Нитриты

Материал из Википедии — свободной энциклопедии
Перейти к: навигация, поиск
Объёмная модель иона NO2

Нитриты — соли азотистой кислоты HNO2, например, нитрит натрия NaNO2, нитрит кальция Ca(NO2)2. Известны нитриты щелочных, щелочноземельных, 3d-металлов, а также нитриты свинца и серебра.

Физические свойства[править | править вики-текст]

Кристаллическими веществами являются только нитриты калия, серебра, кальция и бария. Нитриты калия, натрия и бария в воде хорошо растворимы, малорастворимы нитриты серебра, ртути(II)), меди. С повышением температуры растворимость нитритов возрастает. В органических растворителях нитриты растворяются плохо.

Химические свойства[править | править вики-текст]

Нитриты являются термически малоустойчивыми соединениями. Так, без разложения могут плавиться только нитриты щелочных металлов, остальные же начинают разлагаться при 250—300 °C с выделением металла либо его оксида, азота, оксидов азота и кислорода.

Нитриты реагируют с солями меди, образуя комплексный гексонитритокупрат-анион, придающий раствору характерный зелёный цвет, что можно использовать в лаборатории как качественную реакцию.

\mathsf{CuSO_4 + 6NaNO_2 \rightarrow Na_2SO_4 + Na_4[Cu(NO_2)_6]}

Нитриты медленно разлагаются под действием кислот с выделением газа (продуктов разложения азотистой кислоты).

\mathsf{2NaNO_2 + H_2SO_4 \rightarrow Na_2SO_4 + NO + NO_2 + H_2O}

В горячей воде те же вещества реагируют с образованием оксида азота (II) и азотной кислоты:

\mathsf{6NaNO_2 + 3H_2SO_4 \rightarrow 3Na_2SO_4 + 2HNO_3 + 4NO + 4H_2O}

Нитриты могут выступать как окислителями, так и восстановителями — в кислой среде они окисляются до нитратов, в щелочной способны восстанавливаться до оксида азота NO.

При взаимодействии нитритов со спиртами в кислой среде при пониженной температуре образуются органические нитриты:

\mathsf{ROH + NaNO_2 \xrightarrow[^ot]{H_2SO_4} RO\text{-}N\text{=}O}

Получение[править | править вики-текст]

В промышленности нитриты получают поглощением нитрозного газа (NO + NO2) растворами гидроксида или карбоната натрия с образованием раствора нитрита натрия, из которого кристаллизацией получают сухой продукт. Нитриты других металлов получают обменной реакцией с нитритом натрия либо восстановлением соответствующих нитратов.

Применение[править | править вики-текст]

Нитриты используются при получении азокрасителей, для получения капролактама, как окисляющие и восстанавливающие реагенты в резинотехнической, текстильной и металлообрабатывающей промышленности. Нитрит натрия используется как консервант.

Нитрит натрия также применяется при производстве бетонных смесей в качестве ускорителя твердения и противоморозной добавки.

Биологическая роль[править | править вики-текст]

Нитриты попадают в организм человека двумя путями: прямым содержанием или же нитратами, которые в пищеварительном трактеполости рта, желудке или кишечнике) человека превращаются в нитриты под действием фермента нитратредуктазы, в результате в крови образуются нитрозил-ионы. Они — яд для гемоглобина человека, вызывающий метгемоглобинемию. Двухвалентное железо в гемоглобине крови окисляется до трёхвалентного и получается метгемоглобин. В результате такого превращения гемоглобин, имеющий красную окраску, меняет цвет на темно-коричневый. Метгемоглобин не способен переносить О2 и СО2. При нормальном физиологическом состоянии и поступлении нитритов в организм не более допустимой суточной дозы, утвержденной Министерством здравоохранения РФ в 0,2 мг/кг массы тела (за исключением детей грудного возраста), в организме человека образуется примерно 2 % метгемоглобина, поскольку редуктазы эритроцитов взрослого человека обладают способностью превращать образовавшийся метгемоглобин обратно в гемоглобин.

Литература[править | править вики-текст]

  • Химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И.Л. и др.. — М.: Советская энциклопедия, 1992. — Т. 3 (Мед-Пол). — 639 с. — ISBN 5-82270-039-8
  • Каплин В. Г. Основы экотоксикологии — М.; Издательство КолосС, 2006. — 232 с.
  • Батраков В. Г. Модифицированные бетоны. Теория и практика. - 2-е изд., перераб. и доп. - М.: 1998 - 768 с.