KALIUMNITRIT (KNO2): STRUKTUR, EGENSKAPER OCH ANVÄNDNINGSOMRÅDEN - KEMI - 2025

Den kaliumnitrit är ett oorganiskt salt som har den kemiska formeln KNO ₂ , som är kemiskt och farmakologiskt är relaterad till kaliumnitrat KNO ₃ . Dess fysiska utseende består av gulaktiga vita kristaller, mycket hygroskopiska och därför deliquescent; det vill säga de upplöses snabbt i fuktiga miljöer.

Dess formel indikerar att förhållandet mellan K ⁺ och NO ₂ ^- joner är 1: 1, och att de förblir förenade av elektrostatiska krafter eller av joniska bindningar. Inga rena naturliga källor har tydligen hittats för dess kristaller, även om nitritanjoner kan hittas i jordar, gödningsmedel, växter och djur.

Kaliumnitritkristaller. Källa: Leiem

Bilden ovan visar hur KNO _2- kristaller ser ut med uttalade gula nyanser. Om dessa kristaller lämnas i kontakt med luften, absorberar de fukt tills de blir en vattenlösning; lösning som har skapat kontroverser om huruvida användningen för medicinska ändamål är till nytta.

Å andra sidan används dess kristaller i mycket små mängder (200 ppm) för att salta kött och garantera att de bevaras mot bakterieverkan. På samma sätt förbättrar KNO ₂ färgen på kött, vilket gör dem mer rödaktiga; emellertid är det föremål för flera begränsningar för att undvika de toxiska effekterna av detta salt i kroppen.

Struktur av kaliumnitrit

Joner som utgör KNO2 representerade med en modell av sfärer och stänger. Källa: MarinaVladivostok.

De joner som finns i kaliumnitrit visas ovan. K ⁺ katjonen motsvarar den lila sfären, medan NO ₂ ^- anjonen representeras av de blåaktiga och röda sfärerna.

Anjonen NO ₂ ^- visas med en dubbel och en enda bindning ^- ; men i verkligheten är båda obligationerna lika produkter av resonansen för den negativa laddningen mellan dem.

K ⁺ och NO ₂ ^- jonerna lockar varandra i rymden tills de organiserar ett strukturellt mönster med minst energi; det är här som avvisningarna mellan lika laddningar är minimala. Och så skapar de KNO _2- kristaller , vars enhetscell är känslig för temperaturförändringar, som är fasövergångar.

Till exempel antar KNO _2- kristaller vid låga temperaturer (mindre än 25 ° C) ett monokliniskt system (fas I). När temperaturen överstiger 25 ° C inträffar en fasövergång från monoklinisk till rombohedral (fas II). Slutligen, över 40 ° C, ändras KNO _2- kristallerna till att vara kubiska (fas III).

KNO ₂ kan också uppvisa andra kristallina faser (fas IV, V och VI) under högt tryck. Med detta hamnar K ⁺ och NO ₂ ^- jonerna på olika sätt i sina rena kristaller.

Egenskaper

Molekylär massa

85,1038 g / mol.

Densitet

1,9150 g / ml.

Smältpunkt

440,02 ° C (men börjar sönderdelas från 350 ° C, avger giftiga ångor).

Kokpunkt

537 ° C (exploderar).

Vattenlöslighet

312 g / 100 g vatten vid 25 ° C

deliquescence

Lösligheten i vatten är sådan att den är hygroskopisk; så mycket att det uppvisar deliquescens och absorberar tillräckligt med fukt för att lösa upp. Denna affinitet för vatten kan bero på den energiska stabiliteten som K ⁺ joner får vid hydrering, liksom en låg entalpi av kristallgittret för KNO _2- kristaller .

Kristallerna kan absorbera vatten utan att lösas för att bli ett hydrat, KNO ₂ • H ₂ O. I hydratet vattenmolekylen hittas åtföljer jonerna, som modifierar den kristallina strukturen.

Detta hydrat (eller flera av dem) kan bildas under -9 ° C; vid högre temperaturer löser vattnet upp och hydratiserar jonerna och deformerar kristallen.

Löslighet i andra lösningsmedel

Lite lösligt i heta alkoholer och mycket lösligt i ammoniak.

pH

6-9. Dess vattenhaltiga lösningar är därför alkaliska, eftersom NO ₂ ^- anjonen kan hydrolyseras.

Nomenklatur

KNO ₂ kan också namnges på andra sätt. "Kaliumnitrit" motsvarar namnet på detta salt enligt lagarnomenklaturen; "kaliumnitrit", enligt den systematiska nomenklaturen, där den enda valensen av kalium framhävs, +1; och kaliumdioxonitrat (III) enligt den systematiska nomenklaturen.

Namnet "kaliumdioxonitrat (III)" belyser kväveatomens +3-valens. Även om det är det mest rekommenderade namnet av IUPAC för KNO ₂ , fortsätter 'kaliumnitrit' att vara det bekvämaste och lättast att komma ihåg.

Erhållande

Det mest direkta sättet att syntetisera det, men med ett lägre utbyte, är genom termisk sönderdelning av kaliumnitrat eller saltpeter vid 400 ° C eller mer:

2KNO ₃ => KNO ₂ + O ₂

En del av KNO ₂ slutar dock att sönderdelas av värme, förutom att andra produkter bildas.

En annan metod för att framställa eller syntetisera den med ett högre utbyte är genom att reducera KNO ₃ i närvaro av bly, koppar eller zink. Ekvationen för denna reaktion är följande:

KNO ₃ + Pb => KNO ₂ + PbO

Kaliumnitrat och bly blandas stökiometriskt i en järnpanna, där de smälts under konstant omrörning och upphettning under en halvtimme. Blyoxid är gulfärgad och den resulterande massan pulveriseras varm och behandlas med kokande vatten. Sedan filtreras den varma blandningen.

Den varma filtratet bubblas med koldioxid under fem minuter, varefter olösligt blykarbonat, PbCO ₃ , kommer att falla ut . På detta sätt separeras ledningen från filtratet. Utspädd salpetersyra sätts till filtratet tills pH är neutralt, det får svalna och slutligen avdunstas så att KNO _2- kristallerna bildas .

tillämpningar

Tillsats och reagens

Kaliumnitrit används som ett tillsatsmedel för att bota rött kött, bibehålla sin smak och färg under en längre tid under lagring, samtidigt som bakterier och vissa toxiner, som botulinum, fördröjer effekten. Därför uppvisar den antibakteriell verkan.

KNO ₂ oxideras till NO, som reagerar med myoglobin i kött och därmed slutar med att ändra sin naturliga röda färg. Senare, när köttet tillagas får det sin karakteristiska starka rosa färg.

Under icke-specifika förhållanden reagerar KNO _{2 emellertid} med köttproteiner för att ge upphov till nitrosaminer, som kan bli cancerframkallande.

Å andra sidan är KNO ₂ (fastän helst NaNO ₂ ) ett analytiskt reagens som kan användas vid syntes av azofärgämnen (reaktionen av salpetersyra med aromatiska aminer) och vid analys av aminosyror.

Motgift

Även om det har sina negativa effekter fungerar KNO ₂ som en motgift hos patienter som är förgiftade med cyanider och vätesulfid. Dess mekanism består i att oxidera Fe ²⁺ till Fe ³⁺ centra hemoglobingrupperna, som producerar methemoglobin, som sedan reagerar med KN ^- och HS ^- anjoner .

läkare

I magsaften i magen anjonen NO ₂ ^- reduceras till NO, som är känd för att ha en vasodilaterande effekt, vilket ökar blodflödet. I andra regioner i kroppen där pH inte är surt nog är vissa enzymer, såsom xantinoxidoreduktas, ansvariga för att minska NO ₂ ^- .

KNO ₂ har använts för att behandla åkommor och sjukdomar som angina pectoris och epilepsi (med mycket negativa biverkningar).

referenser

1. Wikipedia. (2019). Kaliumnitrit. Återställd från: en.wikipedia.org
2. PrebChem. (2016). Beredning av kaliumnitrit. Återställs från: prepchem.com
3. Mark Gilchrist, Angela C. Shore, Nigel Benjamin. (2011). Oorganiskt nitrat och nitrit och kontroll av blodtryck, kardiovaskulär forskning, volym 89, nummer 3, 15 februari 2011, sidor 492–498, doi.org/10.1093/cvr/cvq309
4. PubChem. (2019). Kaliumnitrit. Återställd från: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
5. Kemisk formulering. (2018). Kaliumnitrit. Återställd från: formulacionquimica.com
6. National Center for Advancing Translational Sciences. (2011). Kaliumnitrit. Återställd från: drugs.ncats.io
7. Richard J. Epley, Paul B. Addis och Joseph J. Warthesen. (1992). Nitrit i kött. University of Minnesota.
8. NR Rao, B. Prakash och M. Natarajan. (1975). Kristallstrukturtransformationer i oorganiska nitriter, nitrater och karbonater. Institutionen för kemi, Indian Institute of Technology, Kanpur, Indien.