Оксид NO2 с кислородом вообще не реагирует. Оксид азота (I, II, III, IV, V): свойства, получение, применение Оксид NO2 с кислородом вообще не реагирует

30.0061 г/моль Физические свойства Состояние (ст. усл.) бесцветный газ Плотность 0,00134 (газ) г/см³ Термические свойства Температура плавления −163.6 °C Температура кипения −151.7 °C Энтальпия образования (ст. усл.) 81 кДж/моль Химические свойства Растворимость в воде 0,01 г/100 мл Классификация Рег. номер CAS

Оксид азота(II) (мон(о)оксид азота , окись азота , нитрозил-радикал ) NO - несолеобразующий оксид азота . Он представляет собой бесцветный газ, плохо растворимый в воде. Сжижается с трудом; в жидком и твёрдом виде имеет голубой цвет.

Наличие неспаренного электрона обусловливает склонность NO к образованию слабосвязанных димеров N 2 O 2 . Это непрочные соединения с ΔH° димеризации = 17 кДж. Жидкий оксид азота(II) на 25 % состоит из молекул N 2 O 2 , а твердый оксид целиком состоит из них.

Получение

Оксид азота(II) - единственный из оксидов азота, который можно получить непосредственно из свободных элементов соединением азота с кислородом при высоких температурах (1200-1300 °C) или в электрическом разряде. В природе он образуется в атмосфере при грозовых разрядах:

N 2 + O 2 → 2NO - 180,9 кДж 2NO + O 2 → 2NO 2 .

При понижении температуры оксид азота(II) разлагается на азот и кислород, но если температура падает резко, то не успевший разложиться оксид существует достаточно долго: при низкой температуре скорость распада невелика. Такое резкое охлаждение называется «закалкой» и используется при одном из способов получения азотной кислоты .

В лаборатории его обычно получают взаимодействием 30%-ной HNO 3 с некоторыми металлами , например, с медью :

3Cu + 8HNO 3 (30 %) → 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O.

Более чистый, не загрязнённый примесями NO можно получить по реакциям:

FeCl 2 + NaNO 2 + 2HCl → FeCl 3 + NaCl + NO + H 2 O; 2HNO 2 + 2HI → 2NO + I 2 ↓ + 2H 2 O.

Промышленный способ основан на окислении аммиака при высокой температуре и давлении при участии , Cr 2 O 3 (как катализаторов):

4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O.

Химические свойства

При комнатной температуре и атмосферном давлении окисление NO кислородом воздуха происходит мгновенно:

2NO + O 2 → 2NO 2

Для NO характерны также реакции присоединения галогенов с образованием нитрозилгалогенидов, в этой реакции NO проявляет свойства восстановителя:

2NO + Cl 2 → 2NOCl (нитрозилхлорид).

В присутствии более сильных восстановителей NO проявляет окислительные свойства:

2SO 2 + 2NO → 2SO 3 + N 2 .

В воде NO мало растворим и с ней не реагирует, являясь несолеобразующим оксидом.

Физиологическое действие

Как и все оксиды азота (кроме N 2 O), NO - токсичен, при вдыхании поражает дыхательные пути.

За два последних десятилетия было установлено, что эта молекула NO обладает широким спектром биологического действия, которое условно можно разделить на регуляторное, защитное и вредное. NO, являясь одним из мессенджеров, участвует в регуляции систем внутри- и межклеточной сигнализации. Оксид азота, производимый клетками эндотелия сосудов, отвечает за расслабление гладких мышц сосудов и их расширение(вазодилатацию), предотвращает агрегацию тромбоцитов и адгезию нейрофилов к эндотелию, участвует в различных процессах в нервной, репродуктивной и иммунной системах. NO также обладает цитотоксическими и цитостатическими свойствами. Клетки-киллеры иммунной системы используют оксид азота для уничтожения бактерий и клеток злокачественных опухолей. С нарушением биосинтеза и метаболизма NO связаны такие заболевания, как эссенциальная артериальная гипертензия, ишемическая болезнь сердца, инфаркт миокарда, первичная легочная гипертензия, бронхиальная астма, невротическая депрессия, эпилепсия, нейродегенеративные заболевания (болезнь Альцгеймера, болезнь Паркинсона), сахарный диабет, импотенция и др.

Оксид азота может синтезироваться несколькими путями. Растения используют неферментативную фотохимическую реакцию между NO 2 и каротиноидами. У животных синтез осуществляют семейство NO-синтаз (NOS). NOS-ферменты - члены гем-содержащего суперсемейства ферментов, названных монооксигеназами. В зависимости от структуры и функций, NOS могут быть разделены на три группы: эндотелиальные (eNOS), нейрональные (nNOS) и индуцибельные (iNOS). В активный центр любой из NO-синтаз входит железопорфириновый комплекс, содержащий аксиально координированный цистеин или метионин. Хотя все изоформы NOS катализируют образование NO, все они являются продуктами различных генов, каждая из них имеет свои особенности как в механизмах действия и локализации, так и в биологическом значении для организма. Поэтому указанные изоформы принято также подразделять на конститутивную (cNOS) и индуцибельную (iNOS) синтазы оксида азота.

cNOS постоянно находится в цитоплазме, зависит от концентрации ионов кальция и кальмодулина (белок, являющийся внутриклеточным посредником переноса ионов кальция) и способствует выделению небольшого количества NO на короткий период в ответ на стимуляцию рецепторов.Индуцибельная NOS появляется в клетках только после индукции их бактериальными эндотоксинами и некоторыми медиаторами воспаления, такими как гамма-интерферон, фактор некроза опухоли и др. Количество NO, образующегося под влиянием iNOS, может варьировать и достигать больших количеств (наномолей). При этом продукция NO сохраняется длительнее.

Характерной особенностью NO является способность быстро (менее чем за 5 секунд) диффундировать через мембрану синтезировавшей его клетки в межклеточное пространство и легко (без участия рецепторов) проникать в клетки-мишени. Внутри клетки он активирует одни энзимы и ингибирует другие, таким образом, участвуя в регуляции клеточных функций. По сути, монооксид азота является локальным тканевым гормоном. NO играет ключевую роль в подавлении активности бактериальных и опухолевых клеток путем либо блокирования некоторых их железосодержащих ферментов, либо путем повреждения их клеточных структур оксидом азота или свободными радикалами, образующимися из оксида азота. Одновременно в очаге воспаления накапливается супероксид, который вызывает повреждение белков и липидов клеточных мембран, что и объясняет его цитотоксическое действие на клетку-мишень. Следовательно, NO, избыточно накапливаясь в клетке, может действовать двояко: с одной стороны вызывать повреждение ДНК и с другой - давать провоспалительный эффект.

Оксид азота способен инициировать образование кровеносных сосудов . В случае инфаркта миокарда оксид азота играет положительную роль, так как индуцирует новый сосудистый рост, но при раковых заболеваниях тот же самый процесс вызывает развитие опухолей, способствуя питанию и росту раковых клеток. С другой стороны, вследствие этого улучшается доставка оксида азота в опухолевые клетки. Повреждение ДНК под действием NO является одной из причин развития

II Состав и строение HNO3

1. Реакции с металлами. Поскольку атом азота в положительных степенях окисления является окислителем, причем чем выше степень окисления, тем сильнее способность отбирать электроны у других атомов, то с металлами – по сути своей восстановителями – оксиды азота будут реагировать. Продукты при этом могут получаться совсем разные, в зависимости от условий реакции и самого металла. Например, раскаленной меди все оксиды азота отдают кислород, а сами превращаются в простое вещество азот:

По количеству образовавшихся оксида меди и азота можно установить, какой именно из оксидов азота реагировал с медью.

2. Реакции с неметаллами . В первую очередь рассмотрим реакции с кислородом. Здесь между оксидами наблюдается различие, и весьма существенное.

Оксид NO реагирует с кислородом с образованием оксида азота(IV). Реакция обратимая. Причем с повышением температуры скорость этой реакции уменьшается:

2NO + O2 = 2NO2.

Оксид NO2 с кислородом вообще не реагирует.

Озон переводит оба оксида в оксид азота(V).

Оксид азота(II) NO присоединяет озон полностью:

2NO + O3 = N2O5.

Оксид азота(IV) NO2 в реакции с озоном выделяет еще и кислород:

2NO2 + O3 = N2O5 + O2.

3. Реакции с водой . Оксид NO с водой не реагирует. Оксид NO2 с водой образует две кислоты – азотную (степень окисления азота +5) и азотистую (степень окисления азота +3). В присутствии кислорода оксид NO2 целиком переходит в азотную кислоту:

2NO2 + Н2O = НNО3 + НNO2,

4NO2 + O2 + 2Н2О = 4НNО3.

4. Реакции c кислотами . Ни один из оксидов – NO или NO2 – не реагирует с кислотами.

5. Реакции со щелочами . Оба оксида азота реагируют со щелочами.

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

10NO + 6NaOH = 6NaNO2 + N2O + N2 + 3H2O.

Оксид NO2 образует с щелочью соли двух кислот – азотной и азотистой:

2NO2 + 2NaOH = NaNO3 + NaNO2 + H2O.

Вернемся к нашей тайне степеней окисления. При переходе кислородных соединений азота из состояния «газ», где свободно можно двигаться, в состояние «водный раствор», где больше толкотни, где процветает коллективизм, где существуют и активно действуют полярные молекулы воды, никто уже не позволит молекуле, атому или иону быть в одиночестве, происходит «смена ориентации». Устойчивыми становятся как раз нечетные степени окисления, как и положено элементу из нечетной группы. (Устойчивыми, правда, относительно. Азотистая кислота, например, может существовать только в растворе, иначе она разлагается. Но кислот, формально соответствующих оксидам азота(II) и (IV), вообще не существует. Все познается в сравнении.)

Интересно, что со щелочами реагирует не только явно кислотный оксид NO2, но и NО – по свойствам и степени окисления некислотный, при этом получаются соединения других степеней окисления – нечетных! Тайна? Вполне!ная кислота, строение молекулы и получение.

Опытным путём доказано, что в молекуле азотной кислоты между двумя атомами кислорода и атомом азота две химические связи абсолютно одинаковые – полуторные связи. Степень окисления азота +5, а валентность равна IV.

Физические свойства

Азотная кислота HNO3 в чистом виде - бесцветная жидкость с резким удушливым запахом, неограниченно растворимая в воде; t°пл.= -41°C; t°кип.= 82,6°С, r = 1,52 г/см3. В небольших количествах она образуется при грозовых разрядах и присутствует в дождевой воде.

Под действием света азотная кислота частично разлагается с выделением NО2 и за cчет этого приобретает светло-бурый цвет:

N2 + O2 грозовые эл.разряды→ 2NO

2NO + O2 → 2NO2

4НNО3 свет→ 4NО2(бурый газ) + 2Н2О + О2

Азотная кислота высокой концентрации выделяет на воздухе газы, которые в закрытой бутылке обнаруживаются в виде коричневых паров (оксиды азота). Эти газы очень ядовиты, так что нужно остерегаться их вдыхания. Азотная кислота окисляет многие органические вещества. Бумага и ткани разрушаются вследствие окисления образующих эти материалы веществ. Концентрированная азотная кислота вызывает сильные ожоги при длительном контакте и пожелтение кожи на несколько дней при кратком контакте. Пожелтение кожи свидетельствует о разрушении белка и выделении серы (качественная реакция на концентрированную азотную кислоту – жёлтое окрашивание из-за выделения элементной серы при действии кислоты на белок – ксантопротеиновая реакция). То есть – это ожог кожи. Чтобы предотвратить ожог, следует работать с концентрированной азотной кислотой в резиновых перчатках.

Получение

1. Лабораторный способ

KNO3 + H2SO4(конц) → KHSO4 + HNO3 (при нагревании)

2. Промышленный способ

Осуществляется в три этапа:

a) Окисление аммиака на платиновом катализаторе до NO

4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O (Условия: катализатор – Pt, t = 500˚С)

б) Окисление кислородом воздуха NO до NO2

2NO + O2 → 2NO2

в) Поглощение NO2 водой в присутствии избытка кислорода

4NO2 + О2 + 2H2O ↔ 4HNO3и 3NO2 + H2O ↔ 2HNO3+NO (без избытка кислорода)

Применение

Важнейшие оксиды азота представлены в таблице 1.

Оксид азота (V) представляет собой твёрдое вещество, остальные оксиды при обычных условиях газообразны. Наибольшее практическое значение из них имеют оксид азота (II) и оксид азота (IV). Все оксиды азота ядовиты, за исключением оксида азота (I).

Оксид азота(I) N 2 O. При комнатной температуре N 2 0 - бесцветный газ (t пл = _ 91 °С, t кип = -89 °С) без запаха, сладковатый на вкус, малорастворимый в воде. При вдыхании в небольших количествах N 2 0 вызывает судорожный смех, поэтому его называ­ют «веселящим газом». Молекула N 2 0 линейная, малополярная. Методом валент­ных связей ее строение описывается с помощью двух резонансных структур:

Связь между атомами азота (0,113 нм) лишь немного длиннее, чем тройная связь в молекуле N 2 (0,110 нм).

Оксид азота(1) получают термическим разложением нитрата аммония при температуре немного выше температуры его плавления (170 °С):

NH 4 NO 3 → N 2 0 + 2Н 2 0

Более чистый N 2 0 образуется при сопропорционировании нитрита и соли гидразина или гидроксиламина:

NH 3 OHCI + NaN0 2 = N 2 O + 2Н 2 0 + NaCl

Оксид азота (II) NO – бесцветный газ, мало растворимый в воде и химически с ней не взаимодействующий. Он легко соединяется с кислородом, образуя оксид азота (IV):

2NO + O 2 → 2NO 2 + 113 кДж

Оксид азота (II) получают в лаборатории при действии разбавленной азотной кислоты (ρ = 1,2 г/см 3 , ω=33%) на медь. Уравнение реакции имеет вид:

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

Молекула NO обладает нечётным числом внешних электронов, следовательно, у неё есть один избыточный электрон. Ненасыщенный характер молекулы NO проявляется в её способности к комплексообразованию с ионами некоторых металлов. Так, при пропускании NO в раствор FeSO 4 последний окрашивается в бурый цвет вследствие образования соединения состава SO 4 . При нагревании это непрочное соединение разлагается.

Оксид азота(II) - типичный восстановитель. Он обесцвечивает подкислен­ный раствор перманганата калия:

5NO + 3KMn0 4 + 2H 2 S0 4 = 2MnS0 4 + 3KN0 3 + Mn(N0 3) 2 + 2H 2 0

легко окисляется кислородом:

2NO + 0 2 = 2N0 2

Процесс протекает с очень высокой скоростью, так как обе реагирующие частицы являются радикалами.

Из-за наличия одного неспаренного электрона на разрыхляющей 2π-орбитали для оксида азота (II) характерны процессы одноэлектронного окисления с образованием катиона нитрозила (нитрозония ) N0 + : N0 – е - = N0 + . При этом кратность связи N-О повышается до трех, а ее энергия возрастает от 627 (NО) до 1046 (NO +) кДж/моль. Производными нитрозила являются ковалентные оксигалогениды азота NOX (X - галоген), а также ионные соли, например, перхлорат нитрозония , селенат нитрозония (N0) 2 Se0 4 . Гидросульфат нитрозония получают, пропуская сернистый газ через дымящую азотную кислоту:



HN0 3 + S0 2 =

Другие соли нитрозония также мо­гут быть получены взаимодействием ок­сидов азота с концентрированными кислотами, например:

N 2 0 3 + H 2 Se0 4 = (N0) 2 Se0 4 + Н 2 0

Соли нитрозония термически неустойчивы, а в присутствии воды необратимо гидроли­зуются:

2 + Н 2 0 = NO + N0 2 + 2H 2 S0 4

Ковалентный хлорид нитрозила N0C1 - оранжево-красный газ (t пл = -65 °С, t кип = -6 °С), образующийся при хлорировании N0 в присутствии активированного угля:

NO + С1 2 = 2N0C1

при взаимодействии нитрита с хлороводородом:

NaN0 2 + 2НС1 = N0C1 + NaCl + Н 2 0

или при замещении аниона в солях нитрозония:

NaCl = N0C1 + NaHS0 4

Менее характерны для N0 окислительные свойства. Например, при взаи­модействии с сильными восстановителями образуется азот:

2N0 + 2H 2 S = N 2 + 2S↓ + 2Н 2 0

На родиевом катализаторе N0 окисляет угарный газ в углекислый:

2N0 + 2СО = N 2 + 2С0 2

Такие катализаторы устанавливают в выхлопных трубах автомобилей во избе­жание загрязнения атмосферы ядовитыми газами NO x .

При взаимодействии с расплавленной щелочью NO диспропорционирует:

6N0 + 4КОН = N 2 + 4KN0 2 + 2Н 2 0

Оксид азота(III) N 2 0 3 . Это соединение очень неустойчиво и существует только при низких температурах. В твердом и жидком состоянии (t пл = -100 °С) это вещество окрашено в ярко-синий цвет; выше О °С оно разлагается:

N 2 0 3 =N0 + N0 2

В отличие от N 2 0 и N0 оксид азота (II) - типичный кислотный оксид, в ледяной воде он растворяется с образованием голубого раствора азотистой кислоты;

N 2 0 3 + Н 2 0 = 2HNO 2

При взаимодействии с щелочными растворами N 2 0 3 количественно превра­щается в нитриты:

N 2 0 3 + 2NaOH = 2NaN0 2 + Н 2 0

В сильнокислой среде происходит гетеролитический распад связи NO-N0 2 , в результате этого образуются соли нитрозония:

N 2 0 3 + 3H 2 S0 4 = 2NO + + Н 3 0 + + 3HSO 4

При охлаждении до -36 °С эквимолярной смеси оксидов N0 и N0 2 , образую­щейся при восстановлении 50%-ной HN0 3 оксидом мышьяка (III) или крахма­лом, конденсируется N 2 0 3:

2HN0 3 + As 2 0 3 + 2Н 2 0 = 2H 3 As0 4 + N 2 0 3

1 / n (C 6 H 10 O 5) n +12HN0 3 = 6C0 2 + 11H 2 0 + 6N 2 0 3

Оксиды азота(IV): NO 2 и N 2 0 4 . Оксид азота(IV) в широком интервале тем­пературы существует в виде равновесной смеси мономера N0 2 и димера N 2 0 4 .

Равновесие

2N0 2 ↔ N 2 0 4 , ΔН = -57,2 кДж/моль

Бурый газ Бесцветный газ

парамагнитен диамагнитен

сильно зависит от температуры. Твердый оксид азота(IV) бесцветный, так как состоит исключительно из молекул N 2 0 4 . При его нагревании до t, w = -12,8 °С появляется коричневая окраска, которая усиливается с повышением темпера­туры по мере увеличения доли мономера в смеси.

Оксид азота(IV) (как мономер, так и димер) хорошо растворим в воде и взаимодействует с ней. Поскольку в водных растворах соединения азота в чет­ных степенях окисления не существуют, происходит диспропорционирование на азотную и азотистую кислоты:

N 2 0 4 + Н 2 0 = HN0 3 + HN0 2

Последняя устойчива лишь на холоде, а при комнатной температуре и выше диспропорционирует на N0 и HN0 3 , поэтому при комнатной и более высо­ких температурах реакция протекает по уравнению

3N0 2 + Н 2 0 = 2HN0 3 + NO

Однако если через воду пропускать смесь N0 2 и воздуха, то образуется только HN0 3:

2N0 2 + Н 2 0 + 1 / 2 0 2 = 2HN0 3

Подобно N0 оксид N 2 0 4 подвержен одноэлектронному окислению с обра­зованием катиона нитроила (нитрония) N0 2 , имеющего линейное строение и изоэлектронного (16 е - на три атома) С0 2 . Нитроил-ион образуется также при самоионизации азотной кислоты:

2HN0 3 ↔ N0 2 + + NO 3 - + Н 2 0

Диоксид N0 2 - сильный окислитель, в атмосфере которого горят углерод, сера, многие металлы:

С + 2N0 2 = С0 2 + 2NO

В газовой фазе диоксид азота окисляет хлороводород до хлора:

2N0 2 + 4НС1 = 2NOC1 + 2Н 2 0 + С1 2

Получают N0 2 взаимодействием меди с горячей концентрированной азот­ной кислотой:

Сu + 4HN0 3 = Cu(N0 3) 2 + 2N0 2 + 2Н 2 0

либо термическим разложением (350-500 °С) тщательно высушенных нитра­тов тяжелых металлов:

2Pb(N0 3) 2 → 2РbО + 4N0 2 + 0 2

Реакцию проводят в присутствии диоксида кремния, связывающего образую­щийся оксид свинца в силикат PbSi0 3 , тем самым смещая равновесие вправо.

Оксид азота(IV) образуется также при окислении N0 кислородом:

2NO + 0 2 = 2N0 2 , ΔН° = -114 кДж/моль

Интересно, что эта реакция является обратимой, и при 200°С равновесие существенно смещено влево.

Оксид азота(V) N 2 0 5 . Азотный ангидрид N 2 0 5 образуется в виде летучих (t субл = 32,3 °С) бесцветных гигроскопичных кристаллов при пропускании па­ров азотной кислоты через колонку с оксидом фосфора(V):

4HN0 3 + Р 4 0 10 → 2N 2 0 5 + 4НР0 3

Твердый N 2 0 5 построен из ионов N0 2 + и N0 3 - , а в газовой фазе и в растворах состоит из молекул 0 2 N-О-N0 2 . Это вещество очень неустойчиво и в течение нескольких часов распадается (период полураспада 10ч), при нагревании - со взрывом:

2N 2 0 5 = 4N0 2 + 0 2

При растворении N 2 0 5 в воде образуется азотная кислота.

Высший оксид азота является сильным окислителем, например:

N 2 0 5 + I 2 = I 2 0 5 + N 2

В безводных кислотах (серной, азотной, ортофосфорной, хлорной) N 2 0 5 рас­падается, образуя катион нитрония N0 2:

N 2 0 5 + НСlO 4 = N0 2 + C10 4 - + HN0 3

Соли нитрония являются сильными окислителями. При попадании в воду они гид­ролизуются:

N0 2 + C10 4 - + Н 2 0 = HN0 3 + НС10 4

Хлористый нитроил N0 2 C1 (t пл = -145 °С, t кип = -16 °С) - бесцветный газ, образую­щийся при пропускании хлора над твердым нитратом серебра или при взаимодействии дымящей азотной и хлорсульфоновой кислот:

HN0 3 + ClSO 3 H = N0 2 C1 + H 2 S0 4

В щелочной среде он распадается на гипохлорит и нитрит.

В заданиях ЕГЭ есть такие вопросы, где требуется определить тип оксида. Прежде всего, следует запомнить четыре типа оксидов:

1) несолеобразующие

2) основные

3) кислотные

4) амфотерные

Основные, кислотные и амфотерные оксиды часто также объединяют в группу солеобразующих оксидов .

Не вдаваясь в теоретические подробности, изложу пошаговый алгоритм определения типа оксида.

Первое — определите: оксид металла перед вами или оксид неметалла.

Второе — установив, какой оксид металла или неметалла перед вами, определите степень окисления элемента в нем и воспользуйтесь таблицей ниже. Естественно, правила отнесения оксидов в этой таблице нужно выучить. Поначалу можно решать задания, подглядывая в нее, но ваша цель ее запомнить, так как на экзамене никаких источников информации, кроме таблицы Д.И. Менделеева, таблицы растворимости и ряда активности металлов, у вас не будет.

Оксид неметалла

Оксид металла

1) Степень окисления неметалла +1 или +2

Вывод: оксид несолеобразующий

Исключение: Cl 2 O не относится к несолеобразующим оксидам

1) Степень окисления металла равна +1, +2

Вывод: оксид металла основный

Исключение: BeO, ZnO, SnO и PbO не относятся к основным оксидам!!

2) Степень окисления больше либо равна +3

Вывод: оксид кислотный

Исключение: Cl 2 O относится к кислотным оксидам, несмотря на степень окисления хлора +1

2) Степень окисления металла +3, +4,

Вывод: оксид амфотерный.

Исключение: BeO, ZnO, SnO и PbO амфотерны, несмотря на степень окисления +2 у металлов

3) Степень окисления металла +5,+6,+7

Вывод: оксид кислотный.

Примеры:

Задание: определите тип оксида MgO.

Решение: MgO является оксидом металла, при этом степень окисления металла в нем +2. Все оксиды металлов в степени окисления +1 и +2 основны, кроме оксида бериллия или цинка.

Ответ: MgO – основный оксид.

Задание: определите тип оксида Mn 2 O 7

Решение: Mn 2 O 7 – оксид металла, и степень окисления металла в этом оксиде равна +7. Оксиды металлов в высоких степенях окисления (+5,+6,+7) относятся к кислотным.

Ответ: Mn 2 O 7 – кислотный оксид

Задание: определите тип оксида Cr 2 O 3 .

Решение: Cr 2 O 3 – оксид металла, и степень окисления металла в этом оксиде равна +3. Оксиды металлов в степенях окисления +3 и +4 относятся к амфотерным.

Ответ: Cr 2 O 3 – амфотерный оксид.

Задание: определите тип оксида N 2 O.

Решение: N 2 O – оксид неметалла, и степень окисления неметалла в этом оксиде равна +1. Оксиды неметаллов в степенях окисления +1 и +2 относятся к несолеобразующим.

Ответ: N 2 O – несолеобразующий оксид.

Задание: определите тип оксида BeO.

Решение: оксид бериллия, а также оксид цинка являются исключениями. Несмотря на степень окисления металлов в них, равную +2, они амфотерны.

Ответ: BeO – амфотерный оксид.

С химическими свойствами оксидов можно ознакомиться

Оксидом азота называется инертный газ, который не обладает ароматическими качествами и цветом. Есть несколько соединений:

· Оксид (I) несолеобразующий. При условии высокой концентрации может спровоцировать возбуждение нервной системы. По-другому его называют веселящим газом. Свое применение оксид азота нашел как наркоз слабого действия в медицине;

· Монооксид азота – это газ, не обладающий цветом. Свойством оксида азота (II) является слабая степень растворимости в воде;

· Оксид (III) – это жидкость, обладающая темно-синим цветом. В нормальных условиях проявляет неустойчивость. При условии взаимодействия с водой способен образовывать азотистую кислоту;

· Оксид (IV) обладает газообразной формой, его окрас – бурый. В таком состоянии вещество тяжелее воздуха, поэтому способно легко сжиматься. Одним из свойств оксида азота является способность взаимодействовать с водой и щелочными растворами; Оксид (V) является веществом в кристаллической форме без цвета. Проявляет свойства сильного окислителя

Оксид азота (II) (Монооксид азота, окись азота, нитрозил-радикал) NO

Рассмотрим оксид азота (II)NO - несолеобразующий оксид азота. Он представляет собой бесцветный газ, плохо растворимый в воде. Сжижается с трудом; в жидком и твёрдом виде имеет голубой цвет.
Наличие неспаренного электрона обусловливает склонность NO к образованию слабосвязанных димеров N 2 O 2 . Жидкий оксид азота(II) на 25 % состоит из молекул N 2 O 2 , а твердый оксид целиком состоит из них.

Получение.
Оксид азота (II) - единственный из оксидов азота, который можно получить непосредственно из свободных элементов соединением азота с кислородом при высоких температурах (1200-1300 °C) или в электрическом разряде. В природе он образуется в атмосфере при грозовых разрядах:

и тотчас же реагирует с кислородом:

При понижении температуры оксид азота(II) разлагается на азот и кислород, но если температура падает резко, то не успевший разложиться оксид существует достаточно долго: при низкой температуре скорость распада невелика. Такое резкое охлаждение называется "закалкой" и используется при одном из способов получения азотной кислоты.
В лаборатории его обычно получают взаимодействием 30%-ной HNO 3 с некоторыми металлами, например, с медью:

Более чистый, не загрязнённый примесями NO можно получить по реакциям:

Промышленный способ основан на окислении аммиака при высокой температуре и давлении при участии Pt, Cr 2 O 3 (как катализаторов):

Химические свойства.
При комнатной температуре и атмосферном давлении окисление NO кислородом воздуха происходит мгновенно:


Для NO характерны также реакции присоединения галогенов с образованием нитрозилгалогенидов, в этой реакции NO проявляет свойства восстановителя:

В присутствии более сильных восстановителей NO проявляет окислительные свойства:

В воде NO мало растворим и с ней не реагирует, являясь несолеобразующим оксидом.
Физиологическое действие.
Оксид азота (белый) в цитоплазме клеток хвойных пород деревьев через час после механического воздействия. Темно-зелёные круги в клетках - ядра, в некоторых из ядер, в свою очередь, заметны ядрышки (светло-зелёные).
Как и все оксиды азота (кроме N 2 O), NO - токсичен, при вдыхании поражает дыхательные пути.
За два последних десятилетия было установлено, что эта молекула NO обладает широким спектром биологического действия, которое условно можно разделить на регуляторное, защитное и вредное. NO, участвует в регуляции систем внутри и межклеточной сигнализации. Оксид азота, производимый клетками эндотелия сосудов, отвечает за расслабление гладких мышц сосудов и их расширение, предотвращает агрегацию тромбоцитов и адгезию нейтрофилов к эндотелию, участвует в различных процессах в нервной, репродуктивной и иммунной системах. NO также обладает цитотоксическими и цитостатическими свойствами. Клетки-киллеры иммунной системы используют оксид азота для уничтожения бактерий и клеток злокачественных опухолей. С нарушением биосинтеза и метаболизма NO связаны такие заболевания, как эссенциальная артериальная гипертензия, ишемическая болезнь сердца, инфаркт миокарда, первичная легочная гипертензия, бронхиальная астма, невротическая депрессия, эпилепсия, нейродегенеративные заболевания (болезнь Альцгеймера, болезнь Паркинсона), сахарный диабет и др.
Оксид азота может синтезироваться несколькими путями. Растения используют неферментативную фотохимическую реакцию между NO 2 и каротиноидами.
Характерной особенностью NO является способность быстро (менее чем за 5 секунд) диффундировать через мембрану синтезировавшей его клетки в межклеточное пространство и легко (без участия рецепторов) проникать в клетки-мишени. Внутри клетки он активирует одни энзимы и ингибирует другие, таким образом, участвуя в регуляции клеточных функций. По сути, монооксид азота является локальным тканевым гормоном. NO играет ключевую роль в подавлении активности бактериальных и опухолевых клеток путем либо блокирования некоторых их железосодержащих ферментов, либо путем повреждения их клеточных структур оксидом азота или свободными радикалами, образующимися из оксида азота. Одновременно в очаге воспаления накапливается супероксид, который вызывает повреждение белков и липидов клеточных мембран, что и объясняет его цитотоксическое действие на клетку-мишень. Следовательно, NO, избыточно накапливаясь в клетке, может действовать двояко: с одной стороны вызывать повреждение ДНК и с другой - давать провоспалительный эффект.
Оксид азота способен инициировать образование кровеносных сосудов. В случае инфаркта миокарда оксид азота играет положительную роль, так как индуцирует новый сосудистый рост, но при раковых заболеваниях тот же самый процесс вызывает развитие опухолей, способствуя питанию и росту раковых клеток. С другой стороны, вследствие этого улучшается доставка оксида азота в опухолевые клетки. Повреждение ДНК под действием NO является одной из причин развития апоптоза (запрограммированный процесс клеточного "самоубийства", направленный на удаление клеток, утративших свои функции). В экспериментах наблюдалось дезаминирование дезоксинуклеозидов, дезоксинуклеотидов и неповрежденной ДНК при воздействии раствора, насыщенного NO. Этот процесс ответствен за повышение чувствительности клеток к алкилирующим агентам и ионизирующему излучению, что используется в антираковой терапии.

  • Сергей Савенков

    какой то “куцый” обзор… как будто спешили куда то