- Struktura kyseliny dusičné
- Vlastnosti
- Chemická jména
- Fyzický popis
- Molekulární váha
- Disociační konstanta
- Bod tání
- Bod varu
- Tvorba soli
- Požární potenciál
- Rozklad
- Redukční činidlo
- Oxidační činidlo
- Nomenklatura
- Syntéza
- Rizika
- Aplikace
- Výroba diazoniových solí
- Eliminace azidu sodného
- Syntéza oximů
- Ve své solné formě
- Reference
Kyseliny dusité je slabá kyselina anorganická, chemický vzorec HNO 2. Nachází se hlavně ve vodném roztoku s bledě modrou barvou. Je velmi nestabilní a rychle se rozkládá na oxid dusnatý, NO a kyselinu dusičnou, HNO 3.
Obvykle se nachází ve vodném roztoku ve formě dusitanů. Pochází také přirozeně z atmosféry v důsledku reakce oxidu dusnatého s vodou. Tam konkrétně, v troposféře, zasahuje do regulace koncentrace ozonu kyselina dusitá.
Roztok kyseliny dusičné v kádince. Zdroj: Nebyl poskytnut žádný strojově čitelný autor. Šílený vědec ~ commonswiki převzal (na základě nároků na autorská práva).
Výše uvedený obrázek ukazuje roztok HNO 2, kde je vidět charakteristická světle modrá barva této kyseliny. Je syntetizován rozpuštěním dusíku oxid, N 2 O 3, ve vodě. Podobně je to produkt okyselení roztoků dusitanu sodného při nízkých teplotách.
HNO 2 má malé komerční využití, používá se ve formě dusitanů při konzervování masa. Na druhé straně se používá při výrobě azofarbiv.
Používá se spolu s thiosíranem sodným při léčbě pacientů s otravou kyanidem sodným. Je to však mutagenní činidlo a předpokládá se, že může způsobit substituce v bázích řetězců DNA oxidační deaminací cytosinu a adeninu.
Kyselina dusitá má dvojí chování, protože se může chovat jako oxidační činidlo nebo jako redukční činidlo; to znamená, že může být snížena na NO nebo N 2, nebo oxidovány na HNO 3.
Struktura kyseliny dusičné
Cis (vlevo) a trans (vpravo) isomery s příslušnými molekulárními strukturami HNO2. Zdroj: Ben Mills.
Horní obrázek ukazuje molekulární strukturu kyseliny dusičné pomocí modelu koule a tyče. Atom dusíku (modrá koule) je umístěn ve středu struktury a tvoří dvojnou vazbu (N = O) a jednoduchou vazbu (NO) s atomy kyslíku (červené koule).
Povšimněte si, že atom vodíku (bílá koule) je vázán k jednomu z kyslíků a ne přímo k dusíku. Takže, když to víme, strukturální vzorec HNO 2 je nebo, a taková vazba HN neexistuje (protože chemický vzorec může vést k přemýšlení).
Molekuly na obrázku odpovídají molekulám plynné fáze; ve vodě jsou obklopeny molekulami vody, které mohou slabě přijímat ionty vodíku za vzniku iontů NO 2 - a H 3 O +.
Jejich struktury mohou mít dvě formy: cis nebo trans, nazývané geometrické izomery. V cis izomeru je atom H zatměněn sousedním atomem kyslíku; zatímco v trans isomeru jsou oba v protisměrné nebo opačné poloze.
V cis izomeru je pravděpodobné vytvoření intramolekulárního vodíkového můstku (OH-NO), který může rušit intermolekulární můstky (ONOH-ONOH).
Vlastnosti
Chemická jména
-Nitrous kyselina
-Dioxonitric acid (III)
-Nitrosylhydroxy
-Hydroxydoxydonitrogen (systematický název IUPAC)
Fyzický popis
Bledě modrá kapalina odpovídající roztoku dusitanu.
Molekulární váha
47,013 g / mol.
Disociační konstanta
Je to slabá kyselina. Jeho pKa je 3,35 při 25 ° C.
Bod tání
Je známo pouze v řešení. Proto nelze vypočítat jeho teplotu tání ani izolovat krystaly.
Bod varu
Protože neexistuje čistě, ale ve vodě, není měření této vlastnosti přesné. Na jedné straně to závisí na koncentraci HNO 2 a na druhé straně jeho zahřívání způsobuje jeho rozklad. Přesný bod varu se proto neuvádí.
Tvorba soli
Vytváří ve vodě rozpustné dusitany s Li +, Na +, K +, Ca 2+, Sr 2+, Ba 2+. Nevytváří však soli s vícemocnými kationty, jako jsou: Al 3+ a / nebo Be 2+ (kvůli vysoké hustotě náboje). Je schopen tvořit stabilní estery s alkoholy.
Požární potenciál
Je hořlavý chemickými reakcemi. Při kontaktu s chloridem fosforečným může explodovat.
Rozklad
Je to velmi nestabilní sloučenina a ve vodném roztoku se rozkládá na oxid dusnatý a kyselinu dusičnou:
2 HNO 2 => NO 2 + NO + H 2 O
4 HNO 2 => 2 HNO 3 + N 2 O + H 2 O
Redukční činidlo
Kyselina dusitá ve vodném roztoku se vyskytuje ve formě dusitanových iontů, NO 2 -, které podléhají různým redukčním reakcím.
Reaguje s ionty I - a Fe 2+ ve formě dusitanu draselného za vzniku oxidu dusnatého:
2 KNO 2 + KI + H 2 SO 4 => I 2 + 2 NO + 2 H 2 O + K 2 SO 2
Dusitan draselný v přítomnosti iontů cínu je redukován na oxid dusný:
KNO 2 + 6 HCl + 2 SnCl 2 => 2 SnCl 4 + N 2 O + 3 H 2 O + 2 KCl
Dusitan draselný je redukován Zn v alkalickém prostředí za vzniku amoniaku:
5 H 2 O + KNO 2 + 3 Zn => NH 3 + KOH + 3 Zn (OH) 2
Oxidační činidlo
Kromě toho, že se jedná o redukční činidlo, může kyselina dusitá zasahovat do oxidačních procesů. Například: oxiduje sirovodík a přeměňuje se na oxid dusnatý nebo amoniak, v závislosti na kyselosti média, ve kterém reakce probíhá.
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
Kyselina dusitá v kyselém prostředí pH může oxidovat jodidový ion na jod.
HNO 2 + I - + 6 H + => 3 I 2 + NH 3 + 2 H 2 O
Může také působit jako redukční činidlo působící na Cu 2+ a způsobovat kyselinu dusičnou.
Nomenklatura
HNO 2 může mít i jiné názvy, které závisí na typu nomenklatury. Kyselina dusitá odpovídá tradiční nomenklatuře; kyselina dioxonitronová (III), podle skladové nomenklatury; a hydrogen-dioxonitan (III), do systematického systému.
Syntéza
Kyselina dusitá může být syntetizována rozpuštěním oxidu dusnatého ve vodě:
N 2 O 3 + H 2 O => 2 HNO 2
Další způsob přípravy se skládá z reakce dusitanu sodného, NaNO 3, s minerálními kyselinami; jako je kyselina chlorovodíková a kyselina bromovodíková. Reakce se provádí při nízké teplotě a kyselina dusitá se spotřebuje in situ.
NaNO 3 + H + => HNO 2 + Na +
H + ion pochází buď z HCI nebo HBr.
Rizika
Vzhledem k jeho vlastnostem a chemickým vlastnostem existuje jen málo informací o přímých toxických účincích HNO 2. Možná, že některé škodlivé účinky, o nichž se předpokládá, že jsou vyvolány touto sloučeninou, jsou ve skutečnosti způsobeny kyselinou dusičnou, která může být způsobena rozpadem kyseliny dusičné.
Je třeba poznamenat, že HNO 2 může mít škodlivé účinky na dýchací cesty a být schopen vyvolat dráždivé příznaky u astmatických pacientů.
Ve formě dusitanu sodného je redukován deoxyhemoglobinem, čímž vzniká oxid dusnatý. Jedná se o silný vazodilatátor, který produkuje relaxaci hladkých svalů cév, odhadující dávku LD50 35 mg / kg pro orální spotřebu u lidí.
Toxicita dusitanu sodného se projevuje kardiovaskulárním kolapsem, po kterém následuje těžká hypotenze způsobená vazodilatačním účinkem oxidu dusnatého, produkovaného z dusitanu.
Oxid dusičitý, NO 2, přítomný ve znečištěném vzduchu (smog), za určitých podmínek může vést ke vzniku kyseliny dusité; které zase mohou reagovat s aminy za vzniku nitrosaminů, gama karcinogenních sloučenin.
Podobná reakce nastává s cigaretovým kouřem. Bylo zjištěno, že zbytky nitrosaminů ulpívají na vnitřním obložení kuřáckých vozidel.
Aplikace
Výroba diazoniových solí
Kyselina dusitá se v průmyslu používá při výrobě diazoniových solí reakcí s aromatickými aminy a fenoly.
HNO 2 + ArNH 2 + H + => ArN = NAr + H 2 O
Diazoniové soli se používají při reakcích organické syntézy; například v Sandmeyerově reakci. V této reakci, substituce amino skupiny (H 2 N), do primárního aromatického aminu, skupinami Cl -, Br - a CN - dochází. K získání těchto aromatických produktů jsou nutné měďnaté soli.
Diazoniové soli mohou tvořit jasné azosloučeniny, které se používají jako barviva a také slouží jako kvalitativní test na přítomnost aromatických aminů.
Eliminace azidu sodného
Kyselina dusitá se používá k eliminaci azidu sodného (NaN 3), což je potenciálně nebezpečné vzhledem ke své tendenci k výbuchu.
2 NaN 3 + 2 HNO 2 => 3 N 2 + 2 NO + 2 NaOH
Syntéza oximů
Kyselina dusitá může reagovat s ketonovými skupinami za vzniku oximů. Ty mohou být oxidovány za vzniku karboxylových kyselin nebo redukovány za vzniku aminů.
Tento postup se používá v komerční přípravě kyseliny adipové, monomeru použitého při výrobě nylonu. Podílí se také na výrobě polyuretanu a jeho estery jsou změkčovadla, zejména v PVC.
Ve své solné formě
Kyselina dusitá ve formě dusitanu sodného se používá k ošetření a konzervování masa; protože zabraňuje růstu bakterií a je schopen reagovat s myoglobinem, čímž vytváří tmavě červenou barvu, díky níž je maso pro spotřebu atraktivnější.
Stejná sůl se používá ve spojení s thiosíranem sodným k intravenózní léčbě otravy kyanidem sodným.
Reference
- Graham Solomons TW, Craig B. Fryhle. (2011). Organická chemie. Amines. (10 th edition.). Wiley Plus.
- Shiver & Atkins. (2008). Anorganická chemie. (Čtvrté vydání). Mc Graw Hill.
- PubChem. (2019). Kyselina dusitá. Obnoveno z: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
- Softschools. (2019). Kyselina dusitá. Obnoveno z: Softschools.com
- Wikipedia. (2019). Kyselina dusitá. Obnoveno z: en.wikipedia.org
- Královská společnost chemie. (2015). Kyselina dusitá. Obnoveno z: chemspider.com
- Nová světová encyklopedie. (2015). Kyselina dusitá. Obnoveno z: newworldencyclopedia.org
- DrugBank. (2019). Kyselina dusitá. Obnoveno z: drugbank.ca
- Chemická formulace. (2018). HNO 2. Obnoveno z: formulacionquimica.com