Nitrito

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Struttura chimica del nitrito
Le due strutture canoniche del NO2 che contribuiscono alla risonanza ibrida mostrata sopra
Modello tridimensionale di uno ione nitrito ( NO2)

Il nitrito è un anione composto da un atomo di azoto e due atomi di ossigeno caricati negativamente. La sua formula chimica è NO2. A seconda dei casi, può essere considerato come un sale o un estere dell'acido nitroso.

I nitriti presentano un’alta tossicità per l'uomo, specialmente nei bambini, in quanto provocano metaemoglobinemia, forma non funzionante 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 nitrosammine, N-nitroso composti cancerogeni.

Esempi di composti nitritici[modifica | modifica sorgente]

Nitriti inorganici[modifica | modifica sorgente]

In chimica inorganica, i nitriti sono sali dell'acido nitroso HNO2. Essi sono formati dallo ione nitrito NO2. I nitriti dei metalli alcalini e dei metalli alcalino terrosi possono essere sintetizzati facendo reagire una miscela di monossido di azoto NO e diossido di azoto NO2 con la corrispondente soluzione di idrossido di metallo, come pure attraverso la decomposizione termica del corrispondente nitrato. Altri nitriti sono ottenibili per mezzo della riduzione dei corrispondenti nitrati.

Il nitrito di sodio è usato nella preparazione della salsiccia 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 22 mg/kg di peso corporeo), la concentrazione massima consentita nelle carni è di 200 ppm. A certe condizioni, specialmente in cucina, i nitriti della carne possono reagire con prodotti della degradazione degli amminoacidi, formando le nitrosammine, che sono notoriamente cancerogene.

Il nitrito è rilevato ed analizzato dalla Reazione di Griess, che implica la formazione di un colorante azoico rosso intenso nel caso venga fatto reagire un campione di NO2- con acido solfanilico e α-naftilammina in presenza di acido.[1]

I nitriti possono essere ridotti in ossido nitrico o in ammoniaca da varie specie di batteri.

Nitriti organici[modifica | modifica sorgente]

Struttura nel gruppo funzionale nitrossile

In chimica organica, i nitriti sono esteri dell'acido nitroso e presentano il gruppo funzionale nitrossido. Essi hanno formula generale RONO, 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 nitrati, i sali dell'acido nitrico, o con nitrocomposti, nonostante essi abbiano in comune la formula RNO2. L'anione nitrito NO2 non deve invece essere confuso con il catione nitronio NO2+.

Applicazioni[modifica | modifica sorgente]

Impiego nell'industria alimentare[modifica | modifica sorgente]

I nitriti possono essere addizionati come conservanti ai seguenti alimenti: insaccati (freschi, stagionati, cotti), prosciutti (stagionati e cotti), semiconserve non sterilizzate (würstel e mortadella), le conserve sterilizzate, carni affumicate, nei cereali e prodotti tostati, pesce.

La Direttiva del Parlamento Europeo 95/2/CE del 20 febbraio 1995 consente per gli insaccati l’addizione di nitrito di sodio (E 250) solo o con NaCl e di nitrito di potassio (E 249), nella misura massima di 150 mg/kg. Permette inoltre, come funzione di riserva, l'impiego di nitriti l’addizione di nitrato di sodio (E 251) e di potassio (E 252) nella misura massima di 250 mg/kg.

Il Comitato Scientifico per l’Alimentazione della Commissione Europea ha valutato l’assunzione giornaliera accettabile di nitriti nell’ordine di 0,06 mg/kg di peso corporeo e di 3,7 mg/kg per i nitrati.

Il comitato FAO-OMS ha fissato per i nitriti una dose giornaliera di 0-0,1 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 mg per kg di prodotto, 25 volte quella massima presente nei vegetali.

Note[modifica | modifica sorgente]

  1. ^ Il 125º anniversario del reattivo di Griess di V. M. Ivanov nel Giornale di Chimica Analitica, Vol. 59, No. 10, 2004, pp. 1002 – 1005. Tradotto dal Žurnal Analitičeskoj Khimii, Vol. 59, No. 10, 2004, pp. 1109 – 1112.

Collegamenti esterni[modifica | modifica sorgente]

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