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亞硝酸（N(III)對應的含氧酸）

次瀏覽 | 更新時間：2023-05-16

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亞硝酸

N(III)對應的含氧酸

亞硝酸是N(III)對應的含氧酸，是一種弱酸，電離平衡常數(shù)Ka=6.0E-4，只能存在于很稀的冷溶液中，溶液濃縮或加熱時，就分解成H2O和N2O3，后者又會分解成NO2和NO。用于制染料、藥物，并用作試劑。

基本信息

中文名	亞硝酸
外文名	Nitrous acid
氣味	有刺激性氣味
外觀	無色液體
安全術語	S：S1/2 S23 S26 S36 S45

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概述

亞硝酸僅存在于稀的水溶液中，是一種弱酸，由金屬離子和硝酸根離子組成的化合物，硝酸鹽極易溶于水，所以溶液中硝酸根不與其他陽離子反應，硝酸鹽大量存在于自然界中，主要來源是固氮菌固氮形成，或在閃電的高溫下空氣中的氮氣與氧氣直接化合成氮氧化物，溶于雨水形成硝酸，在與地面的礦物反應生成硝酸鹽。重要的有亞硝酸鈉、亞硝酸鉀等。大多是晶體。有致癌作用，需注意安全。用于制染料、藥物，并用作試劑?？捎上跛猁}加熱或與金屬鉛共熔而制得。

結構

分子式：HNO2

分子量：47.013

鍵長：N—OH為143pm，N—O為118pm。

鍵角：HON為102°，ONO為111°。

理化性質

物理性質

外觀與性狀：無色液體。

密度：1.54±0.1 g/cm3(Predicted)

化學性質

弱酸性

HNO2是弱酸，但酸性比醋酸略強：

HNO2? H+ NO2

亞硝酸HNO2是不穩(wěn)定的酸，只能存在于稀的水溶液中，臨用前以NaNO2的冷稀溶液與H2SO4作用而制得：

NaNO2+ H2SO4= NaHSO4+ HNO2

亞硝酸是比醋酸稍強的弱酸，它的電離平衡常數(shù)為4.6x10。亞硝酸溶液遇微熱即分解：

2HNO2= NO + NO2+ H2O

氧化性

亞硝酸及其鹽中N原子具有中間氧化態(tài)+3，雖然它們既具有氧化性又具有還原性，但以氧化性為主，而且它的氧化能力在稀溶液時比NO3離子還強，這一點可從它們在酸性溶液中的標準電極電勢值看出：

酸性溶液中HNO2的ψθ值：

HNO2+ H+ e? NO + H2O ψθ= +0.99V

酸性溶液中HNO3的ψθ值：

NO3+ 4H+ 3e? NO + 2H2O ψθ= +0.95V

在酸性溶液中，HNO2的ψθ值比HNO3的高，所以在稀溶液中NO2可以將I氧化成單質I2，而NO3卻不能氧化I，這是NO2與NO3離子的重要區(qū)別之一。這個反應可用于鑒定NO2離子。

2HNO2+ 2I+ 2H→ 2NO + I2+ 2H2O

還原性

雖然在酸性溶液中HNO2是個較強的氧化劑，但遇到比它氧化性更強的KMnO4，Cl2等強氧化劑時，它也可以表現(xiàn)出還原性，被氧化為硝酸鹽：

5NO2+ 2MnO4+ 6H→5NO3+ 2Mn+ 3H2O

NO2+Cl2+ H2O → NO3+ 2H+ 2Cl

在堿性溶液中NO2的還原性是主要的，空氣中的氧就能把NO2氧化成NO3。

堿性溶液中NO2和O2的ψθ值如下：

NO3+ H2O + 2e? NO2+ 2OHψθ=+0.01V

NO2+ H2O +e? NO + 2OHψθ =-0.46V

O2+ 2H2O + 4e? 4OHψθ =+0.401V

2NO2+ O2→ 2NO3

易生成配位化合物

在NO2離子中，N原子和O原子上都有孤電子對，它們能分別與許多過渡金屬離子生成配位鍵，形成配位化合物，例如[Co（NO2）4]3和[Co（NO2）（NH3）5]2等，它與K離子生成黃色的K3[Co（NO2）6]沉淀、此方法可用于鑒定K離子的存在：

3K+ [Co（NO2）6]→ K3[Co（NO2）6]↓（黃色）

熱穩(wěn)定性

亞硝酸鹽具有很高的熱穩(wěn)定性，可用金屬在高溫下還原硝酸鹽的方法來制備亞硝酸鹽：

Pb（粉） + NaNO3→ PbO + NaNO2

亞硝酸鹽除黃色的AgNO2不溶于水外，一般都易溶于水。

結構

在HNO2分子中，N原子采取sp雜化，生成兩個σ鍵、一個π鍵，還有一對孤電子對，NO2離子為平面三角形結構，N的氧化數(shù)為+3。HNO2有兩種結構：順式和反式。一般來講，反式結構比順式結構穩(wěn)定。

化學反應

亞硝酸

1、加熱急速分解為一氧化氮（NO）和硝酸（HNO3）:

3HNO2→HNO3+H2O+2NO

2、氧化還原標準電極電勢為：

NO2(g)+H++e-=HNO2,E°=1.093V(還原劑)

HNO2+H++e-=NO(g)+H2O,E°=0.996V(氧化劑)

3、脂肪伯胺與亞硝酸反應生成相應的醇，并放出氮氣。

4、芳香伯胺與亞硝酸在低溫和酸性條件下發(fā)生重氮化反應，產物重氮鹽不穩(wěn)定，遇熱分解成為酚與氮氣。

5、脂肪仲胺和芳香仲胺與亞硝酸反應生成N-亞硝基胺，其是不溶于水的黃色油狀物或固體。

6、脂肪叔胺和亞硝酸只形成不穩(wěn)定的鹽。

7、芳香叔胺如N,N-二甲苯胺在酸性條件下可與亞硝酸反應生成4-亞硝基-N,N-二甲苯胺，其為綠色沉淀。

制備方法

必須在冷溶液中制備。

將二氧化氮和氧化氮的混合物溶解在接近零度的水中，即生成亞硝酸的水溶液：

NO2+NO+H2O─→2HNO2

在亞硝酸鹽溶液中加入酸，也可得到亞硝酸的溶液：

NaNO2+HCl─→HNO2+NaCl

亞硝酸在工業(yè)上用于有機合成，使胺類轉變成重氮化合物，從而制備偶氮染料。

亞硝酸有順式和反式之分，其中反式亞硝酸比順式亞硝酸更穩(wěn)定。

通過亞硝酸鹽與酸反應制備：

Ba（NO2）2+ H2SO4→ 2HNO2+ BaSO4

AgNO2+ HCl → HNO2+ AgCl↓

用冰水充分冷卻下，將Ba(NO2)2(或AgNO2)溶于水中，加入稀硫酸(或稀鹽酸)。過濾除去析出的BaSO4(或AgCl)沉淀，亞硝酸留在溶液中。若溶液中有鹽存在也無關系時，在低于0℃下，用鹽酸酸化亞硝酸鈉即可。

檢驗

亞硝酸

硝酸根離子可在酸性介質中，通過和鐵（II）反應產生棕色環(huán)加以定性檢出。

總反應為：

3Fe2++NO3-+4H+→3Fe3++NO+2H2O

雖然該反應已有很久的歷史，但其機理卻是不久前經分光光度法及電位滴定法的系統(tǒng)研究后才弄清楚的：

Fe2++NO3-+2H+→Fe3++NO2+H2O

Fe2++NO2+H+→Fe3++HNO2

Fe2++HNO2+H+→Fe3++NO+H2O

Fe2++NO→FeNO2+

2NO2+H2O→HNO2+NO3-+H+

2HNO2→NO+NO2+H2O

NO+NO3-+H+→NO2+HNO2

其中棕色環(huán)是由FeNO2+（第四步）引起的，速控步則是最后一步。

用途

鑒定試劑

亞硝酸

亞硝酸是區(qū)分伯、仲、叔脂肪胺或芳香胺的鑒定試劑。

農業(yè)用肥料

亞硝酸重要的有：硝酸鈉、硝酸鉀、硝酸銨、硝酸鈣、硝酸鉛、硝酸鈰等。

主要用途是供植物吸收的氮肥，氮元素不僅是氨基酸與蛋白質的主要成分，還可以合成葉綠素，促進光合作用，所以如果植物缺氮就會葉子枯黃。硝酸鈉和硝酸鈣是很好的氮肥。硝酸銨可作肥料，也可制炸藥。由硝酸作用于相應的金屬或金屬氧化物等而制得。無公害蔬菜硝酸鹽的含量應控制在一定范圍內。因此在栽培上施肥應圍繞著降低硝酸鹽含量而進行，故巧施肥是無公害蔬菜生產的關鍵。

制作火藥

硝酸鉀是制黑色火藥的原料。

危害及處理

亞硝酸

硝酸鹽對人體健康的損害不亞于農藥。因為硝酸鹽不僅容易誘發(fā)糖尿病，對腎臟造成的損害也十分嚴重。腎臟是過濾血液和廢物、排泄水分及鹽分的重要器官，如果人們攝取了高濃度的硝酸鹽，腎臟的負擔加重，容易引起溶血性貧血。除此之外，留存在蔬菜內的硝酸鹽在酶和細菌的作用下，被還原成亞硝酸鹽，進而與人體內的蛋白質類物質結合，生成致癌性極強的亞硝酸胺類物質。因此，在吃蔬菜時專家提出如下建議。

慎重選購：消費者應少購溫室里生長的“反季節(jié)蔬菜”。這種蔬菜營養(yǎng)低、口味差，硝酸鹽含量高，過多食用有損健康。應注意選購本地生長的蔬菜。一般來講，經長途販運而來的蔬菜，所含的硝酸鹽往往會成倍增多，要多食根莖和瓜果類蔬菜。

減害處理：對不放心的蔬菜，在食用前應作一定的減害處理，如日曬、漂洗和浸泡等。這些方法是降低菜體內殘留硝酸鹽的有效方法。

科學食用：所購蔬菜不宜長時間存放，多吃熟菜，含硝酸鹽量高的蔬菜應少作涼拌或半生不熟地吃。蔬菜制成熟菜后應盡快吃完，不宜隔夜存放。進食時要充分咀嚼，因為唾液也能使亞硝胺喪失對人體細胞的突變作用。

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