Methylnitriet

Methylnitriet
Structuurformule en molecuulmodel
	structuurformule van methylnitriet
Algemeen
Molecuulformule	CH3NO2
IUPAC-naam	methylnitriet
Molmassa	61,04 g/mol
InChI	1S/CH3NO2/c1-4-2-3/h1H3
CAS-nummer	624-91-9
EG-nummer	210-870-5
PubChem	12231
Wikidata	Q2730177
Fysische eigenschappen
Smeltpunt	−16 °C
Kookpunt	−12 °C
Tenzij anders vermeld zijn standaardomstandigheden gebruikt (298,15 K of 25 °C, 1 bar).
Portaal	Scheikunde

Methylnitriet is de kleinste alkyl nitriet-ester; het is de methylester van salpeterigzuur. Bij standaardomstandigheden is het een gas.

Synthese[bewerken | brontekst bewerken]

Alkylnitrieten worden gevormd in de reactie van stikstofmonoxide met een alkylalcohol - in dit geval methanol - in aanwezigheid van zuurstof:

\mathrm {NO\ +\ ROH+\ 1/2\ O_{2}\ \longrightarrow RONO\ +\ 1/2\ H_{2}O}

Methylnitriet kan ook gevormd worden door de reactie van zilvernitriet (AgNO₂) met methyljodide. In de reactie wordt naast methylnitriet ook nitromethaan gevormd:

Methylnitriet wordt ook in sigarettenrook aangetroffen.^[1]

Toepassing[bewerken | brontekst bewerken]

Methylnitriet wordt gebruikt voor de synthese van andere verbindingen.

De reactie van CO met methylnitriet produceert dimethylcarbonaat:^[2]

\mathrm {2\ CH_{3}ONO\ +\ CO\ \longrightarrow (CH_{3}O)_{2}CO\ +\ 2\ NO}

Dit proces werd ontwikkeld door het Japanse bedrijf Ube Industries^[3]. De reactie gaat door in de gasfase bij 110 à 150 °C en 0,1 à 2 MPa op een heterogene katalysator van palladium op actieve kool. Dimethylcarbonaat wordt uit het reactiemengsel geabsorbeerd door dimethyloxalaat. In een tweede reactor kan dan met het stikstofmonoxide en methanol, zonder katalysator, opnieuw methylnitriet gevormd worden zoals hierboven vermeld:

\mathrm {CH_{3}OH\ +\ NO\ +\ 1/2\ O_{2}\ \longrightarrow CH_{3}ONO\ +\ 1/2\ H_{2}O}

De reactie van koolstofmonoxide met een equimolaire hoeveelheid methylnitriet over een palladiumkatalysator levert dimethyloxalaat:^[4]

\mathrm {2\ CH_{3}ONO\ +\ 2\ CO\ \longrightarrow CH_{3}OC(O)C(O)OCH_{3}\ +\ 2\ NO}

Dimethyloxalaat wordt onder meer gebruikt als solvent (met name in het genoemde Ube-proces voor dimethylcarbonaat), voor de productie van ethaandiamide alias oxalamide dat wordt gebruikt in kunstmest), en in de farmaceutische nijverheid. Het is ook een alternatieve bron voor ethyleenglycol dat gevormd wordt door hydrogenering van dimethyloxalaat.

Eigenschappen^[5][bewerken | brontekst bewerken]

Methylnitriet is matig toxisch bij inademing. In hoge concentraties werkt het als een drug (alkylnitrieten vormen het actieve bestanddeel van poppers).

Wanneer het blootgesteld wordt aan hitte of vlammen kan het exploderen. Het is een krachtiger explosief dan ethylnitriet. Als het verhit wordt tot ontbinding komen er toxische dampen vrij van stikstofoxiden.

Bronnen, noten en/of referenties

↑ Peter Boyle et al. (ed.), "Tobacco: Science, policy and public health", Oxford University Press, 2010, p. 107. ISBN 978-0-19-956665-5
↑ Danielle Ballivet-Tkatchenko en Svetlana Sorokina: "Linear organic carbonates", in: Michele Aresta (ed.), "Carbon Dioxide Recovery and Utilization". Kluwer Academic Publishers, 2003. ISBN 1-4020-1409-0
↑ US Patent 5214185, "Continuous process for preparing dimethyl carbonate" van 25 mei 1993 aan Ube Industries
↑ Michael Röper, "CO Activation by Homogeneous Catalysts" in: L. Guczi (ed.), "New Trends in CO Activation". Elsevier Science Publishers, 1991. ISBN 0-444-88238-3
↑ Richard J. Lewis, Sr., "Hazardous Chemicals Desk Reference, 6th Ed.", Wiley, 2008, p. 937. ISBN 978-0-470-18024-2

[1] Peter Boyle et al. (ed.), "Tobacco: Science, policy and public health", Oxford University Press, 2010, p. 107. ISBN 978-0-19-956665-5

[2] Danielle Ballivet-Tkatchenko en Svetlana Sorokina: "Linear organic carbonates", in: Michele Aresta (ed.), "Carbon Dioxide Recovery and Utilization". Kluwer Academic Publishers, 2003. ISBN 1-4020-1409-0

[3] US Patent 5214185, "Continuous process for preparing dimethyl carbonate" van 25 mei 1993 aan Ube Industries

[4] Michael Röper, "CO Activation by Homogeneous Catalysts" in: L. Guczi (ed.), "New Trends in CO Activation". Elsevier Science Publishers, 1991. ISBN 0-444-88238-3

[5] Richard J. Lewis, Sr., "Hazardous Chemicals Desk Reference, 6th Ed.", Wiley, 2008, p. 937. ISBN 978-0-470-18024-2

[1]

[2]

[3]

[4]

[5]

Synthese[bewerken | brontekst bewerken]

Toepassing[bewerken | brontekst bewerken]

Eigenschappen[5][bewerken | brontekst bewerken]

Eigenschappen^[5][bewerken | brontekst bewerken]