L'ion nitrite est la base conjuguée de l'acide nitreux. L'acide nitreux est un acide faible instable de formule HNO₂. La formule de l'ion nitrite est NO₂⁻.

Structure de l'ion nitrite.

Confusions possibles

Il ne faut pas confondre l'ion nitrite avec le dioxyde d'azote NO₂ auquel il ressemble beaucoup par la structure chimique, mais qui est une molécule, et donc de charge électrique neutre^[1].

Toxicité

Dans les cours d'eau, notamment canalisés, et dans les régions densément habitées ou d'agriculture intensive, les nitrites (ou bien les nitrates) sont souvent une source de pollution.

Chez l'humain et autres mammifères, la présence de nitrites dans le sang empêche l'hémoglobine de fixer convenablement l'oxygène. C'est l'une des causes de la « maladie bleue du nourrisson », plus savamment appelée « méthémoglobinémie » . En avril 2011, trois enfants en sont morts en Chine^[2].

C'est pourquoi la teneur en nitrites dans l'eau potable est réglementée (notamment pour la préparation des biberons) et, indirectement celle des nitrates en raison de leur capacité à se transformer en nitrites.

Le nitrite est un conservateur des viandes transformées très utilisé par l'industrie agroalimentaire^[3]. Il est classé cancérigène probable par le CIRC. En milieu acide, comme c'est le cas dans l'estomac, les nitrites, très présents dans la charcuterie comme additifs, provoquent la formation de deux produits cancérogènes avérés^[4] : d'une part du fer nitrosylé (en réagissant avec le fer héminique)^[5], d'autre part, des nitrosamines (en réagissant avec les amines secondaires). Ces molécules, appelées « composés nitrosés » (en anglais : nitroso-compounds) sont cancérogènes^[6], notamment impliquées dans l'apparition du cancer colorectal^[7],[8]. Une étude sur une cohorte de plus de 100 000 adultes suggère également une association entre la consommation de nitrites (notamment présents dans la charcuterie) et un risque accru de diabète de type 2^[9].

Hème nitrosylé

Dans la chair nitrée, l'oxyde nitrique NO, issu de la décomposition du nitrite, se fixe à la myoglobine Fe²⁺ et forme la nitroso-myoglobine NO-Mb. Lorsque cette chair nitritée est soumise à la chaleur, la nitroso-myoglobine se transforme, son pigment nitré (l'hème nitrosylé, appelé aussi « nitrosohème » ou « fer nitrosylé », de couleur rouge foncé) se métamorphose et donne naissance à un nouveau pigment, appelé « nitrosylhémochrome », de couleur rose^[10]. La salaison donne ainsi une nouvelle teinte qui ne ressemble pas exactement à la couleur de la viande fraîche (c'est un rose framboisé qui n'a guère d'équivalent) mais correspond au ton vif attendu par le consommateur^[11].

Les données épidémiologiques indiquent une association positive entre consommation de fer héminique et cancer colorectal^[12]. L’hème catalyse deux types de réaction : la lipoperoxydation et la formation de composés N-nitrosés. De plus, l’hème peut avoir un effet direct sur les cellules de la muqueuse.

Fer nitrosylé.

Dans les charcuteries nitritées, contrairement à la viande rouge, l’hème est sous forme nitrosylé en raison de l’ajout de nitrites qui se retrouvent principalement sous forme d’ions nitrite NO₂⁻. Les réactions produites lors de la fabrication de la charcuterie peuvent modifier la molécule d'hème vers la forme appelée « nitrosylée », qui permet à son tour la formation d'agents cancérigènes, comme les peroxydes^[13].

Les réactions de nitrosylation conduisent à la formation de S-nitrosothiols ou de fer nitrosylé FeNO à la suite de l’ajout d’un ion nitrosyl NO⁻ sur des métaux ou des groupes thiol. Les nitrites, utilisés sous forme d’acide nitreux, favorisent ce type de réaction et conduisent à la formation d’oxyde d’azote et d’hème nitrosylé^[14],[15].

Propriétés

L’ion nitrite a un comportement très différent de l'ion nitrate, en particulier, il se lie aux métaux. Les nitrites alcalins sont solubles dans l'eau et hygroscopiques.

Exemples de nitrites :

• nitrite de sodium NaNO₂ ;
• nitrite de calcium Ca(NO₂)₂ ;
• nitrite de potassium KNO₂.

Obtention

Les nitrites alcalins sont obtenus par décomposition des nitrates correspondants vers 1 200 °C.

On les prépare actuellement par synthèse lors de la production de l’acide nitrique.

Utilisations

• Conservation de la viande.
• Agriculture : la bactérie Nitrosomonas convertit l'ammoniac des plantes, résultant de l'azote, en nitrite puis Nitrobacter transforme le nitrite en nitrate absorbé par les racines.
• Transformation d'amines en sels de diazonium, base de l'industrie des colorants organiques.

Voir aussi

Notes et références