No2 какие свойства проявляет
Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 15 мая 2020;
проверки требуют 2 правки.
| Оксид азота(IV) | |||
|---|---|---|---|
| Систематическое наименование | Оксид азота(IV) | ||
| Традиционные названия | диоксид азота; двуокись азота, тетраоксид диазота | ||
| Хим. формула | NO2 | ||
| Рац. формула | NO2 | ||
| Состояние | бурый газ или желтоватая жидкость | ||
| Молярная масса | 46,0055 г/моль | ||
| Плотность | г. 2,0527 г/л ж. 1,4910г/см³ тв. 1,536 г/см³ | ||
| Энергия ионизации | 1,6E-18 Дж[1] | ||
| Температура | |||
| • плавления | -11,2 °C | ||
| • кипения | +21,1 °C | ||
| Энтальпия | |||
| • образования | 33,10 кДж/моль | ||
| Давление пара | 720 ± 1 мм рт.ст.[1] | ||
| Рег. номер CAS | 10102-44-0 | ||
| PubChem | 3032552 | ||
| Рег. номер EINECS | 233-272-6 | ||
| SMILES | N(=O)[O] | ||
| InChI | 1S/NO2/c2-1-3 JCXJVPUVTGWSNB-UHFFFAOYSA-N | ||
| RTECS | QW9800000 | ||
| ChEBI | 33101 | ||
| Номер ООН | 1067 | ||
| ChemSpider | 2297499 | ||
| Предельная концентрация | 2 мг/м³ | ||
| Токсичность | Токсичен, окислитель | ||
| NFPA 704 | 4 2 OX | ||
| Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное. | |||
| Медиафайлы на Викискладе | |||
Оксид азота (IV) (диоксид азота, двуокись азота) NO2 — бинарное неорганическое соединение азота с кислородом. Представляет собой ядовитый газ красно-бурого цвета с резким неприятным запахом или желтоватую жидкость.
В обычном состоянии NO2 существует в равновесии со своим димером N2O4. Склонность к его образованию объясняется наличием в молекуле NO2 неспаренного электрона.
При температуре 140 °C диоксид азота состоит только из молекул NO2, но очень тёмного, почти чёрного цвета.
В точке кипения NO2 представляет собой желтоватую жидкость, содержащую около 0,1 % NO2.
При температуре ниже +21°С — это бесцветная жидкость (или желтоватая из-за примеси мономера).
При температуре ниже −12 °C белые кристаллы состоят только из молекул N2O4.
Получение[править | править код]
В лаборатории NO2 обычно получают воздействием концентрированной азотной кислоты на медь:
.
Также взаимодействием нитритов с серной кислотой:
,
оксид азота(II) NO тотчас же реагирует с кислородом:
/
Также его можно получить термическим разложением нитрата свинца, однако при проведении реакции следует соблюдать осторожность[почему?]:
Разработан более совершенный лабораторный способ получения NO2[2].
Последняя реакция была разработана и реализована в новой химической машине — генераторе окислителя ракетного топлива марки NTO согласно ГОСТ Р ИСО 15859-5-2010[3].
Другие способы получения оксида азота(IV) перечислены в статье [2].
Химические свойства[править | править код]
Кислотный оксид. NO2 отличается высокой химической активностью. Он взаимодействует с неметаллами (фосфор, сера и углерод горят в нём). В этих реакциях NO2 — окислитель:
Окисляет SO2 в SO3 — на этой реакции основан нитрозный метод получения серной кислоты:
При растворении оксида азота(IV) в воде образуются азотная и азотистая кислоты (реакция диспропорционирования):
Поскольку азотистая кислота неустойчива, при растворении NO2 в тёплой воде образуются HNO3 и NO:
Если растворение проводить в избытке кислорода, образуется только азотная кислота (NO2 проявляет свойства восстановителя):
При растворении NO2 в щелочах образуются как нитраты, так и нитриты:
Жидкий NO2 применяется для получения безводных нитратов:
В реакциях с галогенами образует соли нитрония, нитрозила и оксиды галогенов:
Применение[править | править код]
Диоксид азота применяется при производстве серной и азотной кислот. Также диоксид азота используется в качестве окислителя в жидком ракетном топливе и смесевых взрывчатых веществах.
Физиологическое действие и токсичность[править | править код]
Оксид азота (IV) (диоксид азота) особо токсичен, является мощным окислителем. Числится в списке сильнодействующих ядовитых веществ. В больших дозах может стать сильнейшим неорганическим ядом. Даже в небольших концентрациях он раздражает дыхательные пути, в больших концентрациях вызывает отёк лёгких.
«Лисий хвост»[править | править код]
На фото справа — «лисий хвост» на Нижнетагильском металлургическом комбинате
«Лисий хвост» — жаргонное название выбросов в атмосферу оксидов азота (NOx) на химических предприятиях (иногда — из выхлопных труб автомобилей). Название происходит от оранжево-бурого цвета диоксида азота. При низких температурах диоксид азота димеризуется и становится бесцветным. В летний сезон «лисьи хвосты» наиболее заметны, так как в выбросах возрастает концентрация мономерной формы.
Вредное воздействие[править | править код]
Оксиды азота, улетучивающиеся в атмосферу, представляют серьёзную опасность для экологической ситуации, так как способны вызывать кислотные дожди, а также сами по себе являются токсичными веществами, вызывающими раздражение слизистых оболочек.
Двуокись азота воздействует в основном на дыхательные пути и лёгкие, а также вызывает изменения состава крови, в частности, уменьшает содержание в крови гемоглобина.
Образующаяся в результате взаимодействия диоксида азота с водой азотная кислота является сильным коррозионным агентом.
Примечания[править | править код]
Литература[править | править код]
- 1. Химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И.Л. и др.. — М.: Советская энциклопедия, 1988. — Т. 1 (Абл-Дар). — 623 с.
- 2. A New Method of Nitrogen Dioxide Production / D.A. Rudakov / June 2018. doi: 10.13140/RG.2.2.19010.27844 (https://www.researchgate.net/publication/325846942_A_New_Method_of_Nitrogen_Dioxide_Production)
Оксиды азота
При описании свойств азота отмечалось, что при непосредственном взаимодействии азота с кислородом образуется только оксид азота (II) NO. Однако существуют оксиды азота со всеми возможными степенями окисления (от +1 до +5).
N2O — оксид азота (I), «веселящий газ»
При обычной температуре N2O — бесцветный газ со слабым приятным запахом и сладковатым вкусом; обладает наркотическим действием, вызывая сначала судорожный смех, затем — потерю сознания.
Способы получения
1. Разложение нитрата аммония при небольшом нагревании:
NH4NO3 = N2O↑ + 2Н2О
2. Действие HNO3 на активные металлы
10HNO3(конц.) + 4Са = N2O↑ + 4Ca(NO3)2 + 5Н2О
Химические свойства
N2O не проявляет ни кислотных, ни основных свойств, т. е. не взаимодействует с основаниями, с кислотами, с водой (несолеобразующий оксид).
При Т > 500’С разлагается на простые вещества. N2O — очень сильный окислитель. Например, способен в водном растворе окислить диоксид серы до серной кислоты:
N2O + SO2 + Н2О = N2↑ + H2SO4
NO — оксид азота (II), монооксид азота.
При обычной температуре NO — бесцветный газ без запаха, малорастворимый в воде, очень токсичный (в больших концентрациях изменяет структуру гемоглобина).
Способы получения
1. Прямой синтез из простых веществ может быть осуществлен только при очень высокой Т:
N2 + O2 = 2NО — Q
2. Получение в промышленности (1-я стадия производства HNO3).
4NH3 + 5O2 = 4NО + 6Н2О
3. Лабораторный способ — действие разб. HNO3 на тяжелые металлы:
8HNO3 + 3Cu = 2NO + 3Cu(NO3)2 + 4Н2О
Химические свойства
NO — несолеобразующий оксид (подобно N2О). Обладает окислительно-восстановительной двойственностью.
2NO + SO2 + Н2О = N2O↑ + H2SO4
2NO + 2H2 = N2 + 2Н2О (со взрывом)
2NO + O2 = 2NO2
10NO + 6KMnO4 + 9H2SO4 = 10HNO3 + 3K2SO4 + 6MnSO4 + 4Н2О
NO2 — оксид азота (IV), диоксид азота
При обычной температуре NO2 — красно-бурый ядовитый газ с резким запахом. Представляет собой смесь NO2 и его димера N2O4 в соотношении -1:4. Диоксид азота хорошо растворяется в воде.
Способы получения
I. Промышленный — окисление NO: 2NO + O2 = 2NO2
II. Лабораторные:
действие конц. HNO3 на тяжелые металлы: 4HNO3 + Сu = 2NO2↑ + Cu(NO3)2 + 2Н2О
разложение нитратов: 2Pb(NO3)2 = 4NO2↑ + O2↑ + 2РbО
Химические свойства
NO2 взаимодействует с водой, основными оксидами и щелочами. Но реакции протекают не так, как с обычными оксидами — они всегда окислительно — восстановительные. Объясняется это тем, что не существует кислоты со С.О. (N) = +4, поэтому NO2 при растворении в воде диспропорционирует с образованием 2-х кислот — азотной и азотистой:
2NO2 + Н2О = HNO3 + HNO2
Если растворение происходит в присутствии O2, то образуется одна кислота — азотная:
4NO2 + 2Н2О + O2 = 4HNO3
Аналогичным образом происходит взаимодействие NO2 со щелочами:
в отсутствие O2: 2NO2 + 2NaOH = NaNO3 + NaNO2 + Н2О
в присутствии O2: 4NO2 + 4NaOH + O2 = 4NaNO3 + 2Н2О
По окислительной способности NO2 превосходит азотную кислоту. В его атмосфере горят С, S, Р, металлы и некоторые органические вещества. При этом NO2 восстанавливается до свободного азота:
10NO2 + 8P = 5N2 + 4P2O5
2NO2 + 8HI = N2 + 4I2 + 4Н2О (возникает фиолетовое пламя)
В присутствии Pt или Ni диоксид азота восстанавливается водородом до аммиака:
2NO2 + 7Н2 = 2NH3 + 4Н2О
Как окислитель NO2 используется в ракетных топливах. При его взаимодействии с гидразином и его производными выделяется большое количество энергии:
2NO2 + 2N2H4 = 3N2 + 4Н2О + Q
N2O3 и N2O5 — неустойчивые вещества
Оба оксида имеют ярко выраженный кислотный характер, являются соответственно ангидридами азотистой и азотной кислот.
N2O3 как индивидуальное вещество существует только в твердом состоянии ниже Т пл. (-100С).
С повышением температуры разлагается: N2O3 → NO + NO2
N2O5 при комнатной температуре и особенно на свету разлагается так энергично, что иногда самопроизвольно взрывается:
2N2O5 = 4NO2 + O2
Оксиды азота. Общая характеристика, химические свойства.
Данный урок посвящен оксидам азота, которые при взаимодействии с водой образуют кислоты, и соответственно, являются солеобразующими, — NO2 и N2O5.
NO2 представляет собой типичный кислотный оксид, который обладает высокой химической активностью, и при взаимодействии с неметаллами (сера, фтор, водород) ведет себя как сильный окислитель; также применяется при производстве серной кислоты (нитрозный метод), окисляя сернистый газ в олеум (SO3), и азотистой кислоты (HNO2).
N2O5 — это высший оксид азота, очень летуч, взаимодействует с органическими веществами, поэтому его нужно хранить в стеклянной посуде (!Важно! плавиковая кислота (HF) наоборот хранится в полимерной таре по причине того, что разъедает стекло), легко разлагается до ядовитого NO2 со взрывом; используется при получении азотной кислоты (HNO3).
Важно знать, что все оксиды азота токсичны!
Более детально изучить химические свойства предлагаю при помощи таблицы, в которой собраны все необходимые реакции для сдачи ЕГЭ.
Солеобразующие оксиды азота | ||
1) Формула | NO2 | N2O5 |
2) Характеристика | NO2 (Nitrogen dioxide, диоксид азота)– красно — бурый газ, ядовит, с характерным острым запахом; Хорошо растворяется в воде; | N2O5 (Dinitrogen pentoxide, пентаоксид азота)– бесцветные, летучие кристаллы, взрывчатые; Хорошо растворяется в воде; |
3) Получение в лаборатории | 1) 2Pb(NO3)2 = 2PbO + 4NO2 + O2 (200-470 C); 2) Me + 4HNO3(к) = Me(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O (Me= правее водорода); | 1) 2HNO3(к) + P2O5 = N2O5 + 2HPO3 (-10 C); 2) 4AgNO3 + 2Cl = 4AgCl + 2N2O5 + O2; |
4) Получение в промышленности | NO+ O2 = NO2 (на воздухе — мгновенно); | 2NO2 + O3 = N2O5 (-78 C); |
5) Химические свойства | 1) Разложение: 2NO2 = 2NO + O2 (140-600 C) 2) C кислотами: 2NO2 + 4HCl = 2NOCl + Cl2 + 2H2O; 2NO2 + 8HI = N2 + 4I2 + 4H2O; 2NO2 + 2H2S = N2 + 2S + 2H2O (350 C); 3) С металлами: 2NO2 + Na = NaNO3 + NO (22 C); 2NO2 + 4Cu = N2 + 4CuO (600 C); 2NO2 + 4Zn = 4ZnO + N2; NO2 + K = KNO2; 4) С неметаллами: NO2 + O2 ≠ В присутствии воды реакция идет (образование HNO3): 4NO2 + O2 + 2H2O = 4HNO3; 4NO2 + O2 + 4NaOH = 4NaNO3 + 2H2O; 2NO2 + O3 = N2O5 + O2; 2NO2 + 2C = N2 + 2CO2 (t); 2NO2 + 7H2 = 2NH3 + 4H2O (kat.: Pt, Ni); 10NO2 + 8P = 5N2 + 4P2O5 (150 C); 2NO2 + 2S = N2 + 2SO2 (150 C); 2NO2 + F2 = NO2F (нитронил фтористый); 2NO2 + F2 + H2O = 2HNO3 + 2HF; 5) С солями: 3NO2 + CaCO3 = Ca(NO3)2 + NO + CO2 (+Q); 2NO2 + KГ = KNO3 + NOГ (Г= Cl, Br); 14NO2 + 16FeSO4 + 8H2SO4 = 8HNO3 + 8Fe2(SO4)2 + 3N2 + 4H2O; 5NO2 + KMnO4 + 2H2SO4 + H2O = 5HNO3 + MnSO4 + KHSO4 6) С оксидами: 2NO2 + H2O = HNO3 + HNO2; 2NO2 + SO2 = N2 + 2SO3 (22 C) 2NO2 + SO2 = SO3 + NO (t) 7) C основаниями: 2NO2 + 2KOH = KNO3 + KNO2 + H2O | 1) Разложение: N2O5 = 4NO + O2 (взрыв); 2) С кислотами: N2O5 + 3H2S = 3H2SO4 + 4N2 + 4O2; 3) С металлами: N2O5 + 3Zn = 3ZnO + O2 + N2 (t) N2O5 + 5Cu = N2 + 5CuO (500 C) N2O5 + Na = NaNO3 + NO2 4) С неметаллами: N2O5 + O2 ≠ N2O5 + I2 = I2O5 + N2 5) С солями: 2N2O5 + 2KI = I2 + 2NO2 + 2KNO3 6) С оксидами: N2O5 + H2O = 2HNO3 + Q N2O5 + 3SO2 = 3SO3 + O2 + N2 N2O5 + Al2O3 = 2Al(NO3)3 (40 C) N2O5 + CaO = Ca(NO3)2 7) С основаниями: N2O5 + 2NH4OH = 2NH4NO3 + H2O N2O5 + 2KOH = 2KNO3 + H2O |
6) Применение | 1) Используется при производстве H2SO4 и HNO3; 2) Окислитель в жидком ракетном топливе; 3) Вместе с другими оксидами азота образует «лисий хвост» — выбросы химического производства, и из выхлопных труб автомобилей; 4) Токсичен, вызывает отек легких. | 1) Применение ограничено из-за взрывоопасной природы оксида азота (V); 2) Используется в качестве нитрующего агента (в органической химии). |
Следующее занятие будет посвящено задачам по этой теме.
Если возникнут вопросы, пиши в коменты)
Солеобразующие оксиды азота. Задачи с объяснениями.
Эта статья описывает оксиды азота как химические соединения; об образовании и способах сокращения выбросов оксидов азота при горении см. NOx (оксиды азота).
Окси́ды азо́та — неорганические бинарные соединения азота с кислородом.
Список оксидов[править | править код]
Известны 10 соединений азота с кислородом. Кроме пяти классических оксидов азота — закиси азота N2O, окиси азота NO, оксида азота(III) N2O3, диоксида азота NO2 и оксида азота(V) N2O5 — известны также димер диоксида азота N2O4 и 4 малостабильных соединения: нитрозилазид NON3, нитрилазид NO2N3, тринитрамид N(NO2)3 и нитратный радикал NO3.
N2O[править | править код]
Несолеобразующий оксид. При нагревании разлагается на азот и кислород. При высоких концентрациях N2O возбуждает нервную систему («веселящий газ»). В медицине N2O применяют как слабое средство для наркоза, в высоких концентрациях токсичен. Также N2O называют закисью азота. Закись азота иногда используется для улучшения технических характеристик двигателей внутреннего сгорания. В случае автомобильных применений вещество, содержащее закись азота, и горючее впрыскиваются во впускной (всасывающий) коллектор двигателя, что приводит к следующим результатам:
- снижает температуру всасываемого в двигатель воздуха, обеспечивая плотный поступающий заряд смеси;
- увеличивает содержание кислорода в поступающем заряде;
- повышает скорость (интенсивность) сгорания в цилиндрах двигателя.
NO[править | править код]
Оксид азота NO (монооксид азота) — бесцветный газ, незначительно растворим в воде. Не взаимодействует с водой, растворами кислот и щелочей. Оксид азота(II) — очень реакционное соединение, может вступать в реакции присоединения с рядом солей (нитрозосоли), с галогенами (напр., нитрозилхлорид NOCl), органическими соединениями. При обычной температуре NO соединяется с кислородом с образованием NO2. Оксид NO получают каталитическим окислением аммиака при производстве азотной кислоты. В больших количествах очень ядовит, обладает удушающим действием.
N2O3[править | править код]
Оксид N2O3 (триоксид диазота, азотистый ангидрид) — темно-синяя жидкость, неустойчивая при обычных условиях, взаимодействует с водой, образуя азотистую кислоту HNO2.
NO2[править | править код]
Оксид азота NO2 (диоксид азота) — бурый ядовитый газ тяжелее воздуха, легко сжижается. При комнатной температуре NO2 находится в смеси с его бесцветным димером N2O4, приблизительно 1:1. Взаимодействует с водой:
и растворами щелочей:
N2O5(V)[править | править код]
Оксид азота N2O5 (пентаоксид диазота, азотный ангидрид) — бесцветное кристаллическое вещество, легко разлагается на NO2 и О2. Сильный окислитель. В воде легко растворяется с образованием азотной кислоты HNO3.
Литература[править | править код]
- Химическая энциклопедия / Редкол.: И. Л. Кнунянц и др.. — М.: Советская энциклопедия, 1988. — Т. 1 (Абл-Дар). — 623 с.
- Леонтьев А. В., Фомичева О. А., Проскурнина М. В., Зефиров Н. С. Современная химия оксида азота(I) (рус.) // Успехи химии. — Российская академия наук, 2001. — Т. 70, № 2. — С. 107—122.
- Weller, Richard, Could the sun be good for your heart? Архивы TedxGlasgow. Filmed March 2012, posted January 2013
- Roszer, T (2012) The Biology of Subcellular Nitric Oxide. ISBN 978-94-007-2818-9
- Stryer, Lubert. Biochemistry, 4th Edition. — W.H. Freeman and Company, 1995. — P. 732. — ISBN 0-7167-2009-4.
- Plant-based Diets | Plant-based Foods | Beetroot Juice | Nitric Oxide VegetablesАрхивы . Berkeley Test.
- Ghosh, S. M.; Kapil, V.; Fuentes-Calvo, I.; Bubb, K. J.; Pearl, V.; Milsom, A. B.; Khambata, R.; Maleki-Toyserkani, S.; Yousuf, M.; Benjamin, N.; Webb, A. J.; Caulfield, M. J.; Hobbs, A. J.; Ahluwalia, A. Enhanced Vasodilator Activity of Nitrite in Hypertension: Critical Role for Erythrocytic Xanthine Oxidoreductase and Translational Potential (англ.) // Hypertension : journal. — 2013. — Vol. 61, no. 5. — P. 1091—1102. —
Запрос «Веселящий газ» перенаправляется сюда; см. также другие значения.
| Оксид азота(I) | |
|---|---|
| Систематическое наименование | Оксонитрид азота(I) |
| Хим. формула | N2O |
| Состояние | бесцветный газ |
| Молярная масса | 44,0128 г/моль |
| Плотность | 1,98 г/л (при н. у.) |
| Энергия ионизации | 12,89 ± 0,01 эВ[1] |
| Температура | |
| • плавления | -90,86 °C |
| • кипения | -88,48 °C |
| Давление пара | 51,3 ± 0,1 атм[1] |
| Рег. номер CAS | 10024-97-2 |
| PubChem | 948 |
| Рег. номер EINECS | 233-032-0 |
| SMILES | N#[N+][O-] |
| InChI | 1S/N2O/c1-2-3 GQPLMRYTRLFLPF-UHFFFAOYSA-N |
| Кодекс Алиментариус | E942 |
| RTECS | QX1350000 |
| ChEBI | 17045 |
| ChemSpider | 923 |
| NFPA 704 | 2 OX |
| Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное. | |
| Медиафайлы на Викискладе | |
Окси́д азо́та(I) (оксид диазота, закись азота, веселящий газ) — соединение с химической формулой N2O. Иногда называется «веселящим газом» из-за производимого им опьяняющего эффекта, приступов смеха. При нормальной температуре это бесцветный негорючий газ с приятным сладковатым запахом и привкусом. Закись азота является третьим по значимости долгоживущим парниковым газом, накопление которого в атмосфере Земли и есть одна из основных причин глобального потепления, т.к. N2O является веществом, которое разрушает стратосферный озон.[2]
История[править | править код]
Впервые был получен в 1772 году Джозефом Пристли, который назвал его «дефлогистированным нитрозным воздухом»[3]. В 1799 г. его исследовал Г. Дэви.
Строение молекулы[править | править код]
Строение молекулы оксида азота(I) описывается следующими резонансными формами:
Наибольший вклад вносит N-оксидная форма оксида азота(I). Порядок связи N-N оценивается как 2,73, порядок связи N-O — как 1,61. Резонансная структура с возможностью противоположного расположения зарядов в молекуле N2O обусловливает низкий дипольный момент молекулы, равный 0,161 Д.
Физические свойства[править | править код]
Бесцветный газ, тяжелее воздуха (относительная плотность 1,527), с характерным сладковатым запахом. Растворим в воде (0,6 объёма N2O в 1 объёме воды при 25 °C, или 0,15 г/100 мл воды при 15 °C), растворим также в этиловом спирте, эфире, серной кислоте. При 0 °C и давлении 30 атм, а также при комнатной температуре и давлении 40 атм сгущается в бесцветную жидкость. Из 1 кг жидкой закиси азота образуется 500 л газа. Молекула закиси азота имеет дипольный момент 0,161 Д, коэффициент преломления в жидком виде равен 1,330 (для жёлтого света с длиной волны 589 нм). Давление паров жидкого N2O при 20 °C равно 5150 кПа.
Химические свойства[править | править код]
Относится к несолеобразующим оксидам, с водой, с растворами щелочей и кислот не взаимодействует. Не воспламеняется, но поддерживает горение: тлеющая лучина, опущенная в него, загорается, как в чистом кислороде. Смеси с эфиром, циклопропаном, хлорэтаном в определённых концентрациях взрывоопасны. Оксид азота(I) является озоноразрушающим веществом, а также парниковым газом. В нормальных условиях N2O химически инертен, при нагревании проявляет свойства окислителя:
При взаимодействии с сильными окислителями N2O может проявлять свойства восстановителя:
При нагревании N2O разлагается:
Оксид азота(I) реагирует с амидами металлов с образованием соответствующих неорганических азидов:
При взаимодействии аммиака над катализатором образуется азид аммония:
Получение[править | править код]
Оксид азота(I) получают осторожным (опасность взрывного разложения!) нагреванием сухого нитрата аммония:
Более удобным способом является нагревание сульфаминовой кислоты с 73%-й азотной кислотой:
В химической промышленности закись азота является побочным продуктом и для её разрушения используют каталитические конвертеры, так как выделение в виде товарного продукта, как правило, экономически нецелесообразно.
Биологическое значение[править | править код]
Закись азота образуется как при ферментативном, так и при неферментативном восстановлении из окиси азота (II)[4]. В опытах in vitro было обнаружено, что закись азота образуется при реакции между окисью азота (II) и тиолом или тиол-содержащими соединениями[5]. Сообщается, что образование N2O из окиси азота было обнаружено в цитозоле гепатоцитов, что заставляет предполагать возможное образование этого газа в клетках млекопитающих в физиологических условиях[6]. В организме бактерий закись азота образуется в ходе процесса, называемого денитрификацией, и катализируемого нитрооксид-редуктазой. Ранее этот процесс предполагался специфичным для некоторых видов бактерий и отсутствующим у млекопитающих, но новые данные заставляют предполагать, что это не так. Было показано, что физиологически релевантные концентрации закиси азота ингибируют как ионные токи, так и опосредуемые эксайтотоксичностью нейродегенеративные процессы, происходящие при чрезмерном возбуждении NMDA-рецепторов[7]. Также закись азота ингибирует биосинтез метионина, угнетая активность метионин-синтетазы и скорость превращения гомоцистеина в метионин и повышая концентрацию гомоцистеина в культурах лимфоцитов[8] и в биоптатах человеческой печени[9]. Хотя закись азота не является лигандом для гема, и не реагирует с тиоловыми группами, она обнаруживается во внутренних структурах гемосодержащих белков, таких, как гемоглобин, миоглобин, цитохромоксидаза[10]. Способность закиси азота нековалентно, обратимо изменять структуру и функции гемосодержащих белков была показана исследованием сдвига инфракрасных спектров тиоловых групп цистеинов гемоглобина[11] и тем, что закись азота способна частично и обратимо ингибировать функцию цитохромоксидазы C[12]. Точные механизмы этого нековалентного взаимодействия закиси азота с гемосодержащими белками и биологическое значение этого явления заслуживают дальнейших исследований. В настоящее время представляется возможным, что эндогенная закись азота участвует в регуляции активности NMDA[7] и опиоидной системы[13][14]. Обладает нейротоксическими свойствами.
Применение[править | править код]
Существует два вида закиси азота — пищевая, или медицинская для медицинского применения (высокой степени очистки) и техническая — технический оксид диазота, в котором есть примеси, количество которых указывается в соответствующих техусловиях (ТУ) на данный газ. «Медицинская» закись азота используется в основном как средство для ингаляционного наркоза, находит применение и в пищевой промышленности (например, для изготовления взбитых сливок) в качестве пропеллента. Как пищевой продукт, имеет индекс E942. Также иногда используется для улучшения технических характеристик двигателей внутреннего сгорания. В промышленности применяется как пропеллент и упаковочный газ. Может использоваться в ракетных двигателях в качестве окислителя, а также как единственное топливо в монокомпонентных ракетных двигателях.
Средство для ингаляционного наркоза[править | править код]
Малые концентрации закиси азота вызывают лёгкое опьянение (отсюда название — «веселящий газ»). При вдыхании чистого газа быстро развиваются состояние опьянения и сонливость. Закись азота обладает слабой наркотической активностью, в связи с чем в медицине её применяют в больших концентрациях. В смеси с кислородом при правильном дозировании (до 80 % закиси азота) вызывает хирургический наркоз. Часто применяют комбинированный наркоз, при котором закись азота сочетают с другими средствами для наркоза, анальгетиками, миорелаксантами и т. п. Например, применяется комбинированный наркоз закисью азота и гексеналом с фентаниловой анальгезией и миорелаксацию дитилином.
Закись азота, предназначенная для медицинских нужд (высокой степени очистки от примесей), не вызывает раздражения дыхательных путей. Будучи, в процессе вдыхания, растворенной в плазме крови, практически не изменяется и не метаболизируется, с гемоглобином не связывается. После прекращения вдыхания выделяется (в течение 10—15 мин) через дыхательные пути в неизменном виде. Период полувыведения — 5 минут.
Закись азота используется для ингаляционного наркоза в хирургии, она удобна для кратковременного наркоза (и рауш-наркоза) в хирургической стоматологии, а также для обезболивания родов (поскольку слабо влияет на родовую деятельность и нетоксична для плода).
Смесь закиси азота с кислородом получают и непосредственно применяют при помощи специальных аппаратов для наркоза. Обычно начинают со смеси, содержащей 70—80 % закиси азота и 30—20 % кислорода, затем количество кислорода увеличивают до 40—50 %[источник не указан 2538 дней]. Если не удается получить необходимую глубину наркоза, при концентрации закиси азота 70—75 %, добавляют более мощные наркотические средства: фторотан, диэтиловый эфир, барбитураты.
Для более полного расслабления мускулатуры применяют миорелаксанты, при этом не только усиливается расслабление мышц, но также улучшается течение наркоза.
После прекращения подачи закиси азота следует во избежание гипоксии продолжать давать кислород в течение 4—5 мин.
Применять закись азота, как и любое средство для наркоза, необходимо с осторожностью, особенно при выраженных явлениях гипоксии и нарушении диффузии газов в лёгких.
Для обезболивания родов пользуются методом прерывистой аутоанальгезии с применением, при помощи специальных наркозных аппаратов, смеси закиси азота (75 %) и кислорода. Роженица начинает вдыхать смесь при появлении предвестников схватки и заканчивает вдыхание на высоте схватки или по её окончании.
Для уменьшения эмоционального возбуждения, предупреждения тошноты и рвоты и потенцирования действия закиси азота возможна премедикация внутримышечным введением 0,5%-го раствора диазепама (седуксена, сибазона) в количестве 1—2 мл (5—10 мг).
Форма выпуска: в металлических баллонах вместимостью 10 л под давлением 50 атм в сжиженном состоянии. Баллоны окрашены в серый цвет и имеют надпись «Для медицинского применения».
При использовании закиси азота для анестезии и пограничных уровнях витамина в B12 развивается полинейропатия вызванная дефицитом B12. Эффект описан в работах[15][16] и др. Необходима терапия фолатами и B12.
В двигателях внутреннего сгорания[править | править код]
Закись азота иногда используется для улучшения технических характеристик двигателей внутреннего сгорания. В случае автомобильных применений вещество, содержащее закись азота, и горючее впрыскиваются во впускной (всасывающий) коллектор двигателя, что приводит к следующим результатам:
- снижает температуру всасываемого в двигатель воздуха, обеспечивая плотный поступающий заряд смеси.
- увеличивает содержание кислорода в поступающем заряде (воздух содержит лишь ~23,15 масс. % кислорода).
- повышает скорость (интенсивность) сгорания в цилиндрах двигателя.
В реактивных двигателях[править | править код]
Иногда используется в качестве окислителя в однокомпонентном топливе с этаном, этиленом или ацетиленом в качестве топлива.
В пищевой промышленности[править | править код]
В пищевой промышленности соединение зарегистрировано в качестве пищевой добавки E942, как пропеллент и упаковочный газ (предотвращают порчу продукта). Закись азота используется в основном для распыления пищевых продуктов.
Примечания[править | править код]
- ↑ 1 2 https://www.cdc.gov/niosh/npg/npgd0465.html
- ↑ Thompson, R.L., Lassaletta, L., Patra, P.K. et al. Acceleration of global N2O emissions seen from two decades of atmospheric inversion. Nat. Clim. Chang. (2019) doi:10.1038/s41558-019-0613-7
- ↑ Joseph Priestly. Experiments and observations on different kinds of air. — Vol. 1. — 1775.
- ↑ Neil Hogg, Ravinder J. Singh, B. Kalyanaraman. The role of glutathione in the transport and catabolism of nitric oxide. (англ.) // FEBS Letters (англ.)русск. : journal. — 1996. — 18 March (vol. 382, no. 3). — P. 223—228. — doi:10.1016/0014-5793(96)00086-5. — PMID 8605974.
- ↑ DeMaster E. G., Quast B. J., Redfern B., Nagasawa HT. Reaction of nitric oxide with the free sulfhydryl group of human serum albumin yields a sulfenic acid and nitrous oxide. (англ.) // Biochemistry : journal. — 1995. — 12 September (vol. 34, no. 36). — P. 11494—11499. — PMID 7547878.
- ↑ Jinjoo Hyun, Gautam Chaudhuri, Jon M. Fukuto. The Reductive Metabolism of Nitric Oxide in Hepatocytes: Possible Interaction with Thiols (англ.) // Drug Metabolism & Disposition (англ.)русск. : journal. — 1999. — 1 September (vol. 27, no. 9). — P. 1005—1009. — PMID 10460799.
- ↑ 1 2 Jevtović-Todorović V., Todorović S. M., Mennerick S., Powell S., Dikranian K., Benshoff N., Zorumski C. F., Olney JW. Nitrous oxide (laughing gas) is an NMDA antagonist, neuroprotectant and neurotoxin. (англ.) // Nat Med : journal. — 1998. — April (vol. 4, no. 4). — P. 460—463. — PMID 9546794.
- ↑ Christensen B., Refsum H., Garras A., Ueland PM. Homocysteine remethylation during nitrous oxide exposure of cells cultured in media containing various concentrations of folates. (англ.) // J Pharmacol Exp Ther. (англ.)русск. : journal. — 1992. — June (vol. 261, no. 3). — P. 1096—1105. — PMID 1602376.
- ↑ Koblin D. D., Waskell L., Watson J. E., Stokstad E. L., Eger EI 2nd. Nitrous oxide inactivates methionine synthetase in human liver. (англ.) // Anesth Analg (англ.)русск. : journal. — 1982. — February (vol. 61, no. 2). — P. 75—78. — PMID 7198880.
- ↑ Vijaya Sampath, Xiao-Jian Zhao, and Winslow S. Caughey. Anesthetic-like interactions of nitric oxide with albumin and hemeproteins. A mechanism for control of protein function. (англ.) // The Journal of Biological Chemistry : journal. — 2001. — 27 April (vol. 276, no. 17). — P. 13635—13643. — doi:10.1074/jbc.M006588200. — PMID 11278308.
- ↑ Aichun Dong, Ping Huang, Xiao-Jian Zhao, Vijaya Sampath, and Winslow S. Caughey. Characterization of sites occupied by the anesthetic nitrous oxide within proteins by infrared spectroscopy. (англ.) // The Journal of Biological Chemistry : journal. — 1994. — 30 September (vol. 269, no. 39). — P. 23911—23917. — PMID 7929038.
- ↑ Olof Einarsdottir, Winslow S. Caughey. Interactions of the anesthetic nitrous oxide with bovine heart cytochrome c oxidase. Effects on protein structure, oxidase activity, and other properties. (англ.) // The Journal of Biological Chemistry : journal. — 1988. — 5 July (vol. 263, no. 19). — P. 9199—9205. — PMID 2837481.
- ↑ Gillman M. A., Lichtigfeld FJ. Nitrous oxide acts directly at the mu opioid receptor. (англ.) // Anesthesiology (англ.)русск. : journal. — Lippincott Williams & Wilkins (англ.)русск., 1985. — March (vol. 62, no. 3). — P. 375—376. — PMID 2983587.
- ↑ Gillman M. A., Lichtigfeld FJ. A comparison of the effects of morphine sulphate and nitrous oxide analgesia on chronic pain states in man. (англ.) // J Neurol Sci (англ.)русск. : journal. — 1981. — January (vol. 49, no. 1). — P. 41—45. — PMID 7205318.
- ↑ I Chanarin. Cobalamins and nitrous oxide: a review. // Journal of Clinical Pathology. — 1980-10. — Т. 33, вып. 10. — С. 909—916. — ISSN 0021-9746.
- ↑ R. B. Layzer. Myeloneuropathy after prolonged exposure to nitrous oxide // The Lancet. — Elsevier, 1978-12-09. — Т. 2, вып. 8102. — С. 1227—1230. — ISSN 0140-6736.
Литература[править | править код]
- Леонтьев А. В., Фомичева О. А., Проскурнина М. В., Зефиров Н. С. Современная химия оксида азота(I) (рус.) // Успехи химии. — Российская академия наук, 2001. — Т. 70, № 2. — С. 107—122.
- Закись азота // Лекарственные средства / М. Д. Машковский. — Справочник Машковского on-line.