აზოტოვანი ოქსიდი

აზოტოვანი ოქსიდი (აზოტის ოქსიდი^[1] ან აზოტის მონოქსიდი) — უფერო აირი, ქიმიური ფორმულით ${\displaystyle {\ce {NO}}}$. წარმოადგენს აზოტის ერთ-ერთ მთავარ ოქსიდს. აზოტოვანი ოქსიდი თავისუფალი რადიკალია, რაც ნიშნავს, რომ მას გააჩნია თავისუფალი ელექტრონი, რაც ხანდახან ქიმიურ ფორმულაში წერტილით გამოიხატება: ·NO. აზოტოვანი ოქსიდი ასევე ჰეტერობურთვული დიატომური მოლეკულაა. კლასი, რომელმაც მკვლევარებს უბიძგა ადრეული მოლეკულური ორბიტალური თეორიის ჩამოყალიბებისაკენ.^[2]

აზოტოვანი ოქსიდი
ზოგადი
ფიზიკური თვისებები
მდგომარეობა (სტ. პირ.)	უფერო აირი
სიმკვრივე	1.3402 გ დმ−3 გ/სმ³
თერმული თვისებები
დნობის ტემპერატურა	−164 °C
დუღილის ტემპერატურა	−152 °C
ქიმიური თვისებები
ხსნადობა წყალში	0.0098 გ/100მლ (0 °C) 0.0056 გ/100მლ (20 °C) გ/100 მლ
კლასიფიკაცია
CAS	10102-43-9
PubChem	145068
EINECS	233-271-0
SMILES	[N]=O
RTECS	QX0525000

წარმოადგენს მნიშვნელოვან შუალედურ პროდუქტს ქიმიურ ინდუსტრიაში. წარმოიქმნება შიდაწვის ძრავებში და ასევე ატმოსფეროში ჭექაქუხილის დროს. ძუძუმწოვრებში, ადამიანის ჩათვლით, აზოტოვანი ოქსიდი სასიგნალო მოლეკულას წარმოადგენს მრავალ ფიზიოლოგიურ თუ პატოლოგიურ პროცესებში.^[3] 1992 წელს დასახელებული იყო როგორც წლის მოლეკულა.^[4] 1998 წლის ნობელის პრემია მედიცინაში ან ფიზიოლოგიაში გადაცემულ იქნა აზოტოვანი ოქსიდის როლის აღმოჩენისათვის კარდიოვასკულარულ სასიგნალო სისტემაში.

აზოტოვანი ოქსიდი არ უნდა აგვერიოს აზოტის ქვეოქსიდში (N₂O), საერთო ანესთეზიაკში, ან აზოტის დიოქსიდში (NO₂), ყავისფერ ტოქსიკურ აირში და ერთ-ერთ უმთავრეს ჰაერის დამაბინძურებელში.

რეაქციები

ორ- და სამ- ატომიან მოლეკულებთან

გათხევადებისას აზოტოვანი ოქსიდი განიცდის დიმერიზაციას დიაზოტის დიოქსიდამდე, მაგრამ ასოციაცია სუსტია და შექცევადი. N-N ბმის სიგრძე კრისტალურ NO-ში შეადგენს 218 პმ-ს, თითქმის ორჯერ მეტს, ვიდრე N-O ბმის სიგრძეა.^[2]

იმის გამო, რომ ·NO-ის ფორმაციის სითბო ენდოთერმულია, NO შეიძლება დაიშალოს შემადგენელ ელემენტებად. მანქანის კატალიზური გარდამქმნელი (ე.წ. კატალიზატორი) იყენებს მოლეკულის ამ თვისებას შემდეგ რეაქციაში:

2 NO → O₂ + N₂.

ჟანგბადთან შეერთებისას გარდაიქმნება აზოტის დიოქსიდად:

2 NO + O₂ → 2 NO₂.

ითვლება, რომ ეს გარდაქმნა ONOONO შეულედური პროდუქტის წარმოქმნით ხდება.

აზოტოვანი ოქსიდი იერთებს წყალს აზოტოვანი მჟავის წარმოქმნით (HNO₂). ფიქრობენ, რომ რეაქცია მიმდინარეობს შემდეგნაირად:

4 NO + O₂ + 2 H₂O → 4 HNO₂.

აზოტოვანი ოქსიდი რეაქციაში შედის ფთორთან, ქლორთან და ბრომთან შესაბამისი ნიტროზილის ჰალიდების წარმოქმნით. მაგ ნიტროზილის ქლორიდი:

2 NO + Cl₂ → 2 NOCl.

რეაქციაში შედის NO₂-თან, რომელიც ასევე თავისუფალ რადიკალს წარმოადგენს და წარმოქმნის მუქ ლურჯ დიაზოტის ტრიოქსიდს^[2]

NO + NO₂ ⇌ ON−NO₂.

ორგანული ქიმია

აზოტოვანი ოქსიდის მიერთებას სხვა მოლეკულასთან ჩვეულებრივ ნიტროზილაციას უწოდებენ. ის შედის რეაქციაში აცეტონთან და ალკოქსიდთან და წარმოქმნის დაზენიუმდიოლატს ან ნიტროზოჰუდროქსილამინს და მეთილაცეტატს:^[5]

ეს რეაქცია, რომელიც დაახლოებით 1898 წელს იქნა აღმოჩენილი, დღემდე ტოვებს აზოტოვან ოქსიდს როგორც კვლევებისათვის საინტერესო სფეროს. პირდაპირ რეაქციაში შედის ნატრიუმის მეთოქსიდთან და წარმოქმნის ნატრიუმის ფორმატს და აზოტის ქვეოქსიდს.^[6]

კოორდინაციული კომპლექსები

აზოტოვანი ოქსიდი იერთებს გარდამავალ მეტალებს და წარმოქმნის კომპლექსებს, რომლებსაც მეტალის ნიტროზილი ეწოდებათ. ჩვეულებრივ ბმა წრფივია(M-NO).^[2] ასევე შეუძლია იყოს ერთ-ელექტრონიანი ფსევდოჰალიდი. ასეთ კომპლექსებში M-N-O ჯგუფის გადახრა 120°-სა და 140°-ს შორის მერყეობს. NO ჯგუფს ასევე შეუძლია იყოს ხიდი მეტალის ცენტრებს შორის აზოტის ატომის გამოყენებით. ამ შემთხვევაში კომპლექსის გეომეტრია იცვლება მეტალიდან მეტალამდე.

წარმოება და მიღება

ქარხნული წესით აზოტოვანი ოქსიდი მიიღება ამიაკის დაჟანგვით 750–900 °C (ჩვეულებრივ 850 °C) ტემპერატურის დროს პლატინის კატალიზატორის თანაობისას:

4 NH₃ + 5 O₂ → 4 NO + 6 H₂O

კატალიზატორის გარეშე აზოტისა და ჟანგბადის გარეშე რეაქცია ენდოთერმულია და მიმდინარეობს მაღალ ტემპერატურაზე (>2000 °C) ელვის დროს. ამ გზას პრაქტიკული გამოყენება არ გააჩნია (იხ. ბირკლენდ-აიდის პროცესი):

N₂ + O₂ → 2 NO

ლაბორატორიული მეთოდები

ლაბორატორიაში აზოტოვანი ოქსიდს ჩვეულებრივ განზავებული აზოტმჟავის სპილეძით აღდგენით მიიღება:

8 HNO₃ + 3 Cu → 3 Cu(NO₃)₂ + 4 H₂O + 2 NO

ალტერნატიული გზები ჩვეულებრივ მიმართავენ აზოტოვანი მჟავის აღდგენას, ნატრიუმის ნიტრიტის ან კალიუმის ნიტრიტის სახით:

2 NaNO₂ + 2 NaI + 2 H₂SO₄ → I₂ + 4 NaHSO₄ + 2 NO

2 NaNO₂ + 2 FeSO₄ + 3 H₂SO₄ → Fe₂(SO₄)₃ + 2 NaHSO₄ + 2 H₂O + 2 NO

3 KNO₂ + KNO₃ + Cr₂O₃ → 2 K₂CrO₄ + 4 NO

რკინის(2) სულფატის გზა ყველაზე მარტივია და გამოიყენება დაწყებითი სკოლების ლაბორატორიულ ექსპერიმენტებში. ასევე გამოიყენება ე.წ. ნონოატის კლასის ნივთიერებები.

აღმოჩენა და სხვა ფაქტები

აზოტოვანი ოქსიდი (თეთრი) პუნოფიტალურ უჯრედებში. აღმოჩენილია DAF-2-ის საშუალებით (დიამინოფლუორესცეინ დიაცეტატი)

აზოტოვანი ოქსიდის კონცენტრაცია შეიძლება დადგენილ იქნას ქემილუმინესცენციის რეაქციით, რომელშიც გამოიყენება ოზონი..^[7] გამოსაკვლევი აირი ირევა დიდი რაოდენობის ოზონთან. აზოტოვანი ოქსიდი ურთიერთქმედებს ოზონთან ჟანგბადისა და აზოტის დიოქსიდის წარმოქმნით. რეაქციას თან ახლავს ქემილუმინესცენცია:

NO + O₃ → NO₂ + O₂ + hν

რომლის რაოდენობაც შეიძლება დადგენილ იქნას ფოტოდეტექტორის საშუალებით. გამოსხივებული ნათების რაოდენობა ნიმუშში აზოტოვანი ოქსიდის რაოდენობის პირდაპირპროპორციულია.

ლიტერატურა

• Butler A. and Nicholson R.; "Life, death and NO." Cambridge 2003. ISBN 978-0-85404-686-7.
• van Faassen, E. E.; Vanin, A. F. (eds); "Radicals for life: The various forms of Nitric Oxide." Elsevier, Amsterdam 2007. ISBN 978-0-444-52236-8.
• Ignarro, L. J. (ed.); "Nitric oxide:biology and pathobiology." Academic Press, San Diego 2000. ISBN 0-12-370420-0.

რესურსები ინტერნეტში

• International Chemical Safety Card 1311
• CDC – NIOSH Pocket Guide to Chemical Hazards
• 1998 Nobel Prize in Physiology/Medicine for discovery of NO's role in cardiovascular regulation დაარქივებული 2002-01-26 საიტზე Wayback Machine.
• Nitric oxide and its role in health and diabetes. (2015-10-21). დაარქივებულია ორიგინალიდან — 2015-07-18. ციტირების თარიღი: 2019-06-13.
• Microscale Gas Chemistry: Experiments with Nitrogen Oxides
• Your Brain Boots Up Like a Computer – new insights about the biological role of nitric oxide.
• Assessing The Potential of Nitric Oxide in the Diabetic Foot
• New Discoveries About Nitric Oxide Can Provide Drugs For Schizophrenia
• Nitric Oxide at the Chemical Database

სქოლიო

1. IUPAC nomenclature of inorganic chemistry 2005. PDF.
2. Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements, 2nd, Butterworth-Heinemann. ISBN 0-08-037941-9.
3. Hou, YC; Janczuk, A; Wang, PG (1999). „Current trends in the development of nitric oxide donors“. Current Pharmaceutical Design. 5 (6): 417–41. PMID 10390607.
4. Culotta, Elizabeth; Koshland, Daniel E. Jr (1992). „NO news is good news“. Science. 258 (5090): 1862–1864. doi:10.1126/science.1361684. PMID 1361684.
5. Traube, Wilhelm (1898). „Ueber Synthesen stickstoffhaltiger Verbindungen mit Hülfe des Stickoxyds“. Justus Liebig's Annalen der Chemie (German). 300: 81–128. doi:10.1002/jlac.18983000108.
6. Derosa, Frank; Keefer, Larry K.; Hrabie, Joseph A. (2008). „Nitric Oxide Reacts with Methoxide“. The Journal of Organic Chemistry. 73 (3): 1139–42. doi:10.1021/jo7020423. PMID 18184006.
7. Fontijn, Arthur.; Sabadell, Alberto J.; Ronco, Richard J. (1970). „Homogeneous chemiluminescent measurement of nitric oxide with ozone. Implications for continuous selective monitoring of gaseous air pollutants“. Analytical Chemistry. 42 (6): 575–579. doi:10.1021/ac60288a034.