Азотистая кислота¶

Азотистая кислота — неорганическая слабая одноосновная кислота с химической формулой HNO₂, существующая в свободном виде только в разбавленных водных растворах. В чистом виде не выделена, поскольку крайне нестабильна и разлагается с образованием оксидов азота. Соединение азота в степени окисления +3. Соли азотистой кислоты называются нитритами.

¶Физические и химические свойства

В водном растворе азотистая кислота представляет собой бесцветную или слегка голубоватую жидкость. Молекулярная масса соединения составляет 47,01 а. е. м. Является слабой кислотой: константа диссоциации (Ka) при 25 °C равна примерно 4,5×10⁻⁴ (pKa ≈ 3,35), что делает её сопоставимой по силе с муравьиной кислотой. В растворе частично диссоциирует на ион водорода H⁺ и нитрит-ион NO₂⁻.

Азотистая кислота проявляет амфотерные окислительно-восстановительные свойства, что обусловлено промежуточной степенью окисления азота (+3):

Как окислитель (восстанавливаясь до NO или N₂O) реагирует с йодидами, сульфитами и некоторыми другими восстановителями: 2HNO₂ + 2KI + 2H₂SO₄ → I₂ + 2NO + 2K₂SO₄ + 2H₂O.
Как восстановитель (окисляясь до HNO₃) взаимодействует с сильными окислителями, например с перманганатом калия или бромом: 5HNO₂ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ → 5HNO₃ + K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 3H₂O.

Важнейшей реакцией является диспропорционирование (самоокисление-самовосстановление). При нагревании или повышении концентрации азотистая кислота разлагается по уравнению: 3HNO₂ → HNO₃ + 2NO↑ + H₂O. Выделяющийся оксид азота (II) на воздухе окисляется до диоксида азота NO₂, придавая растворам бурую окраску. Именно поэтому концентрированные растворы HNO₂ неустойчивы и быстро разлагаются.

С азотистой кислотой связана качественная реакция на первичные амины: при взаимодействии с ними образуются неустойчивые диазосоединения, которые разлагаются с выделением газообразного азота. Эта реакция лежит в основе количественного определения аминогрупп.

¶Получение

В лабораторных условиях азотистую кислоту получают подкислением растворимых нитритов минеральной кислотой при охлаждении. Обычно используют реакцию нитрита натрия с разбавленной серной или соляной кислотой: NaNO₂ + HCl → HNO₂ + NaCl. Реакцию проводят при температуре около 0 °C, чтобы замедлить разложение кислоты.

Также HNO₂ образуется при растворении в воде оксида азота (III) (азотистого ангидрида): N₂O₃ + H₂O → 2HNO₂, однако этот способ менее удобен из-за нестабильности исходного ангидрида при обычных условиях.

¶Соли — нитриты

Нитриты — кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде (за исключением нитрита серебра AgNO₂). Наиболее известными и широко применяемыми являются нитрит натрия (NaNO₂) и нитрит калия (KNO₂). Нитриты щелочных металлов термически устойчивы и плавятся без разложения, тогда как нитриты тяжёлых металлов менее стабильны.

Нитриты получают термическим разложением нитратов или восстановлением их оксидами металлов, свинцом или углеродом при нагревании. Например, промышленный нитрит натрия синтезируют поглощением нитрозных газов раствором соды или щёлочи.

Соли азотистой кислоты проявляют те же окислительно-восстановительные свойства, что и сама кислота, но в твёрдом виде значительно устойчивее. В кислой среде нитриты ведут себя как окислители, в нейтральной и щелочной — преимущественно как восстановители.

¶Применение

Азотистая кислота и её соли находят широкое применение в различных отраслях:

Пищевая промышленность: нитрит натрия (пищевая добавка E250) используется при производстве колбасных изделий и мясных консервов для фиксации розового цвета мяса и подавления роста бактерий, в том числе возбудителя ботулизма. Применение строго регламентировано из-за токсичности нитритов.
Органический синтез: реакция диазотирования первичных ароматических аминов азотистой кислотой является ключевой стадией получения диазосоединений, которые используются для синтеза азокрасителей, лекарственных препаратов и фотореактивов.
Производство удобрений: нитриты являются промежуточными продуктами при получении азотных удобрений и в азотном цикле круговорота веществ.
Металлургия и гальванотехника: растворы нитритов применяются как ингибиторы коррозии в системах охлаждения и для пассивации металлических поверхностей.
Аналитическая химия: азотистая кислота используется для разделения ионов металлов и в титриметрическом анализе (метод нитритометрии) для определения ароматических аминов.

¶Физиологическое действие и токсикология

Азотистая кислота и нитриты токсичны. Опасность обусловлена способностью нитрит-ионов окислять гемоглобин крови в метгемоглобин, который не способен переносить кислород, что приводит к кислородному голоданию тканей. Симптомы острого отравления включают цианоз (синюшность кожи), головную боль, одышку и нарушение сердечного ритма.

Особую опасность представляет образование нитрозаминов — соединений, обладающих канцерогенными свойствами. Нитрозамины могут синтезироваться в желудке при взаимодействии нитритов с вторичными аминами, поступающими с пищей. В связи с этим содержание нитритов в питьевой воде и продуктах питания строго нормируется: предельно допустимая концентрация в воде для нитрит-иона составляет 3 мг/л (по нитриту — 3,3 мг/л) в России.

¶Нахождение в природе

В природе азотистая кислота в свободном виде практически не встречается из-за нестабильности. Однако нитрит-ионы являются промежуточным звеном биологического круговорота азота: они образуются в процессе нитрификации — окисления аммиака бактериями рода Nitrosomonas, а затем окисляются до нитратов бактериями рода Nitrobacter. Небольшие количества нитритов присутствуют в почвах, природных водах и атмосферных осадках, особенно в районах интенсивного применения азотных удобрений.

¶Источники

Некрасов Б. В. «Основы общей химии», том 2, изд. «Химия», 1973.
Ахметов Н. С. «Общая и неорганическая химия», изд. «Высшая школа», 2001.
Коттон Ф., Уилкинсон Дж. «Современная неорганическая химия», изд. «Мир», 1969.
Химическая энциклопедия: в 5 т. / гл. ред. И. Л. Кнунянц. — М.: Советская энциклопедия, 1988.
СанПиН 1.2.3685-21 «Гигиенические нормативы и требования к обеспечению безопасности и (или) безвредности для человека факторов среды обитания».