- هيكل حامض النيتروز
- الخصائص
- الأسماء الكيميائية
- الوصف المادي
- الوزن الجزيئي الغرامي
- التفكك ثابت
- نقطة الانصهار
- نقطة الغليان
- تكوين الملح
- إمكانية إطلاق النار
- تقسيم
- الحد من وكيل
- عامل مؤكسد
- التسمية
- نتيجة الجمع بين الطريحة والنقيضة
- المخاطر
- التطبيقات
- إنتاج أملاح الديازونيوم
- القضاء على أزيد الصوديوم
- توليف الأوكسيمات
- في شكله الملحي
- المراجع
و حامض النيتريك هو حمض غير عضوي ضعيف، الصيغة الكيميائية HNO 2. يوجد بشكل أساسي في محلول مائي بلون أزرق باهت. إنه غير مستقر للغاية ، وينقسم بسرعة إلى أكسيد النيتريك ، NO ، وحمض النيتريك ، HNO 3.
يوجد عادة في محلول مائي على شكل نيتريت. كما أنه يأتي بشكل طبيعي من الغلاف الجوي نتيجة تفاعل أكسيد النيتريك مع الماء. هناك ، على وجه التحديد في التروبوسفير ، يتدخل حمض النيتروز في تنظيم تركيز الأوزون.
محلول حمض النيتروز في دورق. المصدر: لم يتم تقديم مؤلف يمكن قراءته آليًا. افترض العالم المجنون ~ commonswiki (بناءً على مطالبات حقوق النشر).
توضح الصورة أعلاه محلول HNO 2 حيث يمكن رؤية اللون الأزرق الشاحب المميز لهذا الحمض. يتم تصنيعه عن طريق إذابة ثالث أكسيد النيتروجين ، N 2 O 3 ، في الماء. وبالمثل ، فهو نتاج تحمض محاليل نتريت الصوديوم في درجات حرارة منخفضة.
HNO 2 له استخدامات تجارية قليلة ، حيث يتم استخدامه في شكل نتريت في حفظ اللحوم. من ناحية أخرى ، يتم استخدامه في إنتاج أصباغ الآزو.
يتم استخدامه مع ثيوسلفات الصوديوم في علاج المرضى الذين يعانون من تسمم سيانيد الصوديوم. ولكنه عامل مسبب للطفرات ، ويعتقد أنه يمكن أن يسبب بدائل في قواعد سلاسل الحمض النووي ، من خلال نزع الأمين المؤكسد من السيتوزين والأدينين.
لحمض النيتروز سلوك مزدوج ، حيث يمكن أن يتصرف كعامل مؤكسد أو كعامل مختزل ؛ أي أنه يمكن اختزاله إلى NO أو N 2 ، أو يتأكسد إلى HNO 3.
هيكل حامض النيتروز
أيزومرات رابطة الدول المستقلة (يسار) وعابرة (يمين) مع الهياكل الجزيئية الخاصة بـ HNO2. المصدر: بن ميلز.
توضح الصورة العلوية التركيب الجزيئي لحمض النيتروز باستخدام نموذج الكرات والقضبان. تقع ذرة النيتروجين (الكرة الزرقاء) في وسط الهيكل ، وتشكل رابطة مزدوجة (N = O) ورابطة واحدة (NO) مع ذرات الأكسجين (الكرات الحمراء).
لاحظ أن ذرة الهيدروجين (الكرة البيضاء) مرتبطة بأحد الأكسجين وليس بالنيتروجين مباشرة. لذا ، بمعرفة هذا ، فإن الصيغة الهيكلية لـ HNO 2 هي أو ، ولا توجد رابطة HN (كما قد تقودك الصيغة الكيميائية إلى التفكير).
تتوافق الجزيئات الموجودة في الصورة مع تلك الموجودة في الطور الغازي ؛ في الماء تكون محاطة بجزيئات الماء ، والتي يمكن أن تقبل أيون الهيدروجين (بشكل ضعيف) لتكوين أيونات NO 2 - و H 3 O +.
يمكن أن تتخذ هياكلها شكلين: رابطة الدول المستقلة أو عبر ، تسمى أيزومرات هندسية. في أيزومر رابطة الدول المستقلة ، تحجب ذرة الأكسجين المجاورة ذرة H ؛ أثناء وجوده في الأيزومر العابر ، كلاهما في وضع معاكس أو معاكس.
في أيزومر رابطة الدول المستقلة ، من المحتمل تكوين جسر هيدروجين داخل الجزيء (OH-NO) ، مما قد يزعج الجزيئات بين الجزيئات (ONOH-ONOH).
الخصائص
الأسماء الكيميائية
-حمض النيتروز
- حمض ديوكسونيتريك (III)
- هيدروكسيد النيتروسيل
-Hydroxydoxydonitrogen (اسم منهجي IUPAC)
الوصف المادي
سائل أزرق شاحب ، يتوافق مع محلول النتريت.
الوزن الجزيئي الغرامي
47.013 جم / مول.
التفكك ثابت
إنه حمض ضعيف. يبلغ pKa 3.35 عند 25 درجة مئوية.
نقطة الانصهار
هو معروف فقط في الحل. لذلك ، لا يمكن حساب نقطة انصهارها ، ولا يمكن عزل بلوراتها.
نقطة الغليان
نظرًا لأنه لا يوجد نقيًا ولكن في الماء ، فإن قياسات هذه الخاصية ليست دقيقة. من ناحية ، يعتمد على تركيز HNO 2 ، ومن ناحية أخرى ، يتسبب تسخينه في تحلله. هذا هو السبب في عدم الإبلاغ عن نقطة الغليان الدقيقة.
تكوين الملح
تشكل النتريتات القابلة للذوبان في الماء باستخدام Li + و Na + و K + و Ca 2+ و Sr 2+ و Ba 2+. لكنها لا تشكل أملاحًا ذات كاتيونات متعددة التكافؤ ، مثل: Al 3+ و / أو Be 2+ (نظرًا لكثافة شحنتها العالية). إنه قادر على تكوين استرات مستقرة بالكحول.
إمكانية إطلاق النار
إنه قابل للاشتعال بالتفاعلات الكيميائية. قد تنفجر عند ملامستها للفوسفور ثلاثي كلوريد.
تقسيم
إنه مركب غير مستقر للغاية ، وفي محلول مائي يتحلل إلى أكسيد النيتريك وحمض النيتريك:
2 HNO 2 => NO 2 + NO + H 2 O
4 HNO 2 => 2 HNO 3 + N 2 O + H 2 O
الحد من وكيل
يحدث حمض النيتروز في محلول مائي على شكل أيونات النتريت ، NO 2 - ، والتي تخضع لتفاعلات اختزال مختلفة.
يتفاعل مع أيونات I - و Fe 2+ ، على شكل نتريت البوتاسيوم ، لتكوين أكسيد النيتريك:
2 KNO 2 + KI + H 2 SO 4 => I 2 + 2 NO + 2 H 2 O + K 2 SO 2
يتم تقليل نتريت البوتاسيوم في وجود أيونات القصدير لتكوين أكسيد النيتروز:
KNO 2 + 6 HCl + 2 SnCl 2 => 2 SnCl 4 + N 2 O + 3 H 2 O + 2 KCl
يتم تقليل نتريت البوتاسيوم بواسطة الزنك في وسط قلوي ، مكونًا الأمونيا:
5 H 2 O + KNO 2 + 3 Zn => NH 3 + KOH + 3 Zn (OH) 2
عامل مؤكسد
بالإضافة إلى كونه عامل اختزال ، يمكن لحمض النيتروز أن يتدخل في عمليات الأكسدة. على سبيل المثال: يؤكسد كبريتيد الهيدروجين ويتحول إلى أكسيد النيتريك أو الأمونيا ، اعتمادًا على حموضة الوسط الذي يحدث فيه التفاعل.
2 HNO 2 + H 2 S => S + 2 NO + 2 H 2 O
HNO 2 + 3 H 2 S => S + NH 3 + 2 H 2 O
يمكن لحمض النيتروز ، في بيئة الأس الهيدروجيني الحمضية ، أكسدة أيون يوديد إلى اليود.
HNO 2 + I - + 6 H + => 3 I 2 + NH 3 + 2 H 2 O
يمكن أن يعمل أيضًا كعامل اختزال ، يعمل على Cu 2+ ، مما يتسبب في حمض النيتريك.
التسمية
يمكن إعطاء HNO 2 أسماء أخرى ، والتي تعتمد على نوع التسمية. يتوافق حمض النيتروز مع التسمية التقليدية ؛ حمض ديوكسونيتريك (III) ، إلى تسمية المخزون ؛ وثاني أكسيد نترات الهيدروجين (III) ، إلى النظام.
نتيجة الجمع بين الطريحة والنقيضة
يمكن تصنيع حمض النيتروز عن طريق إذابة ثالث أكسيد النيتروجين في الماء:
N 2 O 3 + H 2 O => 2 HNO 2
طريقة أخرى للتحضير تتكون من تفاعل نتريت الصوديوم ، NaNO 3 ، مع الأحماض المعدنية ؛ مثل حمض الهيدروكلوريك وحمض الهيدروبروميك. يتم إجراء التفاعل عند درجة حرارة منخفضة ويتم استهلاك حمض النيتروز في الموقع.
NaNO 3 + H + => HNO 2 + Na +
يأتي أيون H + إما من HCl أو HBr.
المخاطر
نظرًا لخصائصه وخصائصه الكيميائية ، هناك القليل من المعلومات حول التأثيرات السامة المباشرة لـ HNO 2. ربما تكون بعض الآثار الضارة التي يُعتقد أن هذا المركب ينتج عنها في الواقع بسبب حمض النيتريك ، والذي يمكن أن يكون ناتجًا عن تحلل حمض النيتروز.
من الملاحظ أن HNO 2 يمكن أن يكون له آثار ضارة على الجهاز التنفسي ويكون قادرًا على إحداث أعراض مزعجة لدى مرضى الربو.
في شكل نتريت الصوديوم ، يتم تقليله بواسطة deoxyhemoglobin ، مما ينتج عنه أكسيد النيتريك. هذا هو موسع وعائي قوي ينتج عنه استرخاء العضلات الملساء الوعائية ، ويقدر جرعة LD50 من 35 مجم / كجم للاستهلاك عن طريق الفم لدى البشر.
تتجلى سمية نتريت الصوديوم في الانهيار القلبي الوعائي ، متبوعًا بانخفاض ضغط الدم الشديد ، بسبب عمل أكسيد النيتريك الموسع للأوعية ، الناتج من النتريت.
ثاني أكسيد النيتروجين ، NO 2 ، الموجود في الهواء الملوث (الضباب الدخاني) ، في ظل ظروف معينة يمكن أن يؤدي إلى حمض النيتروز ؛ والتي بدورها يمكن أن تتفاعل مع الأمينات لتكوين النتروزامينات ، وهي عبارة عن جاما من المركبات المسببة للسرطان.
يحدث تفاعل مماثل مع دخان السجائر. تم العثور على بقايا النيتروسامين ملتصقة بالبطانة الداخلية لمركبات التدخين.
التطبيقات
إنتاج أملاح الديازونيوم
يستخدم حمض النيتروز في الصناعة في إنتاج أملاح الديازونيوم ، من خلال تفاعله مع الأمينات العطرية والفينولات.
HNO 2 + ArNH 2 + H + => ArN = NAr + H 2 O
تستخدم أملاح الديازونيوم في تفاعلات التخليق العضوي ؛ على سبيل المثال ، في تفاعل Sandmeyer. في هذا التفاعل ، يحدث استبدال مجموعة أمينية (H 2 N-) ، في أمين عطري أولي ، بواسطة المجموعات Cl - و Br - و CN -. للحصول على هذه المنتجات العطرية ، يلزم وجود أملاح نحاسية.
يمكن أن تشكل أملاح الديازونيوم مركبات الآزو الساطعة التي تستخدم كملونات وأيضًا بمثابة اختبار نوعي لوجود الأمينات العطرية.
القضاء على أزيد الصوديوم
يستخدم حمض النيتروز للتخلص من أزيد الصوديوم (NaN 3) ، والذي يحتمل أن يكون خطيرًا بسبب ميله للانفجار.
2 NaN 3 + 2 HNO 2 => 3 N 2 + 2 NO + 2 NaOH
توليف الأوكسيمات
يمكن أن يتفاعل حمض النيتروز مع مجموعات الكيتون لتكوين أوكسيم. يمكن أن تتأكسد هذه لتكوين أحماض كربوكسيلية أو اختزالها لتكوين الأمينات.
تُستخدم هذه العملية في التحضير التجاري لحمض الأديبيك ، المونومر المستخدم في إنتاج النايلون. كما أنها تشارك في إنتاج البولي يوريثين وإستراته عبارة عن مواد ملدنة ، خاصة في PVC.
في شكله الملحي
يستخدم حمض النيتروز ، على شكل نتريت الصوديوم ، في معالجة اللحوم والحفاظ عليها ؛ لأنه يمنع نمو البكتيريا وقادر على التفاعل مع الميوجلوبين ، مما ينتج عنه لون أحمر داكن يجعل اللحم أكثر جاذبية للاستهلاك.
يستخدم هذا الملح نفسه ، بالاقتران مع ثيوسلفات الصوديوم ، في العلاج الوريدي لتسمم سيانيد الصوديوم.
المراجع
- غراهام سولومونز تي دبليو ، كريج ب. فريهل. (2011). الكيمياء العضوية. الأمينات. (الطبعة العاشرة). وايلي بلس.
- رجفة وأتكينز. (2008). الكيمياء غير العضوية. (طبعة رابعة). ماك جراو هيل.
- بوبكيم. (2019). حمض النيتروز. تم الاسترجاع من: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
- سوفت سكولز. (2019). حمض النيتروز. تم الاسترجاع من: Softschools.com
- ويكيبيديا. (2019). حمض النيتروز. تم الاسترجاع من: en.wikipedia.org
- الجمعية الملكية للكيمياء. (2015). حمض النيتروز. تم الاسترجاع من: chemspider.com
- موسوعة العالم الجديد. (2015). حمض النيتروز. تم الاسترجاع من: newworldencyclopedia.org
- DrugBank. (2019). حمض النيتروز. تم الاسترجاع من: drugbank.ca
- صياغة كيميائية. (2018). HNO 2. تم الاسترجاع من: formulacionquimica.com