- Estrutura do ácido nitroso
- Propriedades
- Nomes químicos
- Descrição física
- Peso molecular
- Constante de dissociação
- Ponto de fusão
- Ponto de ebulição
- Formação de sal
- Potencial de fogo
- Decomposição
- Agente redutor
- Agente oxidante
- Nomenclatura
- Síntese
- Riscos
- Formulários
- Produção de sais de diazônio
- Eliminação de azida sódica
- Síntese de oximas
- Em sua forma salina
- Referências
O ácido nitroso é um ácido inorgânico fraco, a fórmula química HNO 2. É encontrada principalmente em solução aquosa com uma cor azul clara. É muito instável e rapidamente se decompõe em óxido nítrico, NO, e ácido nítrico, HNO 3.
Geralmente é encontrado em solução aquosa na forma de nitritos. Também vem naturalmente da atmosfera como resultado da reação do óxido nítrico com a água. Lá, especificamente na troposfera, o ácido nitroso intervém na regulação da concentração de ozônio.
Solução de ácido nitroso em um béquer. Fonte: Nenhum autor legível por máquina fornecido. O cientista louco ~ commonswiki assumiu (com base em reivindicações de direitos autorais).
A imagem acima mostra uma solução de HNO 2 onde a cor azul pálida característica deste ácido pode ser vista. É sintetizado dissolvendo o trióxido de nitrogênio, N 2 O 3, na água. Da mesma forma, é o produto da acidificação de soluções de nitrito de sódio a baixas temperaturas.
O HNO 2 tem pouco uso comercial, sendo utilizado na forma de nitrito na preservação de carnes. Por outro lado, é utilizado na produção de corantes azo.
É utilizado, juntamente com o tiossulfato de sódio, no tratamento de pacientes com intoxicação por cianeto de sódio. Porém, é um agente mutagênico, e acredita-se que possa causar substituições nas bases das cadeias de DNA, por meio de uma desaminação oxidativa da citosina e adenina.
O ácido nitroso tem um comportamento duplo, pois pode se comportar como um agente oxidante ou como um agente redutor; isto é, pode ser reduzido a NO ou N 2, ou oxidado a HNO 3.
Estrutura do ácido nitroso
Isômeros cis (esquerda) e trans (direita) com as respectivas estruturas moleculares de HNO2. Fonte: Ben Mills.
A imagem superior mostra a estrutura molecular do ácido nitroso usando um modelo de esferas e bastões. O átomo de nitrogênio (esfera azul) está localizado no centro da estrutura, formando uma ligação dupla (N = O) e uma ligação simples (NO) com os átomos de oxigênio (esferas vermelhas).
Observe que o átomo de hidrogênio (esfera branca) está ligado a um dos oxigênios e não diretamente ao nitrogênio. Portanto, sabendo disso, a fórmula estrutural do HNO 2 é ou, e não existe essa ligação HN (como a fórmula química pode levar você a pensar).
As moléculas da imagem correspondem às de uma fase gasosa; na água eles são rodeados por moléculas de água, que podem aceitar o íon hidrogênio (fracamente) para formar os íons NO 2 - e H 3 O +.
Suas estruturas podem assumir duas formas: cis ou trans, chamados de isômeros geométricos. No isômero cis, o átomo H é eclipsado pelo átomo de oxigênio vizinho; enquanto no isômero trans, ambos estão em posições anti ou opostas.
No isômero cis, é provável a formação de uma ponte de hidrogênio intramolecular (OH-NO), que pode perturbar as intermoleculares (ONOH-ONOH).
Propriedades
Nomes químicos
-Ácido nitroso
-Ácido dioxonítrico (III)
Hidróxido de nitrosila
-Hidroxidoxidonitrogênio (Nome Sistemático IUPAC)
Descrição física
Líquido azul claro, correspondente à solução de nitrito.
Peso molecular
47,013 g / mol.
Constante de dissociação
É um ácido fraco. Seu pKa é 3,35 a 25ºC.
Ponto de fusão
Só é conhecido em solução. Portanto, seu ponto de fusão não pode ser calculado, nem seus cristais podem ser isolados.
Ponto de ebulição
Como ela não existe pura senão na água, as medidas dessa propriedade não são precisas. Por um lado, depende da concentração de HNO 2 e, por outro, seu aquecimento provoca sua decomposição. É por isso que um ponto de ebulição exato não é informado.
Formação de sal
Forma nitritos solúveis em água com Li +, Na +, K +, Ca 2+, Sr 2+, Ba 2+. Porém, não forma sais com cátions polivalentes, como: Al 3+ e / ou Be 2+ (devido à sua alta densidade de carga). É capaz de formar ésteres estáveis com álcoois.
Potencial de fogo
É inflamável por reações químicas. Pode explodir ao entrar em contato com o tricloreto de fósforo.
Decomposição
É um composto muito instável e, em solução aquosa, se decompõe em óxido nítrico e ácido nítrico:
2 HNO 2 => NO 2 + NO + H 2 O
4 HNO 2 => 2 HNO 3 + N 2 O + H 2 O
Agente redutor
O ácido nitroso em solução aquosa ocorre na forma de íons nitrito, NO 2 -, que sofrem várias reações de redução.
Reage com os íons I - e Fe 2+, na forma de nitrito de potássio, para formar óxido nítrico:
2 KNO 2 + KI + H 2 SO 4 => I 2 + 2 NO + 2 H 2 O + K 2 SO 2
O nitrito de potássio na presença de íons de estanho é reduzido para formar óxido nitroso:
KNO 2 + 6 HCl + 2 SnCl 2 => 2 SnCl 4 + N 2 O + 3 H 2 O + 2 KCl
O nitrito de potássio é reduzido pelo Zn em meio alcalino, formando amônia:
5 H 2 O + KNO 2 + 3 Zn => NH 3 + KOH + 3 Zn (OH) 2
Agente oxidante
Além de ser um agente redutor, o ácido nitroso pode intervir nos processos de oxidação. Por exemplo: oxida o sulfeto de hidrogênio, transformando-se em óxido nítrico ou amônia, dependendo da acidez do meio em que ocorre a reação.
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
O ácido nitroso, em um ambiente de pH ácido, pode oxidar o íon iodeto a iodo.
HNO 2 + I - + 6 H + => 3 I 2 + NH 3 + 2 H 2 O
Também pode atuar como agente redutor, agindo sobre o Cu 2+, causando o ácido nítrico.
Nomenclatura
O HNO 2 pode receber outros nomes, que dependem do tipo de nomenclatura. O ácido nitroso corresponde à nomenclatura tradicional; ácido dioxonítrico (III), para a nomenclatura de estoque; e dioxonitrato de hidrogênio (III), para a sistemática.
Síntese
O ácido nitroso pode ser sintetizado pela dissolução de trióxido de nitrogênio em água:
N 2 O 3 + H 2 O => 2 HNO 2
Outro método de preparação consiste na reação do nitrito de sódio, NaNO 3, com ácidos minerais; tais como ácido clorídrico e ácido bromídrico. A reação é realizada a baixa temperatura e o ácido nitroso é consumido in situ.
NaNO 3 + H + => HNO 2 + Na +
O íon H + vem de HCl ou HBr.
Riscos
Dadas suas propriedades e características químicas, existem poucas informações sobre os efeitos tóxicos diretos do HNO 2. Talvez alguns efeitos prejudiciais que se acredita serem produzidos por esse composto sejam na verdade causados pelo ácido nítrico, que pode ser causado pela quebra do ácido nitroso.
Observa-se que o HNO 2 pode ter efeitos nocivos no trato respiratório e ser capaz de produzir sintomas irritantes em pacientes asmáticos.
Na forma de nitrito de sódio, é reduzido pela desoxiemoglobina, produzindo óxido nítrico. É um vasodilatador potente que produz relaxamento da musculatura lisa vascular, estimando uma dose de DL50 de 35 mg / kg para consumo oral em humanos.
A toxicidade do nitrito de sódio se manifesta por colapso cardiovascular, seguido de hipotensão severa, devido à ação vasodilatadora do óxido nítrico, produzido a partir do nitrito.
O dióxido de nitrogênio, NO 2, presente no ar poluído (smog), sob certas condições pode dar origem ao ácido nitroso; que, por sua vez, pode reagir com aminas para formar nitrosaminas, uma gama de compostos cancerígenos.
Uma reação semelhante ocorre com a fumaça do cigarro. Resíduos de nitrosamina foram encontrados aderindo ao revestimento interno de veículos para fumantes.
Formulários
Produção de sais de diazônio
O ácido nitroso é utilizado na indústria na produção de sais de diazônio, por meio de sua reação com aminas aromáticas e fenóis.
HNO 2 + ArNH 2 + H + => = NAr ArNH + H 2 S
Os sais de diazônio são usados em reações de síntese orgânica; por exemplo, na reação de Sandmeyer. Nessa reação ocorre a substituição de um grupo amino (H 2 N-), em uma amina aromática primária, pelos grupos Cl -, Br - e CN -. Para obter esses produtos aromáticos, são necessários sais cuprosos.
Os sais de diazônio podem formar compostos azo brilhantes que são usados como corantes e também servem como um teste qualitativo para a presença de aminas aromáticas.
Eliminação de azida sódica
O ácido nitroso é usado para a eliminação da azida sódica (NaN 3), que é potencialmente perigosa devido à sua tendência a explodir.
2 NaN 3 + 2 HNO 2 => 3 N 2 + 2 NO + 2 NaOH
Síntese de oximas
O ácido nitroso pode reagir com grupos cetona para formar oximas. Estes podem ser oxidados para formar ácidos carboxílicos ou reduzidos para formar aminas.
Esse processo é utilizado na preparação comercial do ácido adípico, monômero utilizado na produção do náilon. Também atua na produção de poliuretano e seus ésteres são plastificantes, principalmente em PVC.
Em sua forma salina
O ácido nitroso, na forma de nitrito de sódio, é utilizado no tratamento e preservação de carnes; pois impede o crescimento bacteriano e é capaz de reagir com a mioglobina, produzindo uma cor vermelho-escura que torna a carne mais atrativa para o consumo.
Este mesmo sal é usado, em conjunto com o tiossulfato de sódio, no tratamento intravenoso de envenenamento por cianeto de sódio.
Referências
- Graham Solomons TW, Craig B. Fryhle. (2011). Química orgânica. Aminas. (10 th Edition.). Wiley Plus.
- Shiver & Atkins. (2008). Química Inorgânica. (Quarta edição). Mc Graw Hill.
- PubChem. (2019). Ácido nitroso. Recuperado de: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
- Softschools. (2019). Ácido nitroso. Recuperado de: Softschools.com
- Wikipedia. (2019). Ácido nitroso. Recuperado de: en.wikipedia.org
- Royal Society of Chemistry. (2015). Ácido nitroso. Recuperado de: chemspider.com
- Enciclopédia do Novo Mundo. (2015). Ácido nitroso. Recuperado de: newworldencyclopedia.org
- DrugBank. (2019). Ácido nitroso. Recuperado de: drugbank.ca
- Formulação Química. (2018). HNO 2. Recuperado de: formulacionquimica.com