- Structura acidului azotat
- Proprietăți
- Denumiri chimice
- Descriere Fizica
- Greutate moleculară
- Constanta de disociere
- Punct de topire
- Punct de fierbere
- Formarea sării
- Potențial de incendiu
- Descompunere
- Agent de reducere
- Agent oxidant
- Nomenclatură
- Sinteză
- riscuri
- Aplicații
- Producția de săruri de diazoniu
- Eliminarea azidului de sodiu
- Sinteza oximilor
- În forma sa salină
- Referințe
Acidul azotos este un acid anorganic slab, cu formula chimică HNO 2 . Se găsește în principal într-o soluție apoasă cu o culoare albastră palidă. Este foarte instabilă și se descompune rapid în oxid nitric, NU și acid azotic, HNO 3 .
Se găsește, de obicei, într-o soluție apoasă sub formă de nitriți. De asemenea, provine natural din atmosferă, ca urmare a reacției oxidului nitric cu apa. Acolo, în special în troposferă, acidul azotos intervine în reglarea concentrației de ozon.
Soluție de acid azotat într-un pahar. Sursa: Nu este furnizat niciun autor care poate fi citit de mașină. Și-a asumat omul de știință nebun ~ commonswiki (bazat pe revendicări de copyright).
Imaginea de mai sus arată o soluție de HNO 2 în care se poate observa culoarea caracteristică a albastru-pal a acestui acid. Acesta este sintetizat prin dizolvarea trioxidului de azot, N 2 O 3 , în apă. De asemenea, este produsul acidificării soluțiilor de nitriți de sodiu la temperaturi scăzute.
HNO 2 are o mică utilizare comercială, fiind utilizat sub formă de nitriți în conservarea cărnii. Pe de altă parte, este utilizat la producerea de coloranți azoici.
Este utilizat, împreună cu tiosulfatul de sodiu, în tratamentul pacienților cu intoxicație cu cianură de sodiu. Dar este un agent mutagen și se crede că poate provoca substituții în bazele lanțurilor ADN, printr-o dezaminare oxidativă a citosinei și adeninei.
Acidul azotos are un comportament dublu, deoarece se poate comporta ca agent oxidativ sau ca agent reducător; adică, poate fi redus la NO sau N 2 , sau oxidat la HNO 3 .
Structura acidului azotat
Izomeri Cis (stânga) și trans (dreapta) cu structurile moleculare respective ale HNO2. Sursa: Ben Mills.
Imaginea superioară arată structura moleculară a acidului azotat folosind un model de sfere și tije. Atomul de azot (sfera albastră) este situat în centrul structurii, formând o legătură dublă (N = O) și o singură legătură (NO) cu atomii de oxigen (sfere roșii).
Rețineți că atomul de hidrogen (sfera albă) este legat de unul dintre oxigeni și nu direct de azot. Deci, știind acest lucru, formula structurală a HNO 2 este sau, și nu există nici o astfel de legătură HN (formula chimică vă poate duce să se gândească).
Moleculele din imagine corespund celor ale unei faze gazoase; în apă ele sunt înconjurate de moleculele de apă, care pot accepta ionul de hidrogen (slab) , pentru a forma NO 2 - și H 3 O + ioni .
Structurile lor pot lua două forme: cis sau trans, numite izomeri geometrici. În izomerul cis, atomul de H este eclipsat de atomul de oxigen vecin; în timp ce în izomer trans, ambele se află în poziții anti sau opuse.
În izomerul cis, este probabil formarea unei punți de hidrogen intramoleculare (OH-NO), care poate perturba pe cele intermoleculare (ONOH-ONOH).
Proprietăți
Denumiri chimice
-Acid azotic
-Acidul dixonitric (III)
-Hidroxid de nitrosil
-Hydroxydoxydonitrogen (denumire sistematică IUPAC)
Descriere Fizica
Lichid albastru pal, corespunzător soluției de nitriți.
Greutate moleculară
47,013 g / mol.
Constanta de disociere
Este un acid slab. PKa este de 3,35 la 25ºC.
Punct de topire
Este cunoscut doar în soluție. Prin urmare, punctul său de topire nu poate fi calculat și nici cristalele sale nu pot fi izolate.
Punct de fierbere
Deoarece nu există pur, dar în apă, măsurătorile acestei proprietăți nu sunt precise. Pe de o parte, aceasta depinde de concentrația de HNO 2 , iar pe de altă parte, încălzirea ei cauzează descompunerea acesteia. De aceea nu este raportat un punct de fierbere exact.
Formarea sării
Formează nitriți solubili în apă cu Li + , Na + , K + , Ca 2+ , Sr 2+ , Ba 2+ . Dar nu formează săruri cu cationi polivalenți, cum ar fi: Al 3+ și / sau Be 2+ (datorită densității mari de încărcare). Este capabil să formeze esteri stabili cu alcooli.
Potențial de incendiu
Este inflamabil prin reacții chimice. Poate exploda la contactul cu triclorura de fosfor.
Descompunere
Este un compus foarte instabil, iar în soluție apoasă se descompune în oxid nitric și acid azotic:
2 HNO 2 => NO 2 + NO + H 2 O
4 HNO 2 => 2 HNO 3 + N 2 O + H 2 O
Agent de reducere
Acidul azotat în soluție apoasă apare sub formă de ioni nitriți, NO 2 - , care suferă diverse reacții de reducere.
Reacționează cu ioni I - și Fe 2+ , sub formă de nitrit de potasiu, pentru a forma oxid nitric:
2 KNO 2 + KI + H 2 SO 4 => I 2 + 2 NO + 2 H 2 O + K 2 SO 2
Nitritul de potasiu în prezența ionilor de staniu este redus pentru a forma oxid nitru:
KNO 2 + 6 HCl + 2 SnCl 2 => 2 SnCl 4 + N 2 O + 3 H 2 O + 2 KCl
Nitritul de potasiu este redus cu Zn într-un mediu alcalin, formând amoniac:
5 H 2 O + KNO 2 + 3 Zn => NH 3 + KOH + 3 Zn (OH) 2
Agent oxidant
Pe lângă faptul că este un agent reducător, acidul azotat poate interveni în procesele de oxidare. De exemplu: oxidează hidrogenul sulfurat, transformându-se în oxid nitric sau amoniac, în funcție de aciditatea mediului în care are loc reacția.
2 HNO 2 + H 2 S => S + 2 NO + 2 H 2 O
HNO 2 + 3 H 2 S => S + NH 3 + 2 H 2 O
Acidul azotos, într-un mediu cu pH acid, poate oxida ionul de iod la iod.
HNO 2 + I - + 6 H + => 3 I 2 + NH 3 + 2 H 2 O
De asemenea, poate acționa ca agent reducător, acționând asupra Cu 2+ , provocând acid azotic.
Nomenclatură
HNO 2 pot fi date și alte nume, care depind de tipul de nomenclatură. Acidul azotos corespunde nomenclaturii tradiționale; acid dioxonitric (III), la nomenclatorul de stocuri; și dioxonitrat de hidrogen (III), în mod sistematic.
Sinteză
Acidul azotos poate fi sintetizat prin dizolvarea trioxidului de azot în apă:
N 2 O 3 + H 2 O => 2 HNO 2
O altă metodă de preparare constă în reacția de nitrit de sodiu, NaNO 3 , cu acizi minerali; cum ar fi acidul clorhidric și acidul bromhidric. Reacția se desfășoară la temperatură scăzută și acidul azotat este consumat in situ.
NaNO 3 + H + => HNO 2 + Na +
Ionul H + provine fie de la HCl, fie de la HBr.
riscuri
Având în vedere proprietățile și caracteristicile chimice, există puține informații cu privire la efectele toxice directe ale HNO 2 . Poate că unele efecte nocive despre care se crede că sunt produse de acest compus sunt de fapt cauzate de acidul azotic, care poate fi cauzat de descompunerea acidului azotat.
Se observă că HNO 2 poate avea efecte nocive asupra tractului respirator și poate fi capabil să producă simptome iritante la pacienții astmatici.
Sub formă de nitrit de sodiu, este redus de deoximoglobină, producând oxid nitric. Acesta este un vasodilatator puternic care produce relaxarea musculaturii netede vasculare, estimând o doză LD50 de 35 mg / kg pentru consumul oral la om.
Toxicitatea nitritului de sodiu se manifestă prin colaps cardiovascular, urmată de hipotensiune arterială severă, datorită acțiunii vasodilatatoare a oxidului nitric, produsă din nitrit.
Dioxidul de azot, NO 2 , prezent în aerul poluat (smog), în anumite condiții poate da naștere acidului azotat; care, la rândul său, poate reacționa cu aminele pentru a forma nitrosamine, o gamă de compuși cancerigeni.
O reacție similară apare cu fumul de țigară. S-au găsit reziduuri de nitrosamină care aderă la garnitura interioară a vehiculelor fumătoare.
Aplicații
Producția de săruri de diazoniu
Acidul azotos este utilizat în industrie la producerea sărurilor de diazoniu, prin reacția sa cu amine aromatice și fenoli.
HNO 2 + ArNH 2 + H + => ArN = NAR + H 2 O
Sărurile de diazoniu sunt utilizate în reacțiile de sinteză organică; de exemplu, în reacția Sandmeyer. În această reacție, substituția unei grupări amino (H 2 N), într - o amină aromatică primară, de grupele Cl - , Br - și CN - are loc . Pentru a obține aceste produse aromatice, sunt necesare săruri cuproase.
Sărurile de diazoniu pot forma compuși azoi strălucitori care sunt folosiți ca coloranți și servesc, de asemenea, ca test calitativ pentru prezența aminelor aromatice.
Eliminarea azidului de sodiu
Acidul azotos este utilizat pentru eliminarea azidului de sodiu (NaN 3 ), care este potențial periculos datorită tendinței sale de a exploda.
2 NaN 3 + 2 HNO 2 => 3 N 2 + 2 NO + 2 NaOH
Sinteza oximilor
Acidul azotos poate reacționa cu grupuri cetonice pentru a forma oximi. Acestea pot fi oxidate pentru a forma acizi carboxilici sau reduse pentru a forma amine.
Acest procedeu este utilizat în prepararea comercială a acidului adipic, monomerul utilizat în producția de nailon. De asemenea, este implicat în producerea poliuretanului, iar esterii săi sunt plastifianți, în principal din PVC.
În forma sa salină
Acidul azotos, sub formă de nitrit de sodiu, este utilizat în tratamentul și conservarea cărnii; deoarece împiedică dezvoltarea bacteriilor și este capabil să reacționeze cu mioglobina, producând o culoare roșie închisă, care face carnea mai atractivă pentru consum.
Această aceeași sare este utilizată, împreună cu tiosulfatul de sodiu, în tratamentul intravenos al intoxicațiilor cu cianură de sodiu.
Referințe
- Graham Solomons TW, Craig B. Fryhle. (2011). Chimie organica. Aminele. ( Ediția a 10- a .) Wiley Plus.
- Shiver & Atkins. (2008). Chimie anorganică. (A patra editie). Mc Graw Hill.
- Extract. (2019). Acidul azotat. Recuperat din: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
- Softschools. (2019). Acidul azotat. Recuperat de la: Softschools.com
- Wikipedia. (2019). Acidul azotat. Recuperat de la: en.wikipedia.org
- Societatea Regală de Chimie. (2015). Acidul azotat. Recuperat de la: chemspider.com
- Noua enciclopedie mondială. (2015). Acidul azotat. Recuperat de la: newworldencyclopedia.org
- DrugBank. (2019). Acidul azotat. Recuperat de la: drugbank.ca
- Formulare chimică. (2018). HNO 2 . Recuperat de la: formulacionquimica.com