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[[Datei:Nitriteion-resonance-hybrid.png|mini|110px|Nitrit-Anion]]
[[Datei:Nitrite-ester-2D.png|mini|150px|Ester der Salpetrigen Säure]]

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

== Beispiele ==
{| class="toptextcells centered"
|-
|
{| class="wikitable"
|-
!colspan="3" class="hintergrundfarbe8"| [[Salze]] der Salpetrigen Säure
|- style="background-color:#DCDCDC;"
! Name !! Formel !! andere Bezeichnung
|-
| [[Kaliumnitrit]] || KNO2 || E 249
|-
| [[Natriumnitrit]] || NaNO2 || E 250
|-
| [[Calciumnitrit]] || Ca(NO2)2 ||
|}
|  
|
{| class="wikitable"
|-
!colspan="2" class="hintergrundfarbe8"| [[Ester]] der Salpetrigen Säure
|- style="background-color:#DCDCDC;"
! Name !! Formel
|-
| [[Amylnitrit|Isoamylnitrit]]
|align="center" | [[Datei:Amyl nitrite Formula V.1.svg|180px|Amylnitrit]]
|}
|}

== Struktur ==
Das Nitrit[[ion]] hat eine gewinkelte Struktur mit einem [[Bindungswinkel]] von 115°. Die beiden [[Mesomerie|mesomeren Grenzstrukturen]] zeigt die Abbildung:
: [[Datei:Mesomerie Nitrit-Ion.svg|280px|Mesomere Grenzstrukturen des Nitrit-Ions]]

== Vorkommen ==
Nitritionen werden durch chemische Reaktion von [[Nitrose Gase|nitrosen Gasen]] mit [[Sauerstoff]] und Feuchte der Luft (siehe [[saurer Regen]]) sowie im Boden in Gewässern und in [[Kläranlage]]n von [[Nitritbakterien]] (''[[Nitrosomonas]]'') durch [[Oxidation]] aus [[Ammonium]]ionen unter Verbrauch von Sauerstoff gebildet. Sie sind dabei beim Eiweißabbau das Zwischenprodukt bei der vollständigen Oxidation des Ammonstickstoffs zu [[Nitrate|Nitrat]] (''[[Nitrifikation]]''). Sie entstehen auch unter [[anaerob]]en Bedingungen durch bakterielle [[Reduktion (Chemie)|Reduktion]] aus Nitrat-Ionen (''[[Nitratreduktase]]'').

Ein hoher Gehalt an Nitriten im Wasser weist auf eine starke Belastung des Wassers mit Stickstoffverbindungen hin.<ref>Dietmar Kunath: ''Nitrite.'' In: Claus Schaefer, Torsten Schröer (Hrsg.): ''Das große Lexikon der Aquaristik.'' Eugen Ulmer, Stuttgart 2004, ISBN 3-8001-7497-9, S. 708.</ref>

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.<ref>''Gerhard Gutekunst, Waldemar Mzyk.'' In: ''WLB Wasser, Luft und Boden.'' 1–2, 1991, S. 39.</ref>

== Verwendung ==
Als [[Lebensmittelzusatzstoff]]e dürfen Nitrite in Form von [[Kaliumnitrit|Kalium-]] (E 249) und [[Natriumnitrit]] (E 250) als [[Farbstabilisator]]en im [[Pökeln|Nitritpökelsalz]] verwendet werden. Jedoch wird Nitrit auch illegal z. B. zum Färben von [[Thunfische]]n verwendet.<ref>{{Internetquelle |autor=Gesundheitsdepartement des Kantons Basel-Stadt |url=https://www.gd.bs.ch/nm/2019-illegales-faerben-von-thunfischfleisch-gd.html |titel=Illegales Färben von Thunfischfleisch |werk=[[Kanton Basel-Stadt|gd.bs.ch]] |datum=2019-05-28 |zugriff=2019-05-28}}</ref>

Bei der Wurstproduktion ist die Verwendung von Nitriten vorgeschrieben, da es die Entwicklung des hochgefährlichen [[Botulismus]]-Bakteriums ''[[Clostridium botulinum]]'' verhindert. In der Schweiz gibt es keine solche Vorschrift. Luftgetrocknete Fleischwaren wie Parmaschinken oder Chorizo benötigen kein Nitrit.

Bei höheren Temperaturen können zusammen mit [[Protein|Eiweißbestandteilen]] der Nahrung [[Nitrosamine]] gebildet werden, die als [[kanzerogen]] (krebserregend) gelten. Daher sollten [[gepökelt]]e Fleischwaren nie gegrillt werden.

== Giftigkeit ==
Nitrite sind [[toxisch]]. Das Nitrition reagiert mit den [[Eisen]]<nowiki />atomen in eisenhaltigen [[Enzym]]en der [[Zellatmung]] sowie des [[Hämoglobin]]s. Letzteres wird durch Nitrit zu [[Methämoglobin]] oxidiert ''(siehe auch [[Methämoglobinämie]])'', wodurch die Fähigkeit zum Sauerstofftransport verloren geht. Ferner sind Nitrite an der Bildung [[kanzerogen]]er [[Nitrosamine]] beteiligt.

Auch für [[Fische]] und andere Wassertiere ist Nitrit bei Konzentrationen über 0,1 mg/l<ref>Dietmar Kunath: ''Nitrite.'' 2004.</ref> 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 [[Letale Dosis|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 [[Chlorid]]ionen 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 Chloridionen, 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 Chloridionen. Diese verdrängen jedwedes Nitrit, sodass Nitrit in deutlich geringerem Maß aufgenommen wird.<ref>Armin Glaser: ''Ratgeber Meerwasserchemie.'' 2008, Rüdiger Latka Verlag, ISBN 978-3-9810570-2-7.</ref>

Organische Nitrite wirken im Körper als [[Stickstoffmonoxid]]-Donatoren und verfügen dadurch über dessen Wirkung, die über einen [[Second messenger|second-messenger]]-Mechanismus eine Entspannung der [[Glatte Muskulatur|glatten Muskulatur]] und eine [[Vasodilatation]] herbeiführen. Bei [[Überdosierung]] auch [[therapeutisch]] genutzter Nitrite kann es zu starkem Abfall des [[Blutdruck]]s, [[Kreislaufkollaps]] bis hin zum [[Schock (Medizin)|Schock]] kommen. Nitrite wie [[Isobutylnitrit]] und [[Amylnitrit]] werden unter dem Namen [[Poppers]] als Aphrodisiaka inhaliert.

== Aufbereitung nitrithaltiger Abwässer ==
Für die Beseitigung der Nitrite aus Abwässern, bevor diese in einen Vorfluter oder die Abwasserkanalisation eingeleitet werden, sind diverse Verfahren möglich.<ref>''Gerhard Gutekunst, Waldemar Mzyk.'' In: ''WLB Wasser, Luft und Boden.'' 1–2, 1991, S. 39–40.</ref>
Nachfolgend die wichtigsten Verfahren:
* Behandlung der Abwässer mit [[Oxidation|oxidativen]] Chemikalien. Hierfür sind [[Hypochlorit]]e und [[Peroxid]]e geeignet. Wichtig bei der Umsetzung ist der pH-Wert. Bei schwach sauren Bedingungen ist die Reaktionsgeschwindigkeit hoch und erfolgt quantitativ nach folgenden Gleichungen:

: <math>\mathrm {NO_2^- + OCl^- \longrightarrow NO_3^- + Cl^- }</math>

oder

: <math>\mathrm {NO_2^- + H_2O_2 \longrightarrow NO_3^- + H_2O }</math>

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:

: <math>\mathrm {2 \ NO_2^- + 2 \ H^+ \longrightarrow NO\uparrow + NO_2\uparrow + H_2 O }</math>

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 (Chemie)|Reduktion]] der Nitrite führt, erfolgt für die Sulfonsäure nach den Gleichung:

: <math>\mathrm {NO_2^- + NH_2SO_3H \longrightarrow N_2\uparrow + SO_4^2{^-} + H_3O^+ }</math>

und entsprechend für Harnstoff:
: <math>\mathrm {2 \ NO_2^- + CO(NH_2)_2 + 2 \ H^+ \longrightarrow CO_2 + 2 \ N_2\uparrow + 3 \ H_2O }</math>

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:<ref>''Gerhard Gutekunst, Waldemar Mzyk.'' In: ''WLB Wasser, Luft und Boden.'' 1–2, 1991, S. 40.</ref>

: <math>\mathrm {NO_2^- + NH_4^+ \longrightarrow N_2\uparrow + 2 \ H_2O }</math>

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 ==
Nitrit lässt sich mit der [[Griess-Ilosvay-Reaktion]] durch eine Farbreaktion nachweisen. Dazu versetzt man die wässrige Probe mit wenig [[Lunges Reagenz]] (Saure, bedingt haltbare Lösung von [[Sulfanilsäure]] und [[1-Naphthylamin|α-Naphthylamin]]) nach der Reaktion von [[Johann Peter Grieß]] von 1858<ref>Griess, Peter: ''Bemerkungen zu den Abhandlungen der HH. Weselsky und Benedikt „Über einige Azoverbindungen“''. Berichte der Deutschen Chemischen Gesellschaft, Jg. 12, 1879, S. 426–428.</ref>. 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.

== Siehe auch ==
* [[Nitritpeak]]

== Weblinks ==
{{Commonscat|Nitrites|Nitrite}}
{{Wikibooks|Praktikum Anorganische Chemie/ Nitrit}}
* [http://www.inform24.de/nitro.html ''Nitrat, Nitrit und Nitrosamine: Alles Wurscht?'']
* [https://www.deutschlandfunkkultur.de/nitrat-das-neue-brainfood.993.de.html?dram:article_id=154545 Nitrat - das neue Brainfood]

== Einzelnachweise ==
<references />

{{Normdaten|TYP=s|GND=4171933-5|LCCN=sh85092056}}

[[Kategorie:Stoffgruppe]]
[[Kategorie:Nitrit|!]]

Nitrite - Versionsgeschichte

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