El ion nitrito es un ion que consta de un átomo de nitrógeno y dos átomos de oxígeno. El nitrógeno en este ion tiene una carga de +3, por lo que la carga de todo el ion es -1. La partícula es univalente. La fórmula del ion nitrito es NO2-. El anión tiene una configuración no lineal. Los compuestos que contienen esta partícula se denominan nitritos, por ejemplo, nitrito de sodio - NaNO2, nitrito de plata - AgNO2.
Propiedades físicas y químicas
Los nitritos alcalinos, alcalinotérreos y amónicos son sustancias cristalinas incoloras o ligeramente amarillentas. Los nitritos de potasio, sodio y bario se disuelven bien en agua, plata, mercurio, nitritos de cobre, mal. A medida que aumenta la temperatura, aumenta la solubilidad. Casi todos los nitritos son poco solubles en éteres, alcoholes y disolventes de baja polaridad.
Mesa. Características físicas de algunos nitritos.
| Característica | Nitrito de potasio | Nitrito de plata | Nitrito de calcio | Nitrito de bario |
|
Tpl, °С |
440 |
120 (descompuesto) |
220 (descompuesto) |
277 |
|
∆H0rev, kJ/mol |
- 380, 0 | - 40, 0 | -766, 0 | - 785, 5 |
| S0298, J/(molK) | 117, 2 | 128, 0 | 175, 0 | 183, 0 |
| Solución en agua, g en 100 g |
306, 7 (200C) |
0, 41 (250C) |
84, 5 (180C) |
67, 5 (200C) |
Los nitritos no son muy resistentes al calor: solo los nitritos de metales alcalinos se funden sin descomposición. Como resultado de la descomposición, se liberan productos gaseosos - O2 , NO, N2, NO2, y sustancias sólidas: óxido de metal o el metal mismo. Por ejemplo, la descomposición del nitrito de plata (ya a 40 °C) va acompañada de la liberación de plata elemental y óxido de nitrógeno (II):
2AgNO2=AgNO3 + Ag + NO↑
Debido a que la descomposición procede con la liberación de una gran cantidad de gases, la reacción puede ser explosiva, por ejemplo, en el caso del nitrito de amonio.
Propiedades redox
El átomo de nitrógeno en el ion nitrito tiene una carga intermedia de +3, por lo que los nitritos se caracterizan por tener propiedades tanto oxidantes como reductoras. Por ejemplo, los nitritos decolorarán una solución de permanganato de potasio en un ambiente ácido, mostrando propiedadesoxidante:
5KNO2 + 2KMnO4 +3H2SO4 =3H2O + 5KNO3 + 2MnSO4 + K 2SO4
Los iones de nitrito exhiben las propiedades de un agente reductor, por ejemplo, en una reacción con una solución fuerte de peróxido de hidrógeno:
NO2- + H2O2=NO3- + H2O
El agente reductor es el nitrito cuando interactúa con el bromato de plata (solución acidificada). Esta reacción se utiliza en el análisis químico:
2NO2- + Ag+ + Hno2 -=2NO3- + AgBr↓
Otro ejemplo de propiedades reductoras es una reacción cualitativa al ion nitrito - la interacción de soluciones incoloras [Fe(H2O)6] 2+ con solución de nitrito de sodio acidificado con coloración marrón.
Fundamentos teóricos de la detección de NO2¯
El ácido nitroso, cuando se calienta, se desproporciona para formar óxido nítrico (II) y ácido nítrico:
HNO2 + 2HNO2=NO3- + H2O + 2NO↑ + H+
Por lo tanto, el ácido nitroso no se puede separar del ácido nítrico por ebullición. Como puede verse en la ecuación, el ácido nitroso, al descomponerse, se convierte parcialmente en ácido nítrico, lo que conducirá a errores en la determinación del contenido de nitratos.
Casi todos los nitritos se disuelven en agua, el menos soluble de estos compuestos es el nitrito de plata.
Ion de nitrito en sí mismoes incoloro, por lo que se detecta por reacciones de formación de otros compuestos coloreados. Los nitritos de los cationes incoloros también son incoloros.
Reacciones de calidad
Hay varias formas cualitativas de determinar los iones de nitrito.
1. Reacción formando K3[Co(NO2)6].
En un tubo de ensayo ponga 5 gotas de la solución de prueba que contiene nitrito, 3 gotas de solución de nitrato de cob alto, 2 gotas de ácido acético (diluido), 3 gotas de solución de cloruro de potasio. Se forma hexanitrocob altato (III) K3[Co(NO2)6] - un cristalino amarillo precipitado. El ion nitrato en la solución de prueba no interfiere con la detección de nitritos.
2. Reacción de oxidación de yoduro.
Los iones de nitrito oxidan los iones de yoduro en un entorno ácido.
2HNO2 + 2I- + 2H+ =2NO↑ + I 2↓ + 2H2O
En el curso de la reacción, se forma yodo elemental, que se detecta fácilmente mediante tinción con almidón. Para ello se puede llevar a cabo la reacción sobre papel filtro previamente impregnado de almidón. La respuesta es muy sensible. El color azul aparece incluso en presencia de trazas de nitritos: el mínimo de apertura es de 0,005 mcg.
El papel de filtro se impregna con una solución de almidón, se le agrega 1 gota de una solución 2N de ácido acético, 1 gota de una solución experimental, 1 gota de una solución 0,1N de yoduro de potasio. En presencia de nitrito, aparece un anillo o mancha azul. La detección se ve interferida por otros oxidantes que conducen a la formación de yodo.
3. Reacción con permanganatopotasio.
Coloque 3 gotas de solución de permanganato de potasio, 2 gotas de ácido sulfúrico (diluido) en un tubo de ensayo. La mezcla debe calentarse a 50-60 ° C. Añadir con cuidado unas gotas de nitrito de sodio o potasio. La solución de permanganato se vuelve incolora. Otros agentes reductores presentes en la solución de prueba, capaces de oxidar el ion permanganato, interferirán con la detección de NO2-..
4. Reacción con sulfato de hierro (II).
El sulfato ferroso reduce el nitrito a nitrato en un ambiente ácido (ácido sulfúrico diluido):
2KNO2 (TV) + 2H2SO4 (dif.) + 2FeSO4 (sólido)=2NO↑ + K2SO4 + Fe2(SO4)3 + 2H2O
El óxido nítrico (II) resultante se forma con un exceso de Fe2+ (que aún no han reaccionado) iones complejos marrones:
NO + Fe2+=[FeNO]2+
NO + FeSO4=[FeNO]SO4
Debe tenerse en cuenta que los nitritos reaccionarán con ácido sulfúrico diluido y los nitratos reaccionarán con ácido sulfúrico concentrado. Por lo tanto, se necesita ácido diluido para detectar el ion nitrito.
5. Reacción con antipirina.
NO2- con antipirina en medio ácido da una solución verde.
6. Reacción con rivanol.
NO2-- con rivanol o etacridina (I) en medio ácido da una solución roja.
Determinación cuantitativa del contenido de nitritos en agua
Según GOSTel contenido cuantitativo de iones de nitrito en el agua se determina mediante dos métodos fotométricos: usando ácido sulfanílico y usando 4-aminobencenosulfonamida. El primero es el arbitraje.
Debido a la inestabilidad de los nitritos, deben determinarse inmediatamente después del muestreo, o las muestras pueden conservarse agregando 1 ml de ácido sulfúrico (concentrado) o 2-4 ml de cloroformo a 1 litro de agua; puede enfriar la muestra hasta 4 °C.
El agua turbia o coloreada se limpia con hidróxido de aluminio añadiendo 2-3 ml de suspensión por 250-300 ml de agua. La mezcla se agita, se toma una capa transparente para su análisis después de la clarificación.
Determinación del contenido de nitritos con ácido sulfanílico
La esencia del método: los nitritos de la muestra analizada interactúan con el ácido sulfanílico, la sal resultante reacciona con la 1-naftilamina con la liberación de un colorante azo rojo-violeta, su cantidad se determina fotométricamente, luego la concentración de Se calculan los nitritos en la muestra de agua. 1-naftilamina y ácido sulfanílico y son parte del reactivo de Griess.
Determinación de iones nitrito: técnica
A 50 ml de una muestra de agua, agregar 2 ml de una solución de reactivo de Griess en ácido acético. Mezclar e incubar durante 40 minutos a temperatura normal o 10 minutos a 50-60 °C en baño maría. Luego se mide la densidad óptica de la mezcla. Como muestra en blanco se utiliza agua destilada, la cual se prepara de manera similar a la muestra del agua analizada. La concentración de nitritos se calcula mediante la fórmula:
X=K∙A∙50∙f / V, donde: K es el coeficientecaracterística de calibración, A es el valor establecido de la densidad óptica de la muestra de agua analizada menos el valor establecido de la densidad óptica de la muestra en blanco, 50 – volumen del matraz aforado, f – factor de dilución (si la muestra no fue diluida, f=1), V es el volumen de la alícuota tomada para el análisis.
Nitritos en agua
¿De dónde vienen los iones de nitrito en las aguas residuales? Los nitritos siempre están presentes en pequeñas cantidades en el agua de lluvia, superficial y subterránea. Los nitritos son un paso intermedio en las transformaciones de las sustancias nitrogenadas realizadas por las bacterias. Estos iones se forman durante la oxidación del catión amonio a nitratos (en presencia de oxígeno) y en las reacciones opuestas: la reducción de nitratos a amoníaco o nitrógeno (en ausencia de oxígeno). Todas estas reacciones son llevadas a cabo por bacterias, y la materia orgánica es la fuente de sustancias que contienen nitrógeno. Por lo tanto, el contenido cuantitativo de nitritos en el agua es un indicador sanitario importante. Exceder las normas de contenido de nitrito indica contaminación fecal del agua. La entrada de escorrentía de granjas ganaderas, fábricas, empresas industriales, la contaminación de cuerpos de agua con agua de campos donde se usaron fertilizantes nitrogenados son las principales razones del alto contenido de nitritos en el agua.
Recibir
En la industria, el nitrito de sodio se obtiene por absorción de gas nitroso (una mezcla de NO y NO2) con NaOH o Na2 CO soluciones 3 seguido de cristalización de nitrito de sodio:
NO +NO2 + 2NaOH (frío)=2NaNO2 + H2O
La reacción en presencia de oxígeno procede con la formación de nitrato de sodio, por lo que se deben proporcionar condiciones anóxicas.
El nitrito de potasio se produce por el mismo método en la industria. Además, los nitritos de sodio y potasio se pueden obtener oxidando el plomo con nitrato:
KNO3 (conc) + Pb (esponja) + H2O=KNO2+ Pb(OH)2↓
KNO3 + Pb=KNO2 + PbO
La última reacción tiene lugar a una temperatura de 350-400 °C.
