Окси́ды азо́та, неорганические бинарные соединения азота с кислородом.

Физико-химические свойства

Известны оксиды азота, соответствующие различным степеням окисления азота: оксид азота(I) N₂O (гемиоксид, «веселящий газ»; t_пл –91,0 °C, t_кип –88,9 °C, имеет приятный запах и сладковатый вкус), оксид азота(II) NO (монооксид; t_пл –163,7 °C, t_кип –151,6 °C, парамагнитен), оксид азота(III) N₂O₃ (сесквиоксид; t_пл –101 °C, t_кип –40 °C), оксид азота(IV) NO₂ (диоксид; t_пл -11,2 °C, t_кип +21,1 °C, парамагнитен), оксид азота(V) N₂O₅ (пентаоксид диазота; t_пл 41 °C, температура возгонки 33 °C). В равновесии с газообразным NO₂ находится диамагнитный димер тетраоксид диазота N₂O₄ (t_пл –11,2 °C, t_кип 20,6 °C); NO при пониженных температурах образует неустойчивый диамагнитный диоксид диазота N₂O₂. Цвет паров NO₂ красно-бурый, кристаллов N₂O₃ голубой, остальные оксиды азота бесцветны.

При нагревании: N₂O разлагается на N₂ и O₂; NO в присутствии катализаторов – на N₂ и O₂; N₂O₃ – на NO и NO₂; NO₂ – на NO и O₂; N₂O₅ – на NO₂ и O₂ (медленное разложение начинается уже при комнатной температуре). N₂O и NO – несолеобразующие оксиды – малорастворимы в воде; остальные оксиды азота растворяются в воде: N₂O₃ с водой образует азотистую кислоту HNO₂ (одноосновная кислота средней силы; бесцветное вещество, существующее только в виде паров или водного раствора; легко разлагается на NO, NO₂ и H₂O); NO₂ – азотистую и азотную (HNO₃) кислоты; N₂O₅ – азотную кислоту. Со щелочами N₂O₃ образует соли – нитриты, NO₂ – нитраты и нитриты, N₂O₅ – нитраты. Оксиды азота – сильные окислители. NO и NO₂ вступают в реакции окисления, восстановления, присоединения: окисляются, например хроматами и перманганатами, до азотной кислоты; восстанавливаются, например углеродом, фосфором, серой, до азота; присоединяют галогены с образованием нитрозилгалогенидов и нитрилгалогенидов, например нитрозилхлорида NOCl, нитрилфторида NO₂F; с серной кислотой на воздухе образуют нитрозилсерную кислоту (NO)HSO₄.

Получение

N₂O получают термическим разложением нитрата аммония NH₄NO₃ при 200–270 °C; NO образуется при каталитическом окислении аммиака NH₃ в производстве HNO₃, в лабораторных условиях его получают взаимодействием нитрита натрия NaNO₂ с серной кислотой; NO₂ получают окислением NO при производстве HNO₃; N₂O₃ и N₂O₅ – взаимодействием NO₂ соответственно с NO и озоном O₃. NO образуется из элементов при высокой температуре в пламени вольтовой дуги, а также при грозовых разрядах в атмосфере.

Применение

Оксиды азота применяют в органическом и неорганическом синтезе в качестве исходных веществ, окислителей, катализаторов; NO₂ – нитрующий агент; NO₂ и N₂O₄ используют как окислители в ракетном топливе, смесевых взрывчатых веществах. Все оксиды азота – физиологически активные вещества. N₂O обладает анестезирующим действием; остальные оксиды азота очень токсичны.

В организме животных и человека

В организме животных и человека NO является универсальным регулятором метаболизма. Он образуется из L-аргинина при участии фермента NO-синтетазы. Оказывает воздействие не только на клетки, в которых образуется (в том числе эндотелиальные клетки сосудов, макрофаги, нейтрофилы, тромбоциты), но и на близлежащие. Нестабилен; спустя несколько секунд после образования окисляется до нитритов и нитратов. Вызывает расслабление гладких мышц, участвует в регуляции тонуса кровеносных сосудов, деятельности органов желудочно-кишечного тракта, дыхательной и мочеполовой систем, необходим для нормальной работы нервной системы и т. д. Проявляет цитотоксическую и цитостатическую (тормозит деление клеток) активность, выступая в качестве одного из основных факторов системы клеточного иммунитета. При длительном воздействии может индуцировать апоптоз, рост некоторых видов опухолей, приводить к коллапсу и др.