Оксид азота(II): новые возможности давно известной молекулы

Оксид азота(II): новые возможности давно известной молекулы

Оксид азота(II): новые возможности давно известной молекулы

К. Н. Зеленин

Военно-медицинская академия, Санкт-Петербург

Рассматриваются вопросы химии и практических приложений оксида азота(II). Обсуждаются различные аспекты участия этого вещества в глобальных природных, промышленных и физиологических процессах, включая проблемы промышленной фиксации азота, гигиены, клинической и теоретической медицины.

Немного истории

Оксид азота(II) NO (или окись азота) был открыт в 1774 году английским исследователем Джозефом Пристли (1733-1804), который впервые выполнил реакцию

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

а ее газообразный продукт назвал селитряным воздухом.

Пристли сделал множество и других важных открытий: впервые получил хлористый водород, аммиак, кислород (одновременно с К.В. Шееле), в чистом виде выделил оксид углерода(II), фтористый кремний, сернистый газ. Ему принадлежит открытие роли углекислого газа в дыхании растений. Пристли был выдающимся представителем пневматологии или пневматической химии - направления, которое создали химики, изучавшие вещества в газообразном состоянии. В настоящее время пневматологию не рассматривают как отдельную ветвь естествознания, потому что она вошла в физику и химию, но иное положение было в XVII и XVIII веках. Основоположником пневматической химии был Ван Гельмонт, который не только ввел термин "газ", но и обнаружил непохожий на воздух "лесной газ" (gas silvestre), выделяющийся при действии кислот на известняк, при брожении молодого вина и приготовлении пива, а также при горении угля.

Изучение газов позволило открыть физические законы зависимости объема газов от давления и температуры. Влияние давления на объем газа было установлено Р. Бойлем в 1660 году и Э. Мариоттом в 1677 году. Гораздо позднее А. Вольта (1792) и Ж.Л. Гей-Люссак (1802) установили влияние температуры. Эти законы вместе с законом Гей-Люссака об объемных отношениях при соединении газов составляют основу пневматологии.

Оставляя селитряный воздух на долгое время в соприкосновении с серой и железом, Пристли заметил, что свойства газа изменяются: в то время как в селитряном воздухе зажженная свеча гаснет, в измененном селитряном воздухе (который он назвал дефлогистированным селитряным воздухом) она продолжает гореть. Кроме того, дефлогистированный селитряный воздух не обладает свойством приобретать бурый цвет при смешении с атмосферным воздухом, то есть не дает реакции, обнаруженной Пристли для NO:

2NO + O2 2NO2

Следовательно, речь идет о новом газе. И действительно, в указанном Пристли опыте получается закись азота, образующаяся по реакции

6NO + 2Fe + 3Н2О 3N2O + 2Fе(ОН)3

вследствие процесса восстановления NO под действием увлажненного железа и серы. Ее состав был установлен Г. Дэви в 1800 году. Потребовалось еще 50 лет, чтобы это вещество вошло в практику в качестве наркозного средства. По-иному сложилась история окиси азота, которая привлекла всеобщее внимание лишь в XX веке.

Строение и свойства

К тому времени были хорошо изучены свойства этого вещества. Как соединение с промежуточной степенью окисления азота NO может быть как восстановителем, так и окислителем. Оно чрезвычайно легко окисляется под действием кислорода и галогенов, например хлора:

NO + Cl2

2NOCl (хлористый нитрозил)

Естественно, что под действием сильных окислителей окись азота окисляется до нитрат-иона.

Легкое окисление кислородом было использовано в разработанном еще в XVIII веке камерном способе получения серной кислоты, где окись азота играет роль катализатора-переносчика кислорода, что видно из следующих реакций:

2NO + O2

2NO2

SO2 + H2O

H2SO3

NO2 + H2SO3

NO + H2SO4

NO охотно реагирует и с восстановителями, причем восстановление обычно идет до термодинамически стабильного молекулярного азота:

2NO + H2S

N2 + 2S + 2H2O

2NO + 2H2

N2 + 2H2O

2NO + 2CO

N2 + 2CO2

хотя в принципе подбором условий можно превратить NO и в другие соединения со степенями окисления от + 1 до - 3, как это, например, происходит в реакции синтеза N2O.

Строение молекулы окиси азота, во многом сходной с молекулами кислорода, оксида углерода(II) и HCN сообщает ей такое общее с ними свойство, как способность к образованию комплексов. Кроме того, сходство с кислородом проявляется и в парамагнетизме обеих молекул из-за наличия неспаренных электронов. Примером образования комплекса с участием NO служит обнаруженная еще Пристли качественная реакция на нитрат-ион, называемая реакцией "бурого кольца". Сначала под действием сульфата железа нитрат-ион восстанавливается в NO:

6FeSO4 + 2KNO3 + 4H2SO4

3Fe2(SO4)3 + 2NO + 4H2O

а затем с избытком FeSO4 образуется окрашенный в бурый цвет комплекс:

FeSO4 + NO + H2O [Fe(H2O)5NO] SO4

УЧАСТИЕ В ФИКСАЦИИ АЗОТА

В конце XIX века промышленность стала нуждаться в больших количествах азотсодержащих соединений для производства красителей, взрывчатых веществ, удобрений. В связи с этим было заманчивым осуществить технологический процесс горения воздуха по уравнению

N2 + O2  - 2NO - 43 ккал/моль

Достижения термодинамики и кинетики позволили разработать научные основы процесса, который требовал высоких температур как для преодоления высокого активационного барьера, так и для достижения удовлетворительного выхода эндотермической реакции. Термодинамические данные, приведенные ниже, иллюстрируют сказанное:

В 1901 году горение воздуха было впервые осуществлено с помощью дугового метода. Воздух продували через растянутую магнитным полем электрическую дугу с температурой около 4000?С и затем охлаждали газовую смесь с тем, чтобы не дать возможности образовавшейся окиси азота разложиться на азот и кислород. Из-за этого выход NO составляет лишь около 2%, что не играет особой роли, так как затраты на исходное сырье отсутствуют. Тем не менее метод в настоящее время не находит применения из-за большого расхода электроэнергии. Есть надежда, что со временем можно будет достигнуть благоприятных технико-экономических показателей процесса, применяя регенеративные печи и используя тепло ядерных реакторов, и метод войдет в промышленную практику.

В настоящее время основной схемой фиксации азота является синтез аммиака, а окись азота играет важную роль в технологическом процессе последующего превращения аммиака в азотную кислоту. Она получается каталитическим окислением аммиака:

4NH3 + 5O2 - 4NO + 6H2O

Выполнение реакции на практике натолкнулось на некоторые трудности, важнейшей из которых является возможность сгорания не до окиси азота, а до молекулярного азота. Для предотвращения этого контакт газовой смеси с катализатором должен быть минимальным (около 10- 4 с), поскольку при длительном воздействии катализатора происходит вторичная реакция распада окиси азота на элементы. Через катализатор (тонкую сетку из сплава платины с родием) продувают смесь воздуха с аммиаком (12%), в результате выход окиси азота достигает 98%.

Имеются трудности в технологическом выполнении и следующих стадий, а именно окисления оксида до диоксида азота и его перевода в азотную кислоту. Для того чтобы увеличить недостаточно высокие для заводского процесса скорости реакции окисления окиси азота и последующего растворения в воде двуокиси азота, создают поглотительные камеры большого объема и с сильно развитой внутренней поверхностью.

Итак, вопросы химических превращений оксида азота и его синтеза важны для решения глобальной проблемы фиксации азота. Известно, что общее количество связанного азота на Земле составляет 2,4 " 109 т. Из них 65% является результатом деятельности азотфиксирующих микроорганизмов почвы, 25% приходится на промышленный синтез аммиака. Оставшаяся часть (10%) - результат сгорания азота в его окись в атмосфере за счет высокотемпературных (пожары, грозовые разряды) и фотохимических процессов в верхних слоях атмосферы. Эти процессы составляют источник более или менее постоянных концентраций оксидов азота в атмосфере, и их уровень является оптимальным для поддержания на постоянном уровне химических явлений в атмосфере Земли, прежде всего постоянства концентрации озона.

Стартер фотохимического смога

В настоящее время уже до 0,7 " 108 т азота в год связывается при взаимодействии азота с кислородом воздуха в результате высокотемпературных процессов, вызванных хозяйственной деятельностью. Половина производимой человеком окиси азота образуется в результате сжигания топлива в промышленных установках и другая половина - за счет работы транспорта. Таким образом, действующий двигатель внутреннего сгорания служит основным антропогенным источником NO в атмосфере.

Фронт огня, распространяющийся от искры, достигает температуры около 2800?С. При такой температуре концентрация NO составила бы не менее 2%. При низких температурах окружающей среды оксиды азота термодинамически неустойчивы и распадаются на кислород и азот, но скорость этого процесса очень низка. Таким образом, оксид азота достаточно стабилен и выделяется вместе с выхлопными газами. В целом условия в двигателе поразительно близки параметрам технологического процесса сжигания воздуха.

Попадая в атмосферу, оксид азота постепенно превращается в диоксид путем взаимодействия с озоном и гидроперекисными радикалами. Таким образом, окислы азота накапливаются в нижних слоях атмосферы. Их присутствие вызывает такое хорошо известное явление, как кислотные дожди, и сказывается на последующих превращениях химически активного компонента атмосферы - кислорода.

Молекула кислорода представляет собой бирадикал с неспаренными электронами и носит название триплетного кислорода (3О2). Триплетный кислород имеет энергию диссоциации на атомы 496 кДж/моль. Эта высокая величина служит кинетическим фактором относительной химической инертности кислорода, что является одной из причин нахождения кислорода в свободном состоянии в атмосфере. При возбуждении триплетного кислорода под действием света происходит электронная перестройка, в результате чего возникает молекула синглетного кислорода с парой электронов, принадлежащей одному из атомов кислорода, - так называемый синглет I. На это требуется энергия 92 кДж/моль. Такой кислород нестабилен и быстро распадается. Его среднее время жизни в атмосфере составляет 65 мин.

При дальнейшем возбуждении происходит еще одна трансформация молекулы кислорода и возникает молекула кислорода синглет II. Это возбужденное состояние еще менее стабильно: среднее время существования - 110 с. На его образование из синглета I требуется 63 кДж/моль. Синглетные формы кислорода химически активны:

С их образованием связано важное явление - фотодинамическое действие. Суть его состоит в следующем. Существует группа веществ, которые высокочувствительны к действию света и, поглощая квант, переходят в возбужденное состояние. Эти вещества обладают и другой особенностью - способностью передавать энергию возбуждения молекулам кислорода, переводя их тем самым в синглетное состояние. Такие вещества называют сенсибилизаторами (S).

Оксиды азота и являются активными сенсибилизаторами, вызывающими образование синглетного кислорода:

S + hn S* S* + 3O2 S + 1O2

а далее озона и атомарного кислорода:

O2 + 1O2 O3 + O

Таким образом, в атмосфере накапливаются активные окислители, опасные для живых организмов. Чем выше их концентрация (и, в частности, озона), тем опаснее воздух для здоровья, причем их содержание тем выше, чем больше концентрация оксидов азота (табл. 1).

При недостатке кислорода в двигателе внутреннего сгорания происходит не только полное сгорание бензина до углекислого газа, но и неполное окисление до альдегидов:

R-CH3 + O2  R-CH=O + H2O

Альдегид

Присутствующие в выхлопных газах альдегиды реагируют с активными формами кислорода и диоксидом азота:

В результате в атмосфере накапливаются пероксиацилнитраты (ПАН). Эти вещества нестойки и легко разрушаются. Вещества группы ПАН очень токсичны. Уже при концентрации 0,2 мг/м3 они обладают резким слезоточивым действием, повреждают растения и разрушают резину. В совокупности образование смеси высокотоксичных веществ носит название фотохимического смога и требует для возникновения интенсивного солнечного освещения, активного движения транспорта и условий для появления застойной зоны воздуха в приземном слое атмосферы данной территории. Фотохимический смог характерен для больших тропических и субтропических городов и впервые отмечен в Лос-Анджелесе в 1944 году.

Итак, окислы азота - пусковые вещества фотохимического смога, а образующиеся вещества химически активны и разрушают живые ткани, вызывая удушье, а в экстремальных случаях и гибель людей. Агрессивные химические компоненты вызывают увядание растений, а также коррозию металлических конструкций, разрушение резины, красителей и других материалов.

Наиболее перспективным подходом к проблеме снижения роста оксида азота в выхлопных газах является его каталитическое взаимодействие с СО, присутствующим там же:

2NO + 2CO N2 + 2CO2

Эта реакция термодинамически выгодна при температуре выхлопа. К другим реакциям относятся образование N2O:

2NO + CO N2О + CO2

и взаимодействие СО с водой в выхлопных газах:

CO + H2О CO2 + H2

Образующийся водород может реагировать с оксидом азота с образованием аммиака

2NO + 5H2 2NH3 + 2H2О

Это нежелательный процесс, так как аммиак повторно окисляется до NO при пропускании газов через катализатор окисления.

Наиболее эффективными катализаторами разложения оксида азота являются металлические сплавы или смеси оксидов металлов (хрома, меди, железа). Были испытаны различные физические формы катализаторов, например в виде металлического войлока или металлической ваты. Эти материалы обладают большой поверхностью, однако на практике обычно используют металлическую стружку, которая менее подвержена спеканию.

Фотохимические реакции с участием оксидов азота протекают под действием солнечной радиации и в верхних слоях атмосферы. Загрязнение стратосферы этими веществами происходит в процессе работы реактивных двигателей самолетов и ракет. Кроме того, под действием ультрафиолетовой радиации происходит фотохимическое окисление азота воздуха, продуктами которого являются NO и NO2 . С ними связаны процессы деструкции озона, причем в них проявляется каталитическая роль этих веществ:

O + NO2 NO + O2

NO + O3 NO2 + O2

Содержащиеся в атмосфере твердые частицы пыли с адсорбированными на них различными химическими соединениями также оказывают каталитическое действие на протекающие в атмосферном воздухе реакции с участием оксидов азота. Уменьшение концентрации озона и атомарного кислорода в стратосфере происходит в результате цепных реакций с катализаторами такого типа, причем эффективность этого взаимодействия возрастает с высотой.

Итак, оксид азота - важный фактор, определяющий состояние окружающей нас атмосферы и внешние условия существования. Однако это же вещество, как оказалось, является и мощным внутренним биорегулятором.

1992 год - молекула года

Современный механизм межклеточных взаимодействий основан на концепции образования в клетках продукта, который не секретируется с помощью специализированных систем, распространяется посредством простой диффузии и действует прямо на внутриклеточные мишени. Длительное время поиски такого вещества оставались безрезультатными. Сенсационные публикации появились в 1987 году. Исследовательскими группами, возглавляемыми С. Монкадой (Великобритания) и Л. Иньярро (США), были получены однозначные доказательства того, что этот фактор есть не что иное, как окись азота. К настоящему времени насчитывается уже тысячи публикаций, посвященных окиси азота, а в журнале "Science" в 1992 году окись азота была названа молекулой года.

В организме человека NO образуется из аминокислоты - аргинина в результате реакции, которая катализируется ферментом, получившим название NO-синтетаза (синтетаза окиси азота - СОА):

Общая продукция окиси азота в организме превышает 100 мг в сутки. Период полураспада NO или ее комплексов в организме колеблется от 1 до 6 с, что достаточно для диффузии через внутриклеточную среду, клеточные мембраны и внеклеточную среду.

Так, окись азота попадает в клетки стенок кровеносных сосудов, где действует на белки, содержащие геминовое железо. Это вызывает расслабление гладких мышц сосудов, посредством чего осуществляется локальная ауторегуляция кровотока. Ослабление действия этого механизма приводит к развитию гипертонии. Избыточная продукция NO чревата немедленными тяжелыми последствиями. Это реализуется при эндотоксическом шоке, когда грамотрицательные бактерии вызывают мощное образование NO в гладких мышцах сосудов, что приводит к падению кровяного давления и развитию характерных для шока нарушений кровообращения.

Значение NO отнюдь не ограничивается ее ролью в регуляции кровяного давления. Важны функции NO в головном мозгу. Диффузия NO от нейронов к пресинаптическим мембранам является необходимым условием феномена, связанного с функционированием механизмов памяти и формированием устойчивых патологических связей в нервной системе. С окисью азота связаны регуляция секреции инсулина и развитие диабета вследствие гибели клеток поджелудочной железы при вирусных инфекциях, регуляция почечной фильтрации, регуляция репаративных процессов в костной и кожной тканях, регуляция слизеобразования в кишечном эпителии. Не исключено, что хроническая экспозиция клеток организма эндогенно образующимися продуктами окисления окиси азота может быть причиной появления некоторых опухолей.

Нельзя не отметить терапевтические воздействия, направленные на процессы образования NO, для пульмонологии при острой респираторной недостаточности, отеке легкого, синдроме шокового легкого. Ингаляция газовой смеси, содержащей NO, снижает уровень легочной гипертонии и предотвращает гипоксию в легких - важнейший фактор в развитии асфиксии новорожденных. Может оказаться полезным и насыщение окисью азота инфузируемых растворов. В эксперименте таким образом удалось предотвратить развитие ишемической болезни сердца. Следовательно, этот считавшийся крайне токсичным газ становится лекарственным препаратом. Не исключено, что именно такой простой способ применения NO сделает этот вредоносный компонент фотохимического смога средством предотвращения самых трагичных ситуаций, возникающих в медицине.

На самом деле лекарственное воздействие окиси азота используется уже давно. Речь идет о таком распространенном кардиологическом препарате, как нитроглицерин. Нитроглицерин - типичный пример пролекарства. Пролекарство - химически модифицированная форма лекарственного средства, которая в биосредах в результате метаболических процессов превращается в само лекарственное средство. Нитроглицерин быстро всасывается стенками желудка и диффундирует в кровяное русло, где легко, как всякий сложный эфир, гидролизуется с образованием нитрат-иона:

Гемоглобин крови и железосодержащие ферментные системы гладкомышечных клеток восстанавливают нитрат-ион с образованием окиси азота (см. реакцию "бурого кольца"):

3Fe2 + + + 4H+ 3Fe3 + + NO + 2H2O

Окись азота и оказывает терапевтическое действие. Казалось бы, вместо нитроглицерина можно применять обычный нитрат натрия, однако он малоэффективен, так как плохо проникает через стенки желудка. Совокупность приведенных выше превращений и составляет суть применения нитроглицерина и других органических нитроэфиров в качестве пролекарств.

Обращаясь к реакции образования окиси азота в организме, можно высказать предположение, что терапевтическое воздействие можно, кроме того, оказывать как с помощью аргинина, так и посредством веществ, влияющих на активность фермента СОА. Действительно, инфузия растворов аргинина добровольцам приводила к снижению системного кровяного давления. С помощью ингибиторов СОА удается сократить размеры инфарктной зоны при ишемии головного мозга. Интересно, что такой результат получен при введении ингибитора в течение нескольких суток после периода ишемии. Введение ингибиторов СОА до начала ишемии приводило к противоположному результату. Это указывает на возможность разностороннего действия NO в патогенезе инсульта.

Таким образом, складывается новое направление в теоретической медицине, именуемое NO-физиологией, которое занимается исследованием роли этого вещества в тех или иных жизненных процессах, изучением их тонких механизмов и клинических проявлений, конструированием новых лекарственных препаратов. В связи с этой проблемой заслуживает отдельного комментария ситуация, связанная с ролью нитрат-иона в практической деятельности человека и с его воздействием на организм. Принято считать, что нитрат-ион, поступающий в организм вследствие загрязнения окружающей среды азотсодержащими промышленными и бытовыми отходами, оказывает отрицательное воздействие на состояние здоровья. По оценкам, в развитых странах человек в сутки получает с едой и питьем до 400 мг нитрат-иона в сутки. Между тем известно, что продуцируемая организмом окись азота в итоге окисляется до нитрат-иона, количество которого сопоставимо с приведенной цифрой. Это подтверждается тем, что при отсутствии внешних источников нитрат-иона его обнаруживают в моче, причем его повышенное выделение может быть вызвано теми или иными заболеваниями, что можно использовать в диагностических целях.

Таким образом, требуется более глубокий анализ роли нитрат-иона в организме. Это, конечно, не распространяется на случаи отравления нитрат-ионом при одноразовом поступлении аномально высоких количеств нитрат-иона. Последняя ситуация особенно часто возникает при неумеренном употреблении овощей и фруктов, обработанных повышенными количествами нитрата. Продукты метаболизма нитрат-иона вызывают превращение гемоглобина в неспособный к связыванию с кислородом метгемоглобин, что вызывает удушье.

Заключение

Рассмотренный пример демонстрирует роль двухатомной молекулы и ее реакций в самых различных областях человеческой практики - от промышленных процессов и работы двигателя внутреннего сгорания до тонких механизмов биорегуляции. Последний и самый современный аспект открывает новые возможности для науки о здоровье человека. В частности, обращено внимание на возможную роль в биорегуляции таких метаболитов с родственным строением, как СО и HCN, и уже имеются данные, что эти вещества, которые в ничтожных средах присутствуют в биосредах, выполняют важную физиологическую роль.

Список литературы

1. Джуа М. История химии. М.: Мир, 1982.

2. Некрасов Б.В. Основы общей химии. М.: Химия, 1989.

3. Химия и общество. М.: Мир, 1995.

4. Химия окружающей среды. М.: Химия, 1982.

5. Проблемы фиксации азота. М.: Мир, 1982.

6. Голубев А.Г. // Междунар. мед. обзоры. 1993. Т. 1, № 2. С. 128.

7. Цыганенко О.И. и др. // Гигиена и санитария. 1989. № 4. С. 55.