Propriétés des nitrites, structure, nomenclature, formation

Les nitrites Ce sont tous ces composés qui contiennent des anions₂^-, S'ils sont inorganiques, ou le groupe -ono, s'ils sont organiques. La grande majorité sont des nitrites métalliques, qui sont des sels inorganiques où non₂^- interagir électrostatiquement avec les cations Cⁿ⁺; Par exemple, le cation sodium, na⁺.

Ainsi, nitrite de sodium, nano₂, C'est un exemple de composé de sel ou de nitrite. Ces sels se trouvent dans la nature, soit dans les sols, les mers, les mammifères et les tissus végétaux, car ils font partie du cycle biologique de l'azote. Par conséquent, non₂^- C'est une substance présente dans nos organismes et est liée aux processus vasodilatateurs.

Espace plein d'anion nitrite. Source: Benjah-bmm27.

Le nitrite devient une forme plus petite d'azote, ou moins oxydé, que le nitrate, pas₃^-. L'oxyde nitrique en produit, non dans les régions de l'organisme où il y a une carence en oxygène. Il n'est pas une molécule de signalisation qui exerce un effet vasodilatateur en relaxant les muscles et les artères.

De la biochimie et de la médecine, les nitrites sont utilisés comme bactéricides, étant leur agrégation à des viandes assez courantes. Ceci dans le but de les guérir et d'étendre leur qualité et leur fraîcheur plus longtemps.

Le nitrite a deux visages: un bénéfique pour la santé, et un autre qui le met en danger. Le bon visage est précisément dû aux réactions qui la réduisent à ne pas. Pendant ce temps, le mauvais visage est dû à sa transformation en nitrosamine: une famille de composés organiques qui ont plusieurs membres qui ont été reconnus comme des substances cancérigènes.

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Propriétés des nitrites

Basicité

Les nitrites sont des sels de base, car l'anion ne₂^- C'est la base conjuguée de l'acide nitreux, HNO₂:

HNO₂ + H₂Ou ⇌ non₂^- + H₃SOIT⁺

Dans l'eau et en quelques quantités, il est hydrolysé pour créer des ions OH^-:

NON₂^- + H₂Ou ⇌ hno₂ + Oh^-

Cette basicité est intrinsèque pour tous les sels de nitrite, car cela dépend de ne pas₂^- Et pas des cations qui l'accompagnent. Cependant, ces cations et leurs interactions avec le non₂^- Ils affectent les solubilités des sels de nitrite dans l'eau et d'autres solvants polaires.

Réactions

Les réactions des nitrites varient en fonction des cations accompagnées du non₂^-, ou que ce soit un nitrite organique, Rono. En termes généraux, les nitrites peuvent se décomposer, oxyder ou réduire à: les oxydes métalliques, pas₃^-, NON₂, Non, et même azote gazeux, n₂.

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Par exemple, nitrite d'ammonium, NH₄NON₂ peut se décomposer à n₂ et h₂SOIT.

Apparences physiques

Presque tous les nitrites sont des solides d'apparence cristalline. Beaucoup sont des couleurs blanchâtres ou jaunâtres, bien qu'il y ait coloré s'ils contiennent des cations de métaux de transition.

D'un autre côté, la plupart des nitrites organiques sont des liquides volatils très instables et explosifs.

Structure

Anion nitrite

Structures de résonance anion nitrite. Source: NOHINGERURIUS / Pub Domaine

Dans la première image, l'anion nitrite a été montré avec un modèle d'espace complet. Ce modèle présente l'inconvénient qui est exactement le même que celui du dioxyde d'azote, non₂. D'un autre côté, l'image supérieure décrit mieux l'anion nitrite et comment sa charge négative se comporte.

Cette charge est déplacée entre les deux atomes d'oxygène, donc chacun a la moitié de ladite charge négative (-1/2). Et c'est ce fardeau négatif responsable d'attirer les cations environnantes en raison d'une simple attraction électrostatique.

Solides

Les nitrites inorganiques sont tous des composés solides cristallins. Ses interactions sont purement électrostatiques, ayant une attraction entre le non₂^- et cations mⁿ⁺. Ainsi, par exemple, le nano₂ Il a une structure cristalline ortorrombique et est formé par des ions na⁺ et non₂^-.

Le type de structure cristalline dépendra de l'identité de m⁺ⁿ, Donc tous les nitrites ne partagent pas une structure ortorrombique.

Nitrites organiques

Les nitrites organiques, contrairement aux inorganiques, ne sont pas des composés ioniques mais covalents. Ils sont donc formés de molécules, qui se caractérisent par une liaison R-Aon, où R peut être un groupe alkyle ou aromatique.

Ils sont considérés comme des esters d'acide nitreux, car leur hydrogène, H-Don, est remplacé par un groupe R:

Formule générale pour un nitrite organique. Source: Pngbot via Wikipedia.

Selon l'image supérieure, cet ester pourrait être écrit comme Rum = O, très similaire à la formule des esters de carbone, roc = o. Notez la grande ressemblance que cette structure a avec celle des composés nitro, RNO₂, où maintenant le lien principal est r-non₂ Et pas r-Dono. La seule différence réside donc dans l'atome avec lequel il rejoint₂ au groupe R.

C'est pour cette raison que les esters de nitrite et les composés nitro sont considérés comme des isomères de liaison, car ils ont les mêmes atomes, mais liés différemment.

Complexe

Les complexes de nitrite peuvent avoir à la fois des composants inorganiques et organiques. Ils forment un lien de coordination entre un centre métallique et l'un des no oxygène₂^-. C'est-à-dire qu'il n'y a pas de question d'une interaction purement électrostatique, mⁿ⁺NON₂^-, mais de coordination mⁿ⁺-OU NON^-.

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Les nitrites organiques et leurs complexes établiront ou non des structures cristallines selon que leurs interactions parviennent à régler leurs particules dans l'espace.

Nomenclature

Les nitrites inorganiques et organiques partagent une nomenclature considérablement simple. Pour les nommer, les mots «nitrite de», suivis du nom du métal et de sa valence écrits entre parenthèses sont placés en premier. De même, les terminaisons -co et -s donc dans le cas où plus d'un Valencia peut être utilisé.

Par exemple, le Cuno₂ Peut être nommé de deux manières: nitrite de cuivre (i) ou nitrite cuprous.

Cette règle de nomenclature s'applique également aux nitrites organiques. Par exemple, Cho₃Ono est appelé méthilo nitrito, parce que ch₃ correspond au groupe R lié au non d'oxygène₂.

La nomenclature peut devenir compliquée s'il existe d'autres groupes de pertinence chimique égale ou supérieure que le non₂, ou si ce sont des complexes métalliques.

Entraînement

Nitrification

De nombreux nitrites inorganiques se forment dans la nature dans l'une des étapes du cycle d'azote: la nitrification. Ce processus consiste en l'oxydation de l'ammoniac réalisé par des micro-organismes, en particulier par les bactéries de Nitrosomonas.

La nitrification couvre également l'oxydation ultérieure du nitrate en nitrate; Cependant, la formation de nitrite est le pas lent de ces réactions, car elle nécessite une plus grande énergie et doit surmonter une plus grande barrière cinétique.

L'équation suivante illustre le nouvel exposé:

2nh₄⁺   +   3e₂    → 2No₂^-  +   4h⁺     +    2h₂SOIT

Plusieurs enzymes participent à cette réaction et l'hydroxylamine est produite, NH₂Oh, qui est le produit à partir duquel les anions nitrite proviendront enfin.

C'est grâce à la nitrification que les plantes contiennent des nitrites, et à son tour, les animaux qui les consomment. Les nitrites sont non seulement présents dans le sol, mais aussi dans les mers, et presque toute leur production naturelle est due à l'action oxydative et anaérobie de divers micro-organismes.

Oxydes d'azote dans les milieux de base

Les nitrites des métaux alcalins peuvent être préparés industriellement en bubbing d'oxydes d'azote dans des solutions de base ou des milieux, soit à partir de leurs hydroxydes ou carbonates respectifs. Par exemple, le nitrite de sodium se produit selon la réaction suivante:

Non + non₂  +   Naoh → 2nano₂   +   H₂SOIT

Dans le cas du nitrite d'ammonium, le trioxyde de dyitrogen est bouillonnant dans l'ammoniac:

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2nh₃   +   H₂Ou + n₂SOIT₃   → 2NH₄NON₂

Réaction avec l'oxyde nitrique

Les nitrites alquilico, Rono, peuvent être synthétisés par réaction. La réaction générale serait la suivante:

R-OH → R-AON

Application Nitrites

Durcissement de la viande

La couleur rougeâtre de la viande est due à son remède avec des sels de nitrate et du nitrate. Source: pxhere.

Les nitrites ont des effets antibactériens, ils sont donc ajoutés en quantités modérées à la viande pour ralentir leur pourriture. En plus de remplir cette fonction, ils réagissent avec les protéines de viande pour leur accorder une coloration plus rougeâtre et attrayante.

Le mauvais côté de cette pratique est que certaines viandes peuvent avoir trop de sels de nitrite, et lorsqu'ils les cuisent à des températures élevées, elles se transforment en nitrosoamine. Par conséquent, il existe un risque d'augmenter les chances de contracter un certain type de cancer si la consommation de ces viandes salées est excessive.

Colorants à tige

Les nitrites sont utilisés en chimie organique pour effectuer la réaction de diazotation, avec laquelle les colorants ou les colorants sont synthétisés.

Pigments

Certains complexes de nitrite, comme le cobalt, peuvent être utilisés comme pigments pour les peintures ou la porcelaine en raison de leurs colorations frappantes.

Vasodilatateur

Les nitrites sont responsables de la génération d'oxyde nitrique dans le corps dans les régions déficientes en oxygène. Il n'est pas une molécule de signalisation, qui répond aux vaisseaux sanguins se détendant et se développant. Cette expansion ou cette dilatation a en conséquence que la pression artérielle diminue.

Exemples de nitrites

Enfin, quelques exemples de nitrites seront répertoriés avec leurs formules et noms respectifs:

-Grand frère₂: nitrite de sodium

-Kno₂: nitrite de potassium

-Mg (non₂)₂: Nitrite de magnésium

-Bec₂)₂: nitrite de calcium

-Ch₃Ch₂Ono: nitrite d'éthyle

-NH₄NON₂: nitrite d'ammonium

-Zn (non₂)₂: nitrite de zinc

-PB (non₂)₂: Nitrite de plomb (II) ou nitrite en plombose

-Foi (non₂)₃: Nitrite de fer (III) ou nitrite ferrique

-(Ch₃)₂Chch₂Ch₂Ono: Isoamilo nitrito

Les références

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