Nitrit
A nitrit ion vegyjele NO2−.Ez egy olyan anion, melyben az N–O kötések egyenlő hosszúak, és egymással nagyjából 120°-os szöget zárnak be. Egy proton hozzáadásával jön belőle létre a nem stabil, gyenge kötésű salétromsav. A nitritet oxidálni és redukálni is lehet. Az eredmény attól függ, hogy a kémiai kölcsönhatás másik anyaga milyen oxidációs számú. A nitrit ion egy ligandum, melyhez a fémek ötféle kötéssel képesek kapcsolódni.[1] A nitrit a biokémia fontos eleme, mert ebből lehet előállítani az értágító nitrogén-monoxidot. A nitritet húsok besózásához, füstöléséhez is használják. A szerves kémiában az NO2 csoport a salétromsavas észterekben és a nitro vegyületekben szerepel.
A nitrit ion
Nitrátsók
A káliumnitritet iparilag úgy állítják elő, hogy nitrogénes füstöt eresztenek a vízben oldott káluim-hidroxiden vagy kálium-karbonáton keresztül.[1]
- NO + NO2 + 2NaOH (or Na2CO3) → 2NaNO2 +H2O ( or CO2)
A végeredményt úgy tisztítják meg, hogy az egészet újra kristályosítják. Az alkáli fémek a forráspontig stabilak. Ez a KNO2 esetáben 441°C.A nitrit anhidrátjából, a dinitrogén-trioxidból ammónium-nitritet lehet előállítani.
- 2NH3 + H2O +N2O3 → 2NH4NO2
Ez a vegyület melegítés hatására felrobban.
A nitritet a szerves kémiában olyan vegyületek előállításához használják, melyek tartalmaznak dinitrogénes részeket.
Felépítése
A bitrit ion szimmetrikus felépítésű, (C2v pontszimmetrikus), és az ion két N–O kötése egyenlő hosszúságú. A vegyértékkötés-elmélet szerint ez egy olyan rezonáns hibrid, melynek két kanonikus alakja egymás tükörképe. A molekuláris röppálya elmélet szerint minden oxigén atomot szigma-kötés köt össze a nitrogénatomokkal. Ezen kívül a nitrogén és az oxigén atomok között a p héjon egy helyhez nem kötött pí kötés is található. Az ion negatív töltése egyenlő mértékben oszlik meg a két oxigén között. A nitrogénnek mindkét oxigénnel egy közös elektronpárja van. Ebbpl következően a nitrit ion egy Lewis-bázis. A fémionokkal olyankapcsolatot is kialakíthat, melyben ez tölti be a lingandum szerepét. Ebbe a kötésbe a nitrogén és az oxigén is be tud szállni egy elektronpárral.
Sav-bázis tulajdonságok
Vizes oldatokban a slátromsav gyenge savnak számít.
- HNO2 Sablon:Eqm H+ + NO2-; pKa = ca. 3,3 18°C-on[2]
A saltromsav változékony vegyület. Gázként leginkább síkbeli molekulaként fordul elő. Vegyületekben általában nem stabil elemként találjuk meg.
- 3HNO2 (aq) Sablon:Eqm H3O+ + NO3- + 2NO
0°C-on ez a reakció lassan játszódik le.[1] Laboratóriumban úgy állítanak elő salétromsavat, hogy például vas(II) jelenlétében – mely itt egy redukáló ágens – nitrites vegyülethez savat engednek.
Oxidáció és redukció
A nitrogén atomnak a nitritben +3 az oxidációs értéke. Ez azt jelenti, hogy oxidációval +4 vagy +5 is lehet ez az érték, de redukcióval akár -3-ig is csökkenthető. A következő táblázat azt mutatja meg, nitrites savknak mekkora lehet a rdulciós potenciálja.[3]
Reakció E0/V NO3- + 3H+ + 2e- Sablon:Eqm HNO2 + H2O +0.94 2HNO2+ 4H+ + 4e- Sablon:Eqm H2N2O2 + 2H2O +0.86 N2O4 + 2H+ + 2e- Sablon:Eqm 2HNO2 +1.065 2HNO2+ 4H+ + 4e- Sablon:Eqm N2O + 3H2O +1.29
Az adatokat ki lehet bővíteni, hogy alacsonyabb oxidációs értékeket is mutasson. Például:
- H2N2O2 + 2H+ + 2e- Sablon:Eqm N2 + 2H2O; E0 = 2.65V
Az oxidációs folyamatok végén általában nitrát ion jön létre, amikor is a nitrogén oxidációs értéke +5. Például titrálással a permanganát segítségével elvégzett oxidálást fel lehet használni mennyiségi elemzéshez.
- 5NO2- + 2MnO4- + 6H+ → 5NO3- + Mn2+ + 3H2O
A redukálás végeredménye attól függ, milyen anyagot használunk a redukcióhoz. Ha kén-dioxidot használnak, az eredmény NO and N2O; ón(II) alkalmazásával H2N2O2 jön létre; ha ammóniát használunk, hidrogén-szulfidot biztos találunk a folyamat végén. Ha N2H5+ hdirazinos kationt használunk, hidroén-azid HN3 keletkezik.
- HNO2 + N2H5+ → HN3 + H2O + H3O+
Ez tovább alakulhat nitritté.
- HNO2 + HN3 → N2O + N2 + H2O
Ez a reakció azért ritka, mert a nitrogénnek négy oxidációs változata is szerepel benne. [1]
Coordination complexes
A nitrit ion legalább öt különféle úton tud kötéseket kialakítani.[1]
- Ha a nitrogénnel egy vas központú anyaghoz kapcsolódik, akkor nitro- vegyületek jönnek létre.
- Ha az egyik oxigén egy fém központú vegyülettel kapcsolódik össze, akkor nitrito- vegyületek alakulnak ki.
- Ha mindkét oxigén atom egy fém központhoz csatlakozik, akkor cselationokól beszélünk.
- A nitrit úgy is kapcslódhat két fémhez, hogy az egyikkel a nitrogén, a másikkal az egyik oxigén létesít kapcsolatot.
- Egy oxigénatom kapcsol üssze két fémes anyagot.
Alfred Werner behatóan tanulmányozta at. 1. és 2. típusú nitro-nitro izomériát. A kobalt-pentaminnak a nitrittel közösen létrehozott vörös izomere egy nitro vegyület, [Co(NH3)5(ONO)]2+; ez metastabil, és izomerizálja a sárga nitro vegyületet: [Co(NH3)5(NO2)]2+. Egy példa a cserát-nitrit (III)-ra: [Cu(bipy)2(O2N)]NO3;[1]
Nitrit a biokémiában
A húsok besózásához kén-nitritet használnak, mivel ez megakadályozza a baktériumok elszaporodását, és a húsokban meglévő mioglobinokkal varázslatos sötét vörös színt kölcsönöz neki. Mivel a nitrit mérgező vegyület, a húsokban csak 200 milliomodnyi nitrit lehet. A halálos dózis 1 kg testtömegre vetítve 22 mg. Vannak olyan folyamatok – ilyen például a főzés – mikor a húsban lévő nitritek a különféle kopások miatt felszabaduló [[aminosavak]kal rákkeltő anyagokká, nitrozaminokká alakulnak.[4]
A nitrit jelenlétét a Griess-teszttel lehet kimutatni és elemezni. Ehhez egy mélyvörös azo vegyületre van szükség, mely szulfanilsavat és naftil-1-amint tartalmaznak.[5] A nitritet számos baktérium ammóniává vagy nitrogén-monoxiddá alakítja. Oxigénhiányos környezetben a nitritből nitrogén-monoxid alakulhat ki, ami értágítóként viselkedik. Többféleképp is elő lehet állítani nitritből nitrogén-monoxidot. Ilyen eljárás például a NO-szintézis.
Szerves nitritek és nitro vegyületek
A szerves kémiában a nitritek a nitrogénes savak észterei, és a nitrozoxi funkcionális csoportba tartoznak. A nitro csoport tagjai a C-NO2 alcsoport összes vegyülete. A nitritek általános képlete RONO, ahol R vagy az aril-, vagy az alkilcsoport tagja. A szívproblémákat általában amil-nitrittel kezelik. Alkil-nitriteket általában a Meyer-szintézissel állítanak elő.[6][7]
Referenciák
- ↑ a b c d e f Greenwood, pp 461-464
- ↑ IUPAC SC-Database A comprehensive database of published data on equilibrium constants of metal complexes and ligands
- ↑ Greenwood, p 431
- ↑ Jakszyn P, Gonzalez CA. Nitrosamine and related food intake and gastric and oesophageal cancer risk: a systematic review of the epidemiological evidence. World J Gastroenterol. 2006 Jul 21;12(27):4296-303. PMID 16865769
- ↑ V. M. Ivanov (2004). „The 125th Anniversary of the Griess Reagent”. Journal of Analytical Chemistry 59 (10), 1002–1005. o. DOI:10.1023/B:JANC.0000043920.77446.d7. Translated from V. M. Ivanov (2004). „”. Zhurnal Analiticheskoi Khimii 59 (10), 1109–1112. o.
- ↑ Victor Meyer (1872). „Ueber die Nitroverbindungen der Fettreihe”. Justus Liebig's Annalen der Chemie 171 (1), 1–56. o. DOI:10.1002/jlac.18741710102.; Victor Meyer, J. Locher (1876). „Ueber die Pseudonitrole, die Isomeren der Nitrolsäuren”. Justus Liebig's Annalen der Chemie 180 (1-2), 133–155. o. DOI:10.1002/jlac.18761800113.; V. Meyer and Stüber (1872). „Vorläufige Mittheilung”. Chemische Berichte 5, 203–205. o. DOI:10.1002/cber.18720050165.; Victor Meyer, O. Stüber (1872). „Ueber die Nitroverbindungen der Fettreihe”. Chemische Berichte 5, 399. o. DOI:10.1002/cber.187200501121.; Victor Meyer, A. Rilliet (1872). „Ueber die Nitroverbindungen der Fettreiche. Dritte Mittheilung”. Chemische Berichte 5, 1029–1034. o. DOI:10.1002/cber.187200502133.; Victor Meyer, C. Chojnacki (1872). „Ueber die Nitroverbindungen der Fettreihe. Vierte Mittheilung”. Chemische Berichte 5, 1034–1038. o. DOI:10.1002/cber.187200502134.
- ↑ Robert B. Reynolds, Homer Adkins (1929). „The Relationship of the Constitution of Certain Alky Halides to the Formation of Nitroparaffins and Alkyl Nitrites”. Journal of the American Chemical Society 51 (1), 279–287. o. DOI:10.1021/ja01376a037.