Nitrito: differenze tra le versioni

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{{Composto chimico

| nome = Ione nitrito

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|nome_IUPAC = nitrito

| nome_IUPAC = Diossinitrogeno(2-) <ref name=iupac2005>{{Cita libro|titolo= Nomenclature of Inorganic Chemistry : IUPAC Recommendations 2005 (Red Book) |editore= [[Royal Society of Chemistry|The Royal Society of Chemistry]] |data= 2005 |città= Cambridge |p= 315| isbn = 978-0-85404-438-2}}</ref>

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[[File:Nitrite-ester-2D.png|thumb|right|upright=1.3|Struttura nel gruppo funzionale nitrossile]]

L'[[anione]] '''nitrito''' (nome sistematico: '''diossonitrato(III)'''),<ref>{{Cita web|lingua=en|autore=EBI Web Team|url=https://www.ebi.ac.uk/chebi/searchId.do?chebiId=16301|titolo=nitrite (CHEBI:16301)|accesso=8 febbraio 2025}}</ref> di [[formula chimica]] <ce>NO2-</ce>, è l'[[ossoanione]] dell'[[azoto]] [[Valenza (chimica)|trivalente]] e allo [[stato di ossidazione]] +3 (o N^III), quello che caratterizza l'[[azoto nitroso]]; questo, insieme all'[[azoto nitrico]] (N^V) e all'[[azoto ammoniacale]] (N^–III), compone una triade di specie fondamentali del [[ciclo dell'azoto]]<ref>{{Cita web|lingua=en|autore=Gabe Buckley|url=https://biologydictionary.net/nitrogen-cycle/|titolo=Nitrogen Cycle - Definition, Steps and Importance|sito=Biology Dictionary|data=17 maggio 2017|accesso=8 febbraio 2025}}</ref> negli [[Ecosistema|ecosistemi]] terrestri.<ref>{{Cita web|url=https://www.isprambiente.gov.it/files2021/controlli-ambientali/rev-02-_metodi_analitici_riportati_nei_pmc_ispra_impianti_aia_statali_21-02-2022.pdf|titolo=Metodi analitici riportati nei piani di monitoraggio e controllo ISPRA

Il '''nitrito''' è un [[anione]] composto da un [[atomo]] di [[azoto]] e due atomi di [[ossigeno]] caricati negativamente. La sua [[formula chimica]] è <ce>NO2-</CE>. A seconda dei casi, può essere considerato come un [[sale]] o un [[esteri|estere]] dell'[[acido nitroso]].

per impianti AIA statali|sito=.isprambiente.gov.it}}</ref><ref>{{Cita web|url=http://www.educhimica.it/COMENIUS/document/4050-%20azoto%20nitroso.pdf|titolo=4050. Azoto nitroso|sito=educhimica.it}}</ref>

L'anione nitrito deriva dalla [[deprotonazione]] dell'[[acido nitroso]] HNO₂, che porta alla formazione dei suoi [[Sale|sali]], i nitriti metallici,<ref>{{Cita pubblicazione|autore=Wolfgang Laue|autore2=Michael Thiemann|autore3=Erich Scheibler|titolo=Nitrates and Nitrites|rivista=Ullman's Enciclopedia of Industrial Chemistry|pp=165-176}}</ref> come ad esempio quello di sodio, [[Nitrito di sodio|NaNO₂]]:

HNO₂ + NaOH &nbsp;&nbsp;→&nbsp;&nbsp;NaNO₂ + H₂O

I nitriti salini come questo sono quasi tutti [[Composto ionico|composti ionici]] e, ad eccezione di quello di argento ([[Nitrito di argento|AgNO₂]], poco solubile), sono quasi tutti ben solubili in acqua.<ref>{{Cita libro|autore=G. Gioia Lobbia|autore2=G. Novara|titolo=ANALISI QUALITATIVA E COMPLEMENTI DI CHIMICA|anno=1988|editore=Bulgarini|p=253}}</ref>

Dato che l'acido nitroso è debole,<ref>{{Cita libro|nome=Michael|cognome=Binnewies|nome2=Maik|cognome2=Finze|nome3=Manfred|cognome3=Jäckel|titolo=Allgemeine und Anorganische Chemie|edizione=3. Aufl. 2016|data=2016|editore=Springer Berlin Heidelberg|p=570|ISBN=978-3-662-45066-6}}</ref> l'anione nitrito, che è la sua [[base coniugata]], in acqua è parzialmente [[Idrolisi|idrolizzato]], per cui le soluzioni acquose di nitriti dei [[metalli alcalini]] sono lievemente [[Base (chimica)|basiche]].

Il termine nitrito si applica anche agli [[esteri]] dell'acido nitroso, i nitriti alchilici o arilici. Questi hanno formula generale R−O−N=O, dove R è un [[alchile]] o un [[arile]] e sono [[Legame covalente|composti covalenti]] piuttosto [[Polarità|polari]], solubili in solventi organici, ma parzialmente solubili anche in acqua, per quelli a catena corta; quello più semplice è il [[nitrito di metile]] (CH₃−O−N=O).<ref>{{Cita pubblicazione|nome=Ferenc|cognome=Csende|titolo=Alkyl Nitrites as Valuable Reagents in Organic Synthesis|rivista=Mini-Reviews in Organic Chemistry|volume=12|numero=2|pp=127-148|lingua=en|accesso=29 settembre 2023|doi=10.2174/1570193x1202150225152405|url=https://www.eurekaselect.com/article/65469}}</ref> I nitriti di alchile/arile sono [[Isomero strutturale|isomeri strutturali]] dei corrispondenti [[Nitroderivati|nitrocomposti]] R–NO₂,'''<ref>{{Cita libro|autore=R. Fusco|autore2=G. Bianchetti|autore3=V. Rosnati|titolo=CHIMICA ORGANICA|ed=|dataoriginale=1974|annooriginale=|editore=L. G. Guadagni|pp=720-726|volume=volume primo|capitolo=16. - Nitrocomposti, Diazocomposti e altri derivati azotati}}</ref>''' nei quali il [[carbonio]] è unito all'azoto, invece che all'[[ossigeno]]: i due tipi di composto non vanno quindi confusi.

L'anione nitrito si forma come intermedio anche quando il [[biossido di azoto]] •NO₂ esercita la sua azione [[ossidante]] sottraendo un [[elettrone]] ad altre specie.<ref>{{Cita pubblicazione|nome=Rolf H.|cognome=Reimann|nome2=Eric|cognome2=Singleton|data=1º settembre 1973|titolo=NO2 as a single electron oxidant|rivista=Journal of Organometallic Chemistry|volume=57|numero=2|pp=C75–C77|accesso=8 febbraio 2025|doi=10.1016/S0022-328X(00)86590-0|url=https://linkinghub.elsevier.com/retrieve/pii/S0022328X00865900}}</ref><ref>{{cita libro|autore=N. N. Greenwood|autore2=A. Earnshaw|titolo=Chemistry of the Elements|ed=2|anno=1997|editore=Butterworth-Heinemann|città=Oxford|lingua=en|p=456|isbn=0-7506-3365-4}}</ref>[[File:Nitrite-ester-2D.png|thumb|upright=1.3|Struttura nel gruppo funzionale nitrossile]]

I nitriti presentano un'alta tossicità per l'uomo, specialmente nei bambini, in quanto inducono la formazione di [[metaemoglobina]], forma non funzionante dell'emoglobina che riduce l'apporto di ossigeno ai tessuti e talvolta causa anche il decesso. Per reazione con [[ammine]] secondarie ed [[ammidi]] presenti negli alimenti, forma le [[N-nitrosammine|nitrosammine]], ''N''-nitroso composti [[Carcinogeno|cancerogeni]].

==Esempi di compostiderivati nitriticidell'acido nitroso==

* [[acido nitroso]], <ce>HNO2</ce>

* [[nitrito di sodio]], <ce>NaNO2</cE>

* [[nitritocloruro di metilenitrosile]], <ce>CH3NO2</cE>Cl−N=O

* [[tetrafluoroborato]] di [[nitrosonio]], [N≡O]⁺[BF₄]⁻<ref>{{Cita libro|autore=WAI-KEE LI|autore2=GONG-DU ZHOU|autore3=THOMAS CHUNGWAI MAK|titolo=Advanced Structural Inorganic Chemistry|url=https://archive.org/details/advancedstructur00liwa|anno=2008|editore=Oxford University Press|p=[https://archive.org/details/advancedstructur00liwa/page/n573 573]|ISBN=978–0–19–921694–9}}</ref>

* [[nitrito di amile]], meglio noto come [[Poppers|popper]], <ce>C5H11ONO</cE>

* [[N-nitrosammine|''N''-nitrosammine]], R¹R²N−N=O<ref>{{Cita pubblicazione|nome=Jessica C.|cognome=Beard|nome2=Timothy M.|cognome2=Swager|data=5 febbraio 2021|titolo=An Organic Chemist’s Guide to N-Nitrosamines: Their Structure, Reactivity, and Role as Contaminants|rivista=The Journal of Organic Chemistry|volume=86|numero=3|pp=2037-2057|accesso=8 febbraio 2025|doi=10.1021/acs.joc.0c02774|url=https://pubs.acs.org/doi/10.1021/acs.joc.0c02774}}</ref>

* [[nitrito di metile]], <ce>CH3ONO</ce>

* [[nitrito di amile]], meglio noto come [[Poppers|popper]], <ce>C5H11ONO</cEce>

==Nitriti inorganici==

In [[chimica inorganica]], i nitriti sono [[Sale|sali]] dell'[[acido nitroso]] <ce>HNO2</cE>. Essi sono formati dalloda [[ione]]cationi metallici Mⁿ⁺ e anioni nitrito <ce>NO2-</ce>. I nitriti dei [[metalli alcalini]] e dei [[metalli alcalino terrosi]] possono essere sintetizzati facendo reagire una miscela di [[monossido di azoto]] <ce>NO</ce> e [[diossido di azoto|biossido di azoto]] <ce>NO2</ce> con la corrispondente soluzione di [[idrossido]] didel metallo, come pure attraverso la decomposizione termica del corrispondente [[nitrato]]. Altri nitriti sono ottenibili per mezzo della [[Ossidoriduzione|riduzione]] dei corrispondenti [[Nitrato|nitrati]].

Il [[nitrito di sodio]] è usato nellacome preparazione[[Conservante dellaalimentare|conservante]] salsicciadi [[Insaccato|insaccati]] poiché abbatte la carica batterica e, in una reazione con la [[mioglobina]] della carne, dà al prodotto un bel colore rosso scuro. A causa della tossicità del nitrito (la dose letale per l'uomo è fissata all'incirca in {{m|22|u=mg|up=kg}} di peso corporeo), la concentrazione massima consentita nelle carni è di 200 [[parti per milione|ppm]]. A certe condizioni, specialmente in cucina, i nitriti della carne possono reagire con prodotti della degradazione degli [[Amminoacido|amminoacidi]], formando le [[N-nitrosammine|nitrosammine]], che sono notoriamente [[Neoplasia|cancerogene]].

Il nitrito è rilevato ed analizzato dalla [[reazione di Griess]], che implica la formazione di un [[Coloranti azoici|colorante azoico]] rosso intenso nel caso venga fatto reagirequando un campione dicontenente NO{{apici e pedici|b=2|p=−}} venga fatto reagire con [[acido solfanilico]] e [[1-naftilammina|α-naftilammina]] in presenza di acido.<ref>{{Cita pubblicazione|titolo=Il 125º anniversario del reattivo di Griess|autore=V. M. Ivanov|rivista=Giornale di Chimica Analitica|volume=59|numero=10|anno=2004|pp=1002-1005}} Tradotto dal {{Cita pubblicazione|titolo=Žurnal Analitičeskoj Khimii|volume=59|numero=10|anno=2004|pp=1109–11121109-1112}}</ref>

I nitriti possono essere ridotti ad [[Monossido di azoto|ossido di azoto]] o ad [[ammoniaca]] da varie specie di [[Bacteria|batteri]].

==Nitriti organici==

In [[chimica organica]], i nitriti sono [[esteri]] dell'acido nitroso e presentano il gruppo funzionale [[nitrossido]] (−O−N=O) unito ad un alchile o arile. EssiPertanto, la hannoloro formula generale è R-O-N=O, in cui R è un gruppo [[arile]] o [[alchile]]. Il [[nitrito di amile]] viene utilizzato in medicina come trattamento per le malattie cardiache.

I nitriti non devono essere confusi con i [[Nitroderivati|nitrocomposti]], nonostante questi ultimi, essendo isomeri, abbiano in comune la stessa formula bruta (RNO₂), o con i [[Nitrato|nitrati]], che sono esteri dell'[[acido nitrico]] (R-O-NO₂). L'[[anione]] nitrito <ce>NO2-</cE> non deve poi essere confuso con il [[catione]] [[nitronio]] <ce>NO2+</CE>.

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Il comitato [[Organizzazione delle Nazioni Unite per l'alimentazione e l'agricoltura|FAO]]-[[Organizzazione mondiale della sanità|OMS]] ha fissato per i nitriti una dose giornaliera di 0-0,1&nbsp;mg/kg di peso corporeo.

La legislazione italiana è fra le più restrittive, perché l'impiego è consentito solo per la carne conservata.

La legge consente l'aggiunta negli alimenti di un quantitativo massimo di nitriti pari a 150&nbsp;mg per kg di prodotto, 25 volte quella massima presente nei vegetali.

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== Collegamenti esterni ==

* {{Collegamenti esterni}}

* {{Cita web|1url=http://www.naturaceutica.eu/nitriti-fanno-male/|2titolo=NItriti nelle preparazioni alimentari: insidie per i più piccoli|data=gennaio 2014|accesso=6 gennaio 2014|urlarchivio=https://web.archive.org/web/20140106190843/http://www.naturaceutica.eu/nitriti-fanno-male/|dataarchivio=6 gennaio 2014|urlmorto=sì}}

{{Ioni dell'azoto}}

{{Controllo di autorità}}

{{Portale|chimica}}

[[Categoria:AnioniOssoanioni]]

[[Categoria:Nitriti| ]]