Оксид азота формула 1

Оксиды азота — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Окси́ды азо́та — неорганические бинарные соединения азота с кислородом.

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 NO ₃.

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.

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.

Оксид N₂O₃ (триоксид диазота, азотистый ангидрид) — темно-синяя жидкость, неустойчивая при обычных условиях, взаимодействует с водой, образуя азотистую кислоту HNO ₂.

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:

2NO2+h3O→HNO3+HNO2{\displaystyle {\mathsf {2NO_{2}+H_{2}O\rightarrow HNO_{3}+HNO_{2}}}}

и растворами щелочей:

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.

N2O5+h3O→2HNO3{\displaystyle {\mathsf {N_{2}O_{5}+H_{2}O\rightarrow 2HNO_{3}}}}

• 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. —

ru.wikipedia.org

Оксид азота(I) - это... Что такое Оксид азота(I)?

Оксонитри́д азо́та(I) (оксид диазота, закись азота, окись азота, веселящий газ) — соединение с химической формулой N₂O. Иногда называется «веселящим газом» из-за производимого им опьяняющего эффекта. При нормальной температуре это бесцветный негорючий газ с приятным сладковатым запахом и привкусом.

Закись азота является озоноразрушающим веществом, а также парниковым газом.

Получение

Закись азота получают нагреванием сухого нитрата аммония. Разложение начинается при 170 °C и сопровождается выделением тепла. Поэтому, чтобы не дать протекать ему слишком бурно, следует вовремя прекратить нагревание, так как при температурах более 300 °C нитрат аммония разлагается со взрывом:

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.

История

Впервые был получен в 1772 году Джозефом Пристли, который назвал его «флогистированным нитрозным воздухом»^[1].

Физические свойства

Бесцветный газ, тяжелее воздуха (относительная плотность 1,527), с характерным сладковатым запахом. Растворим в воде (0,6 объёма N ₂O 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 0,166 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

Относится к несолеобразующим оксидам, с водой, с растворами щелочей и кислот не взаимодействует. Не воспламеняется, но поддерживает горение. Смеси с эфиром, циклопропаном, хлорэтилом в определённых концентрациях взрывоопасны. 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:

Применение

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, в основном в сочетании с другими препаратами (из-за недостаточно сильного обезболивающего действия), находит применение и в пищевой промышленности, например при производстве 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

Малые концентрации закиси азота вызывают чувство опьянения (отсюда название — «веселящий газ») и лёгкую сонливость. При вдыхании чистого газа быстро развиваются состояние наркотического опьянения, а затем асфиксия. В смеси с кислородом при правильном дозировании кислорода и закиси азота вызывает наркоз. Закись азота обладает слабой наркотической активностью, в связи с чем её необходимо применять в больших концентрациях. В большинстве случаев применяют комбинированный наркоз, при котором закись азота сочетают с другими, более мощными, средствами для наркоза, а также с миорелаксантами.

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.

Наркоз с применением закиси азота используется в хирургической практике, оперативной гинекологии, хирургической стоматологии, а также для обезболивания родов. «Лечебный анальгетический наркоз» (Б. В. Петровский, С. Н. Ефуни) с использованием смеси закиси азота и кислорода иногда применяют в послеоперационном периоде для профилактики травматического шока, а также для купирования болевых приступов при острой коронарной недостаточности, инфаркте миокарда, остром панкреатите и других патологических состояниях, сопровождающихся болями, не купирующимися обычными средствами.

Применяют закись азота в смеси с кислородом при помощи специальных аппаратов для газового наркоза. Обычно начинают со смеси, содержащей 70—80 % закиси азота и 30—20 % кислорода, затем количество кислорода увеличивают до 40—50 %. 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 (40—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), 2—3 мл 0,25%-го раствора дроперидола (5,0—7,5 мг).

Лечебный наркоз закисью азота (при стенокардии и инфаркте миокарда) противопоказан при тяжёлых заболеваниях нервной системы, хроническом алкоголизме, состоянии алкогольного опьянения (возможны возбуждение, галлюцинации).

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».

В двигателях внутреннего сгорания

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 ~21 масс. % кислорода).
• повышает скорость (интенсивность) сгорания в цилиндрах двигателя.

См. подробнее: Системы закиси азота.

В пищевой промышленности

В пищевой промышленности соединение зарегистрировано в качестве пищевой добавки E942, как пропеллент и упаковочный газ.

Хранение

Хранение: при комнатной температуре в закрытом помещении, вдали от огня.

См. также

Литература

Навигация

Примечания

dic.academic.ru

Оксид азота (I, II, III, IV, V): свойства, получение, применение

Введение

Если внимательно взглянуть на азот в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева, то можно заметить, что он имеет переменную валентность. Это значит, что азот образует сразу несколько бинарных соединений с кислородом. Некоторые из них были открыты недавно, а некоторые - изучены вдоль и поперек. Существуют малостабильные и устойчивые оксиды азота. Химические свойства каждого из этих веществ совершенно разные, поэтому при их изучении нужно рассматривать как минимум пять оксидов азота. Вот о них и пойдет речь в сегодняшней статье.

Оксид азота (I)

Свойства

В обычных условиях представлен бесцветным газом, имеющим сладковатый запах. Его могут растворять вода, этанол, эфир и серная кислота. Если газобразный оксид одновалентного азота нагреть до комнатной температуры под давлением 40 атмосфер, то он сгущается до бесцветной жидкости. Это несолеобразующий оксид, разлагающийся во время нагревания и показывающий себя в реакциях как восстановитель.

Получение

Этот оксид образуется, когда нагревают сухой нитрат аммония. Другой способ его получения - термическое разложение смеси "сульфаминовая + азотная кислота".

Применение

Используется в качестве средства для ингаляционного наркоза, пищевая промышленность знает этот оксид как добавку E942. С его помощью также улучшают технические характеристики двигателей внутреннего сгорания.

Оксид азота (II)

Свойства

При нормальных условиях имеет вид бесцветного газа, который плохо растворяется в воде. Его трудно сжижить, однако в твердом и жидком состояниях это вещество имеет голубой цвет. Данный оксид может окисляться кислородом воздуха

Получение

Его довольно просто получить, для этого нужно нагреть до 1200-1300^оС смесь азота и кислорода. В лабораторных условиях он образуется сразу при нескольким опытах:

• Реакция меди и 30%-ного раствора азотной кислоты.
• Взаимодействие хлорида железа, нитрита натрия и соляной кислоты.
• Реакция азотистой и иодоводородной кислот.

Применение

Это одно из веществ, из которых получают азотную кислоту.

Оксид азота (III)

Свойства

В нормальных условиях является жидкостью, которая имеет синий цвет, а в стандартных - бесцветным газом. Чистый оксид существует только в твердом агрегатном состоянии.

Получение

Образуется при взаимодействии 50%-ной азотной кислоты и твердого оксида трехвалентного мышьяка (его также можно заменить крахмалом).

Применение

С помощью этого вещества в лабораториях получают азотистую кислоту и ее соли.

Оксид азота (IV)

Свойства

Последнее название соответствует одному из его свойств. Ведь этот оксид имеет вид или красно-бурого газа или желтоватой жидкости. Ему присуща высокая химическая активность.

Получение

Данный оксид получают при взаимодействии азотной кислоты и меди, а также во время термического разложения нитрата свинца.

Применение

С помощью него производят серную и азотную кислоты, окисляют жидкое ракетное топливо и смесевые взрывчатые вещества.

Оксид азота (V)

Свойства

Имеет вид бецветных и очень летучих кристаллов. Они могут плавиться при температуре 32,3^оС.

Получение

Этот оксид образуется при нескольких реакциях:

• Дегидрация азотной кислоты оксидом пятивалентного фосфора.
• Пропускание сухого хлора над нитратом серебра.
• Взаимодействие озона с оксидом четырехвалентного азота.

Применение

Из-за своей крайней неустойчивости в чистом виде нигде не используется.

Заключение

В химии существует девять оксидов азота, приведенные выше являются только классическими соединениями этого элемента. Остальные четыре - это, как уже было сказано, нестабильные вещества. Однако их все объединяет одно свойство - высокая токсичность. Выбросы оксидов азота в атмосферу приводят к ухудшению состояния здоровья живущих поблизости от промышленных химических предприятий людей. Симптомы отравления каким-либо из этих веществ - токсический отек легких, нарушение работы центральной нервной системы и поражение крови, причина которого - связывание гемоглобина. Поэтому с оксидами азота необходимо осторожно обращаться и в большинстве случаев использовать средства защиты.

fb.ru

Оксиды азота

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

examchemistry.com

Азот, подготовка к ЕГЭ по химии

Азот - неметаллический элемент Va группы периодической таблицы Д.И. Менделеева. Составляет 78% воздуха. Входит в состав белков, являющихся важной частью живых организмов.

Температура кипения азота составляет -195,8 °C. Однако быстрого замораживания объектов, которое часто демонстрируют в кинофильмах, не происходит. Даже для заморозки растения нужно продолжительное время, это связано с низкой теплоемкостью азота.

Общая характеристика элементов Va группы

От N к Bi (сверху вниз в периодической таблице) происходит увеличение: атомного радиуса, металлических, основных, восстановительных свойств. Уменьшается электроотрицательность, энергия ионизация, сродство к электрону.

Азот, фосфор и мышьяк являются неметаллами, сурьма - полуметалл, висмут - металл.

Электронные конфигурации у данных элементов схожи, так как они находятся в одной группе (главной подгруппе!), общая формула ns²np³:

• N - 2s²2p³
• P - 3s²3p³
• As - 4s²4p³
• Sb - 5s²5p³
• Bi - 6s²6p³

Основное и возбужденное состояние азота

При возбуждении атома азота электроны на s-подуровне распариваются и переходят на p-подуровень. Поскольку азот находится во втором периоде, то 3ий уровень у него отсутствует, что проявляется в особенностях электронной конфигурации возбужденного состояния.

Сравнивая возможности перемещения электронов у азота и фосфора, разница становится очевидна.

Природные соединения

В природе азот встречается в виде следующих соединений:

• Воздух - во вдыхаемом нами воздухе содержится 78% азота
• Азот входит в состав нуклеиновых кислот, белков
• KNO₃ - индийская селитра, калиевая селитра
• NaNO₃ - чилийская селитра, натриевая селитра
• NH₄NO₃ - аммиачная селитра (искусственный продукт, в природе не встречается)

Селитры являются распространенными азотными удобрениями, которые обеспечивают быстрый рост и развитие растений, повышают урожайность. Однако, следует строго соблюдать правила их применения, чтобы не превысить допустимые концентрации.

Получение

В промышленности азот получают путем сжижения воздуха. В дальнейшем путем испарения их сжиженного воздуха получают азот.

Применяют и метод мембранного разделения, при котором через специальный фильтр из сжатого воздуха удаляют кислород.

В лаборатории методы не столь экзотичны. Чаще всего получают азот разложением нитрита аммония

NH₄NO₂ → (t) N₂ + H₂O

Также азот можно получить путем восстановления азотной кислоты активными металлами.

HNO_3(разб.) + Zn → Zn(NO₃)₃ + N₂ + H₂O

Химические свойства

Азот восхищает - он принимает все возможные для себя степени окисления от -3 до +5.

Молекула азота отличается большой прочностью из-за наличия тройной связи. Вследствие этого многие реакции эндотермичны: даже горение азота в кислороде сопровождается поглощением тепла, а не выделением, как обычно бывает при горении.

• Реакция с металлами

Без нагревания азот взаимодействует только с литием. При нагревании реагирует и с другими металлами.

N₂ + Li → Li₃N (нитрид лития)

N₂ + Mg → (t) Mg₃N₂

N₂ + Al → (t) AlN

• Реакция с неметаллами

Важное практическое значение имеет синтез аммиака, который применяется в дальнейшим при изготовлении удобрений, красителей, лекарств.

N₂ + H₂ ⇄ (t, p) NH₃

Аммиак

Бесцветный газ с резким едким запахом, раздражающим слизистые оболочки. Раствор концентрацией 10% аммиака применяется в медицинских целях, называется нашатырным спиртом.

Получение

В промышленности аммиак получают прямым взаимодействием азота и водорода.

N₂ + H₂ ⇄ (t, p) NH₃

В лабораторных условиях сильными щелочами действуют на соли аммония.

NH₄Cl + NaOH → NH₃ + NaCl + H₂O

Химические свойства

Аммиак проявляет основные свойства, окрашивает лакмусовую бумажку в синий цвет.

• Реакция с водой

Образует нестойкое соединение - гидроксид аммония, слабое основание. Оно сразу же распадается на воду и аммиак.

NH₃ + H₂O ⇄ NH₄OH

• Основные свойства

Как основание аммиак способен реагировать с кислотами с образованием солей.

NH₃ + HCl → NH₄Cl (хлорид аммония)

NH₃ + HNO₃ → NH₄NO₃ (нитрат аммония)


• Восстановительные свойства

Поскольку азот в аммиаке находится в минимальной степени окисления -3 и способен только ее повышать, то аммиак проявляет выраженные восстановительные свойства. Его используют для восстановления металлов из их оксидов.

NH₃ + FeO → N₂↑ + Fe + H₂O

NH₃ + CuO → N₂↑ + Cu + H₂O

Горение аммиака без катализатора приводит к образованию азота в молекулярном виде. Окисление в присутствии катализатора сопровождается выделением NO.

NH₃ + O₂ → (t) N₂ + H₂O

NH₃ + O₂ → (t, кат) NO + H₂O

Соли аммония

Получение

NH₃ + H₂SO₄ → NH₄HSO₄ (гидросульфат аммония, избыток кислоты)

3NH₃ + H₃PO₄ → (NH₄)₃PO₄

Химические свойства

Помните, что по правилам общей химии, если по итогам реакции выпадает осадок, выделяется газ или образуется вода - реакция идет.

• Реакции с кислотами

NH₄Cl + H₂SO₄ → (NH₄)₂SO₄ + HCl↑

• Реакции с щелочами

В реакциях с щелочами образуется гидроксид аммония - NH₄OH. Нестойкое основание, которое легко распадается на воду и аммиак.

NH₄Cl + KOH → KCl + NH₃ + H₂O

• Реакции с солями

(NH₄)₂SO₄ + BaCl₂ = BaSO₄↓ + NH₄Cl

• Реакция гидролиза

В воде ион аммония подвергается гидролизу с образованием нестойкого гидроксида аммония.

NH₄⁺ + H₂O ⇄ NH₄OH + H⁺

NH₄OH ⇄ NH₃ + H₂O

• Реакции разложения

NH₄Cl → (t) NH₃↑ + HCl↑

(NH₄)₂CO₃ → (t) NH₃↑ + H₂O + CO₂↑

NH₄NO₂ → (t) N₂↑ + H₂O

NH₄NO₃ → (t) N₂O↑ + H₂O

(NH₄)₃PO₄ → (t) NH₃↑ + H₃PO₄

Оксид азота I - N₂O

Закись азота, веселящий газ - N₂O - обладает опьяняющим эффектом. Несолеобразующий оксид. При н.у. является бесцветным газом с приятным сладковатым запахом и привкусом. В медицине применяется в больших концентрациях для ингаляционного наркоза.

Получают N₂O разложением нитрата аммония при нагревании:

NH₄NO₃ → N₂O + H₂O

Оксид азота I разлагается на азот и кислород:

N₂O → (t) N₂ + O₂

Оксид азота II - NO

Окись азота - NO. Несолеобразующий оксид. При н.у. бесцветный газ, на воздухе быстро окисляется до оксида азота IV.

Получение

В промышленных масштабах оксид азота II получают при каталитическом окислении аммиака.

NH₃ + O₂ → (t, кат) NO + H₂O

В лабораторных условиях - в ходе реакции малоактивных металлов с разбавленной азотной кислотой.

Cu + HNO_3(разб.) → Cu(NO₃)₂ + NO + H₂O

Химические свойства

На воздухе быстро окисляется с образованием бурого газа - оксида азота IV - NO₂.

NO + O₂ → NO₂

Оксид азота III - N₂O₃

При н.у. жидкость синего цвета, в газообразной форме бесцветен. Высокотоксичный, приводит к тяжелым ожогам кожи.

Получение

Получают N₂O₃ в две стадии: сначала реакцией оксида мышьяка III с азотной кислотой, затем охлаждением полученной смеси газов до температуры - 36 °C.

As₂O₃ + HNO₃ → H₃AsO ₃ + NO↑ + NO₂↑

При охлаждении газов образуется оксид азота III.

NO + NO₂ → N₂O₃

Химические свойства

Является кислотным оксидом. соответствует азотистой кислота - HNO₂, соли которой называются нитриты (NO₂^-). Реагирует с водой, основаниями.

H₂O + N₂O₃ → HNO₂

NaOH + N₂O₃ → NaNO₂ + H₂O

Оксид азота IV - NO₂

Бурый газ, имеет острый запах. Ядовит.

Получение

В лабораторных условиях данный оксид получают в ходе реакции меди с концентрированной азотной кислотой. Также NO₂ выделяется при разложении нитратов.

Cu + HNO_3(конц) → Cu(NO₃)₂ + NO₂ + H₂O

Cu(NO₃)₂ → (t) CuO + NO₂ + O₂

Pb(NO₃)₂ → (t) PbO + NO₂ + O₂

Химические свойства

Проявляет высокую химическую активность, кислотный оксид.

• Окислительные свойства

Как окислитель NO₂ ведет себя в реакциях с фосфором, углеродом и серой, которые сгорают в нем.

NO₂ + C → CO₂ + N₂

NO₂ + P → P₂O₅ + N₂

Окисляет SO₂ в SO₃ - на этой реакции основана одна из стадий получения серной кислоты.

SO₂ + NO₂ → SO₃ + NO

• Реакции с водой и щелочами

Оксид азота IV соответствует сразу двум кислотам - азотистой HNO₂ и азотной HNO₃. Реакции с водой и щелочами протекают по одной схеме.

NO₂ + H₂O → HNO₃ + HNO₂

NO₂ + LiOH → LiNO₃ + LiNO₂ + H₂O

Если растворение в воде оксида проводить в избытке кислорода, образуется азотная кислота.

NO₂ + H₂O + O₂ → HNO₃

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2020

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

studarium.ru

Оксид азота (IV) (диоксид азота), свойства, получение, химические реакции

Оксид азота (IV) (диоксид азота), свойства, получение, химические реакции.

Оксид азота (IV) (диоксид азота) – неорганическое вещество, имеет химическую формулу NO₂.

Краткая характеристика оксида азота (IV)

Физические свойства оксида азота (IV)

Получение оксида азота (IV)

Химические свойства оксида азота (IV)

Химические реакции оксида азота (IV)

Применение и использование оксида азота (IV)

Краткая характеристика оксида азота (IV):

Оксид азота (IV) – неорганическое вещество, ядовитый газ, красно-бурого цвета, с характерным острым запахом или желтоватая жидкость.

Оксид азота (IV) содержит один атом азота и два атома кислорода.

Химическая формула оксида азота (IV) NO₂.

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 оксид азота (IV) состоит только из молекул NO₂, но очень тёмного, почти чёрного цвета.

В точке кипения NO₂ – +21,1 °C 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.

Кислотный оксид.

Оксид азота (IV) высокотоксичен. Даже в небольших концентрациях он раздражает дыхательные пути, в больших концентрациях вызывает отёк лёгких.

Физические свойства оксида азота (IV):

Примечание:

* — нет данных.

Получение оксида азота (IV):

Оксид азота (IV) в лаборатории получают в результате следующих химических реакций:

1. 1. путем воздействия концентрированной азотной кислоты на медь:

Cu + 4HNO₃ → Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O.

2. 2. путем термического разложения нитрата свинца:

2Pb(NO₃)₂ →  2PbO + 4NO₂ + O₂ (t = 200-470 °C).

Химические свойства оксида азота (IV). Химические реакции оксида азота (IV):

Оксид азота (IV) относится к кислотным оксидам.

Химические свойства оксида азота (IV) аналогичны свойствам кислотным оксидов других неметаллов. Однако отличается высокой химической активностью. Реагирует с неметаллами. Сильный окислитель. Поэтому для него характерны следующие химические реакции:

1. реакция оксида азота (IV) и углерода:

2NO₂ + 2С → 2СO₂ + N₂.

В результате реакции образуются углекислый газ и азот. Углерод сгорает в оксиде азота (IV).

2. реакция оксида азота (IV) и фосфора:

10NO₂ + 8P → 4P₂O₅ + 5N₂.

В результате реакции образуются оксид фосфора (V) и азот. Фосфор сгорает в оксиде азота (IV).

3. реакция оксида азота (IV) и серы:

2S + 2NO₂ → 2SO₂ + N₂.

В результате реакции образуются оксид серы (IV) и азот. Сера сгорает в оксиде азота (IV).

4. реакция оксида азота (IV) и фтора:

2NO₂ + 2F₂ → 2NO₂F.

В результате реакции образуeтся фторид-диоксид азота (V).

5. реакция оксида азота (IV) и калия:

NO₂ + K → KNO₂.

В результате реакции образуется соль – нитрит калия.

6. реакция оксида азота (IV) и меди:

2NO₂ + 4Cu → 4CuO + N₂ (t = 500-600 °C).

В результате реакции образуются оксид меди и азот.

7. реакция оксида азота (IV) и висмута:

6NO₂ + Bi → Bi(NO₃)₃ + 3NO (t = 70-110 °C).

В результате реакции образуются оксид висмута и оксида азота (II).

8. реакция оксида азота (IV) и цинка:

4NO₂ + Zn → 2NO + Zn(NO₃)₂ (t = 500-600 °C).

В результате реакции образуются оксид азота (II) и нитрат цинка. При этом для проведения реакции используется жидкий оксид азота (IV) и цинк в виде порошка.

9. реакция оксида азота (IV) и натрия:

2NO₂ + Na → NO + NaNO₃.

В результате реакции образуются соль – нитрат натрия и оксид азота (II). При этом для проведения реакции используется жидкий оксид азота (IV).

10. реакция оксида азота (IV) и водорода:

2NO₂ + 7H₂ → 4H₂O + 2NH₃ (kat = Pt, Ni).

В результате реакции образуются аммиак и вода.

11. реакция оксида азота (IV) и озона:

2NO₂ + O₃ → N₂O₅ + O₂ (t = -78 ^оС).

В результате реакции образуются оксид азота (V) и кислород.

12. реакция оксида азота (IV) с бромистым водородом (бромоводородом):

NO₂ + 2HBr → NO + Br + H₂O (t^о).

В результате химической реакции получается оксид азота (II), бром и вода.

13. реакция оксида азота (IV) с йодоводородом:

2HI + NO₂ → I₂ + NO + H₂O.

В результате химической реакции получается оксид азота (II), йод и вода.

14. реакция оксида азота (IV) и воды:

2NO₂ + H₂O  → HNO₃ + HNO₂,

3NO₂ + H₂O  → 2HNO₃ + NO (t^о).

В результате химической реакции в первом случае получается азотная кислота и азотистая кислота, во втором случае – поскольку азотистая кислота неустойчива, при растворении NO₂ в тёплой воде образуются азотная кислота и оксид азота (II).

15. реакция оксида азота (IV), кислорода и воды:

4NO₂ + 2H₂O + O₂ → 4HNO₃.

В результате химической реакции получается азотная кислота.

16. реакция оксида азота (IV) и гидроксида натрия:

2NO₂ + 2NaOH → NaNO₃ + NaNO₂ + H₂O.

В результате химической реакции получается нитрат натрия, нитрит натрия и вода. Гидроксид натрия – разбавленный раствор.

17. реакция оксида азота (IV) и фосфористой кислоты:

H₃PO₃ + NO₂ → H₃PO₄ + NO (t = 30-50 ^оС).

В результате химической реакции получается ортофосфорная кислота и оксид азота (II).

18. реакция термического разложения оксида азота (IV):

2NO₂ → 2NO + O₂ (t = 500 ^оС).

В результате химической реакции получается кислород и оксид азота (II).

Применение и использование оксида азота (IV):

Оксид азота (IV) используется при производстве серной и азотной кислот, а также в качестве окислителя в жидком ракетном топливе.

Примечание: © Фото //www.pexels.com, //pixabay.com

карта сайта

оксид азота (IV) реагирует кислота 1 2 3 4 5 вода
уравнение реакций соединения масса взаимодействие оксида азота (IV)
реакции с оксидом азота (IV)  

Коэффициент востребованности 2 755

xn--80aaafltebbc3auk2aepkhr3ewjpa.xn--p1ai

формула, свойства, применение :: SYL.ru

Оксидами называют бинарные соединения химических элементов с кислородным атомом, у которого окислительная степень равна 2-. Азот, обладающий меньшим электроотрицательным значением, образует различные комбинации с кислородом. Эти соединения относятся к разным классам веществ. Оксид азота кислород содержит в количестве, которое устанавливает валентность элемента N. Она колеблется от 1 до 5.

Какие бывают оксиды

Существует около десятка азотистых соединений, содержащих O-элемент. Из них пять наиболее часто встречаемых: оксид одновалентного, оксид двухвалентного, оксид трехвалентного, оксид четырехвалентного и оксид пятивалентного азота.

Остальные соединения считаются менее распространенными. К ним относят оксид азота четырехвалентного в форме димера, нестабильные молекулы нитрилазида, нитрозилазида, тринитрамида и нитратный радикал.

Формулы оксидов азота

Ниже приведены обозначения наиболее значимых соединений элемента N.

Это прежде всего оксид азота, формула которого состоит из двух химических знаков - N и O. За ними ставятся индексы, в зависимости от степени окисления атомов.

• Азота одновалентного оксид имеет формулу N₂O. В нем атом N заряжен +1.
• Азота двухвалентного оксид имеет формулу NO. В нем атом N заряжен +2.
• Азота трехвалентного оксид имеет формулу N₂O₃. В нем атом N заряжен +3.
• Четырехвалентный оксид азота, формула которого NO₂, имеет заряд атома N +4.
• Пятивалентное кислородное соединение обозначается как N₂O₅. В нем атом N заряжен +5.

Описание одновалентного оксида азота

Он еще именуется диазотом, закисью и газом веселящим. Последнее название произошло от действия, связанного с опьянением.

Оксид азота с валентностью I в условиях нормальной температуры существует в форме негорючего газа, без цвета, который проявляет приятный сладковатый привкус и запах. Воздух легче данного соединения. Оксид растворяется в водной среде, этаноле, эфирах и кислоте серной.

Вода, щелочные и кислотные растворы не способны с ним вступать в реакцию, он не образует соли. Не подвергается воспламенению, зато способен поддержать процесс горения.

Аммиак оксид азота переводит в азид (N3Nh5).

При соединении с молекулами эфиров, хлорэтана и циклопропана образуется взрывоопасная смесь.

Обычные условия способствуют его инертности. Под действием нагревания вещество восстанавливается.

Описание оксида двухвалентного азота

Его еще называют моноокисью, окисью или нитрозил-радикалом. В условиях нормальной температуры является бесцветным негорючим газом, слаборастворимым в водной среде. Воздухом окисляется, получается NO_2. Жидкая и твёрдая его форма становятся голубого цвета.

Оксид азота может быть восстановителем в реакциях взаимодействия с галогенами. Продуктом их присоединения является нитрозилгалогенид, который имеет формулу NOBr.

Диоксид серы и другие сильные восстановители окисляют NO с получением молекул N₂.

Описание оксида трехвалентного азота

Они именуется ангидридом азотистым. В нормальном состоянии может быть жидкостью, с синей окраской, а стандартные параметры среды переводят оксид в форму газа, не имеющего цвета. Обладает устойчивостью только при низких температурах.

Молекулы N₂O₃ диссоциируют во время нагревания с выделением одно- и двухвалентного оксида.

В качестве ангидрида присоединяет воду с получением кислоты азотистой, а со щелочами формирует соли в виде нитритов.

Описание оксида четырехвалентного азота

По-другому его называют диоксидом. Существует в форме буро-красного газа, у которого имеется острый запах, а также может быть желтоватой жидкостью.

Относится к кислотным оксидам, у которых развита хорошо химическая активность.

Его молекулы окисляют неметаллы с образованием кислородсодержащих соединений и свободного азота.

Диоксид взаимодействует с оксидом четырехвалентной и шестивалентной серы. Получается кислота серная. Метод ее синтеза называют нитрозным.

В водной среде можно растворить оксид азота. Азотная кислота является результатом данной реакции. Такой процесс называют диспропорционированием. Промежуточным компонентом считается кислота азотистая, которая быстро распадается.

Если растворить азота четырехвалентного оксид в щелочи, то происходит образование растворов нитратов и нитритов. Можно использовать его жидкую форму для взаимодействия с металлом, тогда получится безводная соль.

Описание оксида пятивалентного азота

Его также называют диазотным пентаоксидом, нитратом нитрония, нитриловым нитратом или азотным ангидридом.

Существует в форме бесцветных кристаллов, которые обладают летучестью и неустойчивостью. Их стабильность наблюдается при низкой температуре. Такую структуру образуют нитрат- и нитрит-ионы.

В газообразном виде вещество имеет форму ангидрида NO₂−O−NO₂.

Оксид азота пятивалентный обладает свойствами кислотными. Он легко разлагается с выделением кислорода.

Вещество реагирует с водой, в результате получается азотная кислота.

Щелочи растворяют ангидрид с выделением солей нитратов.

Как получают оксиды азота

Закись N₂O образуется при острожном нагревании аммония нитрата в сухом виде, однако такой способ может сопровождаться взрывом.

Предпочтительным методом получения оксида одновалентного является воздействие кислотой азотной в концентрированном виде на кислоту сульфаминовую. Главным условием считается нагревание.

Нитрозил, или NO, – это особый оксид азота, получение которого осуществляется при взаимодействии молекул N₂ иO₂. Важным условием такого процесса является сильное нагревание свыше 1000 °C.

Природный способ получения связан с грозовыми разрядами в атмосферном воздухе. Такой оксид быстро соединяется с кислородными молекулами и формируется диоксид.

Лабораторный метод синтеза NO связан с реакцией металлов и неконцентрированной кислоты азотной. Примером такой реакции может быть взаимодействие меди с HNO₃.

Другой способ образования моноокиси азота - реакция хлорида железа двухвалентного с натрия нитритом и кислотой соляной. Результатом процесса являются железа трехвалентного и натрия хлориды, вода и сама окись.

В промышленных масштабах его добывают за счет окисления аммиачных молекул во время нагревания и под высоким давлением. Ускорителем процесса является платина или хрома трехвалентного оксид.

Диоксид, или NO_2, получается при взаимодействии мышьяка трехвалентного оксида с 50 % кислотой азотной, которую наносят по каплям на поверхность твердого реагента. Образуется смесь из оксидов двухвалентного и четырехвалентного азота.

Если ее охладить до температуры -30 °С, то синтезируется ангидрид азотистый, или N₂O₃.

В порошкообразном виде он получается в случае пропускания тока электрического сквозь газообразную его форму.

Если на крахмальный порошок подействовать кислотой азотной с концентрацией 50 %, то выделяется оксид двухвалентного и четырехвалентного азота, газ углекислый и вода. В дальнейшем из полученных первых двух соединений формируется молекула N₂O₃.

В результате теплового расщепления свинцового нитросоединения выделяется диоксид азота, свободный кислород и оксид свинца.

Ангидрид, или N₂O_5, образуется благодаря отщеплению молекулы воды от кислоты азотной действием фосфора оксида пятивалентного.

Другой способ его синтеза является пропускание сухого хлора сквозь безводный серебряный нитрат.

Если на диоксид азотный подействовать молекулами озона, то формируется N₂O₅.

www.syl.ru

Окись азота и судьба человека

Профессор Анатолий Федорович Ванин, впервые обнаруживший радикалы окиси азота в живых клетках, беседует с нобелевским лауреатом Робертом Форшготтом, впервые описавшим явление, обусловленное действием окиси азота. Москва, 1989 год.

Электронная формула окиси азота (NO).

Наука и жизнь // Иллюстрации

Схема физиологических воздействий окиси азота на тонус сосудов.

‹

›

Окись азота (химическое название - оксид азота) - новая "путеводная звезда" в медицине, указывающая направление поиска лекарственных средств против множества болезней. Именно так считают сейчас большинство исследователей.

Лавинообразный рост числа публикаций по исследованию роли окиси азота в биологических объектах дал основание Американской ассоциации развития науки и авторитетному научному журналу "Science" ("Наука") назвать в 1992 году окись азота молекулой года.

Чем же продиктован такой все возрастающий научный интерес к окиси азота?

Оказалось, что окись азота управляет как внутриклеточными, так и межклеточными процессами в живой клетке. Многие болезни - гипертония, ишемия миокарда, тромбозы, рак - вызваны нарушением физиологических процессов, которые регулирует окись азота. Именно по этой причине окись азота представляет огромный интерес для биологов и медиков самых разных специальностей.

Нейрофизиологи и нейрохимики интересуются окисью азота в связи с тем, что она управляет важнейшими процессами, происходящими в нервной системе. Высшая нервная деятельность человека во многом обусловлена прохождением импульса с одной нервной клетки (нейрона) на другую - так называемой синаптической передачей. Если попытаться описать этот процесс в двух словах, то можно сказать, что при прохождении нервного импульса из окончания одного нейрона "выбрасывается" молекула сигнального вещества - нейромедиатора (например, ацетилхолина, глутамата), которую "захватывает" специальный белок (рецептор) на мембране нервного окончания другого нейрона. Затем сложная цепь биохимических и электрохимических реакций обеспечивает прохождение нервного импульса по этому нейрону. Когда сигнал достигает нервного окончания, снова происходит выброс из него молекулы нейромедиатора и так далее. Оказалось, что окись азота активирует процесс выброса нейромедиаторов из нервных окончаний во время синаптической передачи. Более того, молекула окиси азота сама может играть роль нейромедиатора, то есть непосредственно передавать сигнал с одной нервной клетки на другую. Неудивительно, что окись азота присутствует во всех отделах головного мозга человека: гипоталамусе, среднем мозге, коре, гиппокампе, продолговатом мозге и др.

Таким образом, в мыслительной деятельности окись азота является и непосредственным участником, и косвенным регулятором. Что касается телесного существования, то и здесь ее роль не меньшая.

Кардиологи и специалисты, изучающие систему кровообращения, интересуются окисью азота, поскольку она регулирует расслабление гладких мышц сосудов и синтез так называемых "белков теплового шока", которые "защищают" сосуды при ишемической болезни сердца.

Гематологов окись азота интересует в связи с тем, что она тормозит агрегацию (слипание) тромбоцитов, влияет на перенос кислорода эритроцитами, а также на реакции с участием химически активных молекул (свободных радикалов) в крови.

Иммунологов окись азота интересует потому, что активация клеток, участвующих в иммунном ответе, - макрофагов и нейтрофилов - сопровождается высвобождением этими клетками окиси азота.

Онкологи проявляют повышенный интерес к окиси азота из-за ее предполагаемого участия в процессе развития злокачественных образований.

Физиологи, занимающиеся проблемами регуляции водно-солевого обмена в организме, и нефрологи интересуются окисью азота по той причине, что она регулирует почечный кровоток и солевой обмен в почечных канальцах.

Даже интимная жизнь без окиси азота невозможна - ее высвобождение способствует эрекции.

Но и это еще не все. В последние годы лавинообразно нарастает поток информации о влиянии окиси азота на функционирование генома.

Судьба человека определяется его поведением и характером, на которые, в свою очередь, влияет состояние его души и тела. Значит, судьба человека в некотором смысле связана с окисью азота.

Что же представляет собой молекула окиси азота?

Известно, что, когда в электронном семействе какой-либо молекулы имеется электрон без своей пары, то есть для него нет партнера, все семейство испытывает беспокойство и проявляет повышенную агрессивность по отношению к другим соединениям, стремясь найти и отобрать чужой недостающий электрон. Соединения, имеющие неспаренный электрон, называются радикалами. Радикалы обычно неустойчивы и появляются на промежуточных стадиях химических реакций.

Окись азота из-за наличия в ее электронной структуре неспаренного электрона относится к разряду радикалов и, следовательно, как и все радикалы, стремится "найти" недостающий электрон для создания новой электронной пары. Когда это удается сделать, образуется молекула NO^_ - нитроксил-анион. Чаще же приобрести недостающий электрон, отнимая его у другой молекулы, без "войны" не удается. В результате происходят самые разнообразные реакционные процессы, в ходе которых окись азота может претерпевать различные превращения.

Не стоит путать окись азота с закисью азота (ее химическая формула - N₂O), тоже бесцветным газом со сладковатым вкусом, кратковременное вдыхание которого вызывает признаки истерии, а большие количества действуют на нервную систему возбуждающе, вызывая состояние, сходное с опьянением. В связи с этим закись азота называют "веселящим газом". Длительное вдыхание "веселящего газа" приводит к притуплению болевой чувствительности и потере сознания, благодаря чему в смеси с кислородом (80% N₂о+20% О₂) он иногда применяется для наркоза.

Окись азота же сама по себе таких эффектов не вызывает. Но закись азота, поступающая в определенные отделы мозга, химически разрушается там с образованием окиси азота, действие которой на нервные клетки и определяет эффекты, вызываемые вдыханием закиси. Алкоголь действует на клетки головного мозга так же опосредованно и через окись азота.

За разработку проблемы окиси азота в биологии и медицине ряд ученых удостоен Нобелевской премии по физиологии и медицине 1998 года. Точная формулировка звучит так: "Нобелевская премия по физиологии и медицине присуждена за открытие роли оксида азота как сигнальной молекулы в сердечно-сосудистой системе". Нобелевскими лауреатами стали американские ученые Роберт Форшготт, Ферид Мьюрэд и Луис Игнарро.

А началось все с открытия, результаты которого были опубликованы Робертом Форшготтом в 1955 году. Ученый, проводя физиологические эксперименты с кровеносными сосудами, обнаружил расслабляющее действие света на аорту кролика. Это загадочное поведение аорты в ответ на действие света стало в дальнейшем для него и других исследователей объектом пристального внимания. Можно считать, что оно явилось своеобразной точкой отсчета нового раздела биологической науки.

Следующий шаг был сделан в нашей стране человеком, который совершил открытие, ставшее вехой в понимании роли окиси азота в биологии и медицине. Это - профессор, доктор биологических наук Анатолий Федорович Ванин, заведующий лабораторией Института химической физики Российской академии наук.

В 1965 году журнал "Биофизика" опубликовал его небольшую, но, как позже оказалось, чрезвычайно важную статью под названием "Свободные радикалы нового типа в дрожжевых клетках". В ней говорилось, что в биологических объектах обнаружены радикалы неизвестной природы, которые никто в мире еще не наблюдал. Наша страна тогда была "впереди планеты всей" по части создания аппаратуры для обнаружения радикалов, основанной на явлении электронного парамагнитного резонанса (ЭПР). Приборы и средства обнаружения радикалов, работающие на его основе, называются радиоспектрометрами. Именно этими приборами и была оснащена лаборатория, где работал Анатолий Федорович, который сегодня считается одним из признанных авторитетов в области ЭПР-спектроскопии.

Явление ЭПР в 1944 году открыл профессор Казанского университета Е. К. Завойский. Суть этого явления связана со способностью радикалов, находящихся в магнитном поле, избирательно поглощать энергию радиоволн.

Неизвестная радикальная субстанция сначала была обнаружена в культурах дрожжей, а затем и в клетках животного происхождения. Стало понятным, что открыто новое вещество, которое присутствует во всех живых клетках.

Работы Форшготта и Ванина застолбили новое научное направление. Сейчас ученым понятно, что открытые Анатолием Федоровичем неизвестные радикалы не что иное, как молекулы окиси азота. Но в то время предстояло еще выполнить немало сложнейших исследований, чтобы узнать, какие именно радикалы подают необычный ЭПР-сигнал. Одно было ясно уже тогда: науке эти радикалы неизвестны. Годы напряженного труда позволили Ванину сделать второе открытие. Он доказал, что сигналы подает окись азота, причем не одна, а в комплексе с ионами железа и белками, содержащими сульфгидрильные группы. Теперь их называют "динитрозильные комплексы".

Какова роль комплекса окиси азота и белка в живой клетке? На этом вопросе и сконцентрировалось внимание Ванина и других исследователей, подключившихся к изучению проблемы.

Между тем Р. Форшготт продолжал изучать природу открытого им явления. В 1961 году он опубликовал обзорную статью, в которой еще раз осветил вопрос о расслабляющем действии видимого света на кровеносные сосуды. Результатом исследований, продолжавшихся четверть века, явилось открытие Форшготтом в 1980 году неизвестного физиологически активного вещества - эндотелиального фактора расслабления сосудов (EDRF).

Форшготт обнаружил, что ацетилхолин, являющийся одним из медиаторов нервной системы, обычно вызывал сжатие кровеносных сосудов, но в некоторых опытах он их почему-то расслаблял. Анализируя эти эксперименты, Форшготт обратил внимание, что расслабляющее действие ацетилхолина на сосуды наблюдалось только в тех случаях, когда они были плохо очищены от эндотелиальных клеток, выстилающих внутреннюю поверхность сосудов. Форшготт догадался, что именно присутствие эндотелия меняло физиологический эффект ацетилхолина на противоположный. После проведения серии остроумных опытов сомнений не оставалось: сделано открытие. Так и был обнаружен эндотелиальный фактор расслабления сосудов (EDRF). Это научное достижение приобрело широкий общественный резонанс и взбудоражило весь ученый мир. Большинство ученых сразу поняли, насколько оно важно для физиологии, патофизиологии и практической медицины.

В 1991 году Форшготт публикует целую серию статей, в которых он обосновывает утверждение, что EDRF - это не что иное, как молекула окиси азота. То есть, под действием ацетилхолина происходит выброс окиси азота из эндотелия кровеносных сосудов, которая затем поступает в слой мышечных клеток. И именно молекула окиси азота оказывает расслабляющее действие на стенки сосудов. А что же происходит под действием света? Почему он тоже вызывает сосудистую релаксацию? Видимо, под действием светового излучения высвобождается та же самая окись азота, которая (как показал Ванин) существует в виде динитрозильного комплекса с белками.

Как ученый-физиолог, Форшготт в своих научных исследованиях шел от явлений (физиологии) к их механизмам. Это путь от сложного к простому. Для Ванина, как биофизика и биохимика, путь от простого к сложному, от факта к его роли и значению был более естественным. Ванин и начал с того, что открыл существование радикальной субстанции в живых объектах и стал изучать, что это за молекула и какие функции она выполняет.

Форшготт первым в мире описал явление, обусловленное действием окиси азота, - релаксацию кровеносных сосудов. Ванин открыл наличие неизвестной субстанции в живой материи. В своих дальнейших исследованиях они шли навстречу друг другу, быстро сближаясь. Ими как бы были поставлены две вехи, между которыми пролегла невидимая связующая нить.

Результаты исследований не заставили себя ждать. Уже вскоре обозначена еще одна важная веха. Ее поставил американский ученый Ферид Мьюрэд, после того как в середине 70-х годов он сделал важное открытие, касающееся гуанилатциклазы. Гуанилатциклаза - один из ключевых ферментов, управляющих жизнью клетки. Мьюрэд показал, что гуанилатциклаза активируется при действии нитро- и нитрозосоединений. Мьюрэд высказывает идею, что действующим активным началом этих соединений являются не они сами, а окись азота, выделяемая из них, и экспериментально ее подтверждает.

В это же время Ванин изучает биологическое действие динитрозильных комплексов железа и показывает, что они обладают мощным гипотензивным действием - расслабляют кровеносные сосуды.

Ванин также предложил метод обнаружения окиси азота в органах и тканях, получивший широкое распространение. Следующий шаг его в научном поиске не менее важен. Он первым приходит к убеждению и обосновывает, что EDRF имеет прямое отношение к окиси азота. Когда авторы открытий буквально наступают друг другу на пятки, дышат в затылок в гонке за приоритетом, обычно учитывается, чьи результаты раньше увидели свет. Ванин, получив данные, что EDRF имеет отношение к окиси азота, в 1985 году решил их опубликовать в журнале "Бюллетень экспериментальной биологии и медицины", но напечатана статья была только через три года после подачи. Тут начал расти вал публикаций на эту тему в зарубежных изданиях. Такие же данные в 1986 году получили Форшготт и Игнарро, а в 1987 году - Сальвадор Монкада. Последний убедительно показал, что в состав EDRF входит окись азота, и немедленно опубликовал свои данные в международном научном журнале "Nature" ("Природа") . Все эти публикации вышли в свет раньше, чем оригинальная статья Анатолия Федоровича.

Форшготт и Ванин, пройдя каждый свою половину пути, встретились в 1989 году во Всесоюзном кардиологическом научном центре в Москве. О чем они говорили тогда, понятно: конечно же, о научных планах, своих невероятных догадках и сомнениях. Их общение продолжилось в Лондоне на 1-й конференции по биологической роли оксида азота и в последующей переписке.

Авторитет Ванина как основоположника нового научного направления общепризнан. Но вот парадокс: главная научная награда - Нобелевская премия обошла его стороной. Незаслуженно - это не то слово. Видимо, выбор Нобелевского комитета не всегда основывается на научной значимости работ. Величие Анатолия Федоровича в том, что он не стал оспаривать решение комитета. А мы знаем, что такие гении, как Ньютон и Лейбниц, оспаривали друг у друга научные приоритеты. И это при том, что о Ньютоне говорили как о единственном смертном, вставшем вровень с богами. Да и Лейбниц за заслуги перед человечеством также вполне может быть приравнен к ним. Так что даже боги не всегда могут поделить между собой пальму первенства.

Но и исследователи, которым присудили Нобелевскую премию (напомним, что это Форшготт, Мьюрэд и Игнарро), - воистину великие ученые и, вне всякого сомнения, заслужили столь высокое признание. Тем не менее можно констатировать, что одно из главных действующих лиц в истории про окись азота просто вычеркнули из списков.

Возможно, с историей открытия действия окиси азота кто-то будет и не во всем согласен - неудивительно: логика исследований и роль каждого из ведущих ученых, разрабатывавших эту тему, может видеться всем по-разному. Но вряд ли кто усомнится и будет оспаривать, что все началось с основополагающих открытий Форшготта и Ванина. Именно они были пионерами в установлении всеобъемлющей роли окиси азота в живой природе.

Где же те весы, на которых можно было бы объективно взвесить признание заслуг ученого, чтобы справедливо воздать ему за них?

www.nkj.ru

Формула оксида азота в химии

Определение и формула оксида азота

Известно несколько оксидов азота, в которых азот имеет разные степени окисления.

Оксид диазота

Химическая формула –

Молярная масса равна г/моль.

Другие названия — «Веселящий газ», закись азота.

Физические свойства – в обычных условиях бесцветный термически устойчивый газ.

Несолеобразующий оксид, слабый окислитель и слабый восстановитель.

Химические свойства оксида диазота

Получение

Один из способов получения закиси азота основан на разложении нитрата аммония при :

Монооксид азота

Формула –

Молярная масса равна г/моль.

Физические свойства – бесцветный газ, голубая жидкость.

В твердом состоянии полностью димеризован, термически устойчивый.

Несолеобразующий оксид, слабый окислитель и слабый восстановитель, плохо растворяется в воде.

Химические свойства монооксида азота

Получение

Один из способов получения закиси азота основан на взаимодействии аммиака с кислородом при в присутствии катализатора:

Триоксид азота

Формула –

Молярная масса равна г/моль.

Физические свойства – синяя жидкость, термически неустойчивая.

В твердом состоянии имеет голубоватый цвет.

Солеобразующий оксид.

Химические свойства триоксида азота

Получение

Один из способов получения триоксида азота основан на взаимодействии диоксида азота с водой:

Диоксид азота

Формула –

Молярная масса равна г/моль.

Физические свойства – бурый газ, в жидком состоянии димер бесцветен, в твердом состоянии белый.

Хорошо растворяется в холодной воде и реагирует с ней.

Сильный окислитель.

Химические свойства диоксида азота

Получение

Один из способов получения триоксида азота основан на взаимодействии диоксида азота с водой:

Пентаоксид азота

Формула –

Молярная масса равна г/моль.

Физические свойства – белое твердое вещество, бесцветный газ и бесцветная жидкость.

При нагревании возгоняется и плавится.

Солеобразующий оксид, ангидрид азотной кислоты.

Химические свойства пентаоксида азота

Получение

Один из способов получения пентаоксида азота основан на взаимодействии реакции:

Примеры решения задач

ru.solverbook.com

Азота (I) оксид. Мини-справочник по химическим веществам (3340 веществ)

Алф. указатель: 1-9 A-Z А Б В Г Д Е Ж З И К Л М Н О П Р С Т У Ф Х Ц Ч Щ Э Я Синонимы: азота закись веселящий газ Внешний вид: бесцветн. газ Брутто-формула (система Хилла): N2O Формула в виде текста: N2O Молекулярная масса (в а.е.м.): 44,01 Температура плавления (в °C): -90,7 Температура кипения (в °C): -88,7 Растворимость (в г/100 г или характеристика): вода: 0,257 (0°C) вода: 0,174 (10°C) вода: 0,125 (20°C) вода: 0,106 (25°C) диэтиловый эфир: растворим серная кислота концентрированная: растворим этанол: растворим Вкус, запах, гигроскопичность: вкус: сладкий Способы получения: 1. Получают разложением нитрата аммония. Плотность: 0,0019778 (20°C, г/см3) 1,226 (-89°C, г/см3) Давление паров (в мм.рт.ст.): 1 (-144°C) 10 (-129°C) 100 (-110°C) Диэлектрическая проницаемость: 1,00103 (25°C) Дипольный момент молекулы (в дебаях): 0,16 (20°C) Динамическая вязкость жидкостей и газов (в мПа·с): 0,0137 (0°C) 0,0183 (100°C) 0,0225 (200°C) 0,0303 (400°C) Удельная теплоемкость при постоянном давлении (в Дж/г·K): 0,887 (25°C) Стандартная энтальпия образования ΔH (298 К, кДж/моль): 82 (г) Стандартная энергия Гиббса образования ΔG (298 К, кДж/моль): 104,1 (г) Стандартная энтропия образования S (298 К, Дж/моль·K): 219,9 (г) Стандартная мольная теплоемкость Cp (298 К, Дж/моль·K): 38,6 (г) Энтальпия плавления ΔHпл (кДж/моль): 6,52 Энтальпия кипения ΔHкип (кДж/моль): 16,56 Биологическое действие: При применении в хирургической практике, при вдыхании закиси азота очень быстро, через 1-2 минуты, происходит потеря сознания и исчезает болевая чувствительность; наркоз наступает без стадии возбуждения; раздражения слизистых оболочек дыхательных путей не бывает. Сколько-нибудь продолжительное вдыхание чистой закиси азота невозможно, так как она не способна поддерживать дыхание и развивается асфиксия (удушье). Используются ее смеси с кислородом N2O : O2: 80:20 - неполная анальгезия, 86:14 - полная анальгезия, 89:11 - неполный наркоз, 94:6 - полный наркоз. В крови закись азота находится в растворенном состоянии и в соединение с гемоглобином не вступает. Дыхание под влиянием закиси азота вначале несколько замедляется, а затем ускоряется; пульс слегка учащается, кровяное давление не изменяется, зрачки суживаются, их реакция на свет сохраняется, движения глаз также сохраняются. Пробуждение после вдыхания закиси азота наступает сразу после прекращения поступления газа в организм. Последствий обычно не бывает. Выделяется закись азота через легкие в неизменном виде. Симптомы острого отравления: В высоких концентрациях вызывает удушье вследствие вытеснения кислорода из легких. В смеси с кислородом способна вызывать наркоз. В опытах in vitro отмечалось митотоксическое действие. Воздействие смеси с кислородом (1:1 или 8:2) в течение 6 сут вызывает у крыс угнетение эритро- и лейкопоэза, гипоплазию костного мозга. В соотношении 1:1 нарушает развитие куриных эмбрионов. Наркоз сопровождается заметными гистохимическими сдвигами в печени крыс; 60 мг/м3 вызывают поражение альвеолярного эпителия и инфильтрацию периваскулярной ткани. Воздействие 90 мг/м3 в течение 10 недель приводит к гибели части хомячков. Гистологически - нерезко выраженный отек легких, гиперплазия и гипертрофия легочной ткани. Воздействие с 1 по 19 дня беременности в концентрации 0,1% снижало у крыс количество плодов в помете, уменьшало краниокаудальные размеры плодов и увеличивало эмбриональную смертность. В аварийной ситуации после 3-4 мин контакта с закисью азота 2 рабочих из 5 погибли, у оставшихся в живых - отек легких, гипоксемия, метаболический ацидоз и метгемоглобинемия. Газовые смеси, содержащие 20, 30 и 50% оксида азота (I) избирательно ухудшают кратковременную память у водолазов, не влияя при этом на долговременную память, психомоторную активность и зрительные функции. Примесь высших оксидов азота к используемому для наркоза N2O может вызвать поражения, характерные для этих соединений. Критическая температура (в °C): 36,43 Критическое давление (в МПа): 7,255 Критическая плотность (в г/см3): 0,453 Дополнительная информация: В жидком виде бесцветен. Не поддерживает дыхания. Поддерживает горение фосфора, древесины. Источники информации: "Вредные химические вещества: Неорганические соединения элементов V-VIII групп" Справочник Л. 1989 стр. 31 "Справочник химика" т.2, Л.-М.: Химия, 1964 стр. 12-13 Закусов В.В. "Фармакология" М.:Медгиз, 1960 стр. 45-46 Рабинович В.А., Хавин З.Я. "Краткий химический справочник" Л.: Химия, 1977 стр. 50 Спицын В.И., Мартыненко Л.И. "Неорганическая химия" ч.1 М., 1991 стр. 130 Алф. указатель: 1-9 A-Z А Б В Г Д Е Ж З И К Л М Н О П Р С Т У Ф Х Ц Ч Щ Э Я

www.xumuk.ru

Оксид азота(I) — Википедия. Что такое Оксид азота(I)

Окси́д азо́та(I) (оксид диазота, закись азота, веселящий газ) — соединение с химической формулой N₂O. Иногда называется «веселящим газом» из-за производимого им опьяняющего эффекта. При нормальной температуре это бесцветный негорючий газ с приятным сладковатым запахом и привкусом.

История

Впервые был получен в 1772 году Джозефом Пристли, который назвал его «дефлогистированным нитрозным воздухом»^[2]. В 1799 г. его исследовал Г. Дэви.

Строение молекулы

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 Дб.

Физические свойства

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

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:

N2O+h3→N2+h3O{\displaystyle {\mathsf {N_{2}O+H_{2}\rightarrow N_{2}+H_{2}O}}}

2N2O+C→2N2+CO2{\displaystyle {\mathsf {2N_{2}O+C\rightarrow 2N_{2}+CO_{2}}}}

При взаимодействии с сильными окислителями N₂O может проявлять свойства восстановителя:

5N2O+8KMnO4+7h3SO4→5Mn(NO3)2+3MnSO4+4K2SO4+7h3O{\displaystyle {\mathsf {5N_{2}O+8KMnO_{4}+7H_{2}SO_{4}\rightarrow 5Mn(NO_{3})_{2}+3MnSO_{4}+4K_{2}SO_{4}+7H_{2}O}}}

При нагревании N₂O разлагается:

2N2O→2N2+O2{\displaystyle {\mathsf {2N_{2}O\rightarrow 2N_{2}+O_{2}}}}

Оксид азота(I) реагирует с амидами металлов с образованием соответствующих неорганических азидов:

2NaNh3+N2O→NaN3+NaOH+Nh4{\displaystyle {\mathsf {2NaNH_{2}+N_{2}O\rightarrow NaN_{3}+NaOH+NH_{3}}}}

При взаимодействии аммиака над катализатором образуется азид аммония:

2Nh4+N2O→Ni−Al2O3Nh5N3+h3O{\displaystyle {\mathsf {2NH_{3}+N_{2}O{\xrightarrow[{}]{Ni-Al_{2}O_{3}}}NH_{4}N_{3}+H_{2}O}}}

Получение

Оксид азота(I) получают осторожным (опасность взрывного разложения!) нагреванием сухого нитрата аммония:

Nh5NO3→N2O+2h3O.{\displaystyle {\mathsf {NH_{4}NO_{3}\rightarrow N_{2}O+2H_{2}O.}}}

Более удобным способом является нагревание сульфаминовой кислоты с 73%-й азотной кислотой:

Nh3SO2OH+HNO3(73%)→N2O+h3SO4+h3O.{\displaystyle {\mathsf {NH_{2}SO_{2}OH+HNO_{3}(73\%)\rightarrow N_{2}O+H_{2}SO_{4}+H_{2}O.}}}

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

Закись азота образуется как при ферментативном, так и при неферментативном восстановлении из окиси азота (II)^[3]. В опытах in vitro было обнаружено, что закись азота образуется при реакции между окисью азота (II) и тиолом или тиол-содержащими соединениями^[4]. 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^[5]. 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^[6]. Также закись азота ингибирует биосинтез метионина, угнетая активность метионин-синтетазы и скорость превращения гомоцистеина в метионин и повышая концентрацию гомоцистеина в культурах лимфоцитов^[7] и в биоптатах человеческой печени^[8]. 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^[9]. Способность закиси азота нековалентно, обратимо изменять структуру и функции гемосодержащих белков была показана исследованием сдвига инфракрасных спектров тиоловых групп цистеинов гемоглобина^[10] и тем, что закись азота способна частично и обратимо ингибировать функцию цитохромоксидазы C^[11]. 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^[6] и опиоидной системы^[12][13]. Обладает нейротоксическими свойствами.

Применение

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

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 1941 день]}. 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».

В двигателях внутреннего сгорания

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

Иногда используется в качестве окислителя в однокомпонентном топливе с этаном, этиленом или ацетиленом в качестве топлива.

В пищевой промышленности

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.

Хранение

Хранение: при комнатной температуре в закрытом помещении, вдали от огня.

Примечания

Литература

wiki.bio

Смотрите также

• 
  Ниссан ноут замена ступичного подшипника
• 
  Ока вес машины
• 
  Как часто нужно менять масло в коробке передач
• 
  Бугатти шерон топ гир
• 
  Регулировка карбюратора 2107
• 
  Лампы светодиодные в фары
• 
  Монтажный блок предохранителей ваз 2110
• 
  Плавают обороты на холостом ходу ваз
• 
  В каких случаях делают сход развал
• 
  Основные движения регулировщика
• 
  Билеты правила дорожного движения