ÂNIONS NITRITO E NITRATO

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INSTITUTO DE CIÊNCIAS EXATAS E DA NATUREZA 
LICENCIATURA EM QUÍMICA 
QUÍMICA ANALÍTICA EXPERIMENTAL 
Profa. Dra. Viviane Gomes Pereira Ribeiro 
 
 
 
 
 
 
ESTUDO DOS ÂNIONS NITRÍTO (𝐍𝐎𝟐
−) E NITRATO (𝐍𝐎𝟑
−) 
 
 
 
Bernardino Joaquim Caluaco 
 
 
 
 
 
 
 
 
Acarape 
2019 
INTRODUÇÃO 
A Química Analítica estuda o conjunto de princípios, leis e técnicas cuja finalidade é a 
determinação da composição química de uma amostra natural ou artificial. O conjunto de 
técnicas de operação para atingir este objetivo constitui a Análise Química. Não existindo um 
esquema ideal para análise qualitativa, pelo qual cada íon seria caracterizado quando estivesse 
sozinho ou mesmo na presença de um grande número de outros íons, faz-se necessária 
classificação dos íons em grupos, baseando-se em algumas propriedades comuns a todos os 
íons de um determinado grupo em relação a alguns reagentes que se denominam reagentes de 
grupo. (OLIVEIRA et al, 2006) 
A análise de ânions não cumpre passos tão sistemáticos à semelhança do que ocorre 
com os cátions. Os íons não são subdivididos em grupos como no caso dos cátions. 
Desconhece-se um mecanismo eficaz que permita a separação dos ânions em grupos principais, 
e que em seguida permita a separação, em cada grupo, de seus componentes independentes. 
Apesar do fato mencionado, tem que se referir que é possível separar os ânions em grupos 
principais, dependendo das solubilidades dos seus sais de prata, de cálcio ou de bário e dos sais 
de zinco; tendo em mente que esta classificação só é considerada útil para dar indicação das 
limitações do método e confirmação dos resultados obtidos por processos mais simples. 
(VOGEL, 1981) 
 
PROPRIEDADES DOS ÍONS 
 
1. ÂNION NITRITO (𝐍𝐎𝟐
−): Segundo a classificação feita por Brown (2005, pág. 47), o 
nitrito é um íon poliatômico que o mesmo define como sendo íons constituídos de átomos 
unidos em uma molécula com carga líquida negativa. 
Por conter oxigênio, segundo Brown (2005) podemos classifica-lo também como 
oxiânion. A terminação (sufixo) “ito” deve-se ao fato de ser um oxiânion que tem mesma carga 
que o nitrato (oxiânion mais comum), porém, com um átomo de oxigênio (O) a menos. 
O nitrito é bem mais tóxico em organismos do que o nitrato. Produz vasodilatação e 
relaxamento da musculatura lisa em geral, além da formação de metahemoglobina. Para 
adultos, a dose letal é em torno de 1g. 
 
Estrutura do ânion nitrito (𝐍𝐎𝟐
−) 
 
Figura 1: Estrutura do íon nitrito 
Fonte: https://pt.wikipedia.org/wiki/Nitrito 
https://pt.wikipedia.org/wiki/Nitrito
O íon nitrito é possui estrutura angular com ângulo de ligação de 125°. É relativamente 
estável em soluções básicas e neutras, além de possuir o estado de oxidação +3. Este ânion 
pode ser oxidado a nitrato por muitos pares oxidantes relativamente fracos. 
A identificação de íons nitritos é feita pela adição de alguns cristais de ácido sulfâmico 
na solução amostra e golpear a base do tubo de ensaio com o dedo indicador. Deve ser 
observado se há liberação vigorosa de bolhas. Após parar o desprendimento de bolhas, 
adicionar algumas gotas de BaCl2 0,1 M e observar se há formação de um precipitado branco. 
A obtenção de um precipitado branco e a presença de bolhas indica a presença de nitrito na 
amostra. 
Quanto a solubilidade: Todos os nitritos são solúveis em água, exceto o nitrito de prata 
que é pouco solúvel. Para o estudo destas reações, é usado uma solução 0,1 molL-1 de nitrito 
de potássio, KNO2, recém-preparada. A seguir, descreveremos algumas propriedades deste íon 
quando submetido em diferentes meios reacionais, tal como é apresentado por Vogel (1981): 
 Em meio ácido (ácido clorídrico diluído) – adição cautelosa do ácido ao nitrito sólido 
a frio – produz uma solução azul-pálida transitória, demonstrando a presença de ácido 
nitroso livre, HNO2, ou seu anidrido, N2O3, (reação 1). Ocorre a liberação de vapores 
de cor marrom de dióxido de nitrogênio (NO2), produzido pela combinação do óxido 
nítrico (proveniente da reação 2) com o ar (reação 3). Resultados semelhantes são 
obtidos com a solução aquosa. A presença de nitrato não interfere neste procedimento. 
𝐍𝐎𝟐
− + H+ → HNO2 (Reação 1) 
3HNO2 → HNO3 + 2NO↑ + H2O (Reação 2) 
2NO↑ + O2↑ → 2NO2↑ (Reação 3) 
 Na sua reação com uma solução concentrada (25%) de sulfato de ferro (II) acidulada 
com ácido acético diluído ou com ácido sulfúrico diluído, também denominada por 
Reação de Confirmação, forma-se um anel marrom na junção dos dois líquidos, devido 
a formação do composto [FeNO]SO4. 
Fe2+ + SO4
2- + NO↑ → [FeNO]SO4 
 Não forma nenhum precipitado com solução de cloreto de bário, BaCl2. 
 Com soluções de nitrato de prata forma um precipitado branco cristalizado de nitrito de 
prata, AgNO2. 
𝐍𝐎𝟐
− + Ag+ → AgNO2↓ 
 A adição de uma solução de nitrito a uma de iodeto de potássio, KI, acidificada com 
ácido acético com ácido sulfúrico diluído, forma iodo gasoso identificável pela sua 
coloração peculiar azulada produzida com pasta de amido. 
2𝐍𝐎𝟐
− + 2I- + 2CH3COOH → I2 + 2NO↑ + 2CH3COO
- + 2H2O 
 Fervendo uma solução de nitrito com excesso de cloreto de amônio sólido, desprende-
se nitrogênio, e o nitrito é completamente destruído. 
𝐍𝐎𝟐
− + NH4
+ → N2↑ + 2H2O 
2. ÂNION NITRATO (𝐍𝐎𝟑
−): Tal como o nitrito, o ânion nitrato também é um ânion 
poliatômico segundo a classificação feita por Brown (2005, pág. 47). O mesmo autor define 
íons deste tipo como oxiânion por possuir oxigênio. A terminação (sufixo) “ato” deve-se ao 
fato de ser o oxiânion de nitrogênio mais comum. 
Os n-nitrosos são conhecidos como potentes cancerígenos em várias espécies, inclusive 
primatas e as exposições humanas ocorrem pela inalação, ingestão de nitrosaminas pré-
formadas ou pela nitrosação endógena. 
 
Estrutura do ânion nitrito (𝐍𝐎𝟑
−) 
O íon nitrato tem uma estrutura trigonal planar e em presença de íons H+ pode atuar 
como um oxidante, mas não como um redutor. O efeito da concentração do íon H+ sobre a 
capacidade de oxidação do íon nitrato torna-se nitidamente evidente quando se compara o com 
o mesmo efeito sobre o íon nitrito. 
 
Figura 2: Estrutura do íon nitrato 
Fonte: https://brasilescola.uol.com.br/quimica/nitratos.htm 
No ânion nitrato, o nitrogênio é o elemento central, que realiza uma ligação dupla com 
um dos oxigênios, que fica estável, uma ligação simples com um dos outros dois oxigênios, e 
com o outro uma ligação covalente dativa. Isso significa um dos oxigênios não fica estável, 
precisando ainda receberem mais 1 elétron, dando um total de carga igual a -1. Com a dativa o 
nitrogênio faz uma ligação a mais do que poderia fazer, doando um de seus elétrons, ficando 
com carga igual a +1. Este ânion pode receber um elétron e formar um composto eletricamente 
neutro, um sal inorgânico. (FOGAÇA, 2020) 
A identificação de nitrato pode ser feita misturando várias gotas da solução amostra 
com igual volume de NaOH 6 molL-1. Transferindo-se esta mistura, usando uma pipeta, para 
um tubo de ensaio seco e, com cuidado, para não molhar as paredes do tubo com esta mistura. 
Adicionar um pedaço de papel de alumínio e empurrar um pedaço de algodão até 1/3 do tubo 
de ensaio para aparar eventuais salpicos. Colocar uma tira de papel de tornassol dobrada em V 
e previamente umedecida com água na boca do tubo, aqueça ligeiramente em banho-maria para 
provocar uma reação vigorosa. Retire do banho e deixe o tubo em repouso alguns minutos. Se 
a parte umedecida do papel ficar azul, a presença de nitrato está confirmada. 
Quanto a solubilidade: Todos os nitratos são solúveis em água. Os nitratos de 
mercúrio e bismuto produzem sais básicos, tratando-os com água; estes são solúveis em ácido 
nítrico diluído. 
Silva, Martins e Andrade (2004, pag. 1019) dizem que a melhor maneira de avaliar o 
comportamento de nitratos frente à água é analisar as propriedades físico-químicasdeste ânion. 
A carga do ânion (-1) e o seu raio iônico de 165 pm lhe conferem uma baixa entalpia de 
hidratação (DhidHº = -295 kJmol
-1) e entropia relativamente elevada em água (Sº = 146,7 J K-
1 mol-1). Se compararmos com outros íons poliatômicos isoeletrônicos, como por exemplo, o 
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/nitratos.htm
CO3
2-, constataremos que a entropia deste íon hidratado é consideravelmente menor (Sº = -50,0 
J K-1 mol-1). Embora o íon carbonato tenha raio (164 pm) muito próximo ao do íon nitrato, a 
carga é duas vezes maior. 
A elevada relação carga/raio aumenta a energia reticular dos carbonatos que é 
compensada pelo aumento da energia de hidratação deste ânion (DhidHº = -1120 kJ mol
-1). Por 
outro lado, a alta afinidade pela água resulta numa maior organização das moléculas de água 
em torno deste íon comparada ao íon NO3
- hidratado, o que desfavorece o processo de 
dissolução do ponto de vista entrópico. (SILVA; MARTINS e ANDRADE, 2004) 
Para o estudo destas reações, é usada uma solução de nitrato de potássio, KNO3. A 
seguir, descreveremos algumas propriedades deste íon quando submetido em diferentes meios 
reacionais, tal como é apresentado por Vogel (1981): 
 Fazendo reagir a solução de amostra com ácido sulfúrico concentrado, formam-se 
vapores de cor marrom avermelhada de dióxido de nitrogênio, NO2, acompanhado de 
vapores ácidos de ácido nítrico, que formam fumaça no ar. A reação é feita a quente e 
não se processa na presença de ácido sulfúrico diluído. 
4NO3
- + 2H2SO4 → 4NO2↑ + O2↑ + 2SO4
2- + 2H2O 
 Aquecendo ácido sulfúrico e aparas brilhantes de cobre com o nitrato sólido, liberam-
se vapores de cor marrom avermelhada de dióxido de nitrogênio, e a solução adquire 
uma cor azul devido à forma de íons cobre (II). 
2NO3
- + 4H2SO4 + 3Cu → 3Cu
2+ + 2NO↑ + 4SO4
2- + 4H2O 
2NO↑ + O2↑ → 2NO2↑ 
 Reagindo com solução de sulfato de ferro (II) e ácido sulfúrico concentrado (Reação de 
Confirmação) leva a formação do íon [Fe(NO)]2+, é evidenciado pelo surgimento do 
anel marrom na zona de contato dos dois líquidos (reagente e amostra em estudo). 
2NO3
- + 4H2SO4 + 6Fe
2+ → 6Fe3+ + 2NO↑ + 4SO4
2- + 4H2O (Reação 1) 
Fe2+ + NO↑ → [Fe(NO)]2+ (Reação 2) 
Agitando e aquecendo a mistura, a cor marrom desaparece, desprende-se óxido nítrico 
e permanece uma solução amarela de íons ferro (III) (Reação 1). O ensaio não é 
confiável na presença de brometos, iodetos – porque liberam o halogênio – sulfitos, 
cromatos, tiossulfatos, iodatos, cianetos, tiocianetos e hexacianoferratos (II) e (III). 
Todos eles podem ser removidos com a adição de Ag2SO4 em excesso, isento de nitrato 
a uma solução aquosa, agitando vigorosamente durante 3-4 minutos e filtrando os sais 
de prata insolúveis etc. 
 A redução de nitratos em meio alcalino desprende amônia (NH3), que é detectada por 
seu odor, por sua ação sobre o papel de tornassol vermelho e sobre o papel de nitrato 
de mercúrio (I). A reação é feita por aquecimento e o meio alcalino hidróxido de sódio, 
na presença de pó de zinco ou alumínio em pó. 
NO3
- + 4Zn + 7OH- + 6H2O → NH3↑ + 4[Zn(OH)4]
2- 
3NO3
- + 8Al + 5OH- + 18H2O → 3NH3↑ + 8[Zn(OH)4]
- 
CINCO APLICAÇÕES DE COMPOSTOS CONTENDO OS ÍONS EM 
ESTUDO 
O nitrogênio (N2) constitui cerca de 78% do volume da atmosfera. Além disso, é uma 
fonte conveniente de matéria prima para a preparação de compostos de nitrogênio. O solo, 
especialmente em regiões férteis, contém nitrogênio na forma de nitratos, nitritos e outros 
compostos. 
ÂNION NITRITO (𝐍𝐎𝟐
−): 
1. O nitrito de sódio, NaNO2, também conhecido como sal de cura, é aditivado em 
alimentos conservantes vastamente utilizados na indústria de alimentos, pode ser usado 
junto com o nitrato de sódio ou isolado. São usados nesta indústria pelo fato de evitar 
o crescimento de bactérias, auxiliar no combate ao ranço. (FOGAÇA, 2020) 
2. Ainda na indústria dos enchidos, a nitrosilhemocromo – forma desnatura, por calor, da 
nitrosomioglobina, que por sua vez é formada por meio da reação entre óxido nítrico 
(NO) proveniente do nitrito (NO2) e mioglobina natural da carne – é responsável por 
modificar a coloração de produtos curados (presunto, bacon, linguiças, etc.). 
(FOGAÇA, 2020) 
3. Na fisiologia humana, os nitritos são importantes compostos biológicos, que atuam 
como fontes metabólicas durante o ciclo natural do nitrogênio em plantas, na formação 
de proteínas, e no metabolismo dos animais. (OLIVO; RIBEIRO, 20018) 
 
ÂNION NITRITO (𝐍𝐎𝟑
−): 
1. As principais aplicações dos nitratos são em remédios, como vasodilatadores em 
tratamentos de angina do peito (dor no peito causada pelo baixo abastecimento de 
oxigênio pelo fluxo de sangue ao músculo cardíaco) e de disfunção erétil masculina. 
2. O nitrato de sódio, NaNO3, à semelhança do nitrito de sódio, também é um sal de cura 
usado nas indústrias de carne para evitar o crescimento de bactérias e combater ao 
ranço. 
3. O nitrato de sódio também é usado na fabricação de fertilizantes, mas é comumente 
conhecido como salitre do Chile, pelo fato de existirem grandes depósitos dele nos 
desertos chilenos. (FOGAÇA, 2020) 
4. Transformado em nitrato de potássio, é usado na fabricação da pólvora negra usada em 
várias armas e explosivos. (FOGAÇA, 2020) 
5. Tanto o nitrato de sódio como o nitrato de potássio são chamados de “salitre”, sendo 
muito usados como conservantes da cor de carnes enlatadas e defumadas, bem como 
em alguns alimentos por dar maior sensação de saciedade. 
Quando se fala da aplicação de compostos de nitrito e/ou nitrato, ressalta a sua ação na 
indústria de alimentos e de fertilizantes. Porém, o seu consumo traz sérios prejuízos à saúde, 
pois esses nitratos podem ser transformados pelas bactérias do organismo em nitritos e, 
posteriormente, em nitrosaminas, que são cancerígenas, causando principalmente cânceres no 
estômago. Os nitritos também convertem as hemoglobinas do sangue, incapacitando-as de 
transportar oxigênio. 
As principais causas de excesso de ingestão de nitratos estão no uso de adubos 
nitrogenados no cultivo dos vegetais. O salitre também é perigoso porque aumenta a 
concentração de íons sódio no organismo, que pode causar problemas cardíacos, como a 
hipertensão arterial. O nitrato de amônio também é usado como fertilizante e explosivo, 
inclusive foi usado com o óleo combustível no ataque terrorista aos edifícios do World Trade 
Center, em 11 de setembro de 2001. 
 
 
REFERÊNCIAS 
VOGEL, Arthur Israel. Química Analítica Qualitativa. 5ª ed. São Paulo: Mestre Jou, 1981. 
BROWN, Theodore L.; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química: a ciência central. 
9ª ed. São Paulo: Prentice Hall, 2005. 
OLIVEIRA, Ione Maria de et al. Análise qualitativa. Belo Horizonte: Editora UFMG, 2006. 
FOGAÇA, Jennifer Rocha Vargas. "Nitratos"; Brasil Escola. Disponível em: 
https://brasilescola.uol.com.brhttps://brasilescola.uol.com.br/quimica/nitratos.htm. Acesso em 
20 de dezembro de 2020. 
SILVA, Luciana Almeida; MARTINS, Cláudia Rocha; ANDRADE, Jailson Bittencourt de. 
Por que todos os nitratos são solúveis? Química Nova, Salvador-BA, Vol. 27, No. 6, pag. 
1016-1020, ago. 2004. 
OLIVO, Rubison; RIBEIRO, Lair Geraldo Theodoro. Novos conceitos sobre nitratos e nitritos. 
Brazilian Journal of Surgery and Clinical Research – BJSCR, São Paulo-SP, Vol. 24, No. 
3, pag. 115-125, set-nov 2018. 
WIKI. Nitrito. Disponível em: https://pt.wikipedia.org/wiki/Nitrito . Acesso em: 20 jan. 2020. 
BRASIL ESCOLA. Nitratos. Disponível em: 
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/nitratos.htm. Acesso em: 20 jan. 2020. 
 
 
https://pt.wikipedia.org/wiki/Nitrito
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/nitratos.htm