KALIUMNITRITT (KNO2): STRUKTUR, EGENSKAPER OG BRUKSOMRÅDER - KJEMI - 2026

Den kaliumnitrit er et uorganisk salt som har den kjemiske formel KNO ₂ , som er kjemisk og farmakologisk relatert til kaliumnitrat KNO ₃ . Dets fysiske utseende består av gulaktige hvite krystaller, sterkt hygroskopiske og derfor deliquescerende; det vil si at de løses raskt opp i fuktige miljøer.

Formelen indikerer at forholdet mellom K ⁺ og NO ₂ ^- ionene er 1: 1, og at de forblir forent av elektrostatiske krefter eller av ioniske bindinger. Ingen rene naturlige kilder er tilsynelatende funnet for krystaller, selv om nitritanioner kan finnes i jordsmonn, gjødsel, planter og dyr.

Kaliumnitrittkrystaller. Kilde: Leiem

Bildet over viser hvordan KNO _2- krystaller ser ut , med uttalte gule fargetoner. Hvis disse krystallene blir liggende i kontakt med luften, vil de absorbere fuktighet til de blir en vandig løsning; løsning som har generert kontroverser om hvorvidt bruken til medisinske formål er gunstig.

På den annen side brukes krystallene i veldig små mengder (200 ppm) til å salte kjøtt og garantere at de blir bevart mot bakteriell virkning. På samme måte forbedrer KNO ₂ fargen på kjøtt, noe som gjør dem mer rødlige; det er imidlertid underlagt flere begrensninger for å unngå de toksiske effektene av dette saltet i kroppen.

Struktur av kaliumnitritt

Joner som utgjør KNO2 representert med en modell av kuler og stenger. Kilde: MarinaVladivostok.

Ionene til stede i kaliumnitritt er vist ovenfor. K ⁺ -katjonen tilsvarer den lilla sfæren, mens NO ₂ ^- anionen er representert av de blålige og røde kulene.

Anjonen NO ₂ ^- vises med en dobbelt- og en enkeltbinding ^- ; men i virkeligheten er begge obligasjoner like produkt av resonansen til den negative ladningen dem imellom.

K ⁺ og NO ₂ ^- ionene tiltrekker hverandre i verdensrommet til de organiserer et strukturelt mønster med minst mulig energi; det er her frastøtningene mellom like ladninger er minimale. Og slik lager de KNO _2- krystaller , hvis enhetscelle er utsatt for temperaturendringer, som er faseoverganger.

For eksempel ved KNO _2- krystaller ved lave temperaturer (under 25 ° C) et monoklinisk system (fase I). Når temperaturen overstiger 25 ° C, oppstår en faseovergang fra monoklinisk til romboeder (fase II). Til slutt, over 40 ° C, endres KNO _2- krystaller til å være kubisk (fase III).

KNO ₂ kan også utvise andre krystallinske faser (faser IV, V og VI) under høyt trykk. Med dette ender K ⁺ og NO ₂ ^- ionene opp og beveger seg på forskjellige måter i sine rene krystaller.

Egenskaper

Molekylmasse

85,1038 g / mol.

tetthet

1,9150 g / ml.

Smeltepunkt

440,02 ° C (men begynner å bryte ned fra 350 ° C, og avgir giftige gasser).

Kokepunkt

537 ° C (eksploderer).

Vannløselighet

312 g / 100 g vann ved 25 ° C.

deliquescence

Løseligheten i vann er slik at den er hygroskopisk; så mye at den viser deliquescence, absorberer nok fuktighet til å oppløses. Denne affiniteten for vann kan skyldes den energiske stabiliteten som K ⁺ -ioner får ved hydrering, samt en lav entalpi av krystallgitteret for KNO _2- krystaller .

Krystallene kan absorbere vann, uten oppløsning til å bli et hydrat, KNO ₂ -H ₂ O. I hydratet vannmolekylet er funnet ledsager ionene, som endrer den krystallinske struktur.

Dette hydratet (eller flere av dem) kan dannes under -9 ° C; ved høyere temperaturer, oppløser og hydrerer vannet ionene, og deformerer krystallen.

Løselighet i andre løsningsmidler

Lett løselig i varme alkoholer, og veldig løselig i ammoniakk.

pH-

6-9. Vandige oppløsninger er derfor alkaliske, siden NO ₂ ^- anionen kan hydrolyseres.

nomenklatur

KNO ₂ kan også bli navngitt på andre måter. 'Kaliumnitritt' tilsvarer navnet på dette saltet i henhold til bestandsnomenklaturen; "kaliumnitritt", i henhold til den systematiske nomenklaturen, der den eneste valensen av kalium er fremhevet, +1; og kaliumdioksonitrat (III), i henhold til den systematiske nomenklaturen.

Navnet 'kaliumdioksonitrat (III)' fremhever +3-valensen til nitrogenatomet. Selv om det er det mest anbefalte navnet av IUPAC for KNO ₂ , fortsetter 'kaliumnitritt' å være det mest praktiske og det enkleste å huske.

Å skaffe

Den mest direkte måten å syntetisere det på, men med lavere utbytte, er gjennom termisk spaltning av kaliumnitrat eller saltpeter ved 400 ° C eller mer:

2KNO ₃ => KNO ₂ + O ₂

Imidlertid ender en del av KNO ₂ opp med å bli spaltet av varme, i tillegg til at andre produkter blir dannet.

En annen metode for å fremstille eller syntetisere den med et høyere utbytte er ved å redusere KNO ₃ i nærvær av bly, kobber eller sink. Ligningen for denne reaksjonen er som følger:

KNO ₃ + Pb => KNO ₂ + PbO

Kaliumnitrat og bly blandes støkiometrisk i en jernpanne, hvor de smelter under konstant omrøring og oppvarming i en halv time. Bly (II) oksyd er gult i fargen, og den resulterende massen pulveriseres varm og behandles med kokende vann. Deretter filtreres den varme blandingen.

Det varme filtrat blir gjennomboblet med karbondioksyd i fem minutter, hvoretter uløselig blykarbonat, PbCO ₃ , vil utfelles . På denne måten blir blyet separert fra filtratet. Fortynnet salpetersyre tilsettes filtratet til pH er nøytral, det får avkjøles og til slutt fordampes vannet slik at KNO _2- krystallene dannes .

applikasjoner

Tilsetningsstoff og reagens

Kaliumnitritt brukes som tilsetningsstoff for å kurere rødt kjøtt, ved å opprettholde smaken og fargen lenger under lagring, samtidig som bakterien og visse giftstoffer, som botulinum, forsinkes. Derfor utviser den antibakteriell virkning.

KNO ₂ er oksidert til NO, som reagerer med myoglobin i kjøtt og følgelig ender med å endre sin naturlige røde farge. Senere, når kjøttet tilberedes, får det sin karakteristiske sterke rosa farge.

Under uspesifikke forhold reagerer imidlertid KNO ₂ med kjøttproteiner for å gi opphav til nitrosaminer, som kan bli kreftfremkallende.

På den annen side er KNO ₂ (selv om det fortrinnsvis NaNO ₂ ) er et analytisk reagens som kan brukes i syntesen av azofargestoffer (reaksjonen av salpetersyre med aromatiske aminer), og i analysen av aminosyrer.

Antidote

Selv om det har sine negative effekter, fungerer KNO ₂ som en motgift hos pasienter som er forgiftet med cyanider og hydrogensulfid. Mekanismen består av å oksidere Fe ²⁺ til Fe ³⁺ sentrene i hemoglobingruppene, og produsere metemoglobin, som deretter reagerer med CN ^- og HS ^- anionene .

leger

I magesaften i maven anionet NO ₂ ^- reduseres til NO, som er kjent for å ha en karutvidende virkning, øker blodstrømmen. I andre regioner i kroppen hvor pH ikke er sur nok, er noen enzymer, for eksempel xantinoksidoreduktase, ansvarlige for å redusere NO ₂ ^- .

KNO ₂ har blitt brukt til å behandle plager og sykdommer som angina pectoris og epilepsi (med svært negative bivirkninger).

referanser

1. Wikipedia. (2019). Kaliumnitritt. Gjenopprettet fra: en.wikipedia.org
2. PrebChem. (2016). Tilberedning av kaliumnitritt. Gjenopprettet fra: prepchem.com
3. Mark Gilchrist, Angela C. Shore, Nigel Benjamin. (2011). Uorganisk nitrat og nitritt og kontroll av blodtrykk, kardiovaskulær forskning, bind 89, utgave 3, 15. februar 2011, side 492–498, doi.org/10.1093/cvr/cvq309
4. Pubchem. (2019). Kaliumnitritt. Gjenopprettet fra: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
5. Kjemisk formulering. (2018). Kaliumnitritt. Gjenopprettet fra: formulacionquimica.com
6. Nasjonalt senter for fremme av Translational Sciences. (2011). Kaliumnitritt. Gjenopprettet fra: drugs.ncats.io
7. Richard J. Epley, Paul B. Addis, og Joseph J. Warthesen. (1992). Nitrite in Meat. University of Minnesota.
8. NR Rao, B. Prakash, og M. Natarajan. (1975). Krystallstrukturtransformasjoner i uorganiske nitrater, nitrater og karbonater. Institutt for kjemi, Indian Institute of Technology, Kanpur, India.