Nitrition ist ein Ion, das aus einem Stickstoffatom und zwei Sauerstoffatomen besteht. Der Stickstoff in diesem Ion hat eine Ladung von +3, also ist die Ladung des gesamten Ions -1. Das Teilchen ist einwertig. Die Formel des Nitritions ist NO2-. Das Anion hat eine nichtlineare Konfiguration. Verbindungen, die dieses Teilchen enth alten, werden Nitrite genannt, zum Beispiel Natriumnitrit - NaNO2, Silbernitrit - AgNO2.
Physikalische und chemische Eigenschaften
Alkali-, Erdalkali- und Ammoniumnitrite sind farblose oder leicht gelbliche kristalline Substanzen. Kalium-, Natrium-, Bariumnitrite lösen sich gut in Wasser, Silber, Quecksilber, Kupfernitrite - schlecht. Mit steigender Temperatur nimmt die Löslichkeit zu. Fast alle Nitrite sind in Ethern, Alkoholen und Lösungsmitteln mit geringer Polarität schlecht löslich.
Tabelle. Physikalische Eigenschaften einiger Nitrite.
| Eigenschaft | Kaliumnitrit | Silbernitrit | Calciumnitrit | Bariumnitrit |
|
Tpl, °С |
440 |
120 (zerlegt) |
220 (zerlegt) |
277 |
|
∆H0rev, kJ/mol |
- 380, 0 | - 40, 0 | -766, 0 | - 785, 5 |
| S0298, J/(molK) | 117, 2 | 128, 0 | 175, 0 | 183, 0 |
| Lösung in Wasser, g in 100 g |
306, 7 (200C) |
0, 41 (250C) |
84, 5 (180C) |
67, 5 (200C) |
Nitrite sind nicht sehr hitzebeständig: Nur Alkalimetallnitrite schmelzen ohne Zersetzung. Als Folge der Zersetzung werden gasförmige Produkte freigesetzt - O2 , NO, N2, NO2und feste Substanzen - Metalloxid oder das Metall selbst. Beispielsweise geht die Zersetzung von Silbernitrit (bereits bei 40 °C) mit der Freisetzung von elementarem Silber und Stickoxid (II) einher:
2AgNO2=AgNO3 + Ag + NO↑
Da die Zersetzung unter Freisetzung großer Mengen von Gasen abläuft, kann die Reaktion z. B. bei Ammoniumnitrit explosiv sein.
Redoxeigenschaften
Das Stickstoffatom im Nitrition hat eine Zwischenladung von +3, weshalb sich Nitrite sowohl durch oxidierende als auch durch reduzierende Eigenschaften auszeichnen. Zum Beispiel entfärben Nitrite eine Lösung von Kaliumpermanganat in einer sauren Umgebung und zeigen EigenschaftenOxidationsmittel:
5KNO2 + 2KMnO4 +3H2SO4 =3H2O + 5KNO3 + 2MnSO4 + K 2SO4
Nitrit-Ionen zeigen die Eigenschaften eines Reduktionsmittels, z. B. bei einer Reaktion mit einer starken Lösung von Wasserstoffperoxid:
NO2- + H2O2=NEIN3- + H2O
Bei der Wechselwirkung mit Silberbromat (angesäuerte Lösung) ist das Reduktionsmittel Nitrit. Diese Reaktion wird in der chemischen Analyse verwendet:
2NO2- + Ag+ + BrO2 -=2NO3- + AgBr↓
Ein weiteres Beispiel für reduzierende Eigenschaften ist eine qualitative Reaktion auf das Nitrition - die Wechselwirkung farbloser Lösungen [Fe(H2O)6] 2+ mit angesäuerter Natriumnitritlösung mit Braunfärbung.
Theoretische Grundlagen des NO2-Nachweises¯
Salpetrige Säure disproportioniert beim Erhitzen zu Stickstoffmonoxid (II) und Salpetersäure:
HNO2 + 2HNO2=NEIN3- + H2O + 2NO↑ + H+
Daher kann salpetrige Säure nicht durch Kochen von Salpetersäure getrennt werden. Wie aus der Gleichung ersichtlich, verwandelt sich salpetrige Säure bei der Zersetzung teilweise in Salpetersäure, was zu Fehlern bei der Bestimmung des Nitratgeh alts führt.
Fast alle Nitrite lösen sich in Wasser, die am wenigsten lösliche dieser Verbindungen ist Silbernitrit.
Nitrit-Ion selbstEs ist farblos und wird daher durch Reaktionen zur Bildung anderer farbiger Verbindungen nachgewiesen. Auch die Nitrite ungefärbter Kationen sind farblos.
Qualitätsreaktionen
Nitrit-Ionen können auf verschiedene Weise qualitativ bestimmt werden.
1. Reaktion unter Bildung von K3[Co(NO2)6].
In ein Reagenzglas 5 Tropfen der nitrith altigen Testlösung, 3 Tropfen Kob altnitratlösung, 2 Tropfen Essigsäure (verdünnt), 3 Tropfen Kaliumchloridlösung geben. Hexanitrocob altat (III) K3[Co(NO2)6] wird gebildet - ein gelber Kristallin Präzipitat. Das Nitration in der Testlösung stört den Nitritnachweis nicht.
2. Jodidoxidationsreaktion.
Nitrit-Ionen oxidieren Jodid-Ionen im sauren Milieu.
2HNO2 + 2I- + 2H+ =2NO↑ + I 2↓ + 2H2O
Im Verlauf der Reaktion entsteht elementares Jod, das durch Stärkefärbung leicht nachweisbar ist. Dazu kann die Reaktion auf zuvor mit Stärke imprägniertem Filterpapier durchgeführt werden. Die Reaktion ist sehr sensibel. Die blaue Farbe erscheint auch in Gegenwart von Nitritspuren: Das Öffnungsminimum beträgt 0,005 mcg.
Filterpapier wird mit einer Stärkelösung getränkt, 1 Tropfen einer 2 N Essigsäurelösung, 1 Tropfen einer Versuchslösung, 1 Tropfen einer 0,1 N Kaliumjodidlösung werden dazugegeben. In Gegenwart von Nitrit erscheint ein blauer Ring oder Fleck. Der Nachweis wird durch andere Oxidationsmittel gestört, was zur Bildung von Jod führt.
3. Reaktion mit PermanganatKalium.
3 Tropfen Kaliumpermanganatlösung, 2 Tropfen Schwefelsäure (verdünnt) in ein Reagenzglas geben. Die Mischung muss auf 50-60 ° C erhitzt werden. Fügen Sie vorsichtig ein paar Tropfen Natrium- oder Kaliumnitrit hinzu. Die Permanganatlösung wird farblos. Andere in der Testlösung vorhandene Reduktionsmittel, die das Permanganation oxidieren können, stören den Nachweis von NO2-..
4. Reaktion mit Eisensulfat (II).
Eisensulfat reduziert Nitrit in saurem Milieu (verdünnte Schwefelsäure) zu Nitrat:
2KNO2 (TV) + 2H2SO4 (diff.) + 2FeSO4 (fest)=2NO↑ + K2SO4 + Fe2(SO4)3 + 2H2O
Das entstehende Stickoxid (II) bildet mit einem Überschuss an Fe2+ (die noch nicht reagiert haben) braune Komplexionen:
NO + Fe2+=[FeNO]2+
NO + FeSO4=[FeNO]SO4
Es ist zu beachten, dass Nitrite mit verdünnter Schwefelsäure und Nitrate mit konzentrierter Schwefelsäure reagieren. Daher ist verdünnte Säure erforderlich, um das Nitrit-Ion nachzuweisen.
5. Reaktion mit Antipyrin.
NO2- mit Antipyrin in saurem Medium ergibt eine grüne Lösung.
6. Reaktion mit Rivanol.
NO2-- mit Rivanol oder Ethacridin (I) in saurem Medium ergibt eine rote Lösung.
Quantitative Bestimmung des Nitritgeh alts in Wasser
Gemäß GOSTDer quantitative Geh alt an Nitritionen in Wasser wird mit zwei photometrischen Methoden bestimmt: mit Sulfanilsäure und mit 4-Aminobenzolsulfonamid. Die erste ist Arbitrage.
Aufgrund der Instabilität von Nitriten müssen diese unmittelbar nach der Probenahme bestimmt werden, oder die Proben können durch Zugabe von 1 ml Schwefelsäure (konzentriert) oder 2-4 ml Chloroform auf 1 Liter Wasser konserviert werden; Sie können die Probe auf 4 °C herunterkühlen.
Trübes oder gefärbtes Wasser wird mit Aluminiumhydroxid gereinigt, indem 2-3 ml Suspension auf 250-300 ml Wasser gegeben werden. Die Mischung wird geschüttelt, eine transparente Schicht wird nach Klärung zur Analyse entnommen.
Nitritbestimmung mit Sulfanilsäure
Das Wesen der Methode: Nitrite der analysierten Probe interagieren mit Sulfanilsäure, das entstehende Salz reagiert mit 1-Naphthylamin unter Freisetzung eines rotvioletten Azofarbstoffs, dessen Menge photometrisch bestimmt wird, dann die Konzentration von Nitrite in der Wasserprobe berechnet. 1-Naphthylamin und Sulfanilsäure und sind Bestandteil des Griess-Reagenzes.
Bestimmung von Nitritionen: Technik
Zu 50 ml einer Wasserprobe 2 ml einer Lösung von Griess-Reagenz in Essigsäure geben. Mischen und 40 Minuten bei Norm altemperatur oder 10 Minuten bei 50-60 °C im Wasserbad inkubieren. Die optische Dichte der Mischung wird dann gemessen. Als Blindprobe wird destilliertes Wasser verwendet, das ähnlich wie die Probe des analysierten Wassers aufbereitet wird. Die Nitritkonzentration wird nach folgender Formel berechnet:
X=K∙A∙50∙f / V, wobei: K der Koeffizient istKalibrierkennlinie, A ist der Sollwert der optischen Dichte der analysierten Wasserprobe abzüglich des Sollwertes der optischen Dichte der Blindprobe, 50 – Volumen Messkolben, f – Verdünnungsfaktor (wenn die Probe nicht verdünnt wurde, f=1), V ist das Volumen des zur Analyse entnommenen Aliquots.
Nitrite im Wasser
Woher kommen Nitritionen im Abwasser? Nitrite sind immer in geringen Mengen im Regenwasser, Oberflächen- und Grundwasser vorhanden. Nitrite sind ein Zwischenschritt bei der bakteriellen Umwandlung stickstoffh altiger Substanzen. Diese Ionen werden während der Oxidation des Ammoniumkations zu Nitraten (in Gegenwart von Sauerstoff) und bei den entgegengesetzten Reaktionen - der Reduktion von Nitraten zu Ammoniak oder Stickstoff (in Abwesenheit von Sauerstoff) - gebildet. Alle diese Reaktionen werden von Bakterien durchgeführt, und organisches Material ist die Quelle stickstoffh altiger Substanzen. Daher ist der quantitative Geh alt an Nitriten im Wasser ein wichtiger gesundheitlicher Indikator. Das Überschreiten der Normen des Nitritgeh alts weist auf eine fäkale Verschmutzung des Wassers hin. Das Eindringen von Abwässern aus Tierh altungsbetrieben, Fabriken, Industriebetrieben, die Verschmutzung von Gewässern mit Wasser aus Feldern, auf denen Stickstoffdünger verwendet wurden, sind die Hauptgründe für den hohen Nitritgeh alt im Wasser.
Empfangen
Industriell wird Natriumnitrit durch Absorption von nitrosem Gas (ein Gemisch aus NO und NO2) mit NaOH oder Na2 gewonnen CO Lösungen 3 gefolgt von Natriumnitrit-Kristallisation:
NEIN +NO2 + 2NaOH (k alt)=2NaNO2 + H2O
Die Reaktion in Gegenwart von Sauerstoff verläuft unter Bildung von Natriumnitrat, daher müssen anoxische Bedingungen geschaffen werden.
Kaliumnitrit wird nach dem gleichen Verfahren in der Industrie hergestellt. Außerdem kann Natrium- und Kaliumnitrit durch Oxidation von Blei mit Nitrat gewonnen werden:
KNO3 (Konz) + Pb (Schwamm) + H2O=KNO2+ Pb(OH)2↓
KNO3 + Pb=KNO2 + PbO
Die letzte Reaktion findet bei einer Temperatur von 350-400 °C statt.
