Nitrīta jons ir jons, kas sastāv no viena slāpekļa atoma un diviem skābekļa atomiem. Slāpekļa lādiņš šajā jonā ir +3, tātad visa jona lādiņš ir -1. Daļiņa ir vienvērtīga. Nitrītu jona formula ir NO2-. Anjonam ir nelineāra konfigurācija. Savienojumus, kas satur šo daļiņu sauc par nitrītiem, piemēram, nātrija nitrīts - NaNO2, sudraba nitrīts - AgNO2.
Fizikālās un ķīmiskās īpašības
Sārmu, sārmzemju un amonija nitrīti ir bezkrāsainas vai viegli dzeltenīgas kristāliskas vielas. Kālija, nātrija, bārija nitrīti labi šķīst ūdenī, sudraba, dzīvsudraba, vara nitrīti - slikti. Paaugstinoties temperatūrai, palielinās šķīdība. Gandrīz visi nitrīti slikti šķīst ēteros, spirtos un zemas polaritātes šķīdinātājos.
Tabula. Dažu nitrītu fizikālās īpašības.
| Raksturīgs | Kālija nitrīts | Sudraba nitrīts | Kalcija nitrīts | Bārija nitrīts |
|
Tpl, °С |
440 |
120 (sadalīts) |
220 (sadalīts) |
277 |
|
∆H0rev, kJ/mol |
- 380, 0 | - 40, 0 | -766, 0 | - 785, 5 |
| S0298, J/(molK) | 117, 2 | 128, 0 | 175, 0 | 183, 0 |
| Šķīdums ūdenī, g pa 100 g |
306, 7 (200C) |
0, 41 (250C) |
84, 5 (180C) |
67, 5 (200C) |
Nitrīti nav īpaši izturīgi pret karstumu: tikai sārmu metālu nitrīti kūst bez sadalīšanās. Sadalīšanās rezultātā izdalās gāzveida produkti - O2 , NĒ, N2, NO2, un cietās vielas - metāla oksīds vai pats metāls. Piemēram, sudraba nitrīta sadalīšanās (jau 40 ° C temperatūrā) notiek kopā ar elementārā sudraba un slāpekļa oksīda (II) izdalīšanos:
2AgNO2=AgNO3 + Ag + NO↑
Tā kā sadalīšanās notiek, izdalot lielu daudzumu gāzu, reakcija var būt sprādzienbīstama, piemēram, amonija nitrīta gadījumā.
Redox īpašības
Slāpekļa atomam nitrītu jonos ir +3 starplādiņš, tāpēc nitrītiem ir raksturīgas gan oksidējošas, gan reducējošas īpašības. Piemēram, nitrīti atkrāsos kālija permanganāta šķīdumu skābā vidē, parādot īpašībasoksidētājs:
5KNO2 + 2KMnO4 +3H2SO4 =3H2O + 5KNO3 + 2MnSO4 + K 2SO4
Nitrītu joniem piemīt reducētāja īpašības, piemēram, reakcijā ar spēcīgu ūdeņraža peroksīda šķīdumu:
NO2- + H2O2=NĒ3- + H2O
Mijiedarbojoties ar sudraba bromātu (paskābināts šķīdums), reducējošais līdzeklis ir nitrīts. Šo reakciju izmanto ķīmiskajā analīzē:
2NO2- + Ag+ + BrO2 -=2NO3- + AgBr↓
Vēl viens reducējošo īpašību piemērs ir kvalitatīva reakcija uz nitrītu jonu – bezkrāsainu šķīdumu mijiedarbība [Fe(H2O)6] 2+ ar paskābinātu nātrija nitrīta šķīdumu ar brūnu krāsojumu.
NO2 noteikšanas teorētiskie pamati¯
Slāpekļskābe, karsējot, nesamērīgi veido slāpekļa oksīdu (II) un slāpekļskābi:
HNO2 + 2HNO2=NĒ3- + H2O + 2NO↑ + H+
Tāpēc slāpekļskābi nevar atdalīt no slāpekļskābes vārot. Kā redzams no vienādojuma, slāpekļskābe, sadaloties, daļēji pārvēršas par slāpekļskābi, kas radīs kļūdas nitrātu satura noteikšanā.
Gandrīz visi nitrīti izšķīst ūdenī, vismazāk šķīstošais no šiem savienojumiem ir sudraba nitrīts.
Pats nitrītu jonstas ir bezkrāsains, tāpēc to nosaka citu krāsainu savienojumu veidošanās reakcijās. Arī nekrāsoto katjonu nitrīti ir bezkrāsaini.
Kvalitatīvas reakcijas
Ir vairāki kvalitatīvi veidi, kā noteikt nitrītu jonus.
1. Reakcija, kas veido K3[Co(NO2)6].
Mēģenē ievietojiet 5 pilienus testa šķīduma, kas satur nitrītu, 3 pilienus kob alta nitrāta šķīduma, 2 pilienus etiķskābes (atšķaidīta), 3 pilienus kālija hlorīda šķīduma. veidojas heksanitrokob alts (III) K3[Co(NO2)6] - dzeltens kristālisks nogulsnes. Nitrātu jons testa šķīdumā netraucē nitrītu noteikšanu.
2. Jodīda oksidācijas reakcija.
Nitrīta joni oksidē jodīda jonus skābā vidē.
2HNO2 + 2I- + 2H+ =2NO↑ + I 2↓ + 2H2O
Reakcijas gaitā veidojas elementārais jods, ko viegli noteikt ar cietes krāsojumu. Lai to izdarītu, reakciju var veikt uz filtrpapīra, kas iepriekš piesūcināts ar cieti. Atbilde ir ļoti jutīga. Zilā krāsa parādās pat tad, ja ir nitrītu pēdas: atvēršanas minimums ir 0,005 mcg.
Filtrpapīru piesūcina ar cietes šķīdumu, tam pievieno 1 pilienu 2N etiķskābes šķīduma, 1 pilienu eksperimentālā šķīduma, 1 pilienu 0,1 N kālija jodīda šķīduma. Nitrīta klātbūtnē parādās zils gredzens vai plankums. Noteikšanu traucē citi oksidētāji, kas izraisa joda veidošanos.
3. Reakcija ar permanganātukālijs.
Ievietojiet mēģenē 3 pilienus kālija permanganāta šķīduma, 2 pilienus sērskābes (atšķaidītas). Maisījums jāuzsilda līdz 50-60 ° C. Uzmanīgi pievienojiet dažus pilienus nātrija vai kālija nitrīta. Permanganāta šķīdums kļūst bezkrāsains. Citi testa šķīdumā esošie reducētāji, kas spēj oksidēt permanganāta jonu, traucēs NO2-..
4. Reakcija ar dzelzs sulfātu (II).
Dzelzs sulfāts skābā vidē reducē nitrītus par nitrātiem (atšķaidīta sērskābe):
2KNO2 (TV) + 2H2SO4 (atšķirības) + 2FeSO4 (cieta)=2NO↑ + K2SO4 + Fe2(SO4)3 + 2H2O
Iegūtais slāpekļa oksīds (II) veidojas ar Fe2+ (kas vēl nav reaģējuši) brūno komplekso jonu pārpalikumu:
NO + Fe2+=[FeNO]2+
NO + FeSO4=[FeNO]SO4
Jāņem vērā, ka nitrīti reaģēs ar atšķaidītu sērskābi, un nitrāti reaģēs ar koncentrētu sērskābi. Tāpēc nitrīta jonu noteikšanai ir nepieciešama atšķaidīta skābe.
5. Reakcija ar antipirīnu.
NO2- ar antipirīnu skābā vidē dod zaļu šķīdumu.
6. Reakcija ar rivanolu.
NO2-- ar rivanolu vai etakridīnu (I) skābā vidē dod sarkanu šķīdumu.
Nitrītu satura kvantitatīvā noteikšana ūdenī
Saskaņā ar GOSTnitrītu jonu kvantitatīvo saturu ūdenī nosaka ar divām fotometriskām metodēm: izmantojot sulfanilskābi un izmantojot 4-aminobenzolsulfonamīdu. Pirmā ir arbitrāža.
Nitrītu nestabilitātes dēļ tie jānosaka uzreiz pēc paraugu ņemšanas, vai arī paraugus var konservēt, 1 litram ūdens pievienojot 1 ml sērskābes (koncentrētas) vai 2-4 ml hloroforma; varat atdzesēt paraugu līdz 4 °C.
Duļķainu vai krāsainu ūdeni attīra ar alumīnija hidroksīdu, pievienojot 2-3 ml suspensijas uz 250-300 ml ūdens. Maisījumu sakrata, pēc dzidrināšanas analīzei ņem caurspīdīgu slāni.
Nitrītu satura noteikšana ar sulfanilskābi
Metodes būtība: analizējamā parauga nitrīti mijiedarbojas ar sulfanilskābi, iegūtais sāls reaģē ar 1-naftilamīnu, izdalot sarkanvioletu azo krāsvielu, tās daudzumu nosaka fotometriski, pēc tam koncentrāciju aprēķina nitrītu daudzumu ūdens paraugā. 1-naftilamīns un sulfanilskābe un ir daļa no Griess reaģenta.
Nitrītu jonu noteikšana: tehnika
50 ml ūdens parauga pievienojiet 2 ml Griesa reaģenta šķīduma etiķskābē. Samaisa un inkubē 40 minūtes normālā temperatūrā vai 10 minūtes 50-60 ° C ūdens vannā. Pēc tam mēra maisījuma optisko blīvumu. Kā tukšo paraugu izmanto destilētu ūdeni, ko sagatavo līdzīgi kā analizējamā ūdens paraugu. Nitrītu koncentrāciju aprēķina pēc formulas:
X=K∙A∙50∙f/V, kur: K ir koeficientskalibrēšanas raksturlielums, A ir analizētā ūdens parauga optiskā blīvuma iestatītā vērtība mīnus tukšā parauga optiskā blīvuma iestatītā vērtība, 50 – mērkolbas tilpums, f – atšķaidīšanas koeficients (ja paraugs nebija atšķaidīts, f=1), V ir analīzei ņemtās alikvotas daļas apjoms.
Nitrīti ūdenī
No kurienes notekūdeņos rodas nitrītu joni? Nitrīti vienmēr nelielā daudzumā atrodas lietus ūdenī, virszemes un gruntsūdeņos. Nitrīti ir starpposms slāpekli saturošu vielu transformācijā, ko veic baktērijas. Šie joni veidojas amonija katjonam oksidējoties par nitrātiem (skābekļa klātbūtnē) un pretējās reakcijās - nitrātiem reducējoties par amonjaku vai slāpekli (bez skābekļa). Visas šīs reakcijas veic baktērijas, un organiskās vielas ir slāpekli saturošu vielu avots. Tāpēc nitrītu kvantitatīvais saturs ūdenī ir svarīgs sanitārais rādītājs. Nitrītu satura normu pārsniegšana liecina par ūdens piesārņojumu ar fekālijām. Noteces iekļūšana no lopkopības fermām, rūpnīcām, rūpniecības uzņēmumiem, ūdenstilpju piesārņošana ar ūdeni no laukiem, kur tika izmantots slāpekļa mēslojums, ir galvenie iemesli augstajam nitrītu saturam ūdenī.
Saņemt
Rūpniecībā nātrija nitrītu iegūst, absorbējot slāpekļa gāzi (NO un NO maisījumu2) ar NaOH vai Na2 CO šķīdumi 3, kam seko nātrija nitrīta kristalizācija:
NĒ +NO2 + 2NaOH (auksts)=2NaNO2 + H2O
Reakcija skābekļa klātbūtnē notiek, veidojoties nātrija nitrātam, tāpēc ir jānodrošina bezskābekļa apstākļi.
Kālija nitrītu rūpniecībā ražo ar tādu pašu metodi. Turklāt nātrija un kālija nitrītu var iegūt, oksidējot svinu ar nitrātu:
KNO3 (konc) + Pb (sūklis) + H2O=KNO2+ Pb(OH)2↓
KNO3 + Pb=KNO2 + PbO
Pēdējā reakcija notiek 350-400 °C temperatūrā.
