нитрити и нитрати с протеини, съдържащи метални атоми (например с хемоглобин). Всички тези реакции протичат без участието на биологични катализатори - ензимни протеини, така че е относително трудно да се контролира скоростта. В животинското тяло обаче основното количество NO като регулатор на физиологичните процеси се образува под действието на специални ензими NO синтази (NOS), а източникът на азотния атом е аминокиселината L-аргинин [,].
Има няколко разновидности (изоформи) на NO синтази, които са кодирани от различни гени. През 1990 г. невронната форма на ензима (nNOS) е изолирана от мозъка на плъх. Малко по-късно в клетките на имунната система (макрофагите) е открит индуцируем NOS (iNOS), а в ендотелиума е открит ендотелен NOS (eNOS). Друга изоформа на NOS е локализирана в митохондриите, регулира процесите на клетъчно дишане. Тъй като голям брой кофактори участват в синтеза на NO, всички ензимни изоформи имат специфични места на свързване за тях. Всяка NOS молекула се състои от две еднакви половини. За да ги комбинирате в димер, е необходим кофакторът тетрахидробиоптерин. При дефицита си eNOS преминава към производството на реактивни кислородни видове (супероксиден анион и H 2 O 2), което може да доведе до увреждане на ендотела и други клетки на съдовата стена.
Две изоформи на ензима - eNOS и nNOS - се наричат конститутивни, тъй като те винаги присъстват в клетките и синтезират NO в относително малки количества (в сравнение с iNOS), а активността на тези изоформи се регулира от физиологични стимули. За разлика от това, iNOS се синтезира постоянно само в някои клетки, например в макрофаги, а в ендотелни, нервни и много други се появява само в отговор на външни, главно възпалителни, стимули (например елементи на бактериални клетъчни стени - бактериални липополизахариди ). Active iNOS произвежда NO 1000 пъти по-бързо от eNOS и nNOS. Макрофагите използват тези големи количества NO, за да унищожат патогените, преди да ги унищожат.
По този начин основната NO синтаза в съдовата стена е eNOS и се намира главно в ендотела. Транскрипцията на гена eNOS в гладкомускулните клетки се предотвратява чрез специални механизми, като метилиране на "началното" място. Синтазата се свързва с външната мембрана на ендотелната клетка в специални инвагинации, кавеоли, където са концентрирани голям брой регулаторни молекули (различни йонни канали и рецептори). Това "фиксиране" на ензима осигурява функционалната му връзка с рецептори и канали, което улеснява регулирането на активността на eNOS. Кавеолиновият протеин е локализиран в кавеолите, което инхибира ензимната активност в отсъствието на стимулиращи стимули.
Функционалната роля на ендотелната NO синтаза зависи от броя на молекулите в клетката (нивото на експресия на eNOS ген) и от нейната активност. Трябва да се отбележи, че синтезът на нови протеинови молекули е относително дългосрочен, така че се използва за осигуряване на дългосрочни промени в производството на NO, например при адаптиране на съдовата система към физическа активност или към хипоксия на голяма надморска височина. За бърз контрол на синтеза на NO се използват други механизми, предимно промени във вътреклетъчната концентрация на Ca 2+, универсален регулатор на клетъчните функции. Нека веднага да отбележим, че такава физиологична регулация е характерна само за eNOS и nNOS, докато за iNOS (Ca 2+ независим ензим) тя се осъществява главно на ниво генна експресия.
Увеличаването на концентрацията на Ca 2+ до определено прагово ниво е задължително условие за разцепването на ендотелната NO синтаза от кавеолин и преминаването му в активно състояние. В допълнение към Ca 2+, фосфорилирането, т.е. ковалентното прикрепване на остатък от фосфорна киселина, извършвано от вътреклетъчни ензими - протеин кинази, е от голямо значение за регулирането на активността на eNOS. Фосфорилирането променя способността на eNOS да се активира от калций (Фигура 2). Протеинкиназите прикрепят остатъци от фосфорна киселина към строго определени аминокиселинни остатъци на молекулата на eNOS, сред които най-важни са серин на позиция 1177 (Ser1177) и треонин на позиция 495 (Thr495). Сайтът Ser1177 се счита за основния сайт за активиране на eNOS. Известно е, че степента на неговото фосфорилиране нараства бързо под въздействието на важни регулаторни фактори: стрес на срязване, брадикинин, съдов ендотелен растежен фактор и естрадиол. Основният ензим, който извършва този процес, е Akt (друго име е протеин киназа B), но са известни и други кинази, които могат да активират eNOS (за тях ще говорим по-късно).
Фосфорилирането на мястото Thr495 намалява ензимната активност. Такъв негативен ефект може да се засили при определени патологични състояния - оксидативен стрес, захарен диабет и др. Напротив, при някои нормални физиологични влияния фосфатът се отстранява (т.е. настъпва дефосфорилиране на Thr495), поради което афинитетът на eNOS към Ca 2+ се увеличава и следователно се повишава неговата активност. По този начин, интензивността на активността на eNOS в ендотелните клетки може да бъде динамично регулирана от нивата на Са2+ и фосфорилиране/дефосфорилиране от различни протеин кинази. Това в крайна сметка осигурява фина регулация на синтеза на азотен оксид и съответно неговите физиологични ефекти върху сърдечно-съдовата система.
Механизми на релаксация на гладкомускулните клетки
Как NO, секретиран от ендотелните клетки, причинява вазодилатация? Свиването на всички видове мускулни клетки се осигурява от взаимодействието на два протеина - актин и миозин, а двигателната активност на последния в гладкомускулните клетки се проявява само след неговото фосфорилиране. Това предполага наличието на голям брой регулаторни механизми, които влияят върху контрактилната активност на гладкомускулните клетки, включително азотния оксид.
Молекулите NO са липофилни, така че те свободно проникват от ендотелните клетки в гладкомускулните клетки. При тях основният акцептор на NO е ензимът гуанилатциклаза, намиращ се в цитозола и поради това наречен разтворим (т.е. несвързан с клетъчните мембрани). Гуанилат циклазата, активирана от азотен оксид, синтезира цикличен гуанозин монофосфат (cGMP), който служи като мощен активатор на друг ензим, протеин киназа G. Неговите мишени в гладкомускулните клетки са множество протеини, участващи в регулирането на цитоплазмената концентрация на Ca 2+.
Протеин киназа G активира определени видове калиеви канали, което причинява хиперполяризация (изместване на мембранния потенциал към по-отрицателни стойности) на гладкомускулните клетки, затваря волтаж-зависимите калциеви канали на външната мембрана и по този начин намалява навлизането на Ca 2+ в клетка. В допълнение, този ензим в активно състояние потиска освобождаването на Ca 2+ от вътреклетъчните депа и също така насърчава отстраняването му от цитоплазмата. Това също намалява концентрацията на Ca 2+ и отпуска гладките мускули.
В допълнение към влиянието върху Ca 2+ хомеостазата, протеин киназа G регулира Ca 2+ чувствителността на контрактилния апарат на гладкомускулните клетки, т.е. намалява способността му да се активира, когато Ca 2+ се увеличи. Известно е, че активирането на протеин киназа G (с участието на посредници) намалява нивото на фосфорилиране на гладкомускулния миозин, в резултат на което той взаимодейства по-слабо с актина, което насърчава релаксацията. Комбинацията от описаните събития води до вазодилатация, повишен кръвоток в органите и понижаване на кръвното налягане.
Физиологична регулация на производството на NO
Способността да се произвежда NO служи като маркер за нормалното функционално състояние на ендотела: елиминирането на ефектите на NO в здраво тяло (например чрез фармакологична блокада на eNOS) води до вазоконстрикция и повишаване на системното кръвно налягане. В резултат на действието на почти всички нормални физиологични стимули съдържанието на NO синтаза в ендотела (и/или нейната активност) се повишава. Ключовият фактор, регулиращ производството на NO, е кръвният поток. Докато се движи през съда, на повърхността на ендотела възниква напрежение на срязване. Този стимул се предава на вътреклетъчната ендотелна NO синтаза чрез активиране на механочувствителни канали и навлизане на Ca 2+. Друга възможност за предаване е чрез мембранни ензими, ако активността на протеин киназата Akt се увеличи и eNOS се фосфорилира (в Ser1177 мястото). Кръвният поток осигурява постоянна секреция на малки количества NO от ендотела (фиг. 3).
Гликокаликсът играе важна роля в чувствителността на ендотела към напрежението на срязване. Това е слой от полимерни молекули с въглехидратна природа, покриващ клетките, чиято дебелина може да бъде няколко микрометра и дори да надвишава дебелината на самия ендотел. Тъй като "храстите" на гликопротеините растат в лумена на съда, те са тези, които първи изпитват ефекта на кръвния поток. Когато се деформират, влакната на гликокаликса предават сигнал към мембранните протеини и след това към eNOS. Въпреки че този механизъм досега е малко проучен, важността му се доказва от факта, че нарушената съдова реакция на срязващ стрес при различни заболявания (атеросклероза, захарен диабет и др.) се свързва с „оплешивяване“ на ендотела, т.е. намаляване на дебелината и промяна в структурата на гликокаликса.
Увеличаването на скоростта на кръвния поток води до активиране на ендотелната NO синтаза и до вазодилатация, а такива продължителни или повтарящи се експозиции повишават съдържанието на този ензим в ендотела. Благоприятните ефекти от физическите упражнения се основават на това: известно е, че с помощта на тренировки можете значително да подобрите функционирането на ендотела без употребата на лекарства! Все пак трябва да се отбележи, че не всички упражнения имат толкова благоприятен ефект. Първо, натоварването трябва да бъде придружено от увеличаване на скоростта на кръвния поток в работещите мускули, както се случва при бързо ходене, бягане или колоездене, а силовите упражнения с тежести нямат такъв ефект. Второ, не трябва да тренирате чрез сила: при прекомерни натоварвания рязко се увеличава секрецията на основния хормон на стреса, кортизола, което намалява активността на eNOS.
Допълнителното активиране на ендотелната NO синтаза по време на физическо натоварване се осигурява от протеин киназа, активирана от аденозин монофосфат (AMP), който се намира в почти всички клетки на нашето тяло, включително ендотелните клетки. Този ензим се нарича „сензор за енергийно състояние на клетката“, тъй като се активира, когато съотношението AMP/ATP в клетъчната цитоплазма се увеличи, т.е. потреблението на енергия започва да надвишава нейното производство. В ендотела на артериите, разположени вътре в интензивно свиващите се скелетни мускули, това може да се случи в резултат на хипоксия - мускулните клетки консумират много O 2, а съдовият ендотел липсва. В допълнение, наскоро беше показано, че активирането на тази протеин киназа в ендотелните клетки е възможно с увеличаване на напрежението на срязване, т.е. с повишен кръвен поток към работещите мускули. Активираната протеин киназа фосфорилира eNOS на мястото Ser1177, производството на NO се увеличава и кръвоносните съдове се разширяват.
Кардиолозите добре знаят, че чрез редовни физически тренировки е възможно да се подобри ендотелната функция не само на скелетните мускули и сърцето, които се кръвоснабдяват интензивно по време на работа, но и на органи, които не участват пряко в тренировката - в мозъка, кожата, и т.н. г. Това предполага, че в допълнение към влиянието на кръвния поток върху ендотела, има и други механизми за регулиране на ендотелната NO синтаза. Сред тях водеща роля принадлежи на хормоните, които се произвеждат от жлезите с вътрешна секреция, транспортират се чрез кръвта и разпознават целевите клетки в различни органи чрез наличието на специални рецепторни протеини.
Сред хормоните, които могат да повлияят на ендотелната функция по време на физическа активност, отбелязваме растежния хормон (соматотропен хормон), който се секретира от хипофизната жлеза. Както сам по себе си, така и чрез своите посредници, инсулиноподобни растежни фактори, растежният хормон повишава образуването на ендотелна NO синтаза и нейната активност.
Най-известният пример за хормонална регулация на ендотелните функции е влиянието на женските полови хормони, естрогените. Първоначално тази идея се формира благодарение на епидемиологичните наблюдения, когато се оказа, че по някаква причина жените в детеродна възраст, в сравнение с мъжете, страдат по-малко от съдови заболявания, свързани с ендотелна дисфункция. Освен това при жените способността му да произвежда NO се променя по време на менструалния цикъл, като през първата половина, когато концентрацията на естроген в кръвта е висока, ендотелиум-зависимата вазодилатация е по-изразена. Тези наблюдения предизвикаха множество експерименти с животни. По този начин отстраняването на яйчниците от женски плъхове намалява съдържанието и активността на ендотелната NO синтаза в артериите на различни органи (мозък, сърце, скелетни мускули, бъбреци, черва и др.), а прилагането на естрогени на такива женски допринася за нормализиране на нарушената функция. Ефектът на естрогените върху активността на eNOS е свързан с активирането на протеин киназата Akt, а увеличаването на синтеза на eNOS е свързано с ефекта им върху генома на ендотелните клетки.
Интересно е, че смущения в реакциите на мозъчните артерии са открити и при експерименти с отстраняване на половите жлези при мъжете, въпреки че тестисите не отделят естрогени, а андрогени, мъжки полови хормони. Този парадокс стана ясен, когато ароматазата, ензим, който превръща андрогените в естрогени, беше открит в ендотела на мозъчните артерии. По този начин защитният ефект на естрогените върху съдовия ендотел може да се появи и при мъже. В този случай обаче трябва да говорим за локална регулация, която се осигурява от естрогени, образувани директно в съдовата стена.
В заключение ще разгледаме регулирането на ендотелната NO синтаза от тиреоидни хормони. Известно е, че когато функционирането му е нарушено в съдовия ендотел, интензивността на синтеза на NO се променя: при хипертиреоидизъм се увеличава, а при хипотиреоидизъм намалява. Този ефект се дължи главно на промени в съдържанието на NO синтаза в ендотелните клетки. Въпреки това, наскоро имаше доказателства за съществуването на друг механизъм на действие на тези хормони върху васкуларните ендотелни клетки. По този начин, Ca 2+ -зависимата активност на eNOS и степента на неговото фосфорилиране в мястото Ser1177 в артериите на плъхове с експериментален хипертиреоидизъм се оказват значително по-високи, отколкото при плъхове с хипотиреоидизъм.
Известно е, че тиреоидните хормони играят ключова роля в тъканната диференциация в развиващия се организъм. Но тяхното влияние не се ограничава само до ускоряване или забавяне на процесите, а често има програмен характер. Това означава, че ако има липса на хормони на щитовидната жлеза в определена критична възраст, клетките няма да могат да започнат да функционират напълно, дори ако хормоните се прилагат на по-късни етапи от живота (при хората хормоналната терапия е ефективна само през първите месеца след раждането). Механизмите на програмното влияние на хормоните на щитовидната жлеза са изучени подробно само за нервната система, а за останалите системи - значително по-слабо. Добре известно е обаче, че хипотиреоидизмът на майката по време на бременност е, наред с други неща, рисков фактор за развитието на сърдечно-съдови заболявания при детето. Интересното е, че в артериите на плъхчетата през първите седмици след раждането се откриват повишени нива на рецепторите за тиреоидни хормони, както и ензима дейодиназа, който превръща тироксина (тетрайодтиронин) в по-активния трийодтиронин. Въз основа на тези наблюдения е изкушаващо да се предположи, че хормоните на щитовидната жлеза също могат да имат програмиращ ефект върху съдовия ендотел. Бъдещите изследвания ще покажат колко е вярно това.
Механизми на нарушена секреция на NO от ендотела
За съжаление способността на нашия съдов ендотел да произвежда NO не е неограничена. Активността на регулаторните системи на организма е висока в млада и зряла възраст, но намалява с напредването на възрастта под въздействието на редица фактори. Първо, малко по-възрастни хора могат да подражават на поговорката на древногръцкия философ Аристотел: „Животът изисква движение“. Второ, с възрастта активността на много хормонални системи изчезва: секрецията на хормона на растежа и половите хормони намалява и щитовидната жлеза „заспива“. Трето, настъпват промени в метаболизма на всички клетки. По-специално, енергийните станции на клетката, митохондриите, започват да произвеждат големи количества реактивни кислородни видове, които инактивират NO, а също така потискат активността и намаляват съдържанието на ендотелната NO синтаза. Изглежда, че свързаните с възрастта промени в ендотела не могат да бъдат предотвратени, но те могат да бъдат забавени чрез увеличаване на мобилността, ограничаване на приема на висококалорични храни (това също повишава активността на AMP-активирана протеин киназа), използване на хормонална заместителна терапия ( например при жени в постменопауза) или антиоксиданти, които са разработени и остават приоритетна област на геронтологията.
Защо синтезът на NO в съдовия ендотел е нарушен при различни патологии? Тук са възможни два вида промени: бързи (намалена активност на NO синтазата в ендотела) и дългосрочни - намаляване на съдържанието му в клетките. Няма да разглеждаме различните заболявания поотделно, а ще изброим техните общи механизми на вредно влияние върху функционирането на eNOS. Намаляването на активността на този ензим при заболявания обикновено се свързва с повишаване на неговото фосфорилиране на мястото Thr495, причинено от повишаване на активността на протеин киназа С. Неговият мощен активатор е диацилглицеролът. Обикновено той е вторичен посредник в предаването на сигнала от много мембранни рецептори, но прекомерното му натрупване в ендотелните клетки води до патология.
Ярък пример за такива промени може да бъде заболяване като диабет, при което нарушението на синтеза или действието на инсулин върху клетките води до повишена концентрация на глюкоза в кръвта. Тъй като транспортът на глюкоза в ендотела не се регулира от инсулин (за разлика от клетките на скелетните мускули, сърцето, мастната тъкан и някои други), захарта се натрупва там и става субстрат за синтеза на диацилглицерол, който активира протеин киназа С.
Споменатият вече оксидативен стрес е маркер за много сърдечно-съдови патологии. Повишеното образуване на реактивни кислородни видове е характерно за захарен диабет, атеросклероза и много форми на артериална хипертония. При тези условия често се наблюдава висока активност на системата ренин-ангиотензин, а ангиотензин II е мощен провокатор на оксидативен стрес, който, от една страна, намалява активността на eNOS (например окислените липопротеини с ниска плътност могат да активират протеин киназата C), а от друга, намалява генната експресия eNOS, което също намалява производството на NO. Използването на антиоксиданти или вещества, които пречат на образуването или действието на ангиотензин II (инхибитори на ангиотензин-конвертиращия ензим или блокери на ангиотензин II) почти винаги увеличава образуването на NO. Трябва да се каже, че намаляването на производството на азотен оксид при заболявания може да бъде свързано не само с директен ефект върху eNOS. По този начин ефектът на глюкокортикоидите върху ендотела намалява съдържанието не само на самия ензим, но и на неговия кофактор тетрахидробиоптерин.
Нарушеното функциониране на ендотелната NO синтаза може да се дължи на липса на нейния основен субстрат L-аргинин. По правило тази аминокиселина влиза в тялото с храната в достатъчни количества и освен това може директно да се синтезира в тялото на възрастен. Въпреки това, в допълнение към NO синтазите, аргининът служи като субстрат за много други ензими, по-специално аргиназа, която се намира в различни видове клетки, включително съдовия ендотел. При захарен диабет, оксидативен стрес, както и при възпалителни процеси под въздействието на цитокини, секретирани от клетките на имунната система (туморен некрозисфактор и др.), съдържанието на аргиназа в ендотела се увеличава.
И накрая, инхибитори на ендотелна NO синтаза, като диметиларгинин, могат да се появят при хора и други животни. Този „фалшив субстрат“ на ендотелната NO синтаза се конкурира с истинския субстрат, L-аргинин, за активното място на ензима. Обикновено диметиларгининът се образува в тялото само в малки количества (при възрастен ~60 mg/ден), но при различни патологии на кръвообращението (артериална хипертония, атеросклероза, коронарна недостатъчност и др.), Производството му се увеличава значително и активността на ендотелната NO-синтаза съответно намалява.
И така, азотният оксид е важен регулаторен фактор, чрез който ендотелиумът има релаксиращ ефект върху съседните гладкомускулни клетки, причинявайки вазодилатация и изглаждайки нежеланото повишаване на кръвното налягане на системно ниво. Докато ендотелът запазва способността да секретира NO в количества, достатъчни за решаване на тези проблеми, няма нужда да се тревожите за състоянието на съдовата система.
Тази работа беше подкрепена от Руската фондация за фундаментални изследвания. Проект НК 14-04-31377 мол-а.
Литература
.
Furchgott R. F., Zawadzki J. V. Задължителната роля на ендотелните клетки в релаксацията на артериалната гладка мускулатура от ацетилхолин // Природата. 1980. Т. 288. С. 373–376.
.
Мелкумянц А. М., Балашов С. А. Механична чувствителност на артериалния ендотел. Твер, 2005 г.
Calcitonin Gene Related Peptide) се образува от същия ген като калцитонин чрез алтернативно снаждане на иРНК в мозъка и периферната нервна система.
Номерата на остатъците са дадени според местоположението в човешката eNOS молекула.
При обикновени температури N 2 O е безцветен газ със слаб приятен мирис и сладникав вкус; има наркотичен ефект, като първо предизвиква конвулсивен смях, след това загуба на съзнание.
Методи за получаване
1. Разлагане на амониев нитрат с леко нагряване:
NH4NO3 = N2O + 2H2O
2. Влияние на HNO 3 върху активните метали
10HNO 3 (конц.) + 4Ca = N 2 O + 4Ca(NO 3) 2 + 5H 2 O
Химични свойства
N 2 O не проявява нито киселинни, нито основни свойства, т.е. не взаимодейства с основи, киселини или вода (необразуващ сол оксид).
При T > 500 °C се разлага на прости вещества. N 2 O е много силен окислител. Например, той е способен да окислява серен диоксид във воден разтвор до сярна киселина:
N 2 O + SO 2 + H 2 O = N 2 + H 2 SO 4
NO - азотен оксид (II), азотен оксид.
При обикновени температури NO е безцветен газ без мирис, слабо разтворим във вода, много токсичен (при високи концентрации променя структурата на хемоглобина).
Методи за получаване
1. Директен синтез от прости вещества може да се извърши само при много висока T:
N 2 + O 2 = 2NO - Q
2. Производство в промишлеността (1-ви етап на производство на HNO 3).
4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O
3. Лабораторен метод - разредено действие. HNO 3 за тежки метали:
8HNO 3 + 3Cu = 2NO + 3Cu(NO 3) 2 + 4H 2 O
Химични свойства
NO е несолеобразуващ оксид (като N2O). Има редокс двойственост.
I. NO - окислител
2NO + SO 2 + H 2 O = N 2 O + H 2 SO 4
2NO + 2H 2 = N 2 + 2H 2 O (с експлозия)
II. NO - редуциращ агент
2NO + O 2 = 2NO 2
10NO + 6KMnO 4 + 9H 2 SO 4 = 10HNO 3 + 3K 2 SO 4 + 6MnSO 4 + 4H 2 O
NO 2 - азотен оксид (IV), азотен диоксид
При нормални температури NO 2 е червено-кафяв отровен газ с остра миризма. Представлява смес от NO 2 и неговия димер N 2 O 4 в съотношение -1:4. Азотният диоксид е силно разтворим във вода.
Методи за получаване
I. Промишлено - NO окисление: 2NO + O 2 = 2NO 2
II. Лаборатория:
действие на конц. HNO 3 за тежки метали: 4HNO 3 + Cu = 2NO 2 + Cu(NO 3) 2 + 2H 2 O
разлагане на нитрати: 2Pb(NO 3) 2 = 4NO 2 + O 2 + 2PbO
Химични свойства
NO 2 - киселинен оксид, смесен анхидрид на 2 киселини
NO 2 реагира с вода, основни оксиди и основи. Но реакциите не протичат по същия начин, както при обикновените оксиди - те винаги са редокс. Това се обяснява с факта, че няма киселина с CO. (N) = +4, следователно NO 2, когато се разтвори във вода, диспропорционира с образуването на 2 киселини - азотна и азотна:
2NO 2 + H 2 O = HNO 3 + HNO 2
Ако разтварянето настъпи в присъствието на O 2, тогава се образува една киселина - азотна киселина:
4NO 2 + 2H 2 O + O 2 = 4HNO 3
Взаимодействието на NO 2 с алкали се осъществява по подобен начин:
в отсъствието на O 2: 2NO 2 + 2NaOH = NaNO 3 + NaNO 2 + H 2 O
в присъствието на O 2: 4NO 2 + 4NaOH + O 2 = 4NaNO 3 + 2H 2 O
NO 2 е много силен окислител
По отношение на окислителната способност NO 2 превъзхожда азотната киселина. В атмосферата му горят C, S, P, метали и някои органични вещества. В този случай NO 2 се редуцира до свободен азот:
10NO 2 + 8P = 5N 2 + 4P 2 O 5
2NO 2 + 8HI = N 2 + 4I 2 + 4H 2 O (появява се виолетов пламък)
В присъствието на Pt или Ni, азотният диоксид се редуцира от водород до амоняк:
2NO 2 + 7H 2 = 2NH 3 + 4H 2 O
NO 2 се използва като окислител в ракетните горива. Когато взаимодейства с хидразин и неговите производни, се освобождава голямо количество енергия:
2NO 2 + 2N 2 H 4 = 3N 2 + 4H 2 O + Q
N 2 O 3 и N 2 O 5 са нестабилни вещества
И двата оксида имат подчертан киселинен характер и са анхидриди съответно на азотна и азотна киселина.
N 2 O 3 като индивидуално вещество съществува само в твърдо състояние под T pl. (-10 0 C).
С повишаване на температурата се разлага: N 2 O 3 → NO + NO 2
N 2 O 5 при стайна температура и особено на светлина се разлага толкова енергично, че понякога спонтанно експлодира.
