نتريت

من ويكيبيديا، الموسوعة الحرة
اذهب إلى: تصفح، ‏ ابحث

نتريت في الكيمياء (بالإنجليزية: Nitrite) هو أملاح M+NO2, وفيه M : كاتيون أحادي التكافؤ و قد يكون النتريت إستر R–O–N=O, حيث تكون R جزيء عضوي) لـ حمض النتريك HNO2. توجد من إسترات حمض النيتريك عدة مركبات تختلف في تركيبها (مصاوغ أي مشابهة الصيغة ) ولكنها على الصورة R-NO2 ، تلك المركبات لا تعد من النترات إذ أن الجزيء العضوي فيها مرتبط بالنتروجين مباشرة.

أنيون نيتريت
إستر
حمض النتريك.


أمثــــلة[عدل]

أملاح حمض النتريك
الإسم الصيغة تسمية صيدلية
نتريت البوتاسيوم KNO2 E 249
نتريت الصوديوم NaNO2 E 250
أمثلة أخرى: أنظر تصنيف: نتريت
إستر حمص النتريك
الإسم الصيغة
Isoamylnitrit Amylnitrit
أمثلة أخرى أنظر تصنيف:إستر

تركيبه[عدل]

أيون النتريت ليس مستقيما وإنما يشكل زاوية مقدارها 115° حيث تتمركزها ذرة النتروجين . وهو يوجد في شكلين متصاوغين رنينيا ، أي تتبادل الربطة الازدواجية بين اليمين واليسار بصفة مستمرة ، كما يوضح الشكل.

التركيب المصاوغ الرنيني لأيون النتريت.

ملحوظة :إذا أردت معرفة المصواغة فأنظر متماكب.


وجـــوده[عدل]

توجد أيونات النتريت في التربة ، وفي المياه ، وفي مصارف المياه ومجاري المدن . وهي تتكون من أكسدة الأمونيوم بالأكسجين بواسطة بكتريا النتريت . وهو يكوّن مركب وسطي عند تأكسد النتروجين كاملا إلى نترات . وتتكون النتريت أيضا في معزل عن الهواء عن طريق البكتريا حيث يتم اختزال أيونات النترات إلى أيونات النتريت.

وفي الصناعة عند معالجة أسطح المعادن ، وبواسطة العمليات الجلفانية ، وعند تنظيف غازات محتوية على أكاسيد النتروجين ، فتصدر من تلك العمليات الصناعية مياه سامة محتوية على النتريت ، ولا بد من معالجة تلك المياه الملوثة قبل تصريفها في المجاري. [1]

استخداماته[عدل]

يسمح للصناعات الغذائية إضافة أملاح النتريت مثل نتريت البوتاسيوم (الرمز الصيدلي E 249 ) و نتريت الصوديوم (الرمز الصيدلي E 250) كمثبتات للون في المصنوعات الغذائية ، وعلى الأخص في اللحم والسجق . وقد أصبح من التعليمات الغذائية في الدول الأوروبية لزوم إضافة أملاح النتريت في صناعة السجق ، ذلك بغرض الوقاية من نوع من البكتريا تصيب السجق ويمكن أن تسبب تسمم سجقي.

في درجات الحرارة العالية يمكن أن تتفاعل أملاح النتريت مع البروتين وتكوّن نتروزامين ، ومعروف عن النتروزامين أنه من المواد التي تتسبب في السرطان . لذلك لا يصح شواء لحم معالج بأملاح النتريت.


أضراره[عدل]

أملاح النتريت لها مفعول سام. فهي تتفاعل مع الأكسجين في أنزيمات تحتوي عل الحديد في الخلايا كما تتفاعل مع الهيموجلوبين في الدم . تفاعل النتريت مع الهيموجلوبين يؤكسده وينتج منهما "ميتهيموجلوبين" Methämoglobin . بذلك يفقد الدم القدرة على نقل الأكسجين في الجسم . كما أن النتريت يتفاعل من البروتينات في الجسم مكونا مادة النتروزامين التي تتسبب في نشأة مرض السرطان.

كذلك يعتبر النتريت ساما للأسماك ، حيث يكون لـ باهاء الماء تاثير خاص بسبب مرور أجزاء حمض النتريك في خياشيم السمك ومنه غلى جسم السمكة. وتبلغ الجرعة المميتة LD50 (الجرعة التي تتسبب في موت 50% من المجموع ) لجميع أسماك المياه العذبة نحو 01و0 مليجرام/لتر.

تنقص الفاعلية الضارة لأملاح النتريت في أسماك المياه المالحة. ذلك لأنه توجد في أسماء المياه المالحة نظام لنقل أيونات الكلوريد ، وتتنافس الكلوريدات مع النتريت في التأثير على جسم السمكة . فإذا كان تركيز الكلوريد 20 جرام /لتر ، وتركيز النتريت 1 مليجرام/لتر تأتي نحو 25.000 أيون كلوريد على كل 1 أيون نتريت . فيغلب مفعول الكلوريد في جسم السمكة على مفعول النتريت.[2]

تنقية المياه[عدل]

تتم تنقية المياه من النتريت المتخلف فيه من عمليات صناعية قبل إلقائه في نهر أو بحر بمعالجة خاصة. [3] وهناك عدة طرق لأداء 1لك:

  • معالجة الماء بإضافة كيماويات مؤكسدة ، ويستخدم لذلك أضافة هيبوكلوريت وبيروكسيد . ويجب مراعاة باهاء الماء (حموضيته أو قلويته) في تلك العملية. فإذا كان الماء محتويا على أحماض ضعيفة كان التفاعل سريعا ويتم بالكامل طبقا للتفاعلات التالية :
\mathrm {NO_2^- + OCl^- \longrightarrow NO_3^- + Cl^- }

أو

\mathrm {NO_2^- + H_2O_2 \longrightarrow NO_3^- + H_2O }

وإذا كانت المياه قلوية فإن التفاعلات تسير ببطء شديد ، بينما في حالة حموضة قوية للمياه عند باهاء pH < 2,0 تتكون غازات نيتروز . هذا التفاعل الاخير يتم كالآتي:

\mathrm {2 NO_2^- + 2 H^+ \longrightarrow NO\uparrow + NO_2\uparrow + H_2 O }

من مساويء استخدام الهيبوكلوريد في تنقية المياه هو زيادة ملوحيته بالكلوريد والنترات . كما يمكن تولد مواد عضوية هالوجينية AOX من الكربوهيدرات في حالة وجود كربوهيدرات في المياه .

وعند استخدام بيروكسيدات يكمن خطر التحلل من خلال فلزات أو أملاح فلزات ، فتصبح عملية تنقية المياه من النتريت ليست مجدية أو اقتصادية .

  • طريقة أخرى للتخلص من النتريت في المياه عن طريق التحلل بواسطة حمض سلفاميك H3NSO3 أو اليوريا.


  • يسير التفاعل الذي يؤدي إلى تحلل النتريت عن طريق الاختزال بواسطة حمض السلفون كالآتي:


\mathrm {NO_2^- + NH_2SO_3H \longrightarrow N_2\uparrow + SO_4^2{^-} + H_3O^+ }

وبالتالي يسير التفاعل مع اليوريا كالآتي:

\mathrm {2NO_2^- + CO(NH_2)_2 + 2 H^+ \longrightarrow CO_2 + 2 N_2\uparrow + 3 H_2O }


عند استخدام حمض السلفاميك (حمض أمينوسلفيوريك ) لتكوين سلفات وحمض فيجب مرعاة ان الحمض لا بد وأن نعادله . ويؤدي ذلك ايضا إلى تزايد محتويات المياه من الأملاح . كما من الممكن تكون غازات أكاسيد النتروجين الضارة .

تلك الصعوبات لا تظهر في حالة استخدام اليوريا لتنقية المياه ، وذلك عند الاحتراس من تكون غازات نيتروز أثناء معالجة المياه. ويمكن التوصل إلى ذلك عبإجراء المعالجة في قبوة مغلقة . في تلك الحالة يمكن أيضا تحلل الأمونيا (NH4+) في نفس الوقت طبقا للتفاعل: [4]

\mathrm {NO_2^- + NH_4^+ \longrightarrow N_2\uparrow + 2 H_2O }

إن استخدام اليوريا في تنقية المياه مفيد في حماية البيئة حيث تنتج منتجات غازية من النتروجين و ثاني أكسيد الكربون وماء. ولا تنشأ زيادة في ملوحية المياه ، ويمكن تصريفها في نهر.

المراجع[عدل]

  1. ^ Gerhard Gutekunst, Waldemar Mzyk. In: WLB Wasser, Luft und Boden. 1-2, 1991, S. 39.
  2. ^ Armin Glaser: Ratgeber Meerwasserchemie. 2008, Rüdiger Latka Verlag, ISBN 978-3-9810570-2-7.
  3. ^ Gerhard Gutekunst, Waldemar Mzyk. In: WLB Wasser, Luft und Boden. 1-2, 1991, S. 39–40.
  4. ^ Gerhard Gutekunst, Waldemar Mzyk. In: WLB Wasser, Luft und Boden. 1-2, 1991, S. 40.

اقرأ أيضا[عدل]