نترات

تستخدم النترات أساسا في إنتاج الأسمدة الزراعية بفضل سهولة ذوبانها في الماء وتحللها الحيوي. النترات الرئيسية هي الأمونيا ونترات الصوديوم ونترات البوتاسيوم ونترات الكالسيوم. ويتم إنتاج عدة ملايين من الكيلو جرامات سنويًا منها لغرض تسميد المزروعات [3]

أيون النترات هو أيون مسطح - أي أن كل ذراته تقع في مستوي واحد. الثلاثة زوايا O–N–O فيه تبلغ كل منها 120°. كما أن الربطات N–O الثلاثة متساوية الطول ويبلغ طولها بين طول الترابط الأحادي والترابط الثنائي. لهذا يكون لأيون النترات ثلاثة أنواع من المصاوغة.

استر حمض النتريك بصيغة مبسطة (يسار)، وبصيغته الشكلية (يمين).

كما في الشكل يتكون أستر حمض النتريك بارتباط جزيء عضوي R بجزيء النترات. وقد تكون R أريل أو الكيل أو أريل ألكيل أو غير ذلك. في الشكل تمثل مجموعة النترات باللون الأزرق blau.

معظم أملاح النترات المعدنية تذوب في الماء في درجة الحرارة والضغط العاديين. ومن أمثلة أملاح النترات الغير عضوية نترات البوتاسيوم ويسمى احيانا «سالبيتر».

أيون نترات موزعة عليه شحنات جزئية.

ويحصل جسم الإنسان على قدر كبير من النترات الغير عضوية من غذائه الغني بأوراق النباتات الخضراء مثل السبانخ والسلق. وتشير بعض الفحوصات إلى أن غذاء يحتوي على نترات من النباتات يتحول في الجسم إلى أكسيد النتريك ويخفض ضغط الدم العالي.

بعض الرجيم الغذائي الذي يعمل على خفض الضغط العالي، مثل «رجيم داش» DASH diet تزيد من مستوى أكسيد النتريك في الجسم، الذي يختزل أولا إلى نتريت في اللعاب ، ويتضح ذلك من أختبار اللعاب، من قبل أن يتحول إلى أكسيد النتريك.

دورة النتروجين.

توجد النترات طبيعيا في الجو وفي المياه. كما يوجد منها مناجم للنترات ومعظمها مكون من نترات الصوديوم. توجد مناجم النترات أساسا في تشيلي ولذلك تسميتها «تشيلي سالبيتر». كما توجد منه مناجم في مصر وآسيا الصغرى وكولومبيا وكاليفورنيا.

كما تنتج بعض أنواع البكتيريا نترات مثل بكتيريا النترات. وقد كان إنتاج النترات في البدء عن طريق عملية تخمير البول بغرض صناعة البارود.

وتحضر النترات صناعيا على وجه كبير لإنتاج السماد الاصطناعي.

تحضر أملاح النترات عن طريق تفاعل حمض النتريك مع هيدروكسيد فلز أو كربونات فلز. في حالة خلط حمض النتريك مع هيدروكسيد الباريوم يتم التفاعل:

${\displaystyle \mathrm {Ba(OH)_{2}\ +\ 2\ HNO_{3}\ \rightarrow \ Ba(NO_{3})_{2}\ +\ 2\ H_{2}O} }$

تفاعل حمض النتريك مع هيدروكسيد الباريوم ينتج نترات الباريوم وماء.

${\displaystyle \mathrm {K_{2}CO_{3}\ +\ 2\ HNO_{3}\ \rightarrow \ 2\ KNO_{3}\ +\ H_{2}O\ +\ CO_{2}} }$

تفاعل حمض النتريك مع كربونات البوتاسيوم تنتج نترات البوتاسيوم و ماء و ثاني أكسيد الكربون.

${\displaystyle \mathrm {3\ Zn\ +\ 8\ HNO_{3}\ \rightarrow \ 3\ Zn(NO_{3})_{2}\ +\ 4\ H_{2}O\ +\ 2\ NO} }$

تفاعل حمض النتريك مع الزنك ينتج نترات الزنك، وماء وأول أكسيد النتروجين.

توزيع النترات في أسطح البحار أطلس بحار العالم.

إن الخطورة على الصحة تتعلق باختزال النترات في الجسم وتحولها إلى نتريت وهي مادة تتحول إلى نتروزامين وتتسبب في السرطان. تحدث هذه التحولات في الامعاء عن طريق بكتيريا، كما أن اللعاب في الفم يمكنه اختزال النترات الموجودة في الطعام ( في السجق والحوم المشوية شديدا) وتصل بعد ذلك إلى الدم .[4]

كذلك تعمل البكتيريا الموجودة في أمعاء الرضع، كما هو الحال أيضا مع الكبار، على اختزال النترات إلى نتريت. ويؤكسد النتريت هيموجلوبين الدم ويحوله إلى مادة تسمى «ميتهيموجلوبين» ولا يستطيع جسم الرضيع إعادة اختزال الميتهيموجلوبين إلى هيموجلوبين المتكون فيختنق داخليا.

كما أن الماشية والحيوانات المجترة تختزل النترات في معدتها مما يزيد من النترات في جسمها. وبالنسبة إلى مياه الشرب فتنصح اللجنة المتخصصة في الاتحاد الأوروبي بأن يكون تركيز النترات أقل من 20 مليجرام/اللتر.

• أمونيوم
• نترات الصوديوم
• نترات البوتاسيوم
• نترجة (كيمياء)

• بوابة مطاعم وطعام
• بوابة الكيمياء