ТЕГИ
Уралхим выпустил на российский рынок 1479 тыс. тонн продукции
Уралхим выпустил на российский рынок 1479 тыс. тонн продукции.
ООО «Торговый Дом «Уралхим» подвело итоги сельскохозяйственного года за период май 2009 – май 2010 гг. Общий объем отгруженной на российский рынок продукции составил 1479 тыс. тонн, что на 52 % больше аналогичного показателя за прошлый аналогичный период.
Основные продукты, поставляемые на внутренний рынок, – аммиачная селитра, диаммофоска (NPK 9:25:25/10:26:26), аммофос (NP 12:52) и нитроаммофоска (NPK16:16:16). С мая прошлого года ООО «ТД «Уралхим» увеличил объем продаж по каждому из этих видов минеральных удобрений в среднем на 10-15 %.
В составе активов ОАО «Уралхим» — 95,43 % голосующих акций ОАО «Кирово-Чепецкий химический комбинат им.Б.П.Константинова», 95,58 % акций ОАО «Азот», пакеты акций ООО «УК «Уралхим», ООО «Уралхим-Транс», Uralchem Freight Ltd. и ОАО «Воскресенские минеральные удобрения». ОХК «Уралхим» располагает мощностями по производству более 2,7 млн тонн аммиачной селитры, 2,7 млн тонн аммиака, 0,8 млн тонн моно- и диаммонийфосфата, 0,8 млн тонн сложных удобрений, 0,45 млн тонн карбамида в год.
Минеральные удобрения
Минеральные удобрения — неорганические соединения, содержащие необходимые для растений элементы питания.
Минеральные удобрения содержат питательные вещества в виде различных минеральных солей. В зависимости от того, какие питательные элементы содержатся в них, удобрения подразделяют на простые и комплексные. Простые (односторонние) удобрения содержат один какой-либо элемент питания. К ним относятся фосфорные, азотные, калийные и микроудобрения. Комплексные, или многосторонние, удобрения содержат одновременно два или более основных питательных элемента.
В почвах обычно имеются все необходимые растению питательные элементы. Но часто отдельных элементов бывает недостаточно для удовлетворительного роста растений. На песчаных почвах растения нередко испытывают недостаток магния, на торфяных почвах – молибдена, на черноземах – марганца и т. п. Применение минеральных удобрений – один из основных приемов интенсивного земледелия. С помощью удобрений можно резко повысить урожаи любых культур на уже освоенных площадях без дополнительных затрат на обработку новых земель.
Для внесения минеральных удобрений используются туковые сеялки.
Аммиачная селитра
Аммиачная селитра — Селитра — тривиальное название для минералов, содержащих нитраты щелочных и щелочноземельных металлов (в том числе их кристаллогидратов). Название, по всей вероятности, происходит от лат. sal nitrum.
Селитры используются как азотные удобрения, при этом калиевая селитра является также источником необходимого растениям калия. Нитрат калия также является одним из ингредиентов чёрного пороха. Аммонийная селитра используется для приготовления таких взрывчатых веществ как аммонал и аммотол.
Аммонийная селитра NH4NO3 Нитрат аммония Бесцветное кристаллическое вещество, гигроскопичное, очень хорошо растворяющееся в воде с сильным понижением температуры раствора. Взрывается, особенно в смеси с металлическими порошками, при использовании промежуточных детонаторов из более чувствительных ВВ (например тротила), к ударам малочувствительна. При хранении в больших количествах, например на полях, отмечены случаи взрыва от удара при попытке разрыхления. При нагревании выше 160 оС разлагается с выделением преимущественно закиси азота с примесью других оксидов. Самое распространенное азотное удобрение.
Аммиачная селитра
Бариевая селитра Ba(NO3)2 Нитрат бария Бесцветные кристаллы. Окрашивает пламя в зеленый цвет. Используется как окислитель в пиротехнических составах цветного пламени.
Баритовая селитра
Калийная селитра KNO3 Нитрат калия Бесцветные кристаллы с ромбической или гексагональной кристаллической структурой. Значительно менее гигроскопична по сравнению с натриевой, поэтому широко применяется в пиротехнике как окислитель. При нагревании 334,5 оС плавится, выше этой температуры разлагается с выделением кислорода.
Индийская селитра
Магниевая селитра Mg(NO3)2·H2O Кристаллогидрат нитрата магния
Кальциевая селитра Ca(NO3)2· 4·H2O Кристаллогидрат нитрата кальция
Известковая селитра
Норвежская селитра
Чилийская селитра NaNO3 Нитрат натрия Обычно есть примеси галогенидов, основные месторождения в Чили (провинции Тарапака и Антофагаста). Цвет белый, желтоватый, красно-коричневый, серый. Твёрдость по шкале Мооса 1,5—2;. Плотность 2,3 г/см³. Образуется в основном за счёт вулканической деятельности или окисления азота. Гигроскопична.
Натронная селитра
Натриевая селитра
Аммиак
Аммиак — Аммиа́к — NH3, нитрид водорода, при нормальных условиях — бесцветный газ с резким характерным запахом (запах нашатырного спирта), почти вдвое легче воздуха, ядовит. Растворимость NH3 в воде чрезвычайно велика — около 1200 объёмов (при 0 °C) или 700 объёмов (при 20 °C) в объёме воды. В холодильной технике носит название R717, где R — Refrigerant (хладагент), 7 — тип хладагента (неорганическое соединение), 17 — молекулярная масса.
Молекула аммиака имеет форму тригональной пирамиды с атомом азота в вершине. Три неспаренных p-электрона атома азота участвуют в образовании полярных ковалентных связей с 1s-электронами трёх атомов водорода (связи N−H), четвёртая пара внешних электронов является неподелённой, она может образовать донорно-акцепторную связь с ионом водорода, образуя ион аммония NH4+. Благодаря тому, что не связывающее двухэлектронное облако строго ориентировано в пространстве, молекула аммиака обладает высокой полярностью, что приводит к его хорошей растворимости в воде.
В жидком аммиаке молекулы связаны между собой водородными связями. Сравнение физических свойств жидкого аммиака с водой показывает, что аммиак имеет более низкие температуры кипения (tкип −33,35 °C) и плавления (tпл −77,70 °C), а также более низкую плотность, вязкость (вязкость жидкого аммиака в 7 раз меньше вязкости воды), проводимость и диэлектрическую проницаемость. Это в некоторой степени объясняется тем, что прочность этих связей в жидком аммиаке существенно ниже, чем у воды, а также тем, что в молекуле аммиака имеется лишь одна пара неподелённых электронов, в отличие от двух пар в молекуле воды, что не дает возможность образовывать разветвлённую сеть водородных связей между несколькими молекулами. Аммиак легко переходит в бесцветную жидкость с плотностью 681,4 кг/м³, сильно преломляющую свет. Подобно воде, жидкий аммиак сильно ассоциирован, главным образом за счёт образования водородных связей. Жидкий аммиак практически не проводит электрический ток. Жидкий аммиак — хороший растворитель для очень большого числа органических, а также для многих неорганических соединений. Твёрдый аммиак — бесцветные кубические кристаллы.
Химические свойства
* Благодаря наличию неподеленной электронной пары во многих реакциях аммиак выступает как нуклеофил или комплексообразователь. Так, он присоединяет протон, образуя ион аммония:
NH3 + H+ → NH4+
* Водный раствор аммиака («нашатырный спирт») имеет слабощелочную реакцию из-за протекания процесса:
NH3 + H2O → NH4+ + OH−; Ko=1,8 · 10−5
* Взаимодействуя с кислотами даёт соответствующие соли аммония:
NH3 + HNO3 → NH4NO3
* Аммиак также является очень слабой кислотой (в 10 000 000 000 раз более слабой, чем вода), способен образовывать с металлами соли — амиды. Соединения, содержащие ионы NH2−, называются амидами, NH2− — имидами, а N3− — нитридами. Амиды щелочных металлов получают, действуя на них аммиаком:
2NH3 + 2К = 2KNH2 + Н2
Амиды, имиды и нитриды ряда металлов образуются в результате некоторых реакций в среде жидкого аммиака. Нитриды можно получить нагреванием металлов в атмосфере азота.
Амиды металлов являются аналогами гидроксидов. Эта аналогия усиливается тем, что ионы ОН− и NH2−, а также молекулы Н2O и NH3 изоэлектронны. Амиды являются более сильными основаниями, чем гидроксиды, а следовательно, подвергаются в водных растворах необратимому гидролизу:
NaNH2 + H2O → NaOH + NH3
CaNH + 2H2O → Ca(OH)2 + NH3↑
Zn3N2 + 6H2O → 3Zn(OH)2 + 2NH3↑
и в спиртах:
KNH2 + C2H5OH → C2H5OK + NH3
Подобно водным растворам щелочей, аммиачные растворы амидов хорошо проводят электрический ток, что обусловлено диссоциацией:
MNH2 → M+ + NH2−
Фенолфталеин в этих растворах окрашивается в красный цвет, при добавлении кислот происходит их нейтрализация. Растворимость амидов изменяется в такой же последовательности, что и растворимость гидроксидов: LiNH2 — нерастворим, NaNH2 — малорастворим, KNH2, RbNH2 и CsNH2 — хорошо растворимы.
* При нагревании аммиак проявляет восстановительные свойства. Так, он горит в атмосфере кислорода, образуя воду и азот. Окисление аммиака воздухом на платиновом катализаторе даёт оксиды азота, что используется в промышленности для получения азотной кислоты:
4NH3 + 3O2 → 2N2 + 6H20
4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O
На восстановительной способности NH3 основано применение нашатыря NH4Cl для очистки поверхности металла от оксидов при их пайке:
3CuO + 2NH4Cl → 3Cu + 3H2O +2HCl + N2
Окисляя аммиак гипохлоритом натрия в присутствии желатина, получают гидразин:
2NH3 + NaClO → N2H4 + NaCl + H2O
* Галогены (хлор, йод) образуют с аммиаком опасные взрывчатые вещества — галогениды азота (хлористый азот, иодистый азот).
* С галогеноалканами аммиак вступает в реакцию нуклеофильного присоединения, образуя замещённый ион аммония (способ получения аминов):
NH3 + CH3Cl → CH3NH3Cl (гидрохлорид метиламмония)
* С карбоновыми кислотами, их ангидридами, галогенангидридами, эфирами и другими производными даёт амиды. С альдегидами и кетонами — основания Шиффа, которые возможно восстановить до соответствующих аминов (восстановительное аминирование).
* При 1000 °C аммиак реагирует с углём, образуя HCN и частично разлагаясь на азот и водород. Также он может реагировать с метаном, образуя ту же самую синильную кислоту:
CH4 + NH3 + 1,5O2 → HCN + 3H2O
Аммиак (в европейских языках его название звучит как «аммониак») своим названием обязан оазису Аммона в Северной Африке, расположенному на перекрестке караванных путей. В жарком климате мочевина (NH2)2CO, содержащаяся в продуктах жизнедеятельности животных, разлагается особенно быстро. Одним из продуктов разложения и является аммиак. По другим сведениям, аммиак получил своё название от древнеегипетского слова амониан. Так называли людей, поклоняющихся богу Амону. Они во время своих ритуальных обрядов нюхали нашатырь NH4Cl, который при нагревании испаряет аммиак.
Жидкий аммиак
Жидкий аммиак, хотя и в незначительной степени, диссоциирует на ионы, в чём проявлется его сходство с водой:
2NH3 → NH4+ + NH2−
Константа самоионизации жидкого аммиака при −50 °C составляет примерно 10−33 (моль/л)².
Жидкий аммиак, как и вода, является сильным ионизирующим растворителем, в котором растворяется ряд активных металлов: щелочные, щёлочноземельные, Mg, Al, а также Eu и Yb. Растворимость щелочных металлов в жидком NH3 составляет несколько десятков процентов. В жидком аммиаке NH3 также растворяются некоторые интерметаллиды, содержащие щелочные металлы, например Na4Pb9.
Разбавленные растворы металлов в жидком аммиаке окрашены в синий цвет, концентрированные растворы имеют металлический блеск и похожи на бронзу. При испарении аммиака щелочные металлы выделяются в чистом виде, а щелочноземельные — в виде комплексов с аммиаком [Э(NH3)6] обладающих металлической проводимостью. При слабом нагревании эти комплексы разлагаются на металл и NH3.
Растворенный в NH3 металл постепенно реагирует с образованием амида:
2Na + 2NH3 → 2NaNH2 + H2
Получающиеся в результате реакции с аммиаком амиды металлов содержат отрицательный ион NH2−, который также образуется при самоионизации аммиака. Таким образом, амиды металлов являются аналогами гидроксидов. Скорость реакции возрастает при переходе от Li к Cs. Реакция значительно ускоряется в присутствии даже небольших примесей H2O.
Металлоаммиачные растворы обладают металлической электропроводностью, в них происходит распад атомов металла на положительные ионы и сольватированные электроны, окруженные молекулами NH3. Металлоаммиачные растворы, в которых содержатся свободные электроны, являются сильнейшими восстановителями.
Аммиак является конечным продуктом азотистого обмена в организме человека и животных. Он образуется при метаболизме белков, аминокислот и других азотистых соединений. Он высоко токсичен для организма, поэтому большая часть аммиака в ходе орнитинового цикла конвертируется печенью в более безвредное и менее токсичное соединение — карбамид (мочевину). Мочевина затем выводится почками, причём часть мочевины может быть конвертирована печенью или почками обратно в аммиак.
Аммиак может также использоваться печенью для обратного процесса — ресинтеза аминокислот из аммиака и кетоаналогов аминокислот. Этот процесс носит название «восстановительное аминирование». Таким образом из щавелевоуксусной кислоты получается аспарагиновая, из α-кетоглутаровой — глутаминовая и т. д.
Физиологическое действие
По физиологическому действию на организм относится к группе веществ удушающего и нейротропного действия, способных при ингаляционном поражении вызвать токсический отёк лёгких и тяжёлое поражение нервной системы. Аммиак обладает как местным, так и резорбтивным действием. Пары аммиака сильно раздражают слизистые оболочки глаз и органов дыхания, а также кожные покровы. Это мы и воспринимаем как резкий запах. Пары аммиака вызывают обильное слезотечение, боль в глазах, химический ожог конъюктивы и роговицы, потерю зрения, приступы кашля, покраснение и зуд кожи. При соприкосновении сжиженного аммиака и его растворов с кожей возникает жжение, возможен химический ожог с пузырями, изъязвлениями. Кроме того, сжиженный аммиак при испарении поглощает тепло, и при соприкосновении с кожей возникает обморожение различной степени. Запах аммиака ощущается при концентрации 37 мг/м³. Предельно допустимая концентрация в воздухе рабочей зоны производственного помещения составляет 20 мг/м³. Следовательно, если чувствуется запах аммиака, то работать без средств защиты уже опасно. Раздражение зева проявляется при содержании аммиака в воздухе 280 мг/м³, глаз — 490 мг/м³. При действии в очень высоких концентрациях аммиак вызывает поражение кожи: 7−14 г/м³ — эритематозный, 21 г/м³ и более — буллёзный дерматит. Токсический отёк лёгких развивается при воздействии аммиака в течение часа с концентрацией 1,5 г/м³. Кратковременное воздействие аммиака в концентрации 3,5 г/м³ и более быстро приводит к развитию общетоксических эффектов. Предельно допустимая концентрация аммиака в атмосферном воздухе населённых пунктов равна: среднесуточная 0,04 мг/м³; максимальная разовая 0,2 мг/м³.
В мире максимальная концентрация аммиака в атмосфере (больше 1 миллиграмма на кубический метр) наблюдается на Индо-Гангской равнине, в Центральной долине США и в Южно-Казахстанской области
Аммиак применение
В основном используется для производства азотных удобрений (нитрат и сульфат аммония, мочевина), взрывчатых веществ и полимеров, азотной кислоты, соды (по аммиачному методу) и других продуктов химической промышленности. Жидкий аммиак используют в качестве растворителя.
В холодильной технике используется в качестве холодильного агента (R717)
В медицине 10% раствор аммиака, чаще называемый нашатырным спиртом, применяется при обморочных состояниях (для возбуждения дыхания), для стимуляции рвоты, а также наружно — невралгии, миозиты, укусы насекомых, обработка рук хирурга. При неправильном применении может вызвать ожоги пищевода и желудка (в случае приёма неразведённого раствора), рефлекторную остановку дыхания (при вдыхании в высокой концентрации).
Применяют местно, ингаляционно и внутрь. Для возбуждения дыхания и выведения больного из обморочного состояния осторожно подносят небольшой кусок марли или ваты, смоченный нашатырным спиртом, к носу больного (на 0,5–1 с). Внутрь (только в разведении) для индукции рвоты. При укусах насекомых — в виде примочек; при невралгиях и миозитах — растирания аммиачным линиментом. В хирургической практике разводят в тёплой кипяченой воде и моют руки.
Поскольку является слабым основанием при взаимодействии нейтрализует кислоты.
Физиологическое действие нашатырного спирта обусловлено резким запахом аммиака, который раздражает специфические рецепторы слизистой оболочки носа и способствует возбуждению дыхательного и сосудодвигательного центров мозга, вызывая учащение дыхания и повышение артериального давления.
Аммиак и медицина
При укусах насекомых аммиак применяют наружно в виде примочек. Возможны побочные действия: при продолжительной экспозиции (ингаляционное применение) аммиак может вызвать рефлекторную остановку дыхания. Местное применение противопоказано при дерматитах, экземах, других кожных заболеваниях, а также при открытых травматических повреждениях кожных покровов. При ингаляционном применении — рефлекторная остановка дыхания, при местном применении — раздражения, дерматиты, экземы в месте аппликации. Местное применение возможно только на неповрежденную кожу. При случайном поражении слизистой оболочки глаза промыть водой (по 15 мин через каждые 10 мин) или 5 % раствором борной кислоты. Масла и мази не применяют. При поражении носа и глотки — 0,5 % раствор лимонной кислоты или натуральные соки. В случае приема внутрь пить воду, фруктовый сок, молоко, лучше — 0,5 % раствор лимонной кислоты или 1 % раствор уксусной кислоты до полной нейтрализации содержимого желудка. Взаимодействие с другими лекарственными средствами неизвестно.
Монофосфат
Монофосфат и Дигидроортофосфат калия
Дигидроортофосфат калия KH2PO4 (дигидрофосфат калия, монофосфат калия) — калиевая соль ортофосфорной кислоты; порошок белого цвета плотностью 2,34 г/см³.
При температуре 252,6° разлагается: KH2PO4 = KPO3 + H2O.
Растворимость в воде следующая: при 20 °C в 100 мл растворяется 22,6 г, при 90 °C — 83,5.
Получение
Растворимые в воде ортофосфаты, в том числе и монофосфат калия, получают добавлением необходимых количеств ортофосфорной кислоты H3PO4 к растворам гидроксидов или карбонатов.
Применение
Однозамещённые ортофосфаты используются при производстве фосфорных удобрений, в фармацевтической промышленности. Кристаллы однозамещённых ортофосфатов — ценные сегнето- и пьезоэлектрические материалы.
Монофосфат калия используется в качестве фосфорного и калийного удобрений в растворённом виде для корневых и внекорневых подкормок.
Дигидрофосфат калия используется при приготовлении фосфатного буфера.
Диаммонийфосфат
Диаммонийфосфат
Сложные удобрения
Сложные удобрения — сложные (комплексные) удобрения — удобрения, содержащие несколько питательных элементов. К ним относятся:
— аммофос
— диаммофос
— фосфаты калия: Метафосфат калия (калийметафосфат)
— магний-аммонийфосфат
— калийная селитра
— нитрофосфаты
— нитрофоски
— микроудобрения
и т, д.
Карбамид — мочевина (Urea)
Карбамид, Мочевина — тривиальное название карбамида (диамида угольной кислоты). Белые кристаллы, растворимые в полярных растворителях (воде, этаноле, жидком аммиаке). Мочевина открыта Руэлем в 1773 г. и идентифицирована Праутом в 1818 г. Особое значение мочевине в истории органической химии придал факт ее синтеза из неорганических веществ Вёлером в 1828 г.
Это превращение является первым синтезом органического соединения из неорганического. Вёлер получил мочевину нагревом цианата аммония, полученного in situ взаимодействием цианата калия с сульфатом аммония. Это событие нанесло первый удар по витализму — учению о жизненной силе.
Физические свойства:
Бесцветные кристаллы без запаха, кристаллическая решетка тетрагональная (а = 0,566 нм, b= 0,4712 нм, c = 2); претерпевает полиморфные превращения. Мочевина хорошо растворима в полярных растворителях (вода, жидкие аммиак и сернистый ангидрид), при снижении полярности растворителя растворимость падает, нерастворима в неполярных растворителях (алканы, хлороформ).
Растворимость (г в 100 г р-рителя):
в воде — 51,8 (20 °C), 71,7 (60 °C), 95,0 (120 °C);
в жидком аммиаке — 49,2 (20 °C, 709 кПа), 90 (100 °C, 1267 кПа);
в метаноле — 22 (20 °C);
в этаноле — 5,4 (20 °C);
в изопропаноле — 2,6 (20 °C);
в изобутаноле — 6,2 (20 °C);
в этилацетате — 0,08 (25 °C);
в хлороформе — ~0 (не растворяется).
Нуклеофильность
Реакционная способность мочевины типична для амидов: оба атома азота являются нуклеофилами, то есть мочевина образует соли с сильными кислотами, нитруется с образованием N-нитромочевины, галогенируется с образованием N-галогенпроизводных. Мочевина алкилируется, образуя соответствующие N-алкилмочевины RNHCONH2, взаимодействует с альдегидами, образуя производные 1-аминоспиртов RC(OH)NHCONH2,
В жёстких условиях мочевина ацилируется хлорангидридами карбоновых кислот с образованием уреидов (N-ацилмочевин):
RCOCl + NH2CONH2 to RCONHCONH2 + HCl
Взаимодействие мочевины с дикарбоновыми кислотами и их производными (сложными эфирами и т. п.) ведёт к образованию циклических уреидов и широко используется в синтезе гетероциклических соединений; так, взаимодействие с щавелевой кислотой ведёт к парабановой кислоте, а реакция с эфирами замещённых малоновых кислот — к 1,3,5-триоксипиримидинам — производным барбитуровой кислоты, широко применявшимся в качестве снотворных препаратов:
В водном растворе мочевина гидролизуется с образованием аммиака и углекислого газа, что обуславливает ее применения в качестве минерального удобрения.
Электрофильность
Карбонильный атом углерода в мочевине слабоэлектрофилен, однако спирты способны вытеснять из мочевины аммиак, образуя уретаны:
NH2CONH2 + ROH to NH2COOR + NH3
К этому же классу реакций относится взаимодействие мочевины с аминами, ведущее к образованию алкилмочевин:
RNH2 + NH2CONH2 to RNHCONH2 + NH3
и реакция с гидразином с образованием семикарбазида:
H2NNH2 + NH2CONH2 to H2NNHCONH2 + NH3
образование при нагревании биурета H2NCONHCONH2.
Комплексообразование
Мочевина образует комплексы включения (клатраты) со многими соединениями, например с перекисью водорода CO(NH2)2-H2O2, используемое как удобная и безопасная форма «сухой» перекиси водорода (гидроперит). Способность мочевины образовывать комплексы включения с алканами используется для депарафинизации нефти. Причём мочевина образует комплексы только с н-алканами, ибо разветвлённые углеводородные цепи не могут пройти в цилиндрические каналы кристаллов мочевины.
Значение биологическое
Мочевина является конечным продуктом метаболизма белка у млекопитающих и некоторых рыб.
Производные нитрозомочевин находят применение в фармакологии в качестве противоопухолевых препаратов.
Промышленный синтез и использование
В промышленности мочевина синтезируется по реакции Базарова из аммиака и углекислого газа:
2NH3 + CO2 = NH2CONH2 + H2O,
поэтому производства мочевины совмещают с аммиачными производствами.
Мочевина является крупнотоннажным продуктом, используемым, в основном, как азотное удобрение (содержание азота 46 %) и выпускается в этом качестве в устойчивом к слеживанию гранулированном виде.
Другим важным промышленным применением мочевины является синтез мочевино-альдегидных (в первую очередь мочевино-формальдегидных) смол, широко использующихся в качестве адгезивов в производстве древесно-волокнистых плит (ДВП) и мебельном производстве. Производные мочевины — эффективные гербициды.
Мочевина также применяется для очистки дымовых газов тепловых электростанций, котельных, мусоросжигательных заводов, двигателей внутреннего сгорания и т. п. от оксидов азота:
(NH2)2CO + H2O →t° 2NH3 + CO2
3NO + 2NH3 → N2 + 3H2O
Карбамид зарегистрирован в качестве пищевой добавки E927b. Используется, в частности, в производстве жевательной резинки.
Для обнаружения мочевины используют появление желто-зеленого окрашивания при взаимодействии определяемого раствора с n-диметиламинобензальдегидом в присутствии соляной кислоты. Предел обнаружения 2 мг/л.
НУКЛЕОТИДЫ нуклеозидфосфаты
НУКЛЕОТИДЫ (нуклеозидфосфаты), эфиры фосфорной к-ты и нуклеозидов по одному или неск. гидроксилам остатка моносахарида; в более широком смысле-соед., в к-рых моносахаридный остаток нуклеозида или его неприродного аналога этерифицирован одной или неск. моно- или олигофосфатными группами. В зависимости от природы нуклеозида различают рибо- и дезоксирибонуклеотиды, пиримидиновые и пуриновые нуклеотиды.
Обычно используют сокращенные обозначения нуклеотидов. Напр., аденозин-5'-монофосфат, или адениловую к-ту [см. ф-лу аденозина в ст. Нуклеозиды, Y = Р(О)(ОН)2], обозначают 5'-АМФ, или AMP; аденозин-5'-дифосфат [Y = Р(О)(ОН)—ОР(О)(ОН)2]-АДФ, или ADP; 2'-дезоксицитидин-5'-три-фосфат [ф-ла дезоксицитидина, Y = Р(О)(ОН)ОР(О)(ОН) —ОР(О)(ОН)2]-дЦТФ, или dCTP.
Спектральные характеристики нуклеотидов определяются нуклео-зидным компонентом. Помимо значений рКа, связанных с нуклеозидной частью молекулы, нуклеотиды имеют значения рКа ок. 1 -2 и 7, соответствующие двум ступеням ионизации фосфатной группы. Величина второй константы ионизации возрастает примерно на 0,5 при переходе от моно- к дифосфату и далее к трифосфату. В результате первичной диссоциации уже при низком значении рН от каждой фосфорной группы отщепляется по одному протону. Вблизи нейтральных значений рН от концевого фосфата отщепляется второй протон. Поэтому в физиол. условиях отрицат. заряд нуклеотидов на единицу больше числа фосфатных остатков в молекуле.
Длина эфирной связи Р—О в фосфатной группе нуклеотидов (ок. 0,16 нм) меньше длины обычной простой связи (0,171 нм); т.е. вклад p-связи близок к 35%. Вследствие sр2-гибридиза-ции валентный угол при атоме кислорода в группировке Р—О—R увеличен до 118-120° и вращение вокруг связи С—О более заторможено, чем вокруг связи Р—О. Почти все торсионные углы в молекуле нуклеотидов коррелируют между собой. Обычно нуклеотиды конформационно менее подвижны, чем нуклеозиды, что не исключает наличия неск. конформации в динамич. равновесии, но сказывается на их относит. заселеннести. В особенности это относится к вращению вокруг N-гликозидной связи и связи между атомами С-4'—С-5'. Конформации нуклеотидов (как и нуклеозидов) стабилизируются взаимод. С—Н-атомов основания с 5'-О; в нуклеозид-5'-фос-фатах фосфатная группа делает этот атом более электроотрицательным, чем в нуклеозиде, что повышает стабилизирующий эффект.
Наряду с хим. св-вами, общими со св-вами нуклеозидов, нуклеотиды характеризуются рядом особенностей. В присут. конденсирующих реагентов (напр., карбодиимидов) нуклеозид-монофосфаты способны претерпевать внутримол. этерифи-кацию (фосфорилирование) с образованием циклических 3',5'- или 2',3'-фосфатов (см., напр., Аденозинмонофосфат циклический)или же межмол. дегидратацию, приводящую, в зависимости от условий, к динуклеозидпирофосфатам или продуктам олиго- и поликонденсации (олиго- и полинуклео-тидам). Действие аналогичных реагентов превращает ну-клеозидтрифосфаты в циклич. триметафосфаты. Фосфорилирование по своб. гидроксилам или имеющимся остаткам фосфорной к-ты приводит к разл. полифосфатам. Фосфатная группа в нуклеотидах может быть отщеплена действием ферментов (фосфатаз), что приводит к нуклеозидам, проалкилирована (наряду с N-атомами) с образованием преим. моноэфиров нуклеотидов или же превращена в фосфамидную группу.
Нуклеотиды-мономерные звенья и промежут. продукты биосинтеза нуклеиновых кислот и нуклеотидкоферментов (см. Кофер-менты), участники мн. др. процессов в обмене в-в (см., напр., Аденозинфосфорные кислоты), исходные в-ва для хим. и хим.-ферментативного синтеза олиго- и полинуклеотидов. Они широко применяются в биол. исследованиях. Так, мн. нуклеозид-5'-трифосфаты, модифицированные по моносаха-ридному остатку (с заменой гидроксила в положении У на атом Н, др. атом или группу), включаются с помощью полимераз в цепь нуклеиновой к-ты, обрывая ее рост (терми-нация цепи). Благодаря этому такие нуклеотиды широко используют при выяснении первичной структуры нуклеиновых к-т (метод Сенгера).
Нуклеозид-5'-трифосфаты во мн. случаях являются био-активир. формами физиологически активных нуклеозидов; последние благодаря отсутствию заряда эффективнее проникают через клеточную мембрану и, т. обр., служат ср-вом доставки нуклеотидов в клетку.
Нек-рые нуклеотиды, напр. АТФ, применяют в медицине. См. также Гуанозинтетрафосфат.
Лит.: Зенгер В., Принципы структурной организации нуклеиновых кислот, пер. с англ., М.,1987. См. также лит. при ст. Нуклеозиды. Ю.А. Берлин.
