Nitrite

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Nitrit-Anion
Ester der
Salpetrigen Säure

Nitrite sind Salze (M+NO2, M: einwertiges Kation) und Ester (R–O–N=O, R: organischer Rest) der Salpetrigen Säure HNO2. Von den Estern der Salpetrigen Säure sind die isomeren Nitroverbindungen (R-NO2) abzugrenzen, bei denen der organische Rest direkt am Stickstoff gebunden ist.

Beispiele[Bearbeiten]

Salze der Salpetrigen Säure
Name Formel andere Bezeichnung
Kaliumnitrit KNO2 E 249
Natriumnitrit NaNO2 E 250
Weitere Beispiele siehe Kategorie:Nitrit
Ester der Salpetrigen Säure
Name Formel
Isoamylnitrit Amylnitrit
Weitere Beispiele siehe Kategorie:Ester

Struktur[Bearbeiten]

Das Nitrition hat eine gewinkelte Struktur mit einem Bindungswinkel von 115°. Die beiden mesomeren Grenzstrukturen zeigt die Abbildung:

Mesomere Grenzstrukturen des Nitrit-Ions

Vorkommen[Bearbeiten]

Nitritionen werden im Boden, in Gewässern und in Kläranlagen von Nitritbakterien (Nitrosomonas) durch Oxidation aus Ammoniumionen unter Verbrauch von Sauerstoff gebildet. Sie sind das Zwischenprodukt bei der vollständigen Oxidation des Stickstoffs zu Nitrat (Nitrifikation). Sie entstehen auch unter anaeroben Bedingungen durch bakterielle Reduktion aus Nitrat-Ionen (Nitratreduktase).

In der Industrie können bei der Behandlung von Metalloberflächen, bei galvanischen Prozessen und bei der Reinigung stickoxidhaltiger Abgase giftige nitrithaltige Abwässer anfallen, die vor einer Entsorgung aufbereitet werden müssen.[1]

Verwendung[Bearbeiten]

Als Lebensmittelzusatzstoffe dürfen Nitrite in Form von Kalium- (E 249) und Natriumnitrit (E 250) als Farbstabilisatoren im Nitritpökelsalz verwendet werden. Bei der Wurstproduktion ist die Verwendung von Nitriten vorgeschrieben, da es die Entwicklung des hochgefährlichen Botulismus-Bakteriums Clostridium botulinum verhindert.

Bei höheren Temperaturen können zusammen mit Eiweißbestandteilen der Nahrung Nitrosamine gebildet werden, die als kanzerogen (krebserregend) gelten. Daher sollten gepökelte Fleischwaren nie gegrillt werden.

Giftigkeit[Bearbeiten]

Nitrite sind toxisch. Das Nitrition reagiert mit den Eisenatomen in eisenhaltigen Enzymen der Zellatmung sowie des Hämoglobins. Letzteres wird durch Nitrit zu Methämoglobin oxidiert (siehe auch Methämoglobinämie), wodurch die Fähigkeit zum Sauerstofftransport verloren geht. Ferner sind Nitrite an der Bildung kanzerogener Nitrosamine beteiligt.

Auch für Fische ist Nitrit giftig, wobei eine starke Abhängigkeit vom pH-Wert des Wassers besteht, da nur die Salpetrige Säure durch die Kiemen in den Körper gelangen kann. Die LD50 (akute Giftigkeit) für Salpetrige Säure liegt für alle Süßwasser-Fischarten übereinstimmend um 0,01 mg/l. Einen weiteren Weg in den Fisch finden Nitrit-Ionen durch einen aktiven Transportmechanismus, der eigentlich der Aufnahme von Chloridionen dient, wenn deren Konzentration im Wasser deutlich unter ca. 15 mg/l liegt. Im Meerwasser ist Nitrit weitaus weniger giftig. Durch den aktiven Transportmechanismus, der Aufnahme von Chlorid-Ionen, steht diese aktive Aufnahme in Konkurrenz zur Nitritaufnahme. Bei einer Chloridkonzentration von 20 g/l und einer Konzentration von 1 mg/l Nitrit kommen auf ein Nitrit-Ion 25.000 Chlorid-Ionen. Diese verdrängen jedwedes Nitrit, sodass Nitrit in deutlich geringerem Maß aufgenommen wird.[2]

Organische Nitrite wirken im Körper als Stickstoffmonoxid-Donatoren und verfügen dadurch über dessen Wirkung, die über einen second-messenger-Mechanismus eine Entspannung der glatten Muskulatur und eine Vasodilatation herbeiführen. Bei Überdosierung auch therapeutisch genutzter Nitrite kann es zu starkem Abfall des Blutdrucks, Kreislaufkollaps bis hin zum Schock kommen. Nitrite haben aber auch einen anderen Aspekt. Der Wirkung eines Aphrodisiakums kommen bestimmte Nitrite wie Isobutylnitrit und Amylnitrit am nächsten. Unter dem Namen Poppers sind sie seit vielen Jahrzehnten in Gebrauch. Sie steigern bei Inhalation die sexuelle Lust, die Wahrnehmung fokussiert auf ausschließlich anregende sexuelle Merkmale und die Dauer bis zum Höhepunkt wird für den Konsumenten lustvoll verlängert. Nitrite wirken in dieser Form auf Frauen und Männer gleich. Eine Gesundheitsgefährdung konnte bisher nicht nachhaltig belegt werden. In neuerer Zeit konzentrieren sich Studien darauf zu untersuchen, ob inhalierbare organische Nitrite immunsuppressive oder cancerogene Eigenschaften besitzen und so ganz allgemein zum Wachstum von Tumoren beitragen können.[3]

Aufbereitung nitrithaltiger Abwässer[Bearbeiten]

Für die Beseitigung der Nitrite aus Abwässern bevor diese in einen Vorfluter oder die Abwasserkanalisation eingeleitet werden, sind diverse Verfahren möglich.[4] Nachfolgend die wichtigsten Verfahren:

  • Behandlung der Abwässer mit oxidativen Chemikalien. Hierfür sind Hypochlorite und Peroxide geeignet. Wichtig bei der Umsetzung ist der pH-Wert. Bei schwach sauren Bedingungen ist die Reaktionsgeschwindigkeit hoch und erfolgt quantitativ nach folgenden Gleichungen:
\mathrm {NO_2^- + OCl^- \longrightarrow NO_3^- + Cl^- }

oder

\mathrm {NO_2^- + H_2O_2 \longrightarrow NO_3^- + H_2O }

Im basischen Bereich verlaufen die Reaktionen dagegen sehr langsam, während im stark sauren Bereich bei pH < 2,0 nitrose Gase gebildet werden. Die Gleichung für letztere Reaktion ist wie folgt:

\mathrm {2 NO_2^- + 2 H^+ \longrightarrow NO\uparrow + NO_2\uparrow + H_2 O }

Nachteilig bei der Verwendung von Hypochlorit zur Aufbereitung ist die Aufsalzung des Wassers mit Chloriden und Nitraten. Weiterhin können organische Halogenverbindungen(AOX) der Kohlenwasserstoffe (KW) entstehen, wenn die Wässer KW enthalten. Bei Einsatz von Peroxiden besteht die Gefahr einer katalytischen Zersetzung durch Metalle oder Metallsalze. Hierdurch kann ein unwirtschaftlicher Peroxid-Verbrauch verursacht werden.

  • Eine weitere Möglichkeit für die Entfernung von Nitrite ist der Abbau mit Amidosulfonsäure oder Harnstoff. Der Abbau, der zur Reduktion der Nitrite führt, erfolgt für die Sulfonsäure nach den Gleichung:
\mathrm {NO_2^- + NH_2SO_3H \longrightarrow N_2\uparrow + SO_4^2{^-} + H_3O^+ }

und entsprechend für Harnstoff:

\mathrm {2NO_2^- + CO(NH_2)_2 + 2 H^+ \longrightarrow CO_2 + 2 N_2\uparrow + 3 H_2O }

Bei der Verwendung von Amidosulfonsäure ist die Bildung von Sulfaten und freier Säure zu beachten. Letztere erfordert eine Neutralisation, so dass der Gehalt an Salzen im behandelten Abwasser vergrößert wird. Weiterhin können Stickoxide bei ungünstigen Verhältnissen gebildet werden. Diese Nachteile treten bei Verwendung von Harnstoff nicht auf, wenn verhindert wird, dass nitrose Gase ausgasen. Dies ist erreichbar, wenn der Abbau in einem geschlossenen Reaktor durchgeführt wird. Hierbei kann gleichzeitig auch Ammonium (NH4+) nach folgender Gleichung mit abgebaut werden:.[5]

\mathrm {NO_2^- + NH_4^+ \longrightarrow N_2\uparrow + 2 H_2O }

Die Verwendung von Harnstoff ist ökologisch günstig, da als Endprodukte nur die Gase Stickstoff und Kohlenstoffdioxid und Wasser entstehen. Eine Salzanreicherung der Abwässer wird vermieden.

Nachweis[Bearbeiten]

Nitrit lässt sich mittels einer Farbreaktion nachweisen. Dazu versetzt man die wäßrige Probe mit wenig Lunges Reagenz (Saure, bedingt haltbare Lösung von Sulfanilsäure und α-Naphthylamin) nach der Reaktion von Johann Peter Grieß von 1858. Rotviolettfärbung durch den gebildeten Azofarbstoff zeigt Nitrit an.

Diese Reaktion wird in weiterentwickelter Form auch durch photometrische Messung zur quantitativen Bestimmung von Nitrit z. B. in Wasser verwendet. Sie ist in der DIN EN 26 777 (bis 1993: DIN 38 405 D10) normiert.

Einzelnachweise[Bearbeiten]

  1. Gerhard Gutekunst, Waldemar Mzyk. In: WLB Wasser, Luft und Boden. 1-2, 1991, S. 39.
  2. Armin Glaser: Ratgeber Meerwasserchemie. 2008, Rüdiger Latka Verlag, ISBN 978-3-9810570-2-7.
  3. Tran DC. u. a. (2005): Effects of repeated in vivo inhalant nitrite exposure on gene expression in mouse liver and lungs. Nitric Oxide. 14(4): 279–89. PMID 16288974
  4. Gerhard Gutekunst, Waldemar Mzyk. In: WLB Wasser, Luft und Boden. 1-2, 1991, S. 39–40.
  5. Gerhard Gutekunst, Waldemar Mzyk. In: WLB Wasser, Luft und Boden. 1-2, 1991, S. 40.

Siehe auch[Bearbeiten]

Weblinks[Bearbeiten]

 Wikibooks: Praktikum Anorganische Chemie/ Nitrit – Lern- und Lehrmaterialien