Нітрити

Нітрит натрію		Нітрит калію

Нітрити є більш стійкимим, аніж нітритна кислота, особливо нітрити лужних металів, які плавляться без розкладання; інші ж при нагріванні розкладаються: нітрит ртуті при 75 °C, нітрит срібла °C при 140 °C, нітрит барію при 200 °C.

Нітрити лужних і лужноземельних металів легкорозчинні, інші сполуки цього ряду, окрім нітриту срібла, мають помірну розчинність.

Усі нітрити є токсичними.

Нітрити лужних металів синтезують прокалюванням відповідних нітратів:

${\displaystyle \mathrm {2NaNO_{3}{\xrightarrow {t}}\ 2NaNO_{2}+O_{2}} }$

Чистота кінцевого продукту за цим методом не перевищує 60%, тому для очищення нітриту проводять перекристалізацію, котра збільшує його вміст до 99%. При використанні відновників на кшталт коксу, свинцю або заліза стає можливим відновлення нітрату за помірних температур й отримання кращого виходу:

${\displaystyle \mathrm {2NaNO_{3}+C\longrightarrow 2NaNO_{2}+CO_{2}} }$

${\displaystyle \mathrm {NaNO_{3}+Pb\longrightarrow NaNO_{2}+PbO} }$

Деякі нітрити можна отримати шляхом пропускання суміші оксидів азоту крізь розчини їхніх гідроксидів, карбонатів або сульфідів:

${\displaystyle \mathrm {Ba(OH)_{2}+NO+NO_{2}\longrightarrow Ba(NO_{2})_{2}+H_{2}O} }$

При використанні оксиду азоту(III) вдається отримати практично чисті розчини нітритів:

${\displaystyle \mathrm {Li_{2}O+N_{2}O_{3}\longrightarrow 2LiNO_{2}} }$

${\displaystyle \mathrm {2NH_{3}+N_{2}O_{3}+H_{2}O\longrightarrow 2NH_{4}NO_{2}} }$

Для синтезу малорозчинного нітриту срібла або інших стійких нітритів застосовується реакція обміну у розчині:

${\displaystyle \mathrm {AgNO_{3}+NaNO_{2}\longrightarrow AgNO_{2}\downarrow +\ NaNO_{3}} }$

${\displaystyle \mathrm {KNO_{3}+NaNO_{2}\longrightarrow KNO_{2}+NaNO_{3}} }$

Як солі, що утворені слабкою кислотою, вони розкладаються іншими кислотами, а у воді гідролізуються:

${\displaystyle \mathrm {NaNO_{2}+H_{2}SO_{4}\longrightarrow NaHSO_{4}+HNO_{2}} }$

${\displaystyle \mathrm {KNO_{2}\rightleftarrows \ K^{+}+{NO_{2}}^{-}} }$

Нітрити є доволі сильними відновниками:

${\displaystyle \mathrm {KNO_{2}+Br_{2}+H_{2}O\longrightarrow KNO_{3}+2HBr} }$

При відновленні нітритів амальгамою натрію утворюються гіпонітрити:

${\displaystyle \mathrm {2NaNO_{2}+4Na^{Hg}+2H_{2}O\longrightarrow Na_{2}N_{2}O_{2}+4NaOH} }$

${\displaystyle \mathrm {2AgNO_{2}+4Na^{Hg}+2H_{2}O\longrightarrow Ag_{2}N_{2}O_{2}\downarrow +\ 4NaOH} }$

У рідкому аміаку реакція відновлення натрієм протікає із утворенням нітроксилатів:

${\displaystyle \mathrm {2NaNO_{2}+2Na\ {\xrightarrow {NH_{3}}}\ Na_{4}N_{2}O_{4}} }$

Нітрити можуть реагувати з амінами. Ця взаємодія має велике значення для отримання діазосполук, що застосовуються як барвники:

${\displaystyle \mathrm {NaNO_{2}+R{-}NH_{2}+2HCl\longrightarrow R{-}N{=}NCl+NaCl+2H_{2}O} }$

Нітрити використовуються як відбілювачі, складові антикорозійного покриття та вибухівки. Поширений нітрит натрію застосовується у синтезі гідроксиламіну та у виробництві органічних діазобарвників.

У харчовій промисловості застосовують нітрит калію та натрію, що у класифікації харчових додатків мають позначення E249 і E250 відповідно. Вони є фіксаторами кольору та консервантами[1].

• Нітрати

• Jones, K. The Chemistry of Nitrogen. — Pergamon Press, 1973. — Vol. 2. — P. 366—375. — ISBN 978-0-08-018796-9. (англ.)
• Greenwood, N. N., Earnshaw, A. Chemistry of the Elements. — 2nd. — Oxford : Butterworth-Heinemann, 1997. — P. 462—463. — ISBN 0-7506-3365-4. (англ.)
• Голуб А. М. Загальна та неорганічна хімія / За ред. Н. Д. Рогози. — Київ : Вища школа, 1971. — Т. 2. — С. 28—29.
• Реми Г. Курс неорганической химии / Под ред. А. В. Новоселовой. — М. : ИИЛ, 1963. — Т. 1. — С. 649—650. (рос.)
• Чирва В. Я., Ярмолюк С. М., Толкачова Н. В., Земляков О. Є. Органічна хімія. — Львів : БаК, 2009. — 996 с. — ISBN 966-7065-87-4.

• НІТРИТИ //Фармацевтична енциклопедія