نترات

يجب ألا يـُخلـَط بينها وبين NO
2−
, nitrite.

هذا المقال هو عن the ion. إذا كنت تريد the radical، انظر nitrate radical. إذا كنت تريد the functional group –ONO 2، انظر Nitrate ester.

للاستخدامات الأخرى، انظر نترات (توضيح)

نترات

الأسماء
اسم أيوپاك النظامي Nitrate
المُعرِّفات
رقم CAS
3D model (JSmol)	Interactive image
ChEBI	CHEBI:17632
ChemSpider	918
PubChem CID	943
CompTox Dashboard (EPA)	DTXSID5024217
InChI InChI=1S/NO3/c2-1(3)4/q-1 Key: NHNBFGGVMKEFGY-UHFFFAOYSA-N InChI=1/NO3/c2-1(3)4/q-1 Key: NHNBFGGVMKEFGY-UHFFFAOYAI
SMILES [N+](=O)([O-])[O-]
الخصائص
الصيغة الجزيئية	NO3
كتلة مولية	61.99 g mol-1
ما لم يُذكر غير ذلك، البيانات المعطاة للمواد في حالاتهم العيارية (عند 25 °س [77 °ف]، 100 kPa).
مراجع الجدول

النترات Nitrate، هي أيون متعدد الذرات مع الصيغة الجزيئية NO3− والكتلة الجزيئية 62.0049 g/mol. Nitrates are common components of fertilizers and explosives. Almost all inorganic nitrates are soluble in water. An example of an insoluble (inorganic) nitrate is bismuth oxynitrate.

In nature, nitrates are produced by a number of species of nitrifying bacteria in the natural environment using ammonia or urea as a source of nitrogen and source of free energy. Nitrate compounds for gunpowder were historically produced, in the absence of mineral nitrate sources, by means of various fermentation processes using urine and dung. Modern nitrate production is mostly focused on creation for fertilizer and chemical manufacturing for various applications, such as medicine synthesis, ceramics and preservation of meat. Annually, about 195 million metric tons of synthetic nitrogen fertilizers are used worldwide, with nitrates constituting a significant portion of this amount.

Because nitrates are soluble and easily can be swept away from the soil because of precipitation, excessive agricultural use has been associated with nutrient runoff, water pollution, and the proliferation of aquatic dead zones. Direct exposure of nitrates for humans can have direct health consequences: the excess consumption of nitrates in cured meats is associated with intestinal cancers.

البنية الكيميائية

ملف:Nitrate-ion-with-partial-charges-2D.png

The nitrate ion with the partial charges shown

The nitrate anion is the conjugate base of nitric acid, consisting of one central nitrogen atom surrounded by three identically bonded oxygen atoms in a trigonal planar arrangement. The nitrate ion carries a formal charge of −1. This charge results from a combination formal charge in which each of the three oxygens carries a −²⁄₃ charge, whereas the nitrogen carries a +1 charge, all these adding up to formal charge of the polyatomic nitrate ion. This arrangement is commonly used as an example of resonance. Like the isoelectronic carbonate ion, the nitrate ion can be represented by three resonance structures:

الخصائص الكيميائية والبيوكيميائية

In the NO
3−
anion, the oxidation state of the central nitrogen atom is V (+5). This corresponds to the highest possible oxidation number of nitrogen. Nitrate is a potentially powerful oxidizer as evidenced by its explosive behaviour at high temperature when it is detonated in ammonium nitrate (NH
4NO
3), or black powder, ignited by the shock wave of a primary explosive. In contrast to red fuming nitric acid (HNO
3/N
2O
4), or concentrated nitric acid (HNO
3), nitrate in aqueous solution at neutral or high pH is only a weak oxidizing agent in redox reactions in which the reductant does not produce hydrogen ions (such as mercury going to calomel). However, it is still a strong oxidizer when the reductant does produce hydrogen ions, such as in the oxidation of hydrogen itself. Nitrate is stable in the absence of microorganisms, or reductants such as organic matter. In fact, nitrogen gas is thermodynamically stable in the presence of 1 atm of oxygen only in very acidic conditions, and otherwise would combine with it to form nitrate. This is shown by subtracting the two oxidation reactions:

N
2 + 6 H
2O → 2 NO
3−
+ 12 H+
+ 10 e−
$E_0=1.246-0.0709\text{ pH }+\frac{0.0591}{10}\log \frac{(\mathrm{N}{O}_{\mathrm{3}}^{\mathrm{-}}{)}^2}{P_{{\mathrm{N}}_{\mathrm{2}}}}$

2 H
2O → O
2 + 4 H+
+ 4 e−
$E_0=1.228-0.0591\text{ pH }+\frac{0.0591}{4}\log P_{{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}}$

giving:

2 N
2 + 5 O
2 + 2 H
2O → 4 NO
3−
+ 4 H+
$0=0.018-0.0118\text{ pH }+\frac{0.0591}{10}\log \frac{(\mathrm{N}{O}_{\mathrm{3}}^{\mathrm{-}}{)}^2}{P_{{\mathrm{N}}_{\mathrm{2}}}}-\frac{0.0591}{4}\log P_{{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}}$

Dividing by 0.0118 and rearranging gives the equilibrium relation:

$\log \frac{(\mathrm{N}{O}_{\mathrm{3}}^{\mathrm{-}})}{P_{{\mathrm{N}}_{\mathrm{2}}}^{1/2}{P}_{{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}}^{5/4}}=\text{ pH }-1.5$

However, in reality, nitrogen, oxygen, and water do not combine directly to form nitrate. Rather, a reductant such as hydrogen reacts with nitrogen to produce "fixed nitrogen" such as ammonia, which is then oxidized, eventually becoming nitrate. Nitrate does not accumulate to high levels in nature because it reacts with reductants in the process called denitrification (see Nitrogen cycle).

Nitrate is used as a powerful terminal electron acceptor by denitrifying bacteria to deliver the energy they need to thrive. Under anaerobic conditions, nitrate is the strongest electron acceptor used by prokaryote microorganisms (bacteria and archaea) to respirate. The redox couple NO
3−
/N
2 is at the top of the redox scale for the anaerobic respiration, just below the couple oxygen (قالب:O2/H
2O), but above the couples Mn(IV)/Mn(II), Fe(III)/Fe(II), SO
4²⁻/HS−
, CO₂/CH
4. In natural waters inhabited by microorganisms, nitrate is a quite unstable and labile dissolved chemical species because it is metabolised by denitrifying bacteria. Water samples for nitrate/nitrite analyses need to be kept at 4 °C in a refrigerated room and analysed as quickly as possible to limit the loss of nitrate.

In the first step of the denitrification process, dissolved nitrate (NO
3−
) is catalytically reduced into nitrite (NO
2−
) by the enzymatic activity of bacteria. In aqueous solution, dissolved nitrite, N(III), is a more powerful oxidizer that nitrate, N(V), because it has to accept less electrons and its reduction is less kinetically hindered than that of nitrate.

Electrochemical reduction of nitrate is also well-known, although its use for energy storage and denitrification remains underdeveloped.

During the biological denitrification process, further nitrite reduction also gives rise to another powerful oxidizing agent: nitric oxide (NO). NO can fix on myoglobin, accentuating its red coloration. NO is an important biological signaling molecule and intervenes in the vasodilation process. Still, it can also produce free radicals in biological tissues, accelerating their degradation and aging process. The reactive oxygen species (ROS) generated by NO contribute to the oxidative stress, a condition involved in vascular dysfunction and atherogenesis.

Detection in chemical analysis

The nitrate anion is commonly analysed in water by ion chromatography (IC) along with other anions also present in the solution. The main advantage of IC is its ease and the simultaneous analysis of all the anions present in the aqueous sample. Since the emergence of IC instruments in the 1980s, this separation technique, coupled with many detectors, has become commonplace in the chemical analysis laboratory and is the preferred and most widely used method for nitrate and nitrite analyses.

Previously, nitrate determination relied on spectrophotometric and colorimetric measurements after a specific reagent is added to the solution to reveal a characteristic color (often red because it absorbs visible light in the blue). Because of interferences with the brown color of dissolved organic matter (DOM: humic and fulvic acids) often present in soil pore water, artefacts can easily affect the absorbance values. In case of weak interference, a blank measurement with only a naturally brown-colored water sample can be sufficient to subtract the undesired background from the measured sample absorbance. If the DOM brown color is too intense, the water samples must be pretreated, and inorganic nitrogen species must be separated before measurement. Meanwhile, for clear water samples, colorimetric instruments retain the advantage of being less expensive and sometimes portable, making them an affordable option for fast routine controls or field measurements.

Colorimetric methods for the specific detection of nitrate (NO
3−
) often rely on its conversion to nitrite (NO
2−
) followed by nitrite-specific tests. The reduction of nitrate to nitrite can be effected by a copper-cadmium alloy, metallic zinc, or hydrazine. The most popular of these assays is the Griess test, whereby nitrite is converted to a deeply red colored azo dye suited for UV–vis spectrophotometry analysis. The method exploits the reactivity of nitrous acid (HNO
2) derived from the acidification of nitrite. Nitrous acid selectively reacts with aromatic amines to give diazonium salts, which in turn couple with a second reagent to give the azo dye. The detection limit is 0.02 to 2 μM. Such methods have been highly adapted to biological samples and soil samples.

In the dimethylphenol method, 1 mL of concentrated sulfuric acid (H
2SO
4) is added to 200 μL of the solution being tested for nitrate. Under strongly acidic conditions, nitrate ions react with 2,6-dimethylphenol, forming a yellow compound, 4-nitro-2,6-dimethylphenol. This occurs through electrophilic aromatic substitution where the intermediate nitronium (NO
2+
) ions attack the aromatic ring of dimethylphenol. The resulting product (ortho- or para-nitro-dimethylphenol) is analyzed using UV-vis spectrophotometry at 345 nm according to the Lambert-Beer law.

Another colorimetric method based on the chromotropic acid (dihydroxynaphthalene-disulfonic acid) was also developed by West and Lyles in 1960 for the direct spectrophotometric determination of nitrate anions.

If formic acid is added to a mixture of brucine (an alkaloid related to strychnine) and potassium nitrate (KNO
3), its color instantly turns red. This reaction has been used for the direct colorimetric detection of nitrates.

For direct online chemical analysis using a flow-through system, the water sample is introduced by a peristaltic pump in a flow injection analyzer, and the nitrate or resulting nitrite-containing effluent is then combined with a reagent for its colorimetric detection.

مشتقات النترات

المشتقات النترية nitrated derivatives (أو مركبات النترو) في الكيمياء هي المركبات التي تحتوي على الزمرة

في بنيتها، وهي لاتوجد في الحالة الطبيعية. وهي نوعان أليفاتية aliphatic وعطرية aromatic، تشير إليها التسمية باسم الفحم الهدروجيني الموافق مسبوقاً بكلمة نترو:

وتتصف مركبات النترو العضوية عموماً بتفاعلات مميزة يمكن من خلالها اصطناع مركبات عضوية جديدة. وللمركبات الأليفاتية مثل النترو ميتان صفات حمضية واضحة مقارنة بالحموض العضوية الأخرى.

مركبات النترو الأليفاتية

يمكن من حيث المبدأ تحضير مركبات النترو بفعل حمض الآزوت في الفحوم الهدروجينية:

ويطلق على هذا التفاعل الاسم (تفاعل النترجة)؛ إلا أن الكيفيات تتغير بتغير طبيعة الفحم الهدروجيني. وتتكرر النترجة بسهولة في حالة نترو الميتان أو الفحوم الهدروجينية العطرية مؤدية إلى متعددات النترو.

لايمكن تحضير نترو البارافينات الدنيا نقية بالتأثير المباشر بين حمض الآزوت HNO₃ والبارافين إذ إنه يحصل التفاعل:

وتتم نترجة البرافينات في الطور البخاري بين الدرجتين 150 ْس و170 ْس مؤدية إلى خليط معقد من ضروب أحادي نترو البرافين. فيتألف الخليط من جميع المشتقات أحاديات النترو الممكنة ومن المشتقات المنترجة المتشكلة حسب احتمالات انقطاع سلسلة البرافين. فالإيتان على سبيل المثال يعطي مزيجاً من نترو الإيتان ونترو الميتان، والبروبان يعطي مزيجاً من نترو الإيتان ونترو الميتان. ولكن في حالة مركبات نترو البرافينات الأعلى فإنه من الممكن الحصول عليها بالنترجة المباشرة.

تنفرد مشتقات النترو الأليفاتية بإمكان الحصول عليها بتفاعل التبادل:

فعندما يُستخدم بروميد الميتيل على سبيل المثال ينتج نترو ميتان.

مركبات النترو سوائل لا لون لها ذات رائحة لطيفة ويمكن تقطيرها من دون أن تتفكك. ودرجات غليانها أعلى من درجات غليان البارافينات القريبة لها بالوزن.

النترو ميتان مركب زيتي له رائحة اللوز المر لا لون له، يتفكك بوجود حمض الكبريت المدخن (الكثيف) إلى أحادي أكسيد الكربون وهدروكسيل أمين NH₂OH. يستخدم وقوداً للصواريخ.

ويبيِّن الجدول (1) الخواص الفيزيائية لبعض مركبات النترو الأليفاتية.

	درجة حرارة الانصهار (سْ)	درجة حرارة الغليان (سْ)	الكتلة الحجمية غ/سم3 (20سْ)	قرينة الانكسار (20سْ)
CH3NO2	-17	101	1.137	1.382
CH3CH2NO2	1.392	1.045	115	-50
CH3(CH3)2NO2	-108	131	1.008	1.402
	-93	120	0.988	1.394

ومركبات النترو الأليفاتية فعّالة كيمياوياً. يتم إرجاع (اختزال) مجموعة النترو بسهولة إلى أمين أولي بالهدرجة الوساطية أو بالهدروجين المحضّر من معدن نشيط وحمض معدني، أو بهدريد الليثيوم والألمنيوم LiAlH4

وإذا كانت ذرة الكربون التي ثبتت عليها زمرة النترو NO2 حاملة ذرة هدروجين فهناك إمكانية لتشكل شاردة ميزوميرية. ويطلق على الشكل الموافق للإينول الاسم: الشكل الحمضي. الذي يمكن عزله في بعض الحالات:

وللشرسبة الخواص نفسها التي للاينولات فهي تتفاعل مع مختلف الكواشف الإلكتروفيلية (مثل الهالوجينات، وحمض الآزوتي). وتعطي مع الألدهيدات والكيتونات بحسب الحالات نترو أغوال أو نترو ألكِنات:

تتفاعل نترو الألكانات الأولية مع حمض الآزوتي مشكلة مشتقات نتروزية زرقاء تُعرف باسم حمض النتروليك، وتنحل هذه الحموض في القلويات مشكلة أملاحاً حلولة في الماء حمراء اللون:

وتعطي مركبات نترو الألكانات الثانوية مشتقات نتروزية زرقاء لا تنحل في القلويات لأنها لا تحتوي على هدروجين حمضي:

أما نترو الألكانات الثالثية

التي لا تحوي هدروجينات −α فلا تتفاعل مع حمض الآزوتي. وتعرف اختبارات الكشف اللوني لنترو الألكانات الأولية والثانوية والثالثية أحياناً باسم التفاعل الأحمر الأبيض الأزرق.

مركبات النترو العطرية

يُحصل على مركبات النترو العطرية عامة نتيجة التأثير المباشر بين المركب العطري مع حمض الآزوت المدخِّن أو مزيج من حمض الآزوت وحمض الكبريت المركز، وفي حالة البنزن على سبيل المثال يتكون النترو بنزن. وهذه المركبات بصورة عامة، مُحِلات جيدة وحدودها العليا، غالباً، ما تكون متبلورة.

يفسَّر التفاعل أنه استبدال أروماتي (عطري) إلكتروفيلي. والإلكتروفيل هو أيون النترونيوم nitronium المتولد من التفاعل بين الحمضين:

للنترو بنزن رائحة اللوز المر وقد استُحضر في فرنسا باسم عطر الميربان essence de mirbane لتعطير الصابون.

ويتوقف عدد زمر النترو التي تدخل إلى المركب العطري على شروط التفاعل؛ فإذا جرى التفاعل السابق في شروط أقسى تشكل ثنائي أو ثلاثي نترو البنزن:

يُستخدم حمض الكبريت في التفاعلات السابقة لامتصاص الماء المتشكل في أثناء عملية النترجة، ويمكن الحصول على مركبات النترو أيضاً بفعل أكسيد النحاس (I) وصيغته Cu2O على أملاح الديازونيوم (C6H5− N≡NX-) أو نتيجة أكسدة الأمينات الأولية العطرية.

المركبات العطرية التي تحوي زمرة نترو واحدة ثابتة ويمكن تقطيرها من دون أن تتفكك، وهي ذات رائحة مقبولة وبلوراتها ذات لون أصفر باهت. ويكون ارتباط زمرة النترو قوياً ومن الصعب تبديلها بزمرة أخرى.

مركبات النترو العطرية ArNO2 فعّالة كيمياوياً، فهي قابلة للإرجاع - سواء بفعل الهدروجين بوجود وسيط (Ni) أم بفعل تفاعل كيمياوي Fe+HCl)) − إلى أمينات أولية Ar−NH2. ويعدّ إرجاع النترو بنزن الطريقة العملية الوحيدة لتحضير الأنيلين C6H5NH2، ومع ذلك يمكن أن يعاني النترو بنزن إرجاعات جزئية تعطي مركبات وسطية قبل الأنيلين وهذه المركبات هي:

تتطلب مركبات النترو العضوية الدقة في اختيار شروط تفاعلها، فهي تتفكك مباشرة بالحرارة عند درجات الحرارة العالية وعند وجود كمية فائضة من حمض الآزوت المركز، وبوجود حمض الكبريت المدخن فإنه من الممكن أن تحصل نترجة لاحقة لناتج نترجـة مركب التـولوين فيتشكل ثـلاثي نترو تولوين (TNT) صيغته ، وهو مركب منفجر يُستخدم في صناعة الأسلحة مثل القنابل اليدوية.

الاستخدامات

تتلخص الاستعمالات الصناعية الرئيسية لنترو الألكانات - عدا إنتاج الهدروكسيل أمين NH2OH - في استعمالها محلات في صناعة اللدائن، وهي مواد وسطية في انتاج مبيدات الحشرات وعوامل الاستحلاب والمنظفات وذابّات الحشرات والمتفجرات والمواد الصيدلانية.

التسمم

تأثيره على صحة الإنسان

العديد من مركبات النترو متفجرات عنيفة، وخاصة المواد عديدة النترو ونترو الأمينات التي لا يمكن تداولها إلا بمراقبة جدية من الكيميائيين ذوي الخبرة.

الكلوروبكرين Cl3CNO2 مُسيل شديد للدموع ومُخرِّش للرئة وقد استعمل في القنابل المسيلة للدموع.

التسمم البحري

Sea surface nitrate from the World Ocean Atlas.

Domestic animal feed

Symptoms of nitrate poisoning in domestic animals include increased heart rate and respiration; in advanced cases blood and tissue may turn a blue or brown color. Feed can be tested for nitrate; treatment consists of supplementing or substituting existing supplies with lower nitrate material. Safe levels of nitrate for various types of livestock are as follows:

Category	%NO3	%NO3–N	%KNO3	Effects
1	<0.5	<0.12	<0.81	Generally safe for beef cattle and sheep
2	0.5–1.0	0.12–0.23	0.81–1.63	Caution: some subclinical symptoms may appear in pregnant horses, sheep and beef cattle
3	1.0	0.23	1.63	High nitrate problems: death losses and abortions can occur in beef cattle and sheep
4	<1.23	<0.28	<2.00	Maximum safe level for horses. Do not feed high nitrate forages to pregnant mares

The values above are on a dry (moisture-free) basis.

Salts and covalent derivatives

Nitrate formation with elements of the periodic table.

أملاح وأسترات أيون النترات
HNO3																	He
LiNO3	Be(NO3)2											B(NO3)4−	RONO2	NO3− NH4NO3	O	FNO3	Ne
NaNO3	Mg(NO3)2											Al(NO3)3	Si	P	S	ClONO2	Ar
KNO3	Ca(NO3)2	Sc(NO3)3	Ti(NO3)4	VO(NO3)3	Cr(NO3)3	Mn(NO3)2	Fe(NO3)3	Co(NO3)2, Co(NO3)3	Ni(NO3)2	Cu(NO3)2	Zn(NO3)2	Ga(NO3)3	Ge	As	Se	Br	Kr
RbNO3	Sr(NO3)2	Y	Zr(NO3)4	Nb	Mo	Tc	Ru	Rh	Pd(NO3)2	AgNO3	Cd(NO3)2	In	Sn	Sb	Te	I	XeFNO3
CsNO3	Ba(NO3)2		Hf	Ta	W	Re	Os	Ir	Pt	Au	Hg2(NO3)2, Hg(NO3)2	Tl(NO3)3	Pb(NO3)2	Bi(NO3)3	Po	At	Rn
Fr	Ra		Rf	Db	Sg	Bh	Hs	Mt	Ds	Rg	Cn	Uut	Fl	Uup	Lv	Uus	Uuo
		↓
		La	Ce(NO3)x	Pr	Nd	Pm	Sm	Eu	Gd	Tb	Dy	Ho	Er	Tm	Yb	Lu
		Ac	Th	Pa	UO2(NO3)2	Np	Pu	Am	Cm	Bk	Cf	Es	Fm	Md	No	Lr

انظر أيضا

• أمونيوم
• f-ratio
• نترتة Nitrification
• نتراتين Nitratine
• پروكسي‌نترات Peroxynitrate
• نترات الصوديوم

مراجع للإستزادة

• موسى الناظر، عادل جرار، كيمياء المركبات العضوية (المنظمة العربية للتربية والثقافة والعلوم، تونس 1987).
• لڤيساليسLEVISALLES وكاسترو CASTRO، الكيمياء العضوية العامة والوظائف البسيطة، ترجمة وفائي حقي وزملائه (المطبعة الجديدة، دمشق 1891-2891)
• صلاح يحياوي، الكيمياء العضوية المفتوحة (مطبعة جامعة دمشق، 1967- 1968).
• PAULA YURKANIS BRUICE, Organic Chemistry (Prentice Hall, Pearson Education Inc. 2004).

وصلات خارجية

• ATSDR - Case Studies in Environmental Medicine - Nitrate/Nitrite Toxicity (archive)