Оксид азоту(II)

Оксид азоту NO за звичайних умов є безбарвним газом із дуже низькою температурою кипіння (-151,8°С) і температурою плавлення (-163,6°С). У твердому стані, завдяки наявності неспареного електрону, сполука повністю димеризується з утворенням оксиду N₂O₂, а у рідкому — приблизно на чверть.

У воді розчиняється важко: при звичайній температурі лише близько 5 см³ в 100 г води.

Найхарактернішою властивістю монооксиду азоту є його здатність легко сполучатися при звичайних умовах з киснем повітря з утворенням діоксиду азоту (реакція має велике значення при виробництві нітратної кислоти):

${\displaystyle \mathrm {2NO+O_{2}\longrightarrow 2NO_{2}} }$

При високотемпературному нагріванні та в присутності каталізатору BaO, газуватий NO розкладається на прості сполуки. Рідкий NO із плином часу може диспропорціонувати з утворенням оксидів азоту(I) та азоту(III):

${\displaystyle \mathrm {2NO{\xrightarrow {700^{o}C,KAT}}N_{2}+O_{2}} }$

${\displaystyle \mathrm {4NO{\xrightarrow {\tau }}N_{2}O+N_{2}O_{3}} }$

При взаємодії із галогенами або сульфатною кислотою (в присутності кисню), NO окиснюється із утворенням сполук нітрозилу:

${\displaystyle \mathrm {2NO+Cl_{2}\longrightarrow [NO]^{+}Cl^{-}} }$

${\displaystyle \mathrm {4NO_{(liquid)}+O_{2}+4H_{2}SO_{4}\longrightarrow 4[NO]^{+}HSO_{4}^{-}+2H_{2}O} }$

Аналогічно він утворює нітрозильні комплекси з солями перехідних металів у водних розчинах, зокрема з солями двовалентного заліза утворює бурий малостійкий нітрозосульфат, що розкладається при нагріванні[1][2]:

${\displaystyle \mathrm {NO+FeSO_{4}\rightleftharpoons [Fe(NO)SO_{4}]} }$

або більш загально в іонній формі:

${\displaystyle \mathrm {NO+[Fe(H_{2}O)_{6}]^{2+}\rightleftharpoons [Fe(NO)(H_{2}O)_{5}]^{2+}+H_{2}O} }$

Оксид азоту відновлюється до вільного азоту графітом, червоним фосфором, неметалічними сполуками-відновниками, а також деякими металами:

${\displaystyle \mathrm {2NO+C{\xrightarrow {400-500^{o}C}}N_{2}+CO_{2}} }$

${\displaystyle \mathrm {10NO+4P{\xrightarrow {150-200^{o}C}}5N_{2}+P_{4}O_{10}} }$

${\displaystyle \mathrm {2NO+2H_{2}S{\xrightarrow {300-350^{o}C}}N_{2}+2H_{2}O+2S} }$

${\displaystyle \mathrm {2NO+2SO_{2}\longrightarrow N_{2}+2SO_{3}} }$

${\displaystyle \mathrm {2NO+4Cu{\xrightarrow {500-600^{o}C}}N_{2}+2Cu_{2}O} }$

Роль оксиду азоту(II) як сигнальної молекули в живих організмах була відкрита у 1980-х роках, а 1998 Роберт Ферчготт, Луїс Ігнарро і Ферід Мурад отримали Нобелівську премію з фізіології або медицини за з'ясування його функцій у серцево-судинній системі[3]. Монооксид азоту є паракринним фактором завдяки своїй здатності швидко дифундувати через мембрани клітин, проте через високу реакційність відстань такої дифузії обмежена 1 мм а час півжиття молекул NO становить 5—10 секунд. Нітроген мооноксид виконує сигнальну функцію як у тварин, так і в рослин, навіть деякі бактерії можуть відчувати дуже невеликі його концентрації і рухатись у сторону від джерела цієї сполуки[4].

У ссавців NO задіяний у низці фізіологічних процесів, таких як регуляція артеріального тиску, передача нервових імпульсів, зсідання крові та імунна відповідь. Синтез оксиду азоту(II) здійснюється шляхом деамінування амінокислоти аргініну і забезпечується ферментом NO-синтазою (NOS), що має у ссавців три ізоформи: нейрональна (nNOS), індуцибельна (iNOS) та ендотеліальна (eNOS). nNOS і eNOS експресуються у відповідних типах клітин конститутивно і різко збільшують свою активність у відповідь на зростання концентрації Ca²⁺. Натомість активація iNOS здійснюється на рівні транскрипції під впливом ендотоксинів або цитокінів запалення, зокрема в таких клітинах як макрофаги та нейтрофіли, і не залежить від цитоплазматичного рівня кальцію[5][6].

Однією із мішеней монооксиду азоту в клітинах ссавців, в тому числі і гладких м'язах, є фермент гуанілатциклаза, в активному центрі якого він приєднується до атому Феруму і таким чином збільшує ензиматичну активність. Циклічний ГМФ, що є продуктом гуанілатциклази, є вторинним посередником і запускає в клітині каскад реакцій, що забезпечують фізіологічну відповідь, у випадку гладеньких м'язів — їх розслаблення[4].

NO може діяти також і цГМФ-незалежним шляхом, наприклад змінювати активність білків шляхом ковалентного нітрозилювання тіольних груп (-SH) специфічних залишків цистеїну в їх складі[4].

Оксид NO подразнює дихальні шляхи та очі. Симптоми отруєння з'являють лише через певний період затримки у кілька годин. Ними є: подразнення горла, ускладнене дихання, головний біль, нудота. Подальші ускладнення за відсутності лікувальних заходів можуть спричинювати повну втрату сил, непостійність дихання, ціаноз, а також смерть внаслідок набряку легень.

Ураженого NO необхідно забрати із небезпечної території, провентилювати легені киснем. Подальші 72 години необхідно забезпечити нагляд та виключити будь-яку фізичну діяльність, оскільки це може призвести до розвитку набряку легень. При потраплянні речовини в очі або на шкіру, необхідно ретельно промити уражене місце теплою водою та звернутися до лікаря.

Мірами безпеки при роботі із оксидом азоту(I) є наявність захисних гумових (тефлонових) рукавичок, герметичних окулярів, респіратору.

• Нітратна кислота
• Оксид азоту(I)

• Hoenig S. L. Compendium of Chemical Warfare Agents. — New York : Springer, 2007. — 222 p. — ISBN 0-387-34626-0. (англ.)
• Handbook of Preparative Inorganic Chemistry / G. Brauer. — 2nd. — New York : Academic Press, 1963. — Vol. 1. — 1859 p. (англ.)
• Thiemann M., Scheibler E., Wiegand K. W. Nitric Acid, Nitrous Acid, and Nitrogen Oxides // Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. — 6th. — Weinheim : Wiley-VCH, 2005. — P. 43—44. — DOI:10.1002/14356007.a17_293. (англ.)
• Лидин Р. А., Молочко В. А., Андреева Л. Л. Химические свойства неорганических веществ / Р. А. Лидин. — 3-е. — М. : Химия, 2000. — 480 с. — ISBN 5-7245-1163-0. (рос.)
• Деркач Ф. А. Хімія. — Львів : Львівський університет, 1968. — 312 с.