L'ion nitrite est un ion composé d'un atome d'azote et de deux atomes d'oxygène. L'azote dans cet ion a une charge de +3, donc la charge de l'ion entier est de -1. La particule est univalente. La formule de l'ion nitrite est NO2-. L'anion a une configuration non linéaire. Les composés contenant cette particule sont appelés nitrites, par exemple le nitrite de sodium - NaNO2, le nitrite d'argent - AgNO2.
Propriétés physiques et chimiques
Les nitrites alcalins, alcalino-terreux et d'ammonium sont des substances cristallines incolores ou légèrement jaunâtres. Les nitrites de potassium, de sodium et de baryum se dissolvent bien dans l'eau, l'argent, le mercure, les nitrites de cuivre - mal. Lorsque la température augmente, la solubilité augmente. Presque tous les nitrites sont peu solubles dans les éthers, les alcools et les solvants à faible polarité.
Table. Caractéristiques physiques de certains nitrites.
| Caractéristique | Nitrite de potassium | Nitrite d'argent | Nitrite de calcium | Nitrite de baryum |
|
Tpl, °С |
440 |
120 (décomposé) |
220 (décomposé) |
277 |
|
∆H0rev, kJ/mol |
- 380, 0 | - 40, 0 | -766, 0 | - 785, 5 |
| S0298, J/(molK) | 117, 2 | 128, 0 | 175, 0 | 183, 0 |
| Solution dans l'eau, g dans 100 g |
306, 7 (200C) |
0, 41 (250C) |
84, 5 (180C) |
67, 5 (200C) |
Les nitrites sont peu résistants à la chaleur: seuls les nitrites de métaux alcalins fondent sans se décomposer. À la suite de la décomposition, des produits gazeux sont libérés - O2 , NO, N2, NO2, et substances solides - oxyde métallique ou métal lui-même. Par exemple, la décomposition du nitrite d'argent (déjà à 40°C) s'accompagne de la libération d'argent élémentaire et d'oxyde d'azote (II):
2AgNO2=AgNO3 + Ag + NO↑
Parce que la décomposition se poursuit avec la libération d'une grande quantité de gaz, la réaction peut être explosive, par exemple, dans le cas du nitrite d'ammonium.
Propriétés redox
L'atome d'azote dans l'ion nitrite a une charge intermédiaire de +3, c'est pourquoi les nitrites se caractérisent à la fois par des propriétés oxydantes et réductrices. Par exemple, les nitrites décolorent une solution de permanganate de potassium dans un environnement acide, montrant des propriétéscomburant:
5KNO2 + 2KMnO4 +3H2SO4 =3H2O + 5KNO3 + 2MnSO4 + K 2SO4
Les ions nitrite présentent les propriétés d'un agent réducteur, par exemple lors d'une réaction avec une solution concentrée de peroxyde d'hydrogène:
NON2- + H2O2=NON3- + H2O
L'agent réducteur est le nitrite lorsqu'il interagit avec le bromate d'argent (solution acidifiée). Cette réaction est utilisée en analyse chimique:
2NO2- + Ag+ + BrO2 -=2NO3- + AgBr↓
Un autre exemple de propriétés réductrices est une réaction qualitative à l'ion nitrite - l'interaction de solutions incolores [Fe(H2O)6] 2+ avec une solution acidifiée de nitrite de sodium à coloration brune.
Fondements théoriques de la détection de NO2¯
L'acide nitreux, lorsqu'il est chauffé, se disproportionne pour former de l'oxyde nitrique (II) et de l'acide nitrique:
HNO2 + 2HNO2=NON3- + H2O + 2NO↑ + H+
Par conséquent, l'acide nitreux ne peut pas être séparé de l'acide nitrique par ébullition. Comme le montre l'équation, l'acide nitreux, en se décomposant, se transforme partiellement en acide nitrique, ce qui entraînera des erreurs dans la détermination de la teneur en nitrates.
Presque tous les nitrites se dissolvent dans l'eau, le moins soluble de ces composés est le nitrite d'argent.
L'ion nitrite lui-mêmeil est incolore, il est donc détecté par des réactions de formation d'autres composés colorés. Les nitrites des cations non colorés sont également incolores.
Réactions de qualité
Il existe plusieurs méthodes qualitatives pour déterminer les ions nitrites.
1. Réaction formant K3[Co(NO2)6].
Dans un tube à essai, mettez 5 gouttes de la solution à tester contenant du nitrite, 3 gouttes de solution de nitrate de cob alt, 2 gouttes d'acide acétique (dilué), 3 gouttes de solution de chlorure de potassium. L'hexanitrocob altate (III) K3[Co(NO2)6] se forme - un cristallin jaune précipité. L'ion nitrate dans la solution d'essai n'interfère pas avec la détection des nitrites.
2. Réaction d'oxydation de l'iodure.
Les ions nitrite oxydent les ions iodure dans un environnement acide.
2HNO2 + 2I- + 2H+ =2NO↑ + I 2↓ + 2H2O
Au cours de la réaction, de l'iode élémentaire se forme, ce qui est facilement détecté par la coloration à l'amidon. Pour ce faire, la réaction peut être réalisée sur du papier filtre préalablement imprégné d'amidon. La réponse est très sensible. La couleur bleue apparaît même en présence de traces de nitrites: le minimum d'ouverture est de 0,005 mcg.
Le papier filtre est imprégné d'une solution d'amidon, 1 goutte d'une solution 2N d'acide acétique, 1 goutte d'une solution expérimentale, 1 goutte d'une solution 0,1N d'iodure de potassium y sont ajoutées. En présence de nitrite, un anneau ou une tache bleue apparaît. La détection est gênée par d'autres oxydants conduisant à la formation d'iode.
3. Réaction avec le permanganatepotassium.
Placez 3 gouttes de solution de permanganate de potassium, 2 gouttes d'acide sulfurique (dilué) dans un tube à essai. Le mélange doit être chauffé à 50-60 ° C. Ajouter délicatement quelques gouttes de nitrite de sodium ou de potassium. La solution de permanganate devient incolore. D'autres agents réducteurs présents dans la solution d'essai, capables d'oxyder l'ion permanganate, interféreront avec la détection de NO2-..
4. Réaction avec le sulfate de fer (II).
Le sulfate ferreux réduit les nitrites en nitrates en milieu acide (acide sulfurique dilué):
2KNO2 (TV) + 2H2SO4 (diff.) + 2FeSO4 (solide)=2NO↑ + K2SO4 + Fe2(SO4)3 + 2H2O
L'oxyde nitrique résultant (II) forme avec un excès de Fe2+ (qui n'ont pas encore réagi) des ions complexes bruns:
NO + Fe2+=[FeNO]2+
NO + FeSO4=[FeNO]SO4
Il convient de noter que les nitrites réagiront avec l'acide sulfurique dilué et que les nitrates réagiront avec l'acide sulfurique concentré. Par conséquent, c'est de l'acide dilué qui est nécessaire pour détecter l'ion nitrite.
5. Réaction avec l'antipyrine.
NO2- avec de l'antipyrine en milieu acide donne une solution verte.
6. Réaction avec le rivanol.
NO2-- avec du rivanol ou de l'éthacridine (I) en milieu acide donne une solution rouge.
Détermination quantitative de la teneur en nitrite dans l'eau
Selon GOSTla teneur quantitative en ions nitrites dans l'eau est déterminée par deux méthodes photométriques: à l'aide d'acide sulfanilique et à l'aide de 4-aminobenzènesulfonamide. Le premier est l'arbitrage.
En raison de l'instabilité des nitrites, ils doivent être déterminés immédiatement après l'échantillonnage, ou les échantillons peuvent être conservés en ajoutant 1 ml d'acide sulfurique (concentré) ou 2 à 4 ml de chloroforme à 1 litre d'eau; vous pouvez refroidir l'échantillon jusqu'à 4 °C.
L'eau trouble ou colorée est nettoyée avec de l'hydroxyde d'aluminium en ajoutant 2-3 ml de suspension pour 250-300 ml d'eau. Le mélange est secoué, une couche transparente est prélevée pour analyse après clarification.
Détermination de la teneur en nitrite avec l'acide sulfanilique
L'essence de la méthode: les nitrites de l'échantillon analysé interagissent avec l'acide sulfanilique, le sel résultant réagit avec la 1-naphtylamine avec la libération d'un colorant azoïque rouge-violet, sa quantité est déterminée par photométrie, puis la concentration de les nitrites dans l'échantillon d'eau sont calculés. 1-naphtylamine et acide sulfanilique et font partie du réactif de Griess.
Détermination des ions nitrites: technique
À 50 ml d'un échantillon d'eau, ajouter 2 ml d'une solution de réactif de Griess dans l'acide acétique. Mélanger et incuber 40 minutes à température normale ou 10 minutes à 50-60°C au bain-marie. La densité optique du mélange est ensuite mesurée. En tant qu'échantillon à blanc, de l'eau distillée est utilisée, qui est préparée de la même manière que l'échantillon d'eau analysée. La concentration de nitrites est calculée par la formule:
X=K∙A∙50∙f / V, où: K est le coefficientcaractéristique d'étalonnage, A est la valeur de consigne de la densité optique de l'échantillon d'eau analysé moins la valeur de consigne de la densité optique de l'échantillon à blanc, 50 – volume de la fiole jaugée, f – facteur de dilution (si l'échantillon n'a pas été dilué, f=1), V est le volume de l'aliquot prélevé pour analyse.
Nitrites dans l'eau
D'où viennent les ions nitrites dans les eaux usées ? Les nitrites sont toujours présents en petites quantités dans les eaux pluviales, de surface et souterraines. Les nitrites sont une étape intermédiaire dans les transformations des substances azotées effectuées par les bactéries. Ces ions se forment lors de l'oxydation du cation ammonium en nitrates (en présence d'oxygène) et dans les réactions opposées - la réduction des nitrates en ammoniac ou en azote (en l'absence d'oxygène). Toutes ces réactions sont réalisées par des bactéries et la matière organique est la source de substances contenant de l'azote. Par conséquent, la teneur quantitative en nitrites de l'eau est un indicateur sanitaire important. Le dépassement des normes de teneur en nitrite indique une pollution fécale de l'eau. La pénétration des eaux de ruissellement provenant des élevages, des usines, des entreprises industrielles, la pollution des masses d'eau par l'eau des champs où des engrais azotés ont été utilisés sont les principales raisons de la teneur élevée en nitrites de l'eau.
Recevoir
Dans l'industrie, le nitrite de sodium est obtenu par absorption de gaz nitreux (un mélange de NO et NO2) avec NaOH ou Na2 CO solutions 3 suivies d'une cristallisation de nitrite de sodium:
NON +NO2 + 2NaOH (froid)=2NaNO2 + H2O
La réaction en présence d'oxygène procède à la formation de nitrate de sodium, il faut donc prévoir des conditions anoxiques.
Le nitrite de potassium est produit par la même méthode dans l'industrie. De plus, le nitrite de sodium et de potassium peut être obtenu en oxydant le plomb avec du nitrate:
KNO3 (conc) + Pb (éponge) + H2O=KNO2+ Pb(OH)2↓
KNO3 + Pb=KNO2 + PbO
La dernière réaction a lieu à une température de 350-400 °C.
