أيون النتريت: الخصائص الفيزيائية والكيميائية ، الصيغة ، التحضير

2024 مؤلف: Angel Austin | [email protected]. آخر تعديل: 2024-01-18 03:56

أيون النتريت هو أيون يتكون من ذرة نيتروجين واحدة وذرتين من الأكسجين. شحنة النيتروجين في هذا الأيون تساوي +3 ، لذا فإن شحنة الأيون بالكامل هي -1. الجسيم أحادي التكافؤ. صيغة أيون النتريت هي NO₂^-. الأنيون له تكوين غير خطي. تسمى المركبات التي تحتوي على هذا الجسيم النيتريت ، على سبيل المثال نتريت الصوديوم - NaNO₂، نتريت الفضة - AgNO_2.

الخصائص الفيزيائية والكيميائية

القلويات والأتربة القلوية ونتريت الأمونيوم مواد بلورية عديمة اللون أو صفراء قليلاً. يذوب البوتاسيوم والصوديوم ونتريت الباريوم جيدًا في الماء والفضة والزئبق ونتريت النحاس - بشكل سيئ. مع زيادة درجة الحرارة ، تزداد قابلية الذوبان. جميع النتريتات تقريبًا ضعيفة الذوبان في الإيثرات والكحولات والمذيبات منخفضة القطبية.

الجدول. الخصائص الفيزيائية لبعض النتريت

مميزة	نتريت البوتاسيوم	نتريت الفضة	نتريت الكالسيوم	نتريت الباريوم
Tpl، ° С	440	120 (متحللة)	220 (متحللة)	277
∆H0rev،kJ / mol	- 380 ، 0	- 40 ، 0	-766، 0	- 785، 5
S0298 ، J / (molK)	117، 2	128، 0	175، 0	183، 0
محلول في الماء ، غرام في 100 غرام	306، 7 (200C)	0، 41 (250C)	84، 5 (180C)	67، 5 (200C)

النتريت ليست شديدة المقاومة للحرارة: فقط نيتريت الفلزات القلوية تذوب دون تحلل. نتيجة التحلل ، يتم إطلاق المنتجات الغازية - O₂، لا ، N₂، لا_{2والمواد الصلبة - أكسيد الفلز أو المعدن نفسه. على سبيل المثال ، تحلل نتريت الفضة (بالفعل عند 40 درجة مئوية) يكون مصحوبًا بإطلاق عنصر الفضة وأكسيد النيتروجين (II):}

2AgNO₂=AgNO_{3+ Ag + NO ↑}

نظرًا لاستمرار التحلل مع إطلاق كمية كبيرة من الغازات ، فقد يكون التفاعل متفجرًا ، على سبيل المثال ، في حالة نتريت الأمونيوم.

خصائص الأكسدة والاختزال

ذرة النيتروجين في أيون النتريت لها شحنة وسيطة من +3 ، ولهذا السبب تتميز النيتريت بخصائص مؤكسدة واختزال. على سبيل المثال ، يقوم النتريت بإزالة لون محلول برمنجنات البوتاسيوم في بيئة حمضية ، مع إظهار الخصائصمؤكسد:

5KNO₂+ 2KMnO₄+ 3H₂SO₄=3H₂O + 5KNO₃+ 2MnSO₄+ K 2_SO4

تظهر أيونات النتريت خصائص عامل الاختزال ، على سبيل المثال ، في تفاعل مع محلول قوي من بيروكسيد الهيدروجين:

NO₂^-+ H₂O_2=NO3-^{+ H}2_O

العامل المختزل هو النتريت عند التفاعل مع برومات الفضة (محلول محمض). يستخدم هذا التفاعل في التحليل الكيميائي:

2NO₂^-+ Ag⁺+ BrO₂^-=2NO₃^{-+ AgBr ↓}

مثال آخر لخصائص الاختزال هو التفاعل النوعي لأيون النتريت - تفاعل المحاليل عديمة اللون [Fe (H₂O)_6]2 +^{بمحلول نتريت الصوديوم المحمض ذو اللون البني.}

الأسس النظرية لاكتشاف NO2¯

حمض النيتروز ، عند تسخينه ، لا يتناسب مع تكوين أكسيد النيتريك (II) وحمض النيتريك:

HNO₂+ 2HNO₂=NO₃^-+ H₂O + 2NO ↑ + H⁺

لذلك لا يمكن فصل حامض النيتروز عن حامض النيتريك بالغليان. كما يتضح من المعادلة ، يتحول حمض النيتروز المتحلل جزئياً إلى حمض النيتريك مما يؤدي إلى أخطاء في تحديد محتوى النترات.

جميع النيتريت تقريبًا تذوب في الماء ، وأقل هذه المركبات قابلية للذوبان هو نتريت الفضة.

أيون النتريت نفسهإنه عديم اللون ، لذلك يتم اكتشافه من خلال تفاعلات تكوين مركبات ملونة أخرى. نترات الكاتيونات غير الملونة عديمة اللون أيضًا.

ردود فعل الجودة

هناك عدة طرق نوعية لتحديد أيونات النتريت.

1. تفاعل تشكيل K₃[Co (NO₂)_6].

في أنبوب اختبار ضع 5 قطرات من محلول الاختبار المحتوي على النتريت ، و 3 قطرات من محلول نترات الكوبالت ، وقطرتان من حمض الأسيتيك (مخفف) ، و 3 قطرات من محلول كلوريد البوتاسيوم. يتكون Hexanitrocob altate (III) K₃[Co (NO₂)_{6] - بلوري أصفر ترسب. لا يتداخل أيون النترات في محلول الاختبار مع اكتشاف النيتريت.}

2. تفاعل أكسدة اليوديد

أيونات النتريت تؤكسد أيونات اليوديد في بيئة حمضية.

2HNO₂+ 2I^-+ 2H⁺=2NO ↑ + I 2_{↓ + 2H}2_O

أثناء التفاعل ، يتكون اليود الأولي ، والذي يمكن اكتشافه بسهولة عن طريق تلطيخ النشا. للقيام بذلك ، يمكن إجراء التفاعل على ورق ترشيح مشرب مسبقًا بالنشا. الاستجابة حساسة للغاية. يظهر اللون الأزرق حتى في وجود آثار النتريت: الحد الأدنى للفتحة هو 0.005 ميكروغرام.

يتم تشريب ورق الترشيح بمحلول نشا ، ويضاف إليه قطرة واحدة من محلول 2N من حمض الأسيتيك ، وقطرة واحدة من محلول تجريبي ، وقطرة واحدة من محلول 0.1N من يوديد البوتاسيوم. في وجود النتريت ، تظهر حلقة زرقاء أو بقعة. يتداخل الكشف عن طريق مؤكسدات أخرى مما يؤدي إلى تكوين اليود.

3. تفاعل مع البرمنجناتالبوتاسيوم.

ضع 3 قطرات من محلول برمنجنات البوتاسيوم وقطرتين من حامض الكبريتيك (مخفف) في أنبوب اختبار. يجب تسخين الخليط إلى 50-60 درجة مئوية. أضف بعناية بضع قطرات من نتريت الصوديوم أو البوتاسيوم. يصبح محلول البرمنجنات عديم اللون. عوامل الاختزال الأخرى الموجودة في محلول الاختبار ، القادرة على أكسدة أيون البرمنجنات ، ستتداخل مع اكتشاف NO₂^-..

4. تفاعل مع كبريتات الحديد (II).

تقلل كبريتات الحديدوز النتريت إلى نترات في بيئة حمضية (حمض الكبريتيك المخفف):

2KNO₂(تلفزيون) + 2H₂SO₄(فرق) + 2FeSO₄(صلب)=2NO ↑ + K₂SO₄+ Fe 2_(SO4 ₎3_{+ 2H}2_O

يتكون أكسيد النيتريك الناتج (II) الناتج مع وجود فائض من Fe2 +(التي لم تتفاعل بعد) أيونات معقدة بنية اللون:

NO + Fe^{2 +}=[FeNO]^{2 +}

NO + FeSO₄=[FeNO] SO₄

وتجدر الإشارة إلى أن النتريت سوف تتفاعل مع حمض الكبريتيك المخفف ، وتتفاعل النترات مع حامض الكبريتيك المركز. لذلك ، فإن الحمض المخفف هو المطلوب للكشف عن أيون النتريت.

5. التفاعل مع الأنتيبيرين.

NO₂^{-مع مضاد للبيرين في وسط حمضي يعطي محلولًا أخضر.}

6. رد فعل مع rivanol.

NO₂^{--مع rivanol أو ethacridine (I) في وسط حمضي يعطي محلول أحمر.}

التحديد الكمي لمحتوى النتريت في الماء

وفقًا لـ GOSTيتم تحديد المحتوى الكمي لأيونات النتريت في الماء من خلال طريقتين قياس ضوئي: استخدام حمض السلفانيليك واستخدام 4-أمينوبنزين سلفوناميد. الأول هو المراجحة.

بسبب عدم استقرار النيتريت ، يجب تحديدها مباشرة بعد أخذ العينات ، أو يمكن حفظ العينات بإضافة 1 مل من حمض الكبريتيك (مركز) أو 2-4 مل من الكلوروفورم إلى 1 لتر من الماء ؛ يمكنك تبريد العينة إلى 4 درجات مئوية.

يتم تنظيف الماء العكر أو الملون بهيدروكسيد الألومنيوم بإضافة 2-3 مل من المعلق لكل 250-300 مل من الماء. يُرج الخليط وتؤخذ طبقة شفافة للتحليل بعد التوضيح

تحديد محتوى النتريت بحمض السلفانيليك

جوهر الطريقة: تتفاعل نترات العينة التي تم تحليلها مع حمض السلفانيليك ، ويتفاعل الملح الناتج مع 1-نافثيلامين مع إطلاق صبغة آزو حمراء بنفسجية ، ويتم تحديد مقدارها ضوئيًا ، ثم تركيز يتم حساب النتريت في عينة الماء. 1-naphthylamine و sulfanilic acid وهما جزء من كاشف Griess.

تحديد أيونات النتريت: تقنية

إلى 50 مل من عينة الماء ، أضف 2 مل من محلول كاشف Griess في حمض الأسيتيك. امزج واحتضان لمدة 40 دقيقة عند درجة الحرارة العادية أو 10 دقائق عند 50-60 درجة مئوية في حمام مائي. ثم يتم قياس الكثافة الضوئية للخليط. كعينة فارغة ، يتم استخدام الماء المقطر ، والذي يتم تحضيره بشكل مشابه لعينة الماء الذي تم تحليله. يتم حساب تركيز النيتريت بالصيغة:

X=K ∙ A ∙ 50 ∙ f / V ،

حيث: K هو المعاملخاصية المعايرة

A هي القيمة المحددة للكثافة البصرية لعينة الماء التي تم تحليلها مطروحًا منها القيمة المحددة للكثافة البصرية للعينة الفارغة ،

50 - حجم الدورق الحجمي

f - عامل التخفيف (إذا لم يتم تخفيف العينة ، f=1) ،

V هو حجم القسمة المأخوذة للتحليل.

النتريت في الماء

من أين تأتي أيونات النتريت في مياه الصرف الصحي؟ توجد النتريت دائمًا بكميات صغيرة في مياه الأمطار والمياه السطحية والجوفية. النتريت هي خطوة وسيطة في تحولات المواد المحتوية على النيتروجين التي تقوم بها البكتيريا. تتشكل هذه الأيونات أثناء أكسدة كاتيون الأمونيوم إلى نترات (في وجود الأكسجين) وفي التفاعلات المعاكسة - اختزال النترات إلى الأمونيا أو النيتروجين (في غياب الأكسجين). يتم تنفيذ جميع هذه التفاعلات بواسطة البكتيريا ، والمواد العضوية هي مصدر المواد المحتوية على النيتروجين. لذلك ، يعد المحتوى الكمي للنتريت في الماء مؤشرًا صحيًا مهمًا. يشير تجاوز معايير محتوى النتريت إلى تلوث المياه البرازي. إن دخول الجريان السطحي من مزارع الماشية والمصانع والمؤسسات الصناعية وتلوث المسطحات المائية بالمياه من الحقول التي استخدمت فيها الأسمدة النيتروجينية هي الأسباب الرئيسية لارتفاع نسبة النيتريت في الماء.

تلقي

في الصناعة ، يتم الحصول على نتريت الصوديوم عن طريق امتصاص غاز النيتروز (خليط من NO و NO 2 _{) مع NaOH أو Na 2}CO _{الحلول3}متبوعًا بتبلور نتريت الصوديوم:

لا +لا₂+ 2NaOH (بارد)=2NaNO₂+ H_2O

التفاعل في وجود الأكسجين يستمر مع تكوين نترات الصوديوم ، لذلك يجب توفير ظروف نقص الأكسجين.

يتم إنتاج نتريت البوتاسيوم بنفس الطريقة في الصناعة. بالإضافة إلى ذلك ، يمكن الحصول على نتريت الصوديوم والبوتاسيوم عن طريق أكسدة الرصاص بالنترات:

KNO₃(conc) + Pb (إسفنج) + H₂O=KNO_{2 + Pb (OH)}2_↓

KNO₃+ Pb=KNO_{2+ PbO}

يحدث التفاعل الأخير عند درجة حرارة 350-400 درجة مئوية