Nitrito de potasio
Nitrito de potasio (distinto del nitrato de potasio) es el compuesto inorgánico con la fórmula química KNO2. Es una sal iónica de iones potasio K+ e iones nitrito NO2-, que forma un polvo cristalino higroscópico, blanco o ligeramente amarillo, que es soluble en agua.
Es un oxidante fuerte y puede acelerar la combustión de otros materiales. Al igual que otras sales de nitrito, como el nitrito de sodio, el nitrito de potasio es tóxico si se ingiere y las pruebas de laboratorio sugieren que puede ser mutagénico o teratogénico. Generalmente se utilizan guantes y gafas de seguridad al manipular nitrito de potasio.
Descubrimiento
El nitrito está presente en niveles traza en el suelo, aguas naturales, tejidos vegetales y animales y fertilizantes. La forma pura de nitrito fue creada por primera vez por el químico sueco Carl Wilhelm Scheele en el laboratorio de su farmacia en la ciudad comercial de Köping. Calentó nitrato de potasio al rojo vivo durante media hora y obtuvo lo que reconoció como una nueva “sal”. Los dos compuestos (nitrato de potasio y nitrito) fueron caracterizados por Péligot y la reacción quedó establecida como:
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Producción
El nitrito de potasio se puede obtener mediante la reducción del nitrato de potasio. La producción de nitrito de potasio por absorción de óxidos de nitrógeno en hidroxido de potasio o carbonato de potasio no se emplea a gran escala debido al alto precio de estos alcalinos. Además, el hecho de que el nitrito de potasio es altamente soluble en agua hace difícil recuperar el sólido.
Reacciones
La mezcla de cianamida y KNO2 produce cambios de sólidos blancos a líquidos amarillos y luego a sólidos anaranjados, formando gases de cianógeno y amoníaco. No se utiliza energía externa y las reacciones se llevan a cabo con una pequeña cantidad de O2.
El nitrito de potasio forma nitrato de potasio cuando se calienta en la presencia de oxígeno de 550 °C a 790 °C. La tasa de reacción aumenta con la temperatura, pero la magnitud de la reacción disminuye. A 550 °C y 600 °C la reacción es continua y eventualmente va a la terminación. De 650 °C a 750 °C, como es el caso de descomposición del nitrato de potasio, el sistema alcanza el equilibrio. A 790 °C se observa por primera vez una disminución rápida del volumen, seguida de un período de 15 minutos durante el cual no se producen cambios de volumen. Esto es seguido por un aumento del volumen debido principalmente a la evolución del nitrógeno, que se atribuye a la descomposición del nitrito de potasio.
El nitrito de potasio reacciona a una velocidad extremadamente lenta con una solución de amoníaco líquida de amida de potasio a temperaturas ambiente, y en presencia de óxido férrico o óxido cobalto, para formar hidróxido de nitrógeno y potasio.
Usos médicos
El interés en el papel médico de los nitritos inorgánicos surgió por primera vez debido al éxito espectacular de los nitritos orgánicos y compuestos relacionados en el tratamiento de la angina de pecho. Mientras trabajaba con Butter en el Royal Infirmary de Edimburgo en la década de 1860, Brunton notó que el dolor de la angina podía aliviarse mediante venesección y concluyó erróneamente que el dolor debía deberse a la presión arterial elevada. Como tratamiento para la angina, la reducción de la sangre circulante mediante venesección era inconveniente. Por ello, decidió probar en un paciente el efecto de la inhalación de nitrito de amilo, un compuesto sintetizado recientemente y que su colega había demostrado que reducía la presión arterial en animales. El dolor asociado con un ataque de angina desapareció rápidamente y el efecto duró varios minutos, generalmente tiempo suficiente para que el paciente se recuperara descansando. Durante un tiempo, el nitrito de amilo fue el tratamiento preferido para la angina, pero debido a su volatilidad, fue reemplazado por compuestos químicamente relacionados que tenían el mismo efecto.
Se observó el efecto del nitrito de potasio en el sistema nervioso, el cerebro, la médula espinal, el pulso, la presión arterial y la respiración de voluntarios humanos sanos, al igual que la variabilidad entre los individuos. La observación más significativa fue que incluso una pequeña dosis de <0,5 granos (≈30 mg) administrada por vía oral provocó, al principio, un aumento de la presión arterial, seguido de una disminución moderada. Con dosis mayores se produjo una marcada hipotensión. También observaron que el nitrito de potasio, independientemente de cómo se administrara, tenía un efecto profundo en la apariencia y la capacidad de transporte de oxígeno de la sangre. Compararon la acción biológica del nitrito de potasio con la de los nitritos de amilo y etilo y concluyeron que la similitud de acción depende de la conversión de los nitritos orgánicos en ácido nitroso.
Las soluciones de nitrito acidificado se han utilizado con éxito para generar NO e inducir vasorelajación en estudios de vasos sanguíneos aislados, y se ha propuesto el mismo mecanismo de reacción para explicar la acción biológica del nitrito.
Otros usos
El nitrito de potasio se utiliza en la fabricación de sales de transferencia de calor. Como aditivo alimentario E249, el nitrito de potasio es un conservante similar al nitrito de sodio y está aprobado para su uso en la UE, EE. UU., Australia y Nueva Zelanda (donde figura con su número INS 249).
Peligros de reactividad
Al reaccionar con ácidos, el nitrito de potasio forma óxidos nitrosos tóxicos. La fusión con sales de amonio produce efervescencia e ignición. Las reacciones con agentes reductores pueden provocar incendios y explosiones.
Requisitos de almacenamiento
El nitrito de potasio se almacena con otros agentes oxidantes, pero separado de inflamables, combustibles, agentes reductores, ácidos, cianuros, compuestos de amonio, amidas y otras sales nitrogenadas en un lugar fresco, seco y bien ventilado.