KALIUMNITRIT (KNO2): STRUKTUR, EGENSKABER OG ANVENDELSER - KEMI - 2025

Den kaliumnitrit er et uorganisk salt med den kemiske formel KNO ₂, som kemisk og farmakologisk relateret til kaliumnitrat KNO ₃. Dets fysiske udseende består af gulligt hvide krystaller, stærkt hygroskopisk og derfor deliquescent; det vil sige, de opløses hurtigt i fugtige miljøer.

Dens formel indikerer, at forholdet mellem K ⁺ og NO ₂ ^- ioner er 1: 1, og at de forbliver forenet af elektrostatiske kræfter eller ved ioniske bindinger. Der er tilsyneladende ikke fundet rene naturlige kilder for dens krystaller, selvom nitritanioner kan findes i jord, gødning, planter og dyr.

Kaliumnitritkrystaller. Kilde: Leiem

Billedet ovenfor viser, hvordan KNO _2- krystaller ser ud, med markante gule nuancer. Hvis disse krystaller efterlades i kontakt med luften, absorberer de fugt, indtil de bliver en vandig opløsning; en løsning, der har skabt kontroverser om, hvorvidt det er nyttigt til medicinske formål.

På den anden side bruges dets krystaller i meget små mængder (200 ppm) til saltvand af kød og garanterer deres konservering mod bakterievirkning. Ligeledes forbedrer KNO ₂ farven på kød, hvilket gør dem mere rødlige; det er dog underlagt flere begrænsninger for at undgå de toksiske virkninger af dette salt i kroppen.

Struktur af kaliumnitrit

Joner, der udgør KNO2, repræsenteret med en model af kugler og stænger. Kilde: MarinaVladivostok.

Iionerne, der er til stede i kaliumnitrit, er vist ovenfor. K ⁺ -kationen svarer til den lilla sfære, mens NO ₂ ^- anionen er repræsenteret af de blålige og røde sfærer.

Anionen NO ₂ ^- vises med en dobbelt- og en enkeltbinding ^-; men i virkeligheden er begge obligationer det samme produkt af resonansen af ​​den negative ladning mellem dem.

K ⁺ og NO ₂ ^- ioner tiltrækker hinanden i rummet, indtil de organiserer et strukturelt mønster med mindst mulig energi; det er her, afvisningerne mellem de samme ladninger er minimale. Og så skaber de KNO _2- krystaller, hvis enhedscelle er modtagelige for temperaturændringer, som er faseovergange.

F.eks. Ved KNO _2- krystaller ved lave temperaturer (under 25 ° C) et monoklinisk system (fase I). Når temperaturen overstiger 25 ° C, forekommer en faseovergang fra monoklinisk til rhombohedral (fase II). Endelig over 40 ° C ændres KNO _2- krystalerne til at være kubiske (fase III).

KNO ₂ kan også udvise andre krystallinske faser (fase IV, V og VI) under højt tryk. Dermed ender K ⁺ og NO ₂ ^- ioner med at bevæge sig og sortere på forskellige måder i deres rene krystaller.

Ejendomme

Molekylmasse

85,1038 g / mol.

Massefylde

1,9150 g / ml.

Smeltepunkt

440,02 ° C (men begynder at nedbrydes fra 350 ° C ved udsendelse af giftige dampe).

Kogepunkt

537 ° C (eksploderer).

Vandopløselighed

312 g / 100 g vand ved 25 ° C

hensmeltning

Dens opløselighed i vand er sådan, at det er hygroskopisk; så meget, at det udviser deliquescens, idet den absorberer nok fugt til at opløses. Denne affinitet for vand kan skyldes den energiske stabilitet, som K ⁺ -ioner får ved hydrering, samt en lav enthalpi af krystalgitteret for KNO _2- krystaller.

Krystallerne kan absorbere vand uden at opløses for at blive et hydrat, KNO ₂ · H ₂ O. I hydratet vandmolekylet opdages ledsager ionerne, som ændrer den krystallinske struktur.

Dette hydrat (eller flere af dem) kan dannes under -9 ° C; ved højere temperaturer opløser og hydratiserer vandet ionerne og deformerer krystallen.

Opløselighed i andre opløsningsmidler

Lidt opløselig i varme alkoholer og meget opløselig i ammoniak.

pH

6-9. Dens vandige opløsninger er derfor alkaliske, da NO ₂ ^- anionen kan hydrolyseres.

nomenklatur

KNO ₂ kan også navngives på andre måder. 'Kaliumnitrit' svarer til navnet på dette salt i henhold til bestandsnomenklaturen; "kaliumnitrit" ifølge den systematiske nomenklatur, hvor den eneste valens af kalium er fremhævet, +1; og kaliumdioxonitrat (III) i henhold til den systematiske nomenklatur.

Navnet 'kaliumdioxonitrat (III)' fremhæver nitrogenatomets +3-valens. Selvom det er det mest anbefalede navn af IUPAC for KNO ₂, er 'kaliumnitrit' fortsat det mest bekvemme og lettest at huske.

Indhentning

Den mest direkte måde at syntetisere det på, men med et lavere udbytte, er gennem den termiske nedbrydning af kaliumnitrat eller saltpeter ved 400 ° C eller mere:

2KNO ₃ => KNO ₂ + O ₂

Imidlertid ender en del af KNO ₂ med at blive nedbrudt af varme, ud over at andre produkter dannes.

En anden metode til at fremstille eller syntetisere den med et højere udbytte er ved at reducere KNO ₃ i nærværelse af bly, kobber eller zink. Ligningen for denne reaktion er som følger:

KNO ₃ + Pb => KNO ₂ + PbO

Kaliumnitrat og bly blandes støkiometrisk i en jernpande, hvor de smelter under konstant omrøring og opvarmning i en halv time. Blyoxid er gult i farve, og den resulterende masse pulveriseres varm og behandles med kogende vand. Derefter filtreres den varme blanding.

Det varme filtrat bobles med carbondioxid i fem minutter, hvorefter uopløseligt blycarbonat, PbCO ₃, vil udfælde. På denne måde adskilles blyet fra filtratet. Fortyndet salpetersyre tilsættes til filtratet, indtil pH er neutral, den får lov at afkøle, og endelig vandet afdampes så at KNO ₂ krystaller dannes.

Applikationer

Tilsætningsstof og reagens

Kaliumnitrit bruges som et tilsætningsstof til at helbrede rødt kød og opretholde dets smag og farve i længere tid under opbevaring, samtidig med at bakteriens og visse giftstoffer, som f.eks. Botulinum, forsinkes. Derfor udviser den antibakteriel virkning.

KNO ₂ oxideres til NO, som reagerer med myoglobin i kød og derfor ender med at ændre sin naturlige røde farve. Senere, når kødet koges, får det sin karakteristiske stærke lyserøde farve.

Under ikke-specifikke forhold reagerer KNO _{2 imidlertid} med kødproteiner for at give anledning til nitrosaminer, som kan blive kræftfremkaldende.

På den anden side, KNO ₂ (selvom fortrinsvis NaNO ₂) er en analytisk reagens, som kan anvendes ved syntesen af azofarvestoffer (Omsætningen af salpetersyrling med aromatiske aminer), og i analysen af aminosyrer.

Modgift

Selvom det har sine negative virkninger, fungerer KNO ₂ som en modgift hos patienter, der er forgiftet med cyanider og hydrogensulfid. Dens mekanisme består i at oxidere Fe ²⁺ til Fe ³⁺ -centre i hæmoglobingrupperne og fremstille methemoglobin, der derefter reagerer med CN ^- og HS ^- anionerne.

Læger

I mavesaften i maven anionen NO ₂ ^- er reduceret til NO, som er kendt for at have en vasodilatorisk virkning, øge blodgennemstrømningen. I andre regioner i kroppen, hvor pH-værdien ikke er sur nok, er nogle enzymer, såsom xanthinoxidoreduktase, ansvarlige for at reducere NO ₂ ^-.

KNO ₂ er blevet brugt til behandling af lidelser og sygdomme som angina pectoris og epilepsi (med meget negative bivirkninger).

Referencer

1. Wikipedia. (2019). Kaliumnitrit. Gendannet fra: en.wikipedia.org
2. PrebChem. (2016). Fremstilling af kaliumnitrit. Gendannes fra: prepchem.com
3. Mark Gilchrist, Angela C. Shore, Nigel Benjamin. (2011). Uorganisk nitrat og nitrit og kontrol af blodtryk, kardiovaskulær forskning, bind 89, udgave 3, 15. februar 2011, side 492–498, doi.org/10.1093/cvr/cvq309
4. Pubchem. (2019). Kaliumnitrit. Gendannes fra: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
5. Kemisk formulering. (2018). Kaliumnitrit. Gendannes fra: formulacionquimica.com
6. National Center for Fremme af Translational Sciences. (2011). Kaliumnitrit. Gendannes fra: drugs.ncats.io
7. Richard J. Epley, Paul B. Addis og Joseph J. Warthesen. (1992). Nitrit i kød. University of Minnesota.
8. NR Rao, B. Prakash og M. Natarajan. (1975). Krystallstrukturtransformationer i uorganiske nitritter, nitrater og carbonater. Institut for Kemi, Indian Institute of Technology, Kanpur, Indien.