Nitrition er en ion, der består af et nitrogenatom og to oxygenatomer. Nitrogenet i denne ion har en ladning på +3, så ladningen af hele ionen er -1. Partiklen er univalent. Formlen for nitrit-ionen er NO2-. Anionen har en ikke-lineær konfiguration. Forbindelser, der indeholder denne partikel, kaldes nitritter, for eksempel natriumnitrit - NaNO2, sølvnitrit - AgNO2.
Fysiske og kemiske egenskaber
Alkali, jordalkali og ammoniumnitrit er farveløse eller let gullige krystallinske stoffer. Kalium, natrium, bariumnitrit opløses godt i vand, sølv, kviksølv, kobbernitrit - dårligt. Når temperaturen stiger, stiger opløseligheden. Næsten alle nitritter er dårligt opløselige i ethere, alkoholer og opløsningsmidler med lav polaritet.
Bord. Fysiske karakteristika for nogle nitritter.
| Karakteristisk | Kaliumnitrit | Sølvnitrit | Calciumnitrit | Bariumnitrit |
|
Tpl, °С |
440 |
120 (nedbrudt) |
220 (nedbrudt) |
277 |
|
∆H0rev, kJ/mol |
- 380, 0 | - 40, 0 | -766, 0 | - 785, 5 |
| S0298, J/(molK) | 117, 2 | 128, 0 | 175, 0 | 183, 0 |
| Opløsning i vand, g i 100 g |
306, 7 (200C) |
0, 41 (250C) |
84, 5 (180C) |
67, 5 (200C) |
Nitrit er ikke særlig modstandsdygtig over for varme: kun alkalimetalnitrit smelter uden nedbrydning. Som et resultat af nedbrydning frigives gasformige produkter - O2 , NO, N2, NO2, og faste stoffer - metaloxid eller selve metallet. For eksempel er nedbrydningen af sølvnitrit (allerede ved 40 °C) ledsaget af frigivelse af elementært sølv og nitrogenoxid (II):
2AgNO2=AgNO3 + Ag + NO↑
Fordi nedbrydningen fortsætter med frigivelse af en stor mængde gasser, kan reaktionen være eksplosiv, for eksempel i tilfælde af ammoniumnitrit.
Redox-egenskaber
Nitrit-atomet i nitrit-ionen har en mellemladning på +3, hvorfor nitrit er kendetegnet ved både oxiderende og reducerende egenskaber. For eksempel vil nitritter affarve en opløsning af kaliumpermanganat i et surt miljø, hvilket viser egenskaberoxidationsmiddel:
5KNO2 + 2KMnO4 +3H2SO4 =3H2O + 5KNO3 + 2MnSO4 + K 2SO4
Nitritioner udviser egenskaberne som et reduktionsmiddel, f.eks. i en reaktion med en stærk opløsning af hydrogenperoxid:
NO2- + H2O2=NO3- + H2O
Reduktionsmidlet er nitrit, når det interagerer med sølvbromat (forsuret opløsning). Denne reaktion bruges i kemisk analyse:
2NO2- + Ag+ + BrO2 -=2NO3- + AgBr↓
Et andet eksempel på reducerende egenskaber er en kvalitativ reaktion på nitrit-ionen - vekselvirkningen mellem farveløse opløsninger [Fe(H2O)6] 2+ med syrnet natriumnitritopløsning med brun farve.
Teoretisk grundlag for NO2-detektion¯
Nitrogensyre, når den opvarmes, står i misforhold til at danne nitrogenoxid (II) og salpetersyre:
HNO2 + 2HNO2=NO3- + H2O + 2NO↑ + H+
Derfor kan salpetersyrling ikke adskilles fra salpetersyre ved kogning. Som det kan ses af ligningen, bliver salpetersyre, der nedbrydes, delvist til salpetersyre, hvilket vil føre til fejl ved bestemmelse af indholdet af nitrater.
Næsten alle nitritter opløses i vand, den mindst opløselige af disse forbindelser er sølvnitrit.
Nitrition selvdet er farveløst, derfor påvises det ved reaktioner med dannelse af andre farvede forbindelser. Nitritten af ufarvede kationer er også farveløse.
Kvalitetsreaktioner
Der er flere kvalitative måder at bestemme nitritioner på.
1. Reaktionsdannelse K3[Co(NO2)6].
I et reagensglas puttes 5 dråber af testopløsningen indeholdende nitrit, 3 dråber koboltnitratopløsning, 2 dråber eddikesyre (fortyndet), 3 dråber kaliumchloridopløsning. Hexanitrocob altate (III) K3[Co(NO2)6] dannes - en gul krystallinsk bundfald. Nitrationen i testopløsningen interfererer ikke med påvisningen af nitritter.
2. Iodidoxidationsreaktion.
Nitritioner oxiderer iodidioner i et surt miljø.
2HNO2 + 2I- + 2H+ =2NO↑ + I 2↓ + 2H2O
I løbet af reaktionen dannes elementært jod, som let kan påvises ved stivelsesfarvning. For at gøre dette kan reaktionen udføres på filterpapir, der tidligere er imprægneret med stivelse. Svaret er meget følsomt. Den blå farve vises selv i nærvær af spor af nitrit: åbningsminimum er 0,005 mcg.
Filterpapir er imprægneret med en stivelsesopløsning, 1 dråbe af en 2N opløsning af eddikesyre, 1 dråbe af en forsøgsopløsning, 1 dråbe af en 0,1N opløsning af kaliumiodid tilsættes. I nærvær af nitrit vises en blå ring eller plet. Detektion forstyrres af andre oxidanter, hvilket fører til dannelsen af jod.
3. Reaktion med permanganatkalium.
Anbring 3 dråber kaliumpermanganatopløsning, 2 dråber svovlsyre (fortyndet) i et reagensglas. Blandingen skal opvarmes til 50-60 ° C. Tilsæt forsigtigt et par dråber natrium- eller kaliumnitrit. Permanganatopløsningen bliver farveløs. Andre reduktionsmidler til stede i testopløsningen, som er i stand til at oxidere permanganation, vil interferere med påvisningen af NO2-..
4. Reaktion med jernsulfat (II).
Jernsulfat reducerer nitrit til nitrat i et surt miljø (fortyndet svovlsyre):
2KNO2 (TV) + 2H2SO4 (forskel) + 2FeSO4 (fast)=2NO↑ + K2SO4 + Fe2(SO4)3 + 2H2O
Det resulterende nitrogenoxid (II) dannes med et overskud af Fe2+ (som endnu ikke har reageret) brune komplekse ioner:
NO + Fe2+=[FeNO]2+
NO + FeSO4=[FeNO]SO4
Det skal bemærkes, at nitritter vil reagere med fortyndet svovlsyre, og nitrater vil reagere med koncentreret svovlsyre. Derfor er det fortyndet syre, der skal til for at detektere nitrit-ionen.
5. Reaktion med antipyrin.
NO2- med antipyrin i surt medium giver en grøn opløsning.
6. Reaktion med rivanol.
NO2-- med rivanol eller ethacridin (I) i surt medium giver en rød opløsning.
Kvantitativ bestemmelse af nitritindhold i vand
Ifølge GOSTdet kvantitative indhold af nitritioner i vand bestemmes ved to fotometriske metoder: ved anvendelse af sulfanilsyre og ved anvendelse af 4-aminobenzensulfonamid. Den første er arbitrage.
På grund af nitriters ustabilitet skal de bestemmes umiddelbart efter prøveudtagning, eller prøver kan konserveres ved at tilsætte 1 ml svovlsyre (koncentreret) eller 2-4 ml chloroform til 1 liter vand; du kan køle prøven ned til 4 °C.
Uklart eller farvet vand renses med aluminiumhydroxid ved at tilsætte 2-3 ml suspension pr. 250-300 ml vand. Blandingen rystes, et gennemsigtigt lag tages til analyse efter klaring.
Bestemmelse af nitritindhold med sulfanilsyre
Essensen af metoden: nitritter i den analyserede prøve interagerer med sulfanilsyre, det resulterende s alt reagerer med 1-naphthylamin med frigivelse af et rødviolet azofarvestof, dets mængde bestemmes fotometrisk, hvorefter koncentrationen af nitrit i vandprøven beregnes. 1-naphthylamin og sulfanilsyre og er en del af Griess-reagenset.
Bestemmelse af nitritioner: teknik
Til 50 ml af en vandprøve tilsættes 2 ml af en opløsning af Griess-reagens i eddikesyre. Bland og inkuber i 40 minutter ved normal temperatur eller 10 minutter ved 50-60 °C i et vandbad. Blandingens optiske densitet måles derefter. Som blindprøve anvendes destilleret vand, som fremstilles på samme måde som prøven af det analyserede vand. Koncentrationen af nitrit beregnes med formlen:
X=K∙A∙50∙f / V, hvor: K er koefficientenkalibreringskarakteristik, A er den indstillede værdi af den analyserede vandprøves optiske densitet minus den indstillede værdi af den optiske densitet af blindprøven, 50 – volumen af målekolben, f – fortyndingsfaktor (hvis prøven ikke blev fortyndet, f=1), V er volumen af den alikvot, der tages til analyse.
Nitrit i vand
Hvor kommer nitritioner fra i spildevand? Nitritter er altid til stede i små mængder i regnvand, overflade- og grundvand. Nitritter er et mellemtrin i omdannelsen af nitrogenholdige stoffer udført af bakterier. Disse ioner dannes under oxidationen af ammoniumkationen til nitrater (i nærvær af oxygen) og i de modsatte reaktioner - reduktionen af nitrater til ammoniak eller nitrogen (i fravær af oxygen). Alle disse reaktioner udføres af bakterier, og organisk stof er kilden til nitrogenholdige stoffer. Derfor er det kvantitative indhold af nitrit i vand en vigtig sanitær indikator. Overskridelse af normerne for nitritindhold indikerer fækal forurening af vand. Indtrængen af afstrømning fra husdyrbrug, fabrikker, industrivirksomheder, forurening af vandområder med vand fra marker, hvor der blev brugt kvælstofgødning, er hovedårsagerne til det høje indhold af nitrit i vandet.
Modtag
I industrien opnås natriumnitrit ved absorption af nitrøs gas (en blanding af NO og NO2) med NaOH eller Na2 CO løsninger 3 efterfulgt af natriumnitrit-krystallisation:
NEJ +NO2 + 2NaOH (kold)=2NaNO2 + H2O
Reaktionen ved tilstedeværelse af ilt fortsætter med dannelsen af natriumnitrat, så der skal sørges for anoxiske forhold.
Kaliumnitrit fremstilles efter samme metode i industrien. Derudover kan natrium- og kaliumnitrit opnås ved at oxidere bly med nitrat:
KNO3 (conc) + Pb (svamp) + H2O=KNO2+ Pb(OH)2↓
KNO3 + Pb=KNO2 + PbO
Den sidste reaktion finder sted ved en temperatur på 350-400 °C.
