НІТРИТИ

НІТРИТИ — NO₂^–. Систематична назва — діоксонітрат (ІІІ)-іон. Н. розподіляються на Н. металів (Н.м.) — солі нітритної кислоти та Н. органічні (Н.о.) — похідні нітритної кислоти, загальна формула: R-O-N=O (ефіри та ін.). Н. металів у природі практично не зустрічаються. Н. органічні входять до складу всіх рослинних і тваринних організмів. Майже всі Н. металів добре розчинні у воді (крім AgNO₂) та абсолютному C₂H₅OH (крім LiNO₂). Це безбарвні кристалічні речовини, які кристалізуються у вигляді безводних солей (Н. лужних металів та Ag) або у вигляді моногідратів (усі інші). Етери нітритної кислоти — алкілнітрити — безбарвні або блідо-жовті з приємним запахом рідини, малорозчинні у воді, добре — в етанолі або етері.

Одержують Н. металів взаємодією оксидів азоту в лужному середовищі:

NO + NO₂ + 2NaOH 2NaNO₂ + H₂O.

Також Н. металів можна одержати відновленням нітратів або за реакціями обміну. Н. металів утворюються при взаємодії нітроген (І) оксиду з пероксидами металів:

Na₂O₂ + 2N₂O 2NaNO₂ + N₂.

Н. органічні одержують нітрозуванням спиртів:

R-OH + H-O-N = OR-O-N = O + H₂O.

Також вони утворюються при взаємодії AgNO₂ з галогеналкілами, діалкілсульфатами та ін.:

RX + AgNO₂ R-O-N=O + AgX.

Н. металів менш стійкі, ніж нітрати. Крім Н. лужних металів, їх T_{розклад} нижча, ніж T_пл, тому при нагріванні вони розкладаються. Н. малоактивних металів розкладаються на метал, нітрат металу та оксиди Нітрогену, Н. інших металів — на їх оксиди, нітрати металів, оксиди Нітрогену та азот:

2AgNO₂ AgNO₃ + Ag + NO;

t°

4Ba(NO₂)₂ 2BaO + 2Ba(NO₃)₂ + 2NO + N_2.

t°

Оскільки нітритна кислота має дві таутомерні форми, то структурну формулу Н. неактивних металів можна зобразити як Me-NO₂, а всіх інших — Me-O-N=O. Усі солі Н. металів у водних розчинах гідролізовані за аніоном слабкої нітритної кислоти, тому середовище цих розчинів слабколужне. Н. металів виявляють окисно-відновну двоїстість. Тверді Н. металів за звичайних умов киснем повітря не окиснюються, досить стійкі до нього і їх концентровані розчини, лише розведені розчини Н. металів менш стійкі до окиснення. Сильні окисники у кислому середовищі окиснюють Н. металів до нітратів:

3NaNO₂ + K₂Cr₂O₇ + 4H₂SO₄
3NaNO₃ + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 4H₂O

це якісна реакція на NO₂^– (перехід помаранчевого забарвлення в зелене). У нейтральному або кислому середовищі Н. відновлюються:

2KІ + 2NaNO₂ + 2H₂SO₄І₂ + NO + + K₂SO₄ + 2H₂O + Na₂SO₄.

Але під дією дуже сильних відновників (Sn²⁺, NH₄⁺) Н. можуть відновлюватися також до N₂O та N₂. У лужному середовищі Н. відновлюються до NH₃:

NaNO₂ + 3Zn + 2NaOH + 2H₂O = NH₃ + + 3NaHZnO₂.

Дуже часто Н.-іон виступає в ролі ліганду в комплексних сполуках. Більшість цих комплексів, в яких іонами зовнішньої сфери є катіони лужних металів та NH₄⁺, а комплексоутворювачем — іони Со³⁺, Rh³⁺, Ir³⁺ — малорозчинні і широко використовуються в аналітичній хімії цих елементів.

Н. органічні легко гідролізуються з виділенням оксидів Нітрогену, тому зберігати їх потрібно над зневоднювальними агентами. Деякі Н. органічні (амілнітрит) використовують для введення нітрозогрупи в інші органічні сполуки.

Фізіологічна дія Н. подібна до дії нітратів. Вони прискорюють пульс, розширюють артерії, викликають швидке зниження АТ. Терапевтичну дію Н. мають тільки при застосуванні їх у низьких дозах. При високих концентраціях або при більш тривалій дії Н. збуджують нервову систему, викликають утворення метгемоглобіну, що може спричинити смерть.

Краткая химическая энциклопедия. — М., 1988; Порин М.Е. Технология минеральных солей. — Л., 1961; Суховєєв В.В., Сенченко Г.Г., Ковтун Г.О., Приплавко С.О. Металовмісні лікарські препарати. — К., 2000; Чекман И.С., Пелещук А.П., П’ятак О.А. и др. Справочник по клинической фармакологии и фармакотерапии. — К., 1987.