نترات

النترات أيون متعدد الذرات صيغته الكيميائية NO₃⁻ ^. تُسمى الأملاح التي تحتوي على هذا الأيون بالنترات . تُعد النترات _من المكونات الشائعة للأسمدة والمتفجرات. ^{[ 1 ]} جميع النترات غير العضوية تقريبًا قابلة للذوبان في الماء . ومن الأمثلة على النترات غير القابلة للذوبان (غير العضوية) أوكسي نترات البزموت .

تُنتَج النترات في الطبيعة بواسطة أنواع عديدة من البكتيريا المُنتِجة للنيتروجين في البيئة الطبيعية، باستخدام الأمونيا أو اليوريا كمصدر للنيتروجين والطاقة الحرة. تاريخيًا، كانت مركبات النترات المستخدمة في البارود تُنتَج ، في غياب مصادر النترات المعدنية، عن طريق عمليات تخمير مختلفة باستخدام البول والروث. يتركز إنتاج النترات الحديث في الغالب على استخدامها في صناعة الأسمدة والمواد الكيميائية لتطبيقات متنوعة، مثل تصنيع الأدوية والسيراميك وحفظ اللحوم . سنويًا، يُستخدم حوالي 195 مليون طن متري من الأسمدة النيتروجينية الاصطناعية في جميع أنحاء العالم، وتشكل النترات جزءًا كبيرًا من هذه الكمية. ^{[ 2 ]}

نظراً لأن النترات قابلة للذوبان ويمكن أن تُجرف بسهولة من التربة بفعل الأمطار، فقد ارتبط الاستخدام الزراعي المفرط لها بجريان المغذيات ، وتلوث المياه ، وانتشار المناطق الميتة في المسطحات المائية . ويمكن أن يكون للتعرض المباشر للنترات لدى الإنسان عواقب صحية وخيمة: إذ يرتبط الإفراط في استهلاك النترات في اللحوم المعالجة بسرطانات الأمعاء. ^{[ 3 ]}

أيون النترات هو القاعدة المرافقة لحمض النيتريك ، ويتكون من ذرة نيتروجين مركزية محاطة بثلاث ذرات أكسجين مرتبطة بروابط متماثلة في ترتيب مثلث مستوٍ . ^{[ 4 ]} يحمل أيون النترات شحنة رسمية مقدارها -1. ^{[ 5 ]} تنتج هذه الشحنة عن شحنة رسمية مركبة، حيث تحمل كل ذرة أكسجين من الذرات الثلاث شحنة مقدارها -2/3 ، بينما تحمل ذرة النيتروجين شحنة مقدارها +1 ، لتشكل هذه الشحنات مجتمعة الشحنة الرسمية لأيون النترات متعدد الذرات. يُستخدم هذا الترتيب عادةً كمثال على الرنين . ومثل أيون الكربونات المتساوي الإلكترونات ، يمكن تمثيل أيون النترات بثلاثة تراكيب رنينية:

في أيون النترات (NO₃⁻ ₎ ^، تكون حالة أكسدة ذرة النيتروجين المركزية V (+5)، وهو أعلى عدد أكسدة ممكن للنيتروجين. يُعدّ النترات عامل مؤكسد قوي ، ويتضح ذلك من سلوكه الانفجاري عند درجات الحرارة العالية عند تفجيره في نترات الأمونيوم ( NH₄NO₃ ) أو البارود الأسود _، المُشتعل بفعل موجة الصدمة _{الناتجة} عن مادة متفجرة أولية . على عكس حمض النيتريك الأحمر المدخن ₍ HNO₃ / N₂O₄ ₎ أو حمض النيتريك المركز ₍ HNO₃ ) ، _فإن النترات في المحلول المائي عند درجة حموضة متعادلة أو عالية تُعتبر عامل مؤكسد ضعيفًا فقط في تفاعلات الأكسدة والاختزال التي لا يُنتج فيها العامل المختزل أيونات الهيدروجين (مثل تحول الزئبق إلى كالوميل ). ومع ذلك، يظل عاملًا مؤكسدًا قويًا عندما يُنتج العامل المختزل أيونات الهيدروجين، كما هو الحال في أكسدة الهيدروجين نفسه. يُعدّ النترات مستقرًا في غياب الكائنات الدقيقة ، أو عوامل الاختزال مثل المواد العضوية. في الواقع، يُعدّ غاز النيتروجين مستقرًا من الناحية الديناميكية الحرارية في وجودلا يتفاعل الأكسجين إلا مع ضغط جوي واحد  في ظروف حمضية للغاية، وإلا فإنه يتحد معه لتكوين النترات. ويتضح ذلك من خلال طرح تفاعلي الأكسدة: ^{[ 6 ]}

N₂ ₊ 6 H₂O _→ 2 NO₃⁻ + 12 H⁺ ⁺ 10 ^e⁻${\displaystyle \qquad E_{0}=1.246-0.0709{\text{ pH }}+{\frac {0.0591}{10}}\log {\frac {(\mathrm {NO_{3}^{-}} )^{2}}{P_{\mathrm {N_{2}} }}}}$

2 ح ₂ يا → يا ₂ + 4 ح ⁺ + 4 ه ⁻${\displaystyle \qquad \qquad \qquad E_{0}=1.228-0.0591{\text{ pH }}+{\frac {0.0591}{4}}\log {P_{\mathrm {O_{2}} }}}$

أعطِ:

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

القسمة على 0.0118 وإعادة الترتيب تعطي علاقة التوازن:

${\displaystyle \log {\frac {(\mathrm {NO_{3}^{-}} )}{P_ {\mathrm {N_{2}} }^{1/2}P_{\mathrm {O_{2}} }^{5/4}}}={\text{ pH }}-1.5}$

لكن في الواقع، لا يتحد النيتروجين والأكسجين والماء مباشرةً لتكوين النترات. بل يتفاعل عامل مختزل، كالهيدروجين، مع النيتروجين لإنتاج "نيتروجين مُثبَّت" كالأمونيا ، التي تتأكسد بدورها لتتحول في النهاية إلى نترات. لا تتراكم النترات بمستويات عالية في الطبيعة لأنها تتفاعل مع عوامل مختزلة في عملية تُسمى نزع النيتروجين (انظر دورة النيتروجين ).

تُستخدم النترات كمستقبل إلكتروني نهائي قوي من قِبل البكتيريا المُزيلة للنترات لتوفير الطاقة اللازمة لنموها. في الظروف اللاهوائية ، تُعد النترات أقوى مستقبل إلكتروني تستخدمه الكائنات الحية الدقيقة بدائية النواة ( البكتيريا والعتائق ) للتنفس. يقع زوج الأكسدة والاختزال _NO₃⁻ ^/ N₂ في أعلى مقياس الأكسدة والاختزال للتنفس اللاهوائي ، مباشرةً بعد زوج الأكسجين ( O₂ / H₂O )، ولكن فوق أزواج Mn( _{IV )/Mn(II ) وFe(} III )/Fe(II) وSO₄²⁻ _/ HS⁻ و ^CO₂ / CH₄ _{. في} المياه الطبيعية التي تعيش فيها الكائنات الحية الدقيقة ، تُعد النترات نوعًا كيميائيًا ذائبًا ^غير مستقر وسريع التحلل نظرًا لاستقلابها بواسطة _{البكتيريا} المُزيلة للنترات. يجب حفظ عينات المياه لتحليل النترات/النتريت عند درجة حرارة 4 درجات مئوية في غرفة مبردة وتحليلها بأسرع ما يمكن للحد من فقدان النترات. 

في الخطوة الأولى من عملية نزع النتروجين، يُختزل النترات المذاب (NO₃⁻ ) _إلى ^نتريت ( NO₂⁻ ₎ ^بفعل النشاط الإنزيمي للبكتيريا . في المحلول المائي، يُعد النتريت المذاب، N(III)، مؤكسدًا أقوى من النترات، N(V)، لأنه يحتاج إلى عدد أقل من الإلكترونات ، كما أن اختزاله أقل إعاقة حركية من اختزال النترات.

Electrochemical reduction of nitrate is also well-known,^[7] although its use for energy storage and denitrification remains underdeveloped.^[8]

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.^[9]

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.^[10]

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.^[11]

تعتمد الطرق اللونية للكشف النوعي عن النترات (NO₃⁻ ₎ ^غالبًا على تحويلها إلى نتريت (NO₂⁻ ₎ ^، متبوعًا باختبارات نوعية للنتريت. يمكن اختزال النترات إلى نتريت باستخدام سبيكة من النحاس والكادميوم ، أو الزنك المعدني ، ^{[ 12 ]} أو الهيدرازين . يُعد اختبار غريس الأكثر شيوعًا بين هذه الاختبارات ، حيث يُحوّل النتريت إلى صبغة آزو حمراء داكنة اللون _، مناسبة لتحليل قياس الطيف الضوئي بالأشعة فوق البنفسجية والمرئية . تستغل هذه الطريقة تفاعلية حمض النيتروز ( HNO₂ ) الناتج عن تحميض النتريت. يتفاعل حمض النيتروز بشكل انتقائي مع الأمينات العطرية لإنتاج أملاح الديازونيوم ، التي بدورها تتفاعل مع كاشف آخر لإنتاج صبغة الآزو . يتراوح حد الكشف بين 0.02 و2 ميكرومولار. ^{[ 13 ]} وقد تم تكييف هذه الطرق بشكل كبير مع العينات البيولوجية ^{[ 14 ]} وعينات التربة. ^{[ 15 ] [ 16 ]}

في طريقة ثنائي ميثيل فينول ، يُضاف 1 مل من حمض الكبريتيك المركز ( H₂SO₄ ) إلى 200 ميكرولتر من المحلول المراد اختباره للكشف عن النترات. في ظل ظروف حمضية _قوية ، تتفاعل أيونات النترات مع 2،6 - ثنائي ميثيل فينول، مُكَوِّنةً مركباً أصفر اللون، _هو 4-نيترو-2،6-ثنائي ميثيل فينول . يحدث هذا التفاعل من خلال استبدال عطري إلكتروفيلي، _{حيث تهاجم أيونات} النيترونيوم الوسيطة ( ^NO₂⁺ ) الحلقة العطرية لثنائي ميثيل فينول. يُحلَّل الناتج ( أورثو- أو بارا-نيترو-ثنائي ميثيل فينول ) باستخدام مطيافية الأشعة فوق البنفسجية والمرئية عند 345 نانومتر، وفقاً لقانون لامبرت-بير . ^{[ 17 ] [ 18 ]} 

كما طور ويست ولايلز في عام 1960 طريقة قياس لونية أخرى تعتمد على حمض الكروموتروبيك (حمض ثنائي هيدروكسي نافثالين ثنائي السلفونيك) لتحديد أنيونات النترات بشكل مباشر باستخدام قياس الطيف الضوئي . ^{[ 19 ]}

عند إضافة حمض الفورميك إلى خليط من البروسين ( قلويد ذو صلة بالستركنين ) ونترات البوتاسيوم ( KNO₃ ₎ ، يتحول لونه فوراً إلى الأحمر. وقد استُخدم هذا التفاعل للكشف اللوني المباشر عن النترات. ^{[ 20 ]}

لإجراء التحليل الكيميائي المباشر عبر الإنترنت باستخدام نظام التدفق، يتم إدخال عينة الماء بواسطة مضخة تمعجية في محلل حقن التدفق ، ثم يتم دمج النترات أو النفايات السائلة المحتوية على النتريت مع كاشف للكشف اللوني عنها.

توجد أملاح النترات بشكل طبيعي على الأرض في البيئات القاحلة على شكل رواسب كبيرة، وخاصة النتراتين ، وهو مصدر رئيسي لنترات الصوديوم .

تُنتج النترات بواسطة عدد من أنواع البكتيريا النيتروجينية في البيئة الطبيعية باستخدام الأمونيا أو اليوريا كمصدر للنيتروجين والطاقة الحرة. تاريخياً، كانت مركبات النترات المستخدمة في البارود تُنتج، في غياب مصادر النترات المعدنية، عن طريق عمليات تخمير مختلفة باستخدام البول والروث.

تؤدي ضربات البرق في الغلاف الجوي للأرض الغني بالنيتروجين والأكسجين إلى إنتاج خليط من أكاسيد النيتروجين، والتي تشكل أيونات النيتروز وأيونات النترات، والتي يتم غسلها من الغلاف الجوي عن طريق المطر أو في الترسيب الخفي .

يتم إنتاج النترات صناعياً من حمض النيتريك . ^{[ 1 ]}

المجالان اللذان يثيران القلق بشأن سمية النترات هما التاليان:

• يُعد النترات المختزل بواسطة النشاط الميكروبي للبكتيريا المختزلة للنترات مقدمة للنتريت في الماء وفي الجزء السفلي من الجهاز الهضمي . النتريت هو مقدمة للنيتروزامينات المسرطنة ، و؛
• يُعتقد أن النترات، من خلال تكوين النتريت، تساهم في الإصابة بميثيموغلوبينية الدم ، وهو اضطراب يصيب الهيموغلوبين في خلايا الدم الحمراء ، ويؤثر بشكل خاص على الرضع والأطفال الصغار نتيجة تناول النترات في مياه الشرب. ^{[ 27 ] [ 28 ]}

Aquatic toxicity

In freshwater or estuarine systems close to land, nitrate can reach concentrations that are lethal to fish. While nitrate is much less toxic than ammonia,^[36] levels over 30 ppm of nitrate can inhibit growth, impair the immune system and cause stress in some aquatic species.^[37] Nitrate toxicity remains a subject of debate.^[38]

In most cases of excess nitrate concentrations in aquatic systems, the primary sources are wastewater discharges, as well as surface runoff from agricultural or landscaped areas that have received excess nitrate fertilizer. The resulting eutrophication and algae blooms result in anoxia and dead zones. As a consequence, as nitrate forms a component of total dissolved solids, they are widely used as an indicator of water quality.

Nitrate deposition into ecosystems has markedly increased due to anthropogenic activities, notably from the widespread application of nitrogen-rich fertilizers in agriculture and the emissions from fossil fuel combustion.^[40] Annually, about 195 million metric tons of synthetic nitrogen fertilizers are used worldwide, with nitrates constituting a significant portion of this amount.^[2] In regions with intensive agriculture, such as parts of the U.S., China, and India, the use of nitrogen fertilizers can exceed 200 kilograms per hectare.^[2]

لا يقتصر تأثير زيادة ترسب النترات على المجتمعات النباتية فحسب، بل يمتد ليشمل التجمعات الميكروبية في التربة . ^{[ 41 ]} ويمكن أن يؤدي التغير في كيمياء التربة وديناميات المغذيات إلى تعطيل العمليات الطبيعية لتثبيت النيتروجين ، والنترجة ، وإزالة النيتروجين ، مما يؤدي إلى تغيير في بنية ووظائف المجتمعات الميكروبية. ويمكن أن يؤثر هذا الخلل بدوره على دورة المغذيات وصحة النظام البيئي بشكل عام . ^{[ 42 ]}

يُعدّ تناول الخضراوات الورقية الخضراء، مثل السبانخ والجرجير ، مصدراً للنترات في النظام الغذائي للإنسان. ويمكن أن يتواجد أيون النترات (NO3-) في _عصير الشمندر ^. كما يُمثّل ماء الشرب مصدراً رئيسياً لتناول النترات. ^{[ 43 ]}

يؤدي تناول النترات إلى زيادة سريعة في تركيز النترات في البلازما بمقدار ضعفين إلى ثلاثة أضعاف، ويمكن الحفاظ على هذا التركيز المرتفع لأكثر من أسبوعين. وتعزز زيادة النترات في البلازما إنتاج أكسيد النيتريك (NO). وأكسيد النيتريك جزيء إشارة فسيولوجي يتدخل، من بين أمور أخرى، في تنظيم تدفق الدم إلى العضلات والتنفس الميتوكوندري. ^{[ 44 ]}

تشمل أعراض التسمم بالنترات في الحيوانات الأليفة زيادة معدل ضربات القلب والتنفس؛ وفي الحالات المتقدمة، قد يتحول لون الدم والأنسجة إلى الأزرق أو البني. يمكن فحص العلف للكشف عن النترات؛ ويتكون العلاج من إضافة أو استبدال العلف الحالي بعلف يحتوي على نسبة نترات أقل. فيما يلي المستويات الآمنة من النترات لأنواع مختلفة من الماشية: ^{[ 48 ]}

القيم المذكورة أعلاه هي على أساس جاف (خالي من الرطوبة).

تكوين النترات باستخدام عناصر الجدول الدوري:

• الأمونيوم
• التخثث الغذائي
• نسبة f في علم المحيطات
• مخطط فروست
• النترتة
• النيتراتين
• النتريت ، الأنيون NO ₂ ⁻
• أكسيد النيتروجين
• ثالث أكسيد النيتروجين ، الجذر الحر المتعادل NO₃
• بيروكسي نيتريت ، OONO ₂ ⁻
• نترات الصوديوم

• ATSDR – دراسات حالة في الطب البيئي – سمية النترات/النتريت مؤرشفة بتاريخ 2016-02-04 في Wayback Machine ( أرشيف )