Nitrit

De la Wikipedia, enciclopedia liberă.
Salt la navigare Salt la căutare
Ion nitrit
Nitrit-ion-rezonanță-hibrid.svg
Nitrit-ion-canonical-structures.png
Structura sferică 3D a ionului nitrit
Structura 3D Van der Waals a ionului nitrit
Numele IUPAC
Dioxinitrogen (2-) [1]
Caracteristici generale
Formula moleculară sau brută NU 2 -
numar CAS 14797-65-0
PubChem 946
DrugBank DB12529
ZÂMBETE
N(=O)[O-]
Informații de siguranță
Simboluri de pericol chimic
inflamabil iritant
Atenţie
Fraze H ---
Sfaturi P ---
Structura în grupul funcțional nitroxil

Nitritul este un anion compus dintr-un atom de azot și doi atomi de oxigen încărcați negativ. Formula sa chimică este NO - 2 . În funcție de caz, poate fi considerat o sare sau un ester al acidului azotat .

Nitriții sunt extrem de toxici pentru oameni, în special la copii, deoarece provoacă methemoglobinemie , o formă nefuncțională de hemoglobină care reduce aportul de oxigen către țesuturi și uneori chiar provoacă moartea. Prin reacția cu aminele secundare și amidele prezente în alimente, formează nitrozamine , compuși N- nitrozo- cancerigeni .

Exemple de compuși nitriți

Nitriți anorganici

În chimie anorganică , nitriții sunt săruri ale acidului azotos HNO2. Acestea sunt formate din ionul nitrit NO - 2 . Nitriții de metale alcaline și metale alcalino - pământoase pot fi sintetizați prin reacția unui amestec de monoxid de azot NO și dioxid de azot NO 2 cu corespunzător metalic hidroxid soluției, precum și prin descompunerea termică a corespunzătoare nitratul . Alți nitriți se pot obține prin reducerea nitraților corespunzători.

Nitritul de sodiu este utilizat la prepararea cârnaților deoarece descompune încărcătura bacteriană și, într-o reacție cu mioglobina cărnii, conferă produsului o frumoasă culoare roșu închis. Datorită toxicității azotaților (doza letală pentru oameni este stabilită la aproximativ 22 mg / kg greutate corporală), concentrația maximă permisă în carne este de 200 ppm . În anumite condiții, în special la gătit, nitriții din carne pot reacționa cu produși de descompunere ai aminoacizilor , formând nitrozamine , care sunt notoriu cancerigene .

Nitritul este detectat și analizat prin reacția Griess , care implică formarea unui colorant azoic roșu intens dacă o probă de NO - 2 reacționează cu acid sulfanilic și α-naftilamină în prezența acidului. [2]

Nitriții pot fi reduși la oxid nitric sau amoniac de către diferite specii de bacterii .

Nitriți organici

În chimia organică , nitriții sunt esteri ai acidului azotat și au grupa funcțională nitroxid. Au formula generală RONO, în care R este o grupare arii sau alchil . Nitritul de amil este utilizat în medicină ca tratament pentru bolile de inimă.

Nitriții nu trebuie confundat cu nitrați , acid azotic săruri sau nitro compuși, deși ele au formula RNO 2. Pe de altă parte, anionul nitrit NO - 2 nu trebuie confundat cu cationul nitronium NO + 2 .

Aplicații

Utilizare în industria alimentară

Nitriții pot fi adăugați ca conservanți la următoarele alimente: mezeluri (proaspete, vindecate, fierte), șuncă (vindecate și fierte), semiconserve nesterilizate ( würstel și mortadella ), conserve sterilizate, afumate, în cereale și produse prăjite , pește .

Directiva Parlamentului European 95/2 / CE din 20 februarie 1995 permite adăugarea nitritului de sodiu (E 250) singur sau cu NaCI și nitrit de potasiu (E 249), în limita maximă de 150 mg / kg. De asemenea, permite, ca funcție de rezervă, utilizarea nitriților adăugarea de azotat de sodiu (E 251) și potasiu (E 252) în limita maximă de 250 mg / kg.

Comitetul științific pentru hrană al Comisiei Europene a evaluat aportul zilnic acceptabil de nitriți în ordinea 0,06 mg / kg greutate corporală și 3,7 mg / kg pentru nitrați.

Comitetul FAO - OMS a stabilit o doză zilnică de 0-0,1 mg / kg greutate corporală pentru nitriți.

Legislația italiană este printre cele mai restrictive, deoarece utilizarea este permisă numai pentru carnea conservată.

Legea permite adăugarea în alimente a unei cantități maxime de nitriți egală cu 150 mg pe kg de produs, de 25 ori maximul prezent în legume.

Notă

  1. ^ Nomenclatura chimiei anorganice: Recomandările IUPAC 2005 (Cartea roșie) , Cambridge, The Royal Society of Chemistry , 2005, p. 315, ISBN 978-0-85404-438-2 .
  2. ^ VM Ivanov, The 125th anniversary of Griess’s reactive , în Revista de chimie analitică , vol. 59, nr. 10, 2004, pp. 1002-1005. Traducere din Žurnal Analitičeskoj Khimii , vol. 59, nr. 10, 2004, pp. 1109-1112.

Alte proiecte

linkuri externe

Chimie Portalul chimiei : portalul științei compoziției, proprietăților și transformărilor materiei