Свойства нитратов щелочных металлов

Обновлено: 22.01.2025

Азотная кислота – одноосновная, образует один ряд солей – нитраты состава:

Me(NO ₃ ) _n

NH ₄ NO ₃

Нитраты калия, натрия, кальция и аммония называют селитрами . Например, селитры: KNO ₃ – нитрат калия (индийская селитра) , NаNО ₃ – нитрат натрия (чилийская селитра) , Са(NО ₃ ) ₂ – нитрат кальция (норвежская селитра) , NH ₄ NO ₃ – нитрат аммония (аммиачная или аммонийная селитра, ее месторождений в природе нет). Германская промышленность считается первой в мире, получившей соль NH ₄ NO ₃ из азота N ₂ воздуха и водорода воды, пригодную для питания растений .

Физические свойства

Нитраты – вещества с преимущественно ионным типом кристаллических решёток. При обычных условиях это твёрдые кристаллические вещества, все нитраты хорошо растворимы в воде, сильные электролиты.

Получение нитратов

Нитраты образуются при взаимодействии:

1) Металл + Азотная кислота

2) Основный оксид + Азотная кислота

3) Основание + Азотная кислота

4) Аммиак + Азотная кислота

Вытеснительный ряд кислот

5) Соль слабой кислоты + Азотная кислота

В соответствие с рядом кислот каждая предыдущая кислота может вытеснить из соли последующую :

6) Оксид азота (IV) + щёлочь

в присутствии кислорода -

Р яд активности металлов Бекетова Н.Н.

Химические свойства нитратов

I. Общие с другими солями

Металл, стоящий в ряду активности Бекетова Н.Н. левее, вытесняет последующие из их солей:

II. Специфические

Все нитраты термически неустойчивы. При нагревании они разлагаются с образованием кислорода. Характер других продуктов реакции зависит от положения металла, образующего нитрат, в электрохимическом ряду напряжений (см. схему "Термическое разложение нитратов"):

С хем а "Термическое разложение нитратов"

1) Нитраты щелочных (исключение - нитрат лития) и щелочноземельных металлов разлагаются до нитритов:

2) Нитраты менее активных металлов от Mg до Cu включительно и нитрат лития разлагаются до оксидов:

3) Нитраты наименее неактивных металлов (правее меди) разлагаются до металлов:

4) Нитрат и нитрит аммония:

Нитрат аммония разлагается в зависимости от температуры так:

Качественная реакция на нитрат-ион NO ₃ –

Взаимодействие нитратов c металлической медью при нагревании в присутствии концентрированной серной кислоты или с раствором дифениламина в Н ₂ SO ₄ (конц.).

В большую сухую пробирку поместить зачищенную медную пластинку, несколько кристалликов нитрата калия, прилить несколько капель концентрированной серной кислоты. Пробирку закрыть ватным тампоном, смоченным концентрированным раствором щелочи и нагреть.

Признаки реакции - в пробирке появляются бурые пары оксида азота (IV), что лучше наблюдать на белом экране, а на границе медь – реакционная смесь появляются зеленоватые кристаллы нитрата меди(II) .

Протекают следующие уравнения реакций:

Азотные удобрения

Азот один из основных элементов, необходимых для жизни, так как входит в состав всех аминокислот, а значит и белка. Вне белковых тел жизнь невозможна. Атмосферный азот растения усваивать непосредственно не умеют, зато они усваивают азот из почвы в двух формах: одна нитратная (в виде нитрат – ионов), другая – аммонийная (в виде ионов аммония). Причем наиболее предпочтительна аммонийная, потому что азот в этой форме сразу идет на построение аминокислот, образующих белок.

А вот нитратная форма должна сначала восстановиться до аммонийной и только потом будет усвоена растением. Без достаточного количества азота в почве растение не сможет набрать нужную вегетативную массу, а вот если его совсем не будет хватать, тогда нижние листья растений становятся бледно-зелеными, а потом уже все, начиная с верхушки, буреют и отпадают.

После уборки урожая азот в больших количествах уносится из почвы и вновь внести его в землю можно только с помощью минеральных удобрений. Недостаток азота в почве издавна восполняли органическими подкормками: перегноем и навозом. Производимые сейчас минеральные удобрения нельзя также вносить неконтролируемо, например, сульфат аммония после многократного внесения из-за гидролиза соли может привести к закислению почв, и его нужно нейтрализовать известью.

Все азотные удобрения хорошо растворимы в воде. Самое первое широко применяемое минеральное удобрение – это чилийская селитра (нитрат натрия), его впервые обнаружили и стали вывозить из Чили. Однако, запасы чилийской селитры стали быстро истощаться в связи с тем, что ее использовали и для производства пороха. Другим даже более ценным для растения стало удобрение – аммиачная селитра, его производство наладили после открытого немцем Фридрихом Габером способа связывания атмосферного азота в аммиак. Аммиачная селитра содержит азот сразу в двух формах: в нитратной и аммонийной. Получают ее так:

Неудобство в ее использовании состоит в том, что оно легко слеживается, поэтому его нужно гранулировать, а также оно хорошо растворимо в воде, поэтому может быть смыто с поля первым же ливнем, и кроме того, при определенных условиях (при повышении температуры около 200 о С) становится даже взрывоопасным.

Самое концентрированное и лекгоусваиваемое растениями азотное удобрение – это широко известная мочевина или карбамид – (NH ₂ ) ₂ CO, массовая доля азота в нем 46%. Технологический процесс его производства довольно сложен и идет под давлением 20000 КПа и температуре около 200 0 С и выражается уравнением:

Химическая промышленность выпускает также и сульфат аммония, гораздо более бедный по содержанию азота в нем, но зато очень дешевый, ведь это удобрение получают как побочный продукт при очистке коксового газа от аммиака серной кислотой:

К его недостаткам можно отнести относительную бедность азотом и при многократном его использовании закисление почв.

Щелочные металлы. Химия щелочных металлов и их соединений

Щелочные металлы расположены в главной подгруппе первой группы периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева (или просто в 1 группе в длиннопериодной форме ПСХЭ). Это литий Li, натрий Na, калий K, цезий Cs, рубидий Rb и франций Fr.

Электронное строение щелочных металлов и основные свойства

Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня щелочных металлов: ns 1 , на внешнем энергетическом уровне находится 1 s-электрон. Следовательно, типичная степень окисления щелочных металлов в соединениях +1.

Рассмотрим некоторые закономерности изменения свойств щелочных металлов.

В ряду Li-Na-K-Rb-Cs-Fr, в соответствии с Периодическим законом, увеличивается атомный радиус , усиливаются металлические свойства , ослабевают неметаллические свойства , уменьшается электроотрица-тельность .

Физические свойства

Все щелочные металлы — вещества мягкие, серебристого цвета. Свежесрезанная поверхность их обладает характерным блеском.

Кристаллическая решетка щелочных металлов в твёрдом состоянии — металлическая. Следовательно, щелочные металлы обладают высокой тепло- и электропроводимостью. Кипят и плавятся при низких температурах. Они имеют также небольшую плотность.

Нахождение в природе

Как правило, щелочные металлы в природе присутствуют в виде минеральных солей: хлоридов, бромидов, йодидов, карбонатов, нитратов и др. Основные минералы , в которых присутствуют щелочные металлы:

Поваренная соль, каменная соль, галит — NaCl — хлорид натрия

Сильвин KCl — хлорид калия

Сильвинит NaCl · KCl

Глауберова соль Na₂SO_4⋅10Н₂О – декагидрат сульфата натрия

Едкое кали KOH — гидроксид калия

Поташ K₂CO₃ – карбонат калия

Поллуцит — алюмосиликат сложного состава с высоким содержанием цезия:

Способы получения

Литий получают в промышленности электролизом расплава хлорида лития в смеси с KCl или BaCl₂ (эти соли служат для понижения температуры плавления смеси):

2LiCl = 2Li + Cl₂

Натрий получают электролизом расплава хлорида натрия с добавками хлорида кальция:

2NaCl _{(расплав)} → 2Na + Cl₂

Электролитом обычно служит смесь NaCl с NaF и КСl (что позволяет проводить процесс при 610–650°С).

Калий получают также электролизом расплавов солей или расплава гидроксида калия. Также распространены методы термохимического восстановления: восстановление калия из расплавов хлоридов или гидроксидов. В качестве восстановителей используют пары натрия, карбид кальция, алюминий, кремний:

KCl + Na = K↑ + NaCl

KOH + Na = K↑ + NaOH

Цезий можно получить нагреванием смеси хлорида цезия и специально подготовленного кальция:

Са + 2CsCl → 2Cs + CaCl₂

В промышленности используют преимущественно физико-химические методы выделения чистого цезия: многократную ректификацию в вакууме.

Качественные реакции

Качественная реакция на щелочные металлы — окрашивание пламени солями щелочных металлов .

Цвет пламени:
Li — карминно-красный
Na — жѐлтый
K — фиолетовый
Rb — буро-красный
Cs — фиолетово-красный

Химические свойства

1. Щелочные металлы — сильные восстановители . Поэтому они реагируют почти со всеми неметаллами .

1.1. Щелочные металлы легко реагируют с галогенами с образованием галогенидов:

2K + I₂ = 2KI

1.2. Щелочные металлы реагируют с серой с образованием сульфидов:

2Na + S = Na₂S

1.3. Щелочные металлы активно реагируют с фосфором и водородом (очень активно). При этом образуются бинарные соединения — фосфиды и гидриды:

3K + P = K₃P

2Na + H₂ = 2NaH

1.4. С азотом литий реагирует при комнатной температуре с образованием нитрида:

Остальные щелочные металлы реагируют с азотом при нагревании.

1.5. Щелочные металлы реагируют с углеродом с образованием карбидов, преимущественно ацетиленидов:

1.6. При взаимодействии с кислородом каждый щелочной металл проявляет свою индивидуальность: при горении на воздухе литий образует оксид, натрий – преимущественно пероксид, калий и остальные металлы – надпероксид.

Цезий самовозгорается на воздухе, поэтому его хранят в запаянных ампулах. Видеоопыт самовозгорания цезия на воздухе можно посмотреть здесь.

2. Щелочные металлы активно взаимодействуют со сложными веществами:

2.1. Щелочные металлы бурно (со взрывом) реагируют с водой . Взаимодействие щелочных металлов с водой приводит к образованию щелочи и водорода. Литий реагирует бурно, но без взрыва.

Например , калий реагирует с водой очень бурно:

2K 0 + H₂ + O = 2 K + OH + H₂ 0

Видеоопыт: взаимодействие щелочных металлов с водой можно посмотреть здесь.

2.2. Щелочные металлы взаимодействуют с минеральными кислотами (с соляной, фосфорной и разбавленной серной кислотой) со взрывом. При этом образуются соль и водород.

Например , натрий бурно реагирует с соляной кислотой :

2Na + 2HCl = 2NaCl + H₂↑

2.3. При взаимодействии щелочных металлов с концентрированной серной кислотой выделяется сероводород.

Например , при взаимодействии натрия с концентрированной серной кислотой образуется сульфат натрия, сероводород и вода:

2.4. Щелочные металлы реагируют с азотной кислотой. При взаимодействии с концентрированной азотной кислотой образуется оксид азота (I):

С разбавленной азотной кислотой образуется молекулярный азот:

При взаимодействии щелочных металлов с очень разбавленной азотной кислотой образуется нитрат аммония:

2.5. Щелочные металлы могут реагировать даже с веществами, которые проявляют очень слабые кислотные свойства . Например, с аммиаком, ацетиленом (и прочими терминальными алкинами), спиртами , фенолом и органическими кислотами .

Например , при взаимодействии лития с аммиаком образуются амиды и водород:

Ацетилен с натрием образует ацетиленид натрия и также водород:

Н ─ C ≡ С ─ Н + 2Na → Na ─ C≡C ─ Na + H₂

Фенол с натрием реагирует с образованием фенолята натрия и водорода:

Метанол с натрием образуют метилат натрия и водород:

Уксусная кислота с литием образует ацетат лития и водород:

2СH₃COOH + 2Li → 2CH₃COOLi + H₂↑

Щелочные металлы реагируют с галогеналканами (реакция Вюрца).

Например , хлорметан с натрием образует этан и хлорид натрия:

2.6. В расплаве щелочные металлы могут взаимодействовать с некоторыми солями . Обратите внимание! В растворе щелочные металлы будут взаимодействовать с водой, а не с солями других металлов.

Например , натрий взаимодействует в расплаве с хлоридом алюминия :

3Na + AlCl₃ → 3NaCl + Al

Оксиды щелочных металлов

Оксиды щелочных металлов (кроме лития) можно получить только к освенными методами : взаимодействием натрия с окислителями в расплаве:

1. О ксид натрия можно получить взаимодействием натрия с нитратом натрия в расплаве:

2. Взаимодействием натрия с пероксидом натрия :

3. Взаимодействием натрия с расплавом щелочи :

2Na + 2NaOН → 2Na₂O + Н₂↑

4. Оксид лития можно получить разложением гидроксида лития :

2LiOН → Li₂O + Н₂O

Химические свойства

Оксиды щелочных металлов — типичные основные оксиды . Вступают в реакции с кислотными и амфотерными оксидами, кислотами, водой.

1. Оксиды щелочных металлов взаимодействуют с кислотными и амфотерными оксидами :

Например , оксид натрия взаимодействует с оксидом фосфора (V):

Оксид натрия взаимодействует с амфотерным оксидом алюминия:

2. Оксиды щелочных металлов взаимодействуют с кислотами с образованием средних и кислых солей (с многоосновными кислотами).

Например , оксид калия взаимодействует с соляной кислотой с образованием хлорида калия и воды:

K₂O + 2HCl → 2KCl + H₂O

3. Оксиды щелочных металлов активно взаимодействуют с водой с образованием щелочей.

Например , оксид лития взаимодействует с водой с образованием гидроксида лития:

Li₂O + H₂O → 2LiOH

4. Оксиды щелочных металлов окисляются кислородом (кроме оксида лития): оксид натрия — до пероксида, оксиды калия, рубидия и цезия – до надпероксида.

Пероксиды щелочных металлов

Свойства пероксидов очень похожи на свойства оксидов. Однако пероксиды щелочных металлов, в отличие от оксидов, содержат атомы кислорода со степенью окисления -1. Поэтому они могут могут проявлять как окислительные , так и восстановительные свойства.

1. Пероксиды щелочных металлов взаимодействуют с водой . При этом на холоде протекает обменная реакция, образуются щелочь и пероксид водорода:

При нагревании пероксиды диспропорционируют в воде, образуются щелочь и кислород:

2. Пероксиды диспропорционируют при взаимодействии с кислотными оксидами .

Например , пероксид натрия реагирует с углекислым газом с образованием карбоната натрия и кислорода:

3. При взаимодействии с минеральными кислотами на холоде пероксиды вступают в обменную реакцию. При этом образуются соль и перекись водорода:

При нагревании пероксиды, опять-таки, диспропорционируют:

4. Пероксиды щелочных металлов разлагаются при нагревании, с образованием оксида и кислорода:

5. При взаимодействии с восстановителями пероксиды проявляют окислительные свойства.

Например , пероксид натрия с угарным газом реагирует с образованием карбоната натрия:

Пероксид натрия с сернистым газом также вступает в ОВР с образованием сульфата натрия:

6. При взаимодействии с сильными окислителями пероксиды проявляют свойства восстановителей и окисляются, как правило, до молекулярного кислорода.

Например , при взаимодействии с подкисленным раствором перманганата калия пероксид натрия образует соль и молекулярный кислород:

Гидроксиды щелочных металлов (щелочи)

1. Щелочи получают электролизом растворов хлоридов щелочных метал-лов:

2NaCl + 2H₂O → 2NaOH + H₂ + Cl₂

2. При взаимодействии щелочных металлов, их оксидов, пероксидов, гидридов и некоторых других бинарных соединений с водой также образуются щелочи.

Например , натрий, оксид натрия, гидрид натрия и пероксид натрия при растворении в воде образуют щелочи:

2Na + 2H₂O → 2NaOH + H₂

Na₂O + H₂O → 2NaOH

2NaH + 2H₂O → 2NaOH + H₂

3. Некоторые соли щелочных металлов (карбонаты, сульфаты и др.) при взаимодействии с гидроксидами кальция и бария также образуют щелочи.

Например , карбонат калия с гидроксидом кальция образует карбонат кальция и гидроксид калия:

1. Гидроксиды щелочных металлов реагируют со всеми кислотами (и сильными, и слабыми, и растворимыми, и нерастворимыми). При этом образуются средние или кислые соли, в зависимости от соотношения реагентов.

Например , гидроксид калия с фосфорной кислотой реагирует с образованием фосфатов, гидрофосфатов или дигидрофосфатов:

2. Гидроксиды щелочных металлов реагируют с кислотными оксидами . При этом образуются средние или кислые соли, в зависимости от соотношения реагентов.

Например , гидроксид натрия с углекислым газом реагирует с образованием карбонатов или гидрокарбонатов:

Необычно ведет себя оксид азота (IV) при взаимодействии с щелочами. Дело в том, что этому оксиду соответствуют две кислоты — азотная (HNO₃) и азотистая (HNO₂). «Своей» одной кислоты у него нет. Поэтому при взаимодействии оксида азота (IV) с щелочами образуются две соли- нитрит и нитрат:

А вот в присутствии окислителя, например, молекулярного кислорода, образуется только одна соль — нитрат, т.к. азот +4 только повышает степень окисления:

3. Гидроксиды щелочных металлов реагируют с амфотерными оксидами и гидроксидами . При этом в расплаве образуются средние соли, а в растворе комплексные соли.

Например , гидроксид натрия с оксидом алюминия реагирует в расплаве с образованием алюминатов:

в растворе образуется комплексная соль — тетрагидроксоалюминат:

Еще пример : гидроксид натрия с гидроксидом алюминия в расплаве образут также комплексную соль:

4. Щелочи также взаимодействуют с кислыми солями. При этом образуются средние соли, или менее кислые соли.

Например : гидроксид калия реагирует с гидрокарбонатом калия с образованием карбоната калия:

5. Щелочи взаимодействуют с простыми веществами-неметаллами (кроме инертных газов, азота, кислорода, водорода и углерода).

При этом кремний окисляется щелочами до силиката и водорода:

Фтор окисляет щелочи. При этом выделяется молекулярный кислород:

Другие галогены, сера и фосфор — диспропорционируют в щелочах:

Сера взаимодействует с щелочами только при нагревании:

6. Щелочи взаимодействуют с амфотерными металлами , кроме железа и хрома . При этом в расплаве образуются соль и водород:

В растворе образуются комплексная соль и водород:

2NaOH + 2Al + 6Н₂О = 2Na[Al(OH)₄] + 3Н₂

7. Гидроксиды щелочных металлов вступают в обменные реакции с растворимыми солями .

С щелочами взаимодействуют соли тяжелых металлов.

Например , хлорид меди (II) реагирует с гидроксидом натрия с образованием хлорида натрия и осадка гидроксида меди (II):

2NaOH + CuCl₂ = Cu(OH)₂↓+ 2NaCl

Также с щелочами взаимодействуют соли аммония.

Например , при взаимодействии хлорида аммония и гидроксида натрия образуются хлорид натрия, аммиак и вода:

NH₄Cl + NaOH = NH₃ + H₂O + NaCl

8. Гидроксиды всех щелочных металлов плавятся без разложения , гидроксид лития разлагается при нагревании до температуры 600°С:

2LiOH → Li₂O + H₂O

9. Все гидроксиды щелочных металлов проявляют свойства сильных оснований . В воде практически нацело диссоциируют , образуя щелочную среду и меняя окраску индикаторов.

NaOH ↔ Na + + OH —

10. Гидроксиды щелочных металлов в расплаве подвергаются электролизу . При этом на катоде восстанавливаются сами металлы, а на аноде выделяется молекулярный кислород:

4NaOH → 4Na + O₂ + 2H₂O

Соли щелочных металлов

Нитраты и нитриты щелочных металлов

Нитраты щелочных металлов при нагревании разлагаются на нитриты и кислород. Исключение — нитрат лития. Он разлагается на оксид лития, оксид азота (IV) и кислород.

Например , нитрат натрия разлагается при нагревании на нитрит натрия и молекулярный кислород:

Нитраты щелочных металлов в реакциях могут выступать в качестве окислителей.

Нитриты щелочных металлов могут быть окислителями или восстановителями.

В щелочной среде нитраты и нитриты — очень мощные окислители.

Например , нитрат натрия с цинком в щелочной среде восстанавливается до аммиака:

Сильные окислители окисляют нитриты до нитратов.

Например , перманганат калия в кислой среде окисляет нитрит натрия до нитрата натрия:

Большая Энциклопедия Нефти и Газа

Из табл. 2.1 видно, что нитраты щелочных и щелочноземельных металлов разлагаются со значительным поглощением тепла: это отражается, конечно, на общем тепловом балансе изготовленных с их участием составов. [2]

Соли азотной кислоты называются нитратами, а нитраты щелочных, щелочноземельных металлов и аммония называют еще селитрами - калийная селитра, аммонийная селитра. [3]

Бок [94, 96] для высаливания Тп ( МОз) 4 в диэтиловый эфир при применении нитратов щелочных и щелочноземельных металлов , объясняется тем, что они использовали насыщенные растворы различных нитратов и, таким образом, имели совершенно различные моляльности нитратов в каждой системе. [4]

Если приведенные выше представления справедливы, то надо было бы ожидать, что напряжение разложения нейтральных растворов таких солей, как сернокислый натрий и вообще сульфаты и нитраты щелочных и щелочноземельных металлов , должно было бы равняться примерно 1 7 в, но в действительности соответствующие значения заметно больше. Однако необходимо помнить, что так как эти растворы не буферные, то в результате разряда ионов водорода раствор вблизи катода подщелачивается, тогда как при разряде ионов гидроксила раствор у анода подкисляется. Следовательно, разряд ионов водорода происходит из более щелочного, а ионов гидроксила из более кислого раствора по сравнению с раствором в слоях, удаленных от электродов; поэтому напряжение разложения здесь больше 1 7 в. Эта последняя величина имела бы место, если бы оба иона разряжались из одного и того же раствора. [5]

Другой метод, целью которого является получение Sr90 и Cs137, состоит в том, что жидкие стоки выпаривают до тех пор, пока они не станут твердыми; остаток нагревают до 300 С с тем, чтобы все нитраты щелочных и щелочноземельных металлов перешли в нерастворимые окислы. Затем твердый остаток экстрагируется водой, при этом изотопы стронция и цезия переходят в раствор. Этот раствор концентрируется для хранения на складе, тогда как экстрагированный остаток теряет свою радиоактивность в сравнительно короткое время. [6]

Определению хрома ( VI) в присутствии маскирующего реагента - нитрилотриметилфосфоновой кислоты - не мешает 100-кратное содержание Feni, Сгш, WVI, 1000-кратное содержание Со, V, 1 - 10 мг ионов Си, Ni, а также 0 05 - 0 20 г сульфатов, фосфатов, хлоридов, ацетатов, нитратов щелочных и щелочноземельных металлов , марганца и свинца. В присутствии 1 М растворов хлоридов, сульфатов, нитратов щелочных металлов скорость каталитической реакции увеличивается вдвое, а некаталитической - в 1 5 раза. Реакция окисления о-аминофенола пероксидом водорода применена для анализа неорганических веществ особой числоты. [7]

Укрепить ее в штативе вертикально над металлической подставкой и нагревать до расплавления соли. Нитраты щелочных и щелочноземельных металлов , плавясь, разлагаются на нитриты и кислород. [8]

Ход реакций разложения нитратов при нагревании зависит от поляризующего действия иона металла. Так, при разложении нитратов щелочных и щелочноземельных металлов образуются соответствующие нитриты и кислород. Нитраты металлов с большим ионным, потенциалом разлагаются на оксид металла, NOg и кислород. [9]

Практическое значение получили элементы, содержащие электролит, температура плавления которого не выше 600 С. Это обычно смесь хлоридов, бромидов и нитратов щелочных и щелочноземельных металлов . В качестве анодов рекомендуют применять кальций, магний и сплавы лития. Катоды выполняют из серебра, меди, никеля и железа. Поверхность их покрыта деполяризатором, который иногда добавляется также непосредственно в электролит. [10]

Метод основан на измерении светопоглощения нитрат-ионов в кислом растворе при Х 302 нм. Метод применим для анализа растворов азотной кислоты, смесей нитратов щелочных и щелочноземельных металлов . [11]

По способу Бухнера ( Nuvalonverfahren) отделение А1203 от Si02, Fe203 и Ti02 достигается нагреванием глины в автоклаве с азотной кислотой, соответствующей концентрации и в необходимом количество. Нитрат алюминия, переходящий в раствор, загрязнен в основном только нитратами щелочных и щелочноземельных металлов , от которых его можно отделить фракционной кристаллизацией. Азотная кислота выделяется при термическом разложении водного нитрата алюминия, и А12О3 получается в очень чистом состоянии. По способу Голъдшмидта ( Goldschmidt) для вскрытия используют водный раствор значительно более дешевой сернистой кислоты. При этом в большинстве случаев в раствор переходят значительные количества железа, которое, однако, образует с алюминием хорошо кристаллизующуюся основную соль; до тех пор пока количество железа не слишком велико, возможно сравнительно простое отделение алюминия путем фракционной кристаллизации основного сульфита. [12]

По способу Бухнера ( Nuvalqnyerfahren) отделение А12О3 от Si02, Fe2O3 и TiO2 - достигается нагреванием глины в автоклаве с азотной кислотой, соответствующей концентрации и в необходимом количестве. Нитрат алюминия, переходящий в раствор, загрязнен в основном только нитратами щелочных и щелочноземельных металлов , от которых его можно отделить фракционной кристаллизацией. Азотная кислота выделяется при термическом разложении водного нитрата алюминия, и А12О3 получается в очень чистом состоянии. При этом в большинстве случаев в раствор переходят значительные количества железа, которое, однако, образует с алюминием хорошо кристаллизующуюся основную соль; до тех пор пока количество железа не слишком велико, возможно сравнительно простое отделение алюминия путем фракционной кристаллизации основного сульфита. [13]

По способу Бухнера ( Niavalonverfahren) отделение А1203 от Si02, Fe203 и TiOg достигается нагреванием глины в автоклаве с азотной кислотой, соответствующей концентрации и в необходимом количестве. Нитрат алюминия, переходящий в раствор, загрязнен в основном только нитратами щелочных и щелочноземельных металлов , от которых его можно отделить фракционной кристаллизацией. Азотная кислота выделяется при термическом разложении водного нитрата алюминия, и А1203 получается в очень чистом состоянии. По способу Голъдшмидта ( Goldschmidt) для вскрытия используют водный раствор значительно более дешевой сернистой кислоты. При этом в большинстве случаев в раствор переходят значительные Количества железа, которое, однако, образует с алюминием хорошо кристаллизующуюся основную сольдо тех пор пока количество железа не слишком велико, возможно сравнительно простое отделение алюминия путем фракционной кристаллизации основного сульфита. [14]

Свойства нитратов щелочных металлов

I. Нитраты (селитры)

Нитраты калия, натрия, кальция и аммония называют селитрами. Например, селитры:KNO₃ – нитрат калия (индийская селитра), NаNО₃ – нитрат натрия (чилийская селитра), Са(NО₃)₂ – нитрат кальция (норвежская селитра), NH₄NO₃ – нитрат аммония (аммиачная или аммонийная селитра, ее месторождений в природе нет). Германская промышленность считается первой в мире, получившей соль NH₄NO₃ из азота N₂ воздуха и водорода воды, пригодную для питания растений.

Рис.1. Аммиачная селитра Рис.2. Калиевая селитра Рис.3. Натриевая селитра

II. Физические свойства

Нитраты – вещества с преимущественно ионным типом кристаллических решёток. При обычных условиях это твёрдые кристаллические вещества, все нитраты хорошо растворимы в воде, сильные электролиты.

III. Получение нитратов

1) Металл + Азотная кислота

2) Основный оксид + Азотная кислота

3) Основание + Азотная кислота

4) Аммиак + Азотная кислота

5) Соль слабой кислоты + Азотная кислота

В cоответствии с рядом кислот каждая предыдущая кислота может вытеснить из соли последующую:

6) Оксид азота (IV) + щёлочь

в присутствии кислорода -

IV. Химические свойства нитратов

I. Общие с другими солями

1) Взаимодействие с металлами

Металл, стоящий в ряду активности левее, вытесняет последующие из их солей:

2) Взаимодействие с кислотами

3) Взаимодействие со щелочами

4) Взаимодействие с cолями

II. Специфические

Все нитраты термически неустойчивы. При нагреванииразлагаются с образованием кислорода. Характер других продуктов реакции зависит от положения металла, образующего нитрат, в электрохимическом ряду напряжений:

3) Нитраты наименее активных металлов (правее меди) разлагаются до металлов:

4) Нитрат и нитрит аммония:

Нитрат аммония разлагается в зависимости от температуры так:

Качественная реакция на нитрат-ион NO₃ – – взаимодействие нитратов c металлической медью при нагревании в присутствии концентрированной серной кислоты или с раствором дифениламина в Н₂SO₄ (конц.).

Опыт: “Качественная реакция на ион NO₃ – “

Признаки реакции - в пробирке появляются бурые пары оксида азота(IV), что лучше наблюдать на белом экране, а на границе медь – реакционная смесь появляются зеленоватые кристаллы нитрата меди(II).

V. Применение нитратов

Почему азота в природе много (он входит в состав атмосферы), а растения часто дают плохой урожай из-за азотного голодания?

Растения не могут усваивать молекулярный азот N₂ из воздуха. Это проблема «связанного азота». При недостатке азота задерживается образование хлорофилла, поэтому растения имеют бледно-зеленую окраску, как следствие, задерживается рост и развитие растения. Азот – жизненно важный элемент. Без белка нет жизни, а без азота нет белка.

Как же усваивается атмосферный азот? Часть связанного азота поступает в почву во время гроз. Химия процесса такова:

Существуют растения способные повышать плодородие почвы, в чем же их особенность? Эти растения (люпин, люцерна, клевер, горох, вика) относятся к семейству бобовых (мотыльковые), на корнях которых развиваются клубеньковые бактерии, способные связывать атмосферный азот, переводя его в соединения, доступные для растений.

Растения, связывающие атмосферный азот

Снимая урожаи, человек ежегодно уносит вместе с ними огромные количества связанного азота. Эту убыль он покрывает внесением не только органических, но и минеральных удобрений (нитратных, аммиачных, аммонийных). Азотные удобрения вносят под все культуры. Азот усваивается растениями в виде катиона аммония NH₄ + и нитрат-аниона NO₃ – .

«Классификация азотных удобрений»

Одной из важных характеристик является содержание питательного элемента в удобрении. Расчет питательного элемента для азотных удобрений ведут по содержанию азота.

Влияние нитратов на окружающую среду и организм человека

Азот как основной питательный элемент влияет на рост вегетативных органов – зеленых стеблей и листьев. Азотные удобрения не рекомендуется вносить поздней осенью или ранней весной, т. к. талые воды смывают до половины удобрений. Важно соблюдать нормы и сроки внесения удобрений, вносить их не сразу, а в несколько приемов. Применять медленно действующие формы удобрений (гранулы, покрытые защитной пленкой), при посадке использовать сорта, склонные к низкому накоплению нитратов. Коэффициент использования азотных удобрений – 40–60%. Избыточное употребление азотных удобрений не только ведет к аккумуляции нитратов в растениях, но и приводит к загрязнению ими водоемов и грунтовых вод. Антропогенными источниками загрязнения водоемов нитратами являются также металлургия, химическая, в том числе целлюлозно-бумажная, и пищевая отрасли промышленности. Одним из признаков загрязнения водоемов является «цветение» воды, вызванное бурным размножением синезеленых водорослей. Особенно интенсивно оно происходит во время таяния снега, летних и осенних дождей. Предельно допустимая концентрация (ПДК) нитратов регламентируется ГОСТом. Для суммы нитрат-ионов в почве принято значение 130 мг/кг, в воде разных водоисточников – 45 мг/л. (ПДК (NO₃ – в почве) – 130 мг/кг, ПДК (NO₃ – в воде) – 45 мг/л.).

Для самих растений нитраты безвредны, а вот для человека и травоядных животных они опасны. Смертельная доза нитратов для человека – 8–15 г, допустимое суточное потребление – 5 мг/кг. Многие растения способны накапливать большие количества нитратов, например: капуста, кабачки, петрушка, укроп, свекла столовая, тыква и др.

Такие растения называют нитратонакопителями. В организм человека 70% нитратов поступает с овощами, 20% – с водой, 6% – с мясом и рыбой. Попадая в организм человека, часть нитратов всасывается в желудочно-кишечном тракте в неизмененном виде, другая часть, в зависимости от присутствия микроорганизмов, значения рН и других факторов, может превращаться в более ядовитые нитриты, аммиак, гидроксиламин NН₂ОН; в кишечнике из нитратов могут образоваться вторичные нитрозамины R₂N–N=О, обладающие высокой мутагенной и канцерогенной активностью. Признаки небольшого отравления – слабость, головокружение, тошнота, расстройство желудка и т. д. Снижается работоспособность, возможна потеря сознания.

В организме человека нитраты взаимодействуют с гемоглобином крови, превращая его в метгемоглобин, в котором железо окислено до Fe 3+ и не может служить переносчиком кислорода. Именно поэтому один из признаков острого отравления нитратами – синюшность кожных покровов. Выявлена прямая зависимость между случаями появления злокачественных опухолей и интенсивностью поступления в организм нитратов при избытке их в почве.

Опыт: “Исследование содержания нитратов в продуктах питания”
(качественная реакция на нитрат-ион NO₃ – )

В три большие демонстрационные пробирки поместить по 10 мл растительного сока капусты, кабачка, тыквы (на белом фоне). В каждую пробирку прилить по нескольку капель раствора дифениламина в концентрированной серной кислоте.

Первая помощь при отравлении нитратами

Первая помощь при отравлении нитратами – это обильное промывание желудка, прием активированного угля, солевых слабительных – глауберовой соли Na₂SO₄•10H₂O и английской соли (горькая соль) MgSO₄•7H₂O, cвежий воздух.

Уменьшить вредное влияние нитратов на организм человека можно с помощью аскорбиновой кислоты (витамина С); если ее соотношение с нитратами составляет 2:1, то нитрозамины не образуются. Доказано, что прежде всего витамин С, а также витамины Е и А являются ингибиторами – веществами, предотвращающими и тормозящими процессы преобразования нитратов и нитритов в организме человека. Необходимо ввести в рацион питания побольше черной и красной смородины, других ягод и фруктов (кстати, в висячих плодах нитратов практически нет). И еще один естественный нейтрализатор нитратов в организме человека – это зеленый чай.

Причины накопления нитратов в овощах и способы выращивания экологически чистой продукции растениеводства

Наиболее интенсивно азот поглощается во время роста и развития стеблей и листьев. При созревании семян потребление азота из почвы практически прекращается. Плоды, достигшие полной зрелости, уже не содержат нитратов – происходит полное превращение соединений азота в белки. Но у многих овощей ценится именно незрелый плод (огурцы, кабачки). Удобрять такие культуры азотными удобрениями желательно не позднее чем за 2–3 недели до уборки урожая. Кроме того, полному превращению нитратов в белки препятствуют плохая освещенность, избыточная влажность и несбалансированность питательных элементов (недостаток фосфора и калия). Не следует увлекаться внесезонными тепличными овощами. Например, 2 кг тепличных огурцов, съеденных за один прием, могут вызвать опасное для жизни отравление нитратами. Надо также знать, преимущественно в каких частях растения накапливаются нитраты: у капусты – в кочерыжке, у моркови – в сердцевине, у кабачков, огурцов, арбузов, дыни, картофеле – в кожуре. У дыни и арбуза не следует есть незрелую мякоть, прилежащую к корке. Огурцы лучше почистить и срезать место прикрепления их к стеблю. У зеленных культур нитраты накапливаются в стеблях (петрушка, салат, укроп, сельдерей). Содержание нитратов в различных частях растений неравномерно: в черешках листьев, стебле, корне содержание их в 1,5–4,0 раза выше, чем в листьях. Всемирная организация здравоохранения считает допустимым содержание нитратов в диетических продуктах до 300 мг NO₃ – на 1 кг сырого вещества. (ПДК (NO₃ – в диетических продуктах) – 300 мг/кг.). Если самое высокое содержание нитратов отмечается в свекле, капусте, салате, зеленом луке, то самое низкое содержание нитратов – в репчатом луке, томатах, чесноке, перце, фасоли.

Чтобы вырастить экологически чистую продукцию, прежде всего необходимо грамотно вносить азотные удобрения в почву: в строго рассчитанных дозах и в оптимальные сроки. Выращивать овощи, особенно зеленные культуры, надо при хорошей освещенности, оптимальных показателях влажности почвы и температуры. И все же для уменьшения содержания нитратов овощные культуры лучше подкармливать органическими удобрениями. Несвоевременное внесение удобрений, особенно в избыточных дозах, в том числе и органического удобрения – навоза, приводит к тому, что поступившие в растение минеральные соединения азота не успевают полностью превратиться в белковые.

Нитраты в производстве взрывчатых веществ

Многие взрывчатые смеси содержат в своем составе окислитель (нитраты металлов или аммония и др.) и горючее (дизельное топливо, алюминий, древесную муку). Поэтому соли – нитрат калия, нитрат бария, нитрат стронция и другие – применяются в пиротехнике.

Азотное удобрение нитрат аммония вместе с алюминием и древесным углем входит в состав взрывчатой смеси – аммонала. Основная реакция, которая протекает при взрыве:

Высокая теплота сгорания алюминия повышает энергию взрыва. Применение нитрата аммония в составе аммонала основано на его свойстве разлагаться при детонации с образованием газообразных веществ:

В руках террористов взрывчатые вещества приносят мирным людям только страдания.

Шесть веков продолжалось господство черного пороха в военном деле. Теперь его применяют в качестве взрывчатого вещества в горном деле, в пиротехнике (ракеты, фейерверки), а также как охотничий порох. Черный или дымный порох – это смесь 75% нитрата калия, 15% древесного угля и 10% серы.

Нитрат серебра AgNO₃, который чернит ткань, бумагу, парты и руки (ляпис), применяют как противомикробное средство для лечения кожных язв, для прижигания бородавок и в качестве противовоспалительного средства при хроническом гастрите и язве желудка: пациентам назначают пить 0,05%-й раствор АgNO₃. Порошкообразные металлы Zn, Мg, Al, cмешанные с нитратом серебра, используют в петардах.

Основный нитрат висмута Вi(ОН)₂NО₃ назначают внутрь при язвенной болезни желудка и двенадцатиперстной кишки в качестве вяжущего и антисептического средства. Наружно – в мазях, присыпках при воспалительных заболеваниях кожи.

Соль нитрит натрия NaNО₂ применяют в медицине как спазмолитическое средство.

Применение нитритов в пищевой отрасли промышленности

Нитриты применяют в колбасном производстве: 7 г на 100 кг фарша. Нитриты придают колбасе розовый цвет, без них она серая, как вареное мясо, и не имеет товарного вида. К тому же присутствие нитритов в колбасе необходимо еще и по другой причине: они предотвращают развитие микроорганизмов, выделяющих токсичные яды.

Читайте также: