KALIUMNITRIT (KNO2): STRUKTUR, EIGENSCHAFTEN UND VERWENDUNG - CHEMIE - 2025

Der Kaliumnitrit ist ein anorganisches Salz mit der chemischen Formel KNO ₂ , das chemisch und pharmakologisch mit dem Kaliumnitrat KNO bezogen ₃ . Sein physikalisches Erscheinungsbild besteht aus gelblich-weißen Kristallen, die stark hygroskopisch und daher zerfließend sind. Das heißt, sie lösen sich in feuchten Umgebungen schnell auf.

Seine Formel zeigt an, dass das Verhältnis der K ^{+ -} und NO ₂ ^- -Ionen 1: 1 beträgt und sie durch elektrostatische Kräfte oder durch Ionenbindungen verbunden bleiben. Für seine Kristalle wurden offenbar keine reinen natürlichen Quellen gefunden, obwohl Nitritanionen in Böden, Düngemitteln, Pflanzen und Tieren vorkommen.

Kaliumnitritkristalle. Quelle: Leiem

Das Bild oben zeigt, wie KNO ₂ -Kristalle mit ausgeprägten Gelbtönen aussehen . Wenn diese Kristalle mit der Luft in Kontakt bleiben, nehmen sie Feuchtigkeit auf, bis sie zu einer wässrigen Lösung werden. Lösung, die Kontroversen darüber ausgelöst hat, ob ihre Verwendung für medizinische Zwecke von Vorteil ist oder nicht.

Andererseits werden seine Kristalle in sehr geringen Mengen (200 ppm) verwendet, um Fleisch zu salzen und seine Konservierung gegen Bakterienwirkung zu gewährleisten. Ebenso verbessert KNO ₂ die Farbe von Fleisch und macht es rötlicher. Es unterliegt jedoch mehreren Einschränkungen, um die toxischen Wirkungen dieses Salzes im Körper zu vermeiden.

Struktur von Kaliumnitrit

Ionen, aus denen das KNO2 besteht, werden mit einem Modell aus Kugeln und Balken dargestellt. Quelle: MarinaVladivostok.

Die in Kaliumnitrit vorhandenen Ionen sind oben gezeigt. Die K ⁺ Kations entspricht den purpurroten Kugel, während die NO ₂ ^- Anionen durch die bläulichen und rote Kugeln dargestellt.

Das Anion NO ₂ ^- ist mit einer Doppel- und einer Einfachbindung gezeigt ^- ; In Wirklichkeit sind beide Bindungen das gleiche Produkt der Resonanz der negativen Ladung zwischen ihnen.

Die K ^{+ -} und NO ₂ ^- -Ionen ziehen sich im Raum an, bis sie ein Strukturmuster mit der geringsten Energie organisieren. Hier sind die Abstoßungen zwischen gleichen Ladungen minimal. Und so entstehen KNO ₂ -Kristalle , deren Elementarzelle Temperaturänderungen ausgesetzt ist, bei denen es sich um Phasenübergänge handelt.

Beispielsweise nehmen KNO ₂ -Kristalle bei niedrigen Temperaturen (weniger als 25 ° C) ein monoklines System an (Phase I). Wenn die Temperatur 25 ° C überschreitet, tritt ein Phasenübergang von monoklin zu rhomboedrisch (Phase II) auf. Schließlich ändern sich oberhalb von 40 ° C die KNO ₂ -Kristalle in kubische (Phase III).

KNO ₂ kann auch unter hohem Druck andere kristalline Phasen (Phasen IV, V und VI) aufweisen. Damit bewegen und ordnen sich die K ^{+ -} und NO ₂ ^- -Ionen in ihren reinen Kristallen auf unterschiedliche Weise.

Eigenschaften

Molekulare Masse

85,1038 g / mol.

Dichte

1,9150 g / ml.

Schmelzpunkt

440,02 ° C (beginnt sich jedoch ab 350 ° C zu zersetzen und setzt giftige Dämpfe frei).

Siedepunkt

537 ° C (explodiert).

Wasserlöslichkeit

312 g / 100 g Wasser bei 25 ° C.

Zerfließen

Seine Löslichkeit in Wasser ist so, dass es hygroskopisch ist; so sehr, dass es zerfließt und genug Feuchtigkeit aufnimmt, um sich aufzulösen. Diese Affinität zu Wasser kann auf die energetische Stabilität zurückzuführen sein, die K ⁺ -Ionen bei der Hydratation erhalten, sowie auf eine geringe Enthalpie des Kristallgitters für KNO ₂ -Kristalle .

Die Kristalle können Wasser absorbieren, ohne sich zu einem Hydrat, KNO ₂ · H ₂ O, aufzulösen . Im Hydrat befindet sich das Wassermolekül, das die Ionen begleitet, wodurch die Kristallstruktur modifiziert wird.

Dieses Hydrat (oder mehrere von ihnen) kann unterhalb von -9 ° C gebildet werden; Bei höheren Temperaturen löst und hydratisiert das Wasser die Ionen und verformt den Kristall.

Löslichkeit in anderen Lösungsmitteln

In heißen Alkoholen schwer löslich und in Ammoniak sehr gut löslich.

pH

6-9. Seine wässrigen Lösungen sind daher alkalisch, da die NO ₂ ^- Anion hydrolysiert werden kann.

Nomenklatur

KNO ₂ kann auch auf andere Weise benannt werden. "Kaliumnitrit" entspricht dem Namen für dieses Salz gemäß der Stammnomenklatur; "Kaliumnitrit" gemäß der systematischen Nomenklatur, in der die einzige Wertigkeit von Kalium hervorgehoben ist, +1; und Kaliumdioxonitrat (III) gemäß der systematischen Nomenklatur.

Der Name "Kaliumdioxonitrat (III)" hebt die +3 Wertigkeit des Stickstoffatoms hervor. Obwohl dies der von der IUPAC am meisten empfohlene Name für KNO _{2 ist} , ist „Kaliumnitrit“ weiterhin der bequemste und am einfachsten zu merkende.

Erhalten

Der direkteste Weg zur Synthese, jedoch mit geringerer Ausbeute, ist die thermische Zersetzung von Kaliumnitrat oder Salpeter bei 400 ° C oder mehr:

2KNO ₃ => KNO ₂ + O ₂

Ein Teil des KNO ₂ wird jedoch zusätzlich zu anderen gebildeten Produkten durch Wärme zersetzt.

Ein anderes Verfahren zur Herstellung oder Synthese mit einer höheren Ausbeute besteht darin, das KNO ₃ in Gegenwart von Blei, Kupfer oder Zink zu reduzieren . Die Gleichung für diese Reaktion lautet wie folgt:

KNO ₃ + Pb => KNO ₂ + PbO

Kaliumnitrat und Blei werden in einer Eisenpfanne stöchiometrisch gemischt, wo sie unter ständigem Rühren und Erhitzen für eine halbe Stunde schmelzen. Blei (II) oxid hat eine gelbe Farbe und die resultierende Masse wird heiß pulverisiert und mit kochendem Wasser behandelt. Dann wird die heiße Mischung filtriert.

Das heiße Filtrat wird fünf Minuten lang mit Kohlendioxid durchperlt, woraufhin unlösliches Bleicarbonat, PbCO ₃ , ausfällt . Auf diese Weise wird das Blei vom Filtrat getrennt. Dem Filtrat wird verdünnte Salpetersäure zugesetzt, bis der pH-Wert neutral ist, es abkühlen gelassen wird und schließlich das Wasser verdampft wird, so dass sich die KNO ₂ -Kristalle bilden .

Anwendungen

Additiv und Reagenz

Kaliumnitrit wird als Zusatzstoff zur Heilung von rotem Fleisch verwendet, wobei sein Geschmack und seine Farbe während der Lagerung länger erhalten bleiben und die Wirkung von Bakterien und bestimmten Toxinen wie Botulinum verzögert wird. Daher zeigt es eine antibakterielle Wirkung.

KNO ₂ wird zu NO oxidiert, das mit Myoglobin im Fleisch reagiert und folglich seine natürliche rote Farbe ändert. Später, wenn das Fleisch gekocht wird, erhält es seine charakteristische kräftige rosa Farbe.

Unter unspezifischen Bedingungen reagiert KNO _{2 jedoch} mit Fleischproteinen unter Bildung von Nitrosaminen, die krebserregend werden können.

Andererseits ist KNO ₂ (obwohl vorzugsweise NaNO ₂ ) ein analytisches Reagenz, das bei der Synthese von Azofarbstoffen (der Reaktion von salpetriger Säure mit aromatischen Aminen) und bei der Analyse von Aminosäuren verwendet werden kann.

Gegenmittel

Obwohl es negative Auswirkungen hat, wirkt KNO ₂ als Gegenmittel bei Patienten, die mit Cyaniden und Schwefelwasserstoff vergiftet sind. Sein Mechanismus besteht aus Oxidieren den Fe ²⁺ zu Fe ³⁺ Zentren von den Hämoglobin - Gruppen, Methämoglobin Herstellung, die dann reagiert mit der CN ^- und HS ^- Anionen .

Ärzte

Im Magensaft des Magens wird das Anion NO ₂ ^- zu NO reduziert, von dem bekannt ist, dass es eine vasodilatatorische Wirkung hat und die Durchblutung erhöht. In anderen Körperregionen, in denen der pH-Wert nicht sauer genug ist, sind einige Enzyme wie Xanthinoxidoreduktase für die Reduktion von NO ₂ ^{- verantwortlich} .

KNO ₂ wurde zur Behandlung von Krankheiten und Beschwerden wie Angina pectoris und Epilepsie (mit sehr negativen Nebenwirkungen) eingesetzt.

Verweise

1. Wikipedia. (2019). Kaliumnitrit. Wiederhergestellt von: en.wikipedia.org
2. PrebChem. (2016). Herstellung von Kaliumnitrit. Wiederhergestellt von: prepchem.com
3. Mark Gilchrist, Angela C. Shore und Nigel Benjamin. (2011). Anorganisches Nitrat und Nitrit und Kontrolle des Blutdrucks, Cardiovascular Research, Band 89, Ausgabe 3, 15. Februar 2011, Seiten 492–498, doi.org/10.1093/cvr/cvq309
4. PubChem. (2019). Kaliumnitrit. Wiederhergestellt von: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
5. Chemische Formulierung. (2018). Kaliumnitrit. Wiederhergestellt von: formulacionquimica.com
6. Nationales Zentrum zur Förderung der translationalen Wissenschaften. (2011). Kaliumnitrit. Wiederhergestellt von: drugs.ncats.io
7. Richard J. Epley, Paul B. Addis und Joseph J. Warthesen. (1992). Nitrit im Fleisch. Universität von Minnesota.
8. NR Rao, B. Prakash und M. Natarajan. (1975). Kristallstrukturumwandlungen in anorganischen Nitriten, Nitraten und Carbonaten. Institut für Chemie, Indian Institute of Technology, Kanpur, Indien.