Química Análitica

1. Introdução

 Ânion Nitrito

O íon de nitrito, que tem a fórmula química NO2-, representa um ânion simétrico com comprimentos de ligação N-S iguais e um ângulo de ligação S-N-S de aproximadamente 120°. Após a protonação, a fraco de ácido nitroso ácido instável é produzido. Nitrito pode ser oxidado ou reduzido, com o produto um pouco dependente do oxidante / redutor e a sua força. O íon de nitrito é um ligante ambidentados, e é conhecido por ligar-se a centros de metal em pelo menos cinco formas diferentes. Nitrito também é importante na bioquímica como uma fonte do potente vasodilatador óxido nítrico. Em química orgânica o grupo NO2 está presente em ésteres de ácidos nitrosos e compostos nitro. Os nitritos são também usados na indústria de produção de alimentos para o tratamento de carne.

Sais de nitrito

Nitrito de sódio feitas industrialmente fazendo passar "vapores nitrosos" para hidróxido de sódio aquoso ou solução de carbonato de sódio:

NO + NO2 + 2NaOH ( ou Na2CO3 ) → 2NaNO2 + H2O (ou CO2)

O produto é purificado por recristalização. Nitritos de metais alcalinos são termicamente estáveis até e além do seu ponto de fusão (441 ° C para KNO2). Nitrito de amônio pode ser feito a partir de trióxido de diazoto, N2O3, que é formalmente chamado de anidrido de ácido nitroso:

2NH3 + H2O + N2O3 → 2NH4NO2

Este composto pode sofrer uma decomposição explosiva no aquecimento.

Em química orgânica nitritos são utilizados em reações de diazotização .

Estrutura

O íon nitrito tem uma estrutura simétrica, com ambas as ligações N - O que tem igual comprimento. Em teoria ligação de valência, que é descrito como um híbrido de ressonância com contribuições iguais de duas formas simétricas que são imagens de espelho um do outro. Em teoria molecular orbital, existe uma ligação sigma entre cada átomo de oxigênio e o átomo de azoto, e uma ligação pi deslocalizados feitos a partir das orbitais p de átomos de azoto e oxigênio , que é perpendicular ao plano da molécula . A carga negativa do íon é distribuída igualmente sobre os dois átomos de oxigênio. Os dois átomos de nitrogênio e oxigênio levam um par solitário de elétrons. Portanto, o íon nitrito é uma base de Lewis. Além disso, ele pode atuar como um ligante para um íon de metal ambidentado, de doar um par de elétrons a partir de ambos os átomos de azoto ou oxigênio.

 Ânion Hipoclorito

Em química, o hipoclorito é um íon de composto de cloro e de oxigênio, com a fórmula química ClO-. Pode combinar-se com um número de contra- íons para formar os hipocloritos, que também podem ser considerados como os sais de ácido hipocloroso. Exemplos comuns incluem o hipoclorito de sódio (água sanitária) e hipoclorito de cálcio (pó descolorante, piscina "Cloro").

Hipocloritos são frequentementes bastante instável na sua forma pura e por esta razão são normalmente tratados como soluções aquosas. Suas principais aplicações são como agentes de branqueamento, desinfecção e tratamento de água, mas eles também são usados em química para cloração e oxidação reações.

Preparação

Uma variedade de hipoclorito pode ser formado por uma reação de desproporcionação entre o gás de cloro e de hidróxidos de metal. A reação deve ser realizada a cerca de temperatura ambiente, como a continuação da oxidação irá ocorrer a temperaturas mais elevadas que levam à formação de cloratos. Este processo é utilizado para a produção industrial de hipoclorito de sódio (NaClO) e hipoclorito de cálcio (Ca(ClO)2) .

Cl2 + 2 NaOH → NaCl + H2O + NaClO

2 Cl2 + Ca(OH)2 → CaCl2 + Ca(ClO)2 + H2O

Grandes quantidades de hipoclorito de sódio também são produzidos eletroquimicamente através de um processo alcalinos não separados. Neste processo de salmoura é eletrolisado para formar Cl2, que se dissocia em água para formar hipoclorito. Esta reação deve ser executado em condições não ácido para evitar o gás de cloro de borbulhamento da solução:

Cl2 + 2 NaOH → NaCl + NaClO + H2O

2 Cl2 + Ca(OH)2 → CaCl2 + Ca(ClO)2 + H2O

Pequenas quantidades de hipocloritos mais invulgares também podem ser formadas por uma reação de metáfise entre o sal de hipoclorito de cálcio e de sulfatos de metal diferentes. Esta reação é realizada em água e baseia-se na formação de sulfato de cálcio insolúvel, o que irá precipitar a partir da solução, conduzindo a reação até ao fim.

Ca(ClO)2 + 2 MSO4 → 2 MClO + CaSO4

Biossíntese

O sistema imunitário humano gera quantidades diminutas de hipoclorito durante a destruição de agentes patogênicos. Isto tem lugar no interior das células brancas do sangue especiais, chamados granulócitos neutrófilos, que engolir vírus e bactérias numa vacúolo intracelular chamado fagossoma, onde eles são digeridos. Parte do mecanismo de digestão envolve uma explosão respiratória mediada por enzima, a qual produz os compostos derivados de oxigênio reativas, incluindo dismutase (a qual é produzida pela NADPH-oxidase). Superóxido decai para oxigênio e peróxido de hidrogênio, que é utilizado numa reação catalisada por mieloperoxidase para converter o cloreto de hipoclorito.

Compostos

A estabilidade é o fator limitante para a formação de sais de hipoclorito e , muito simplesmente, não pode ser formada . Apenas o hipoclorito de lítio LiOCl , hipoclorito de cálcio Ca(OCl)2 e bário hipoclorito de Ba(ClO)2 foram isolados como compostos anidros puros, todos os quais são sólidos . Uma ampla variedade de compostos de existir em solução aquosa e, em geral, quanto maior for a diluição, a sua estabilidade maior.

Os sais de metal alcalino diminuir em termos de estabilidade para baixo o grupo. Hipoclorito de lítio anidro é estável à temperatura ambiente, no entanto, o hipoclorito de sódio não tem ser preparado mais seco do que o penta-hidrato (NaOCl • ( H2O ) 5 ) . Este é instável acima de 0 ° C, [ 3 ] , embora a soluções mais diluídas encontradas como lixívia doméstica possui melhor estabilidade . Hipoclorito de potássio (KOCl) é conhecida apenas em solução.

Não é