NITRITE DE POTASSIUM (KNO2): STRUCTURE, PROPRIÉTÉS ET UTILISATIONS - CHIMIE - 2025

Le nitrite de potassium est un sel inorganique ayant la formule chimique KNO ₂, qui est chimiquement et pharmacologiquement liée au nitrate de potassium KNO ₃. Son aspect physique est constitué de cristaux blancs jaunâtres, très hygroscopiques, donc déliquescents; c'est-à-dire qu'ils se dissolvent rapidement dans des environnements humides.

Sa formule indique que le rapport des ions K ⁺ et NO ₂ ^- est de 1: 1, et ils restent unis par des forces électrostatiques ou par des liaisons ioniques. Aucune source naturelle pure n'a apparemment été trouvée pour ses cristaux, bien que des anions nitrite puissent être trouvés dans les sols, les engrais, les plantes et les animaux.

Cristaux de nitrite de potassium. Source: Leiem

L'image ci-dessus montre à quoi ressemblent les cristaux KNO ₂, avec des teintes jaunes prononcées. Si ces cristaux sont laissés en contact avec l'air, ils absorberont l'humidité jusqu'à ce qu'ils deviennent une solution aqueuse; solution qui a suscité des controverses quant à savoir si son utilisation à des fins médicales est bénéfique ou non.

En revanche, ses cristaux, en très faibles quantités (200 ppm), sont utilisés pour saliniser les viandes et garantir leur conservation contre l'action bactérienne. De même, KNO ₂ améliore la couleur des viandes, les rendant plus rougeâtres; cependant, il est soumis à plusieurs restrictions pour éviter les effets toxiques de ce sel dans l'organisme.

Structure du nitrite de potassium

Ions qui composent le KNO2 représenté avec un modèle de sphères et de barres. Source: MarinaVladivostok.

Les ions présents dans le nitrite de potassium sont indiqués ci-dessus. Le cation K ⁺ correspond à la sphère violette, tandis que l'anion NO ₂ ^- est représenté par les sphères bleuâtres et rouges.

L'anion NO ₂ ^- est représenté avec une double et une simple liaison ^-; mais en réalité, les deux liaisons sont le produit égal de la résonance de la charge négative entre elles.

Les ions K ⁺ et NO ₂ ^- s'attirent dans l'espace jusqu'à ce qu'ils organisent un motif structurel avec le moins d'énergie; c'est là que les répulsions entre charges égales sont minimes. Et ainsi, ils créent des cristaux KNO ₂, dont la cellule unitaire est sensible aux changements de température, qui sont des transitions de phase.

Par exemple, à basse température (moins de 25 ° C), les cristaux de KNO ₂ adoptent un système monoclinique (phase I). Lorsque la température dépasse 25 ° C, une transition de phase de monoclinique à rhomboédrique (phase II) se produit. Enfin, au-dessus de 40 ° C, les cristaux de KNO ₂ deviennent cubiques (phase III).

Aussi, KNO ₂ peut présenter d'autres phases cristallines (phases IV, V et VI) sous haute pression. Avec cela, les ions K ⁺ et NO ₂ ^- finissent par se déplacer et s'ordonner de différentes manières dans leurs cristaux purs.

Propriétés

Masse moléculaire

85,1038 g / mol.

Densité

1,9150 g / ml.

Point de fusion

440,02 ° C (mais commence à se décomposer à partir de 350 ° C, émettant des fumées toxiques).

Point d'ébullition

537 ° C (explose).

Solubilité dans l'eau

312 g / 100 g d'eau à 25 ° C

Déliquescence

Sa solubilité dans l'eau est telle qu'elle est hygroscopique; à tel point qu'il présente une déliquescence, absorbant suffisamment d'humidité pour se dissoudre. Cette affinité pour l'eau peut être due à la stabilité énergétique que les ions K ⁺ gagnent lorsqu'ils sont hydratés, ainsi qu'à une faible enthalpie du réseau cristallin pour les cristaux KNO ₂.

Les cristaux peuvent absorber l'eau sans se dissoudre pour devenir un hydrate, KNO ₂ · H ₂ O. Dans l'hydrate, la molécule d'eau accompagne les ions, ce qui modifie la structure cristalline.

Cet hydrate (ou plusieurs d'entre eux), peut être formé en dessous de -9 ° C; à des températures plus élevées, l'eau dissout et hydrate les ions, déformant le cristal.

Solubilité dans d'autres solvants

Légèrement soluble dans les alcools chauds et très soluble dans l'ammoniaque.

pH

6-9. Ses solutions aqueuses sont donc alcalines, car l'anion NO ₂ ^- peut être hydrolysé.

Nomenclature

KNO ₂ peut également être nommé d'une autre manière. «Nitrite de potassium» correspond au nom de ce sel selon la nomenclature du stock; «nitrite de potassium», selon la nomenclature systématique, dans laquelle la seule valence du potassium est mise en évidence, +1; et le dioxonitrate de potassium (III), selon la nomenclature systématique.

Le nom «dioxonitrate de potassium (III)» met en évidence la valence +3 de l'atome d'azote. Bien qu'il s'agisse du nom le plus recommandé par l'IUPAC pour KNO ₂, le «nitrite de potassium» reste le plus pratique et le plus facile à retenir.

Obtention

Le moyen le plus direct de le synthétiser, mais avec un rendement inférieur, est la décomposition thermique du nitrate de potassium ou du salpêtre à 400 ° C ou plus:

2KNO ₃ => KNO ₂ + O ₂

Cependant, une partie du KNO ₂ finit par être décomposée par la chaleur, en plus d'autres produits en cours de formation.

Une autre méthode pour le préparer ou le synthétiser avec un rendement plus élevé consiste à réduire le KNO ₃ en présence de plomb, de cuivre ou de zinc. L'équation de cette réaction est la suivante:

KNO ₃ + Pb => KNO ₂ + PbO

Le nitrate de potassium et le plomb sont mélangés stoechiométriquement dans une poêle en fer, où ils fondent sous agitation et chauffage constants pendant une demi-heure. L'oxyde de plomb (II) est de couleur jaune et la masse résultante est pulvérisée à chaud et traitée avec de l'eau bouillante. Ensuite, le mélange chaud est filtré.

Le filtrat chaud est mis à barboter avec du dioxyde de carbone pendant cinq minutes, après quoi insoluble carbonate de plomb, PbCO ₃, va précipiter. De cette manière, le plomb est séparé du filtrat. De l'acide nitrique dilué est ajouté au filtrat jusqu'à ce que le pH soit neutre, on le laisse refroidir, et enfin l'eau est évaporée de sorte que les cristaux de KNO ₂ se forment.

Applications

Additif et réactif

Le nitrite de potassium est utilisé comme additif pour guérir la viande rouge, en conservant sa saveur et sa couleur plus longtemps pendant le stockage, tout en retardant l'action des bactéries et de certaines toxines, comme le botulinum. Par conséquent, il présente une action antibactérienne.

KNO ₂ est oxydé en NO, qui réagit avec la myoglobine dans la viande et, par conséquent, finit par changer sa couleur rouge naturelle. Plus tard, lorsque la viande est cuite, elle acquiert sa couleur rose caractéristique.

Cependant, dans des conditions non spécifiques, KNO ₂ réagit avec les protéines de viande pour donner naissance à des nitrosamines, qui peuvent devenir cancérigènes.

D'autre part, KNO ₂ (bien que de préférence NaNO ₂) est un réactif analytique qui peut être utilisé dans la synthèse de colorants azoïques (la réaction de l'acide nitreux avec des amines aromatiques), et dans l'analyse des acides aminés.

Antidote

Bien qu'il ait ses effets négatifs, KNO ₂ agit comme un antidote chez les patients intoxiqués par des cyanures et du sulfure d'hydrogène. Son mécanisme consiste à oxyder les centres Fe ²⁺ en Fe ³⁺ des groupes hémoglobine, produisant de la méthémoglobine, qui réagit ensuite avec les anions CN ^- et HS ^-.

Médecins

Dans le suc gastrique de l'estomac, l'anion NO ₂ ^- est réduit en NO, qui est connu pour avoir une action vasodilatatrice, augmentant le flux sanguin. Dans d'autres régions du corps où le pH n'est pas assez acide, certaines enzymes, comme la xanthine oxydoréductase, sont responsables de la réduction du NO ₂ ^-.

KNO ₂ a été utilisé pour traiter des affections et des maladies telles que l'angine de poitrine et l'épilepsie (avec des effets secondaires très négatifs).

Références

1. Wikipédia. (2019). Nitrite de potassium. Récupéré de: en.wikipedia.org
2. PrebChem. (2016). Préparation de nitrite de potassium. Récupéré de: prepchem.com
3. Mark Gilchrist, Angela C. Shore, Nigel Benjamin. (2011). Nitrate et nitrite inorganiques et contrôle de la pression artérielle, Cardiovascular Research, Volume 89, Numéro 3, 15 février 2011, Pages 492–498, doi.org/10.1093/cvr/cvq309
4. PubChem. (2019). Nitrite de potassium. Récupéré de: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
5. Formulation chimique. (2018). Nitrite de potassium. Récupéré de: formulacionquimica.com
6. Centre national pour l'avancement des sciences translationnelles. (2011). Nitrite de potassium. Récupéré de: drugs.ncats.io
7. Richard J. Epley, Paul B. Addis et Joseph J. Warthesen. (1992). Nitrite dans la viande. Université du Minnesota.
8. NR Rao, B. Prakash et M. Natarajan. (1975). Transformations de la structure cristalline des nitrites, nitrates et carbonates inorganiques. Département de chimie, Institut indien de technologie, Kanpur, Inde.