- Estructura de l'àcid nitrós
- propietats
- noms químics
- Descripció física
- pes molecular
- Constant de dissociació
- Punt de fusió
- Punt d'ebullició
- Formació de sals
- Potencial d'incendi
- descomposició
- Agent reductor
- Agent oxidant
- Nomenclatura
- sintesis
- Riscos
- usos
- Producció de sals diazoni
- Eliminació de la azida de sodi
- Síntesi d'oximes
- Sota la seva forma salina
- referències
L' àcid nitrós és un àcid feble, inorgànic, la fórmula química és HNO 2. Es troba fonamentalment en solució aquosa amb una coloració blau pàl·lid. És molt inestable, i ràpidament es descompon en òxid nítric, NO, i en àcid nítric, HNO 3.
Sol trobar-se en solució aquosa sota la forma de nitrits. Així mateix, prové naturalment de l'atmosfera com a conseqüència de la reacció de l'òxid nítric amb l'aigua. Allà, específicament en la tropósfera, l'àcid nitrós intervé en la regulació de la concentració d'ozó.
Solució d'àcid nitrós en un got de precipitat. Font: No machine-readable Autor provided. The mad scientist ~ commonswiki assumed (based on copyright claims).
A la imatge superior es mostra una solució de HNO 2 on s'aprecia el color blau pàl·lid característic d'aquest àcid. Es sintetitza per la dissolució de l'triòxid de nitrogen, N 2 O 3, en aigua. Igualment, és producte de l'acidificació de solucions de nitrit sòdic a baixes temperatures.
El HNO 2 té poc ús comercial, utilitzant-se sota la forma de nitrit en la conservació de la carn. D'altra banda, s'usa en l'elaboració dels colorants azoics.
S'empra, conjuntament amb el tiosulfat de sodi, en el tractament de pacients amb enverinament amb cianur de sodi. Però, és un agent mutagènic, i es pensa que pot causar substitucions en les bases de les cadenes de l'ADN, a través d'una desaminació oxidativa de la citosina i l'adenina.
L'àcid nitrós té un comportament dual, ja que pot comportar-se com un agent oxidatiu o com un agent reductor; és a dir, pot reduir-se a NO o N 2, o oxidar a HNO 3.
Estructura de l'àcid nitrós
Isòmers cis (esquerra) i trans (dreta) amb les respectives estructures moleculars de l'HNO2. Font: Ben Mills.
A la imatge superior es mostra l'estructura molecular de l'àcid nitrós mitjançant un model d'esferes i barres. L'àtom de nitrogen (esfera blava) se situa en el centre de l'estructura, formant un enllaç doble (N = O) i un senzill (NO) amb els àtoms d'oxigen (esferes vermelles).
Cal notar que l'àtom d'hidrogen (esfera blanca) està enllaçat a un dels oxígens i no directament a l'nitrogen. Llavors, sabent això, la fórmula estructural de l'HNO 2 és o, i no hi ha tal enllaç HN (com pot donar a pensar la fórmula química).
Les molècules de la imatge corresponen a les d'una fase gasosa; en l'aigua es troben envoltades de molècules d'aigua, les quals poden acceptar l'ió hidrogen (feblement) per formar-se els ions NO 2 - i H 3 O +.
Les seves estructures poden adoptar dues formes: la cis o la transmissió, anomenades isòmers geomètrics. Al isòmer cis, l'àtom d'H està eclipsat amb l'àtom d'oxigen veí; mentre que en l'isòmer trans, tots dos es troba en posicions anti o oposades.
En l'isòmer cis és probable la formació d'un pont d'hidrogen intramolecular (OH-NO), el qual pot ser que importune els intermoleculars (ONOH-ONOH).
propietats
noms químics
-Àcid nitrós
-Àcid dioxonítrico (III)
-Hidróxido nitrosilo
-Hidróxidooxidonitrógeno (Nom sistemàtic IUPAC)
Descripció física
Líquid blau pàl·lid, corresponent a la solució de nitrit.
pes molecular
47,013 g / mol.
Constant de dissociació
És un àcid feble. El seu pKa és 3,35 a 25 ° C.
Punt de fusió
Només és conegut en solució. Per tant, no es pot calcular el seu punt de fusió, ni pot aïllar-se els seus cristalls.
Punt d'ebullició
A l'no existir pur sinó en l'aigua, els mesuraments d'aquesta propietat no són precises. D'una banda, depèn de la concentració de l'HNO 2, i de l'altra, el seu escalfament produeix la seva descomposició. És per això que no es troba reportat un punt d'ebullició exacte.
Formació de sals
Forma nitrits solubles en aigua amb Li +, Na +, K +, Ca 2+, Sr 2+, Ba 2+. Però, no forma sals amb cations polivalents, com per exemple: A l' 3+ i / o Be 2+ (per la seva alta densitat de càrrega). És capaç de formar èsters estables amb els alcohols.
Potencial d'incendi
És inflamable per reaccions químiques. Pot explotar per contacte amb triclorur de fòsfor.
descomposició
És un compost molt inestable, i en solució aquosa es descompon en òxid nítric i en àcid nítric:
2 HNO 2 => NO 2 + NO + H 2 O
4 HNO 2 => 2 HNO 3 + N 2 O + H 2 O
Agent reductor
L'àcid nitrós en solució aquosa es presenta sota la forma d'ions nitrits, NO 2 -, els quals experimenten diverses reaccions de reducció.
Reacciona amb els ions I - i Fe 2+, sota la forma de nitrit de potassi, per formar òxid nítric:
2 KNO 2 + KI + H 2 SO 4 => I 2 + 2 NO + 2 H 2 O + K 2 SO 2
El nitrit de potassi en presència dels ions d'estany, és reduït per formar òxid nitrós:
KNO 2 + 6 HCl + 2 SnCl 2 => 2 SnCl 4 + N 2 O + 3 H 2 O + 2 KCl
El nitrit de potassi és reduït pel Zn en un medi alcalí, formant amoníac:
5 H 2 O + KNO 2 +3 Zn => NH 3 + KOH +3 Zn (OH) 2
Agent oxidant
A més de ser un agent reductor, l'àcid nitrós pot intervenir en processos d'oxidació. Per exemple: s'oxida a l'sulfur d'hidrogen, convertint-se en òxid nítric o amoníac, depenent de l'acidesa de l'medi en què ocorre la reacció.
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
L'àcid nitrós, en un mitjà de pH àcid, pot oxidar l'ió iodur a iode.
HNO 2 + I - + 6 H + => 3 I 2 + NH 3 + 2 H 2 O
També pot actuar com a agent reductor actuant sobre el Cu 2+, originant àcid nítric.
Nomenclatura
A l'HNO 2 se li pot donar altres noms, els quals depenen de el tipus de nomenclatura. Àcid nitrós correspon a la nomenclatura tradicional; àcid dioxonítrico (III), a la nomenclatura estoc; i dioxonitrato (III) d'hidrogen, a la sistemàtica.
sintesis
L'àcid nitrós pot ser sintetitzat mitjançant la dissolució de l'triòxid de nitrogen en aigua:
N 2 O 3 + H 2 O => 2 HNO 2
Un altre mètode de preparació consisteix de la reacció de l'nitrit sòdic, NaNO 3, amb àcids minerals; tals com l'àcid clorhídric i l'àcid bromhídric. La reacció és realitzada a baixa temperatura i l'àcid nitrós és consumit in situ.
NaNO 3 + H + => HNO 2 + Na +
El ió H + prové bé sigui de l'HCl o HBr.
Riscos
Donades les seves propietats i característiques químiques, hi ha poca informació sobre els efectes tòxics directes de l'HNO 2. Potser alguns efectes nocius que es creuen són produïts per aquest compost, són en realitat causats per l'àcid nítric, que pot produir-se per descomposició de l'àcid nitrós.
S'assenyala que el HNO 2 pot tenir efectes nocius sobre les vies respiratòries i ser capaç de produir símptomes d'irritació en els pacients asmàtics.
Sota la forma de nitrit de sodi, és reduït per la desoxihemoglobina, produint òxid nítric. Aquest és un potent vasodilatador que produeix relaxació de la musculatura llisa vascular, estimant-se en els humans una dosi LD50 de 35 mg / kg per al consum oral.
La toxicitat de l'nitrit de sodi es manifesta amb un col·lapse cardiovascular, seguit d'una hipotensió severa, a causa de l'acció vasodilatadora de l'òxid nítric, produït a partir de l'nitrit.
El diòxid de nitrogen, NO 2, present en l'aire contaminat (smog), sota determinades condicions pot originar l'àcid nitrós; el qual al seu torn, pot reaccionar amb les amines per formar nitrosamines, una gama de compostos cancerígens.
Una reacció semblant passa amb el fum de les cigarretes. S'ha trobat residus de nitrosamina adherits a l'revestiment interior de vehicles per a fumadors.
usos
Producció de sals diazoni
L'àcid nitrós és utilitzat en la indústria en la producció de sals diazoni, mitjançant la seva reacció amb les amines aromàtiques i fenols.
HNO 2 + ArNH 2 + H + => ARN = nar + H 2 O
Les sals de diazoni són usades en les reaccions de síntesi orgànica; per exemple, en la reacció de Sandmeyer. En aquesta reacció ocorre la substitució d'un grup amino (H 2 N-), en una amina aromàtica primària, pels grups Cl -, Br - i CN -. Per a l'obtenció d'aquests productes aromàtics es requereix de sals cuprosas.
Les sals de diazoni poden formar compostos azo brillants que es fan servir com a colorants i també serveixen com un test qualitatiu per detectar la presència d'amines aromàtiques.
Eliminació de la azida de sodi
L'àcid nitrós és usat per a l'eliminació de la azida de sodi (NaN 3), la qual és potencialment perillosa per la seva tendència a explotar.
2 NaN 3 + 2 HNO 2 => 3 N 2 + 2 NO + 2 NaOH
Síntesi d'oximes
L'àcid nitrós pot reaccionar amb grups cetònics per formar oximes. Aquestes poden ser oxidades per formar àcid carboxilos o reduïdes per a originar amines.
Aquest procés és usat en la preparació comercial de l'àcid adípic, monòmer usat en la producció de l'niló. També intervé en la producció de l'poliuretà i els seus èsters són plastificadores, principalment en el PVC.
Sota la seva forma salina
L'àcid nitrós, sota la forma de nitrit de sodi, s'utilitza en el tractament i conservació de la carn; ja que, prevé el creixement bacterià i és capaç de reaccionar amb la mioglobina, produint un color vermell fosc que fa a la carn més atractiva per al consum.
S'usa aquesta mateixa sal, conjuntament amb el tiosulfat de sodi, en el tractament intravenós d'un enverinament amb cianur de sodi.
referències
- Graham Solomons TW, Craig B. Fryhle. (2011). Organic Chemistry. Amines. (10 th edition.). Wiley Plus.
- Shiver & Atkins. (2008). Química Inorgànica. (Quarta edició). Mc Graw Hill.
- PubChem. (2019). Nitrous acid. Recuperat de: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
- Softschools. (2019). Nitrous acid. Recuperat de: Softschools.com
- Wikipedia. (2019). Nitrous acid. Recuperat de: en.wikipedia.org
- Royal Society of Chemistry. (2015). Nitrous acid. Recuperat de: chemspider.com
- New World Encyclopedia. (2015). Nitrous acid. Recuperat de: newworldencyclopedia.org
- DrugBank. (2019). Nitrous acid. Recuperat de: drugbank.ca
- Formulació Química. (2018). HNO 2. Recuperat de: formulacionquimica.com