Wie unterscheiden sich Nitrite von Nitraten? Natriumnitrat: Eigenschaften, Herstellung, Anwendung. Erhalten Sie aus Ammoniumnitrat die Salpetersäuregleichung

Salpetersäure ist eine starke Säure. Seine Salze - Nitrate- gewonnen durch Einwirkung von HNO 3 auf Metalle, Oxide, Hydroxide oder Carbonate. Alle Nitrate sind gut wasserlöslich. Nitrat-Ionen hydrolysieren nicht in Wasser.

Salpetersäuresalze zersetzen sich beim Erhitzen irreversibel und die Zusammensetzung der Zersetzungsprodukte wird durch das Kation bestimmt:

a) Nitrate von Metallen in der Spannungsreihe links von Magnesium:

b) Nitrate von Metallen im Spannungsbereich zwischen Magnesium und Kupfer:

c) Nitrate von Metallen in der Spannungsreihe rechts von Quecksilber:

d) Ammoniumnitrat:

Nitrate treten in wässrigen Lösungen praktisch nicht auf oxidative Eigenschaften, aber bei hohe Temperatur im festen Zustand sind sie starke Oxidationsmittel, beispielsweise beim Verschmelzen von Feststoffen:

Zink und Aluminium reduzieren in alkalischer Lösung Nitrate zu NH 3:

Nitrate werden häufig als Düngemittel verwendet. Darüber hinaus sind fast alle Nitrate gut wasserlöslich, sodass sie in der Natur nur äußerst selten in Form von Mineralien vorkommen; Ausnahmen bilden chilenisches (Natrium-)Nitrat und indisches Nitrat (Kaliumnitrat). Die meisten Nitrate werden künstlich gewonnen.

Flüssiger Stickstoff wird als Kältemittel und zur Kryotherapie verwendet. In der Petrochemie wird Stickstoff verwendet, um Tanks und Rohrleitungen zu spülen, den Betrieb von unter Druck stehenden Rohrleitungen zu überprüfen und die Produktion von Feldern zu steigern. Im Bergbau kann Stickstoff zur Schaffung einer explosionssicheren Umgebung in Bergwerken und zum Ausbau von Gesteinsschichten eingesetzt werden.

Ein wichtiges Einsatzgebiet von Stickstoff ist seine Verwendung zur weiteren Synthese verschiedenster stickstoffhaltiger Verbindungen, wie Ammoniak, Stickstoffdünger, Sprengstoffe, Farbstoffe etc. Bei der Koksherstellung werden große Mengen Stickstoff eingesetzt („trocken“) zum Abschrecken von Koks“) beim Entladen von Koks aus Koksofenbatterien sowie zum „Pressen“ von Treibstoff in Raketen aus Tanks zu Pumpen oder Motoren.

In der Lebensmittelindustrie ist Stickstoff als Lebensmittelzusatzstoff registriert E941, als gasförmiges Medium für Verpackung und Lagerung, ein Kältemittel, und flüssiger Stickstoff wird beim Abfüllen von Ölen und stillen Getränken verwendet, um in weichen Behältern Überdruck und eine inerte Umgebung zu erzeugen.

Die Reifenkammern von Flugzeugfahrwerken sind mit Stickstoffgas gefüllt.

31. Phosphor – Herstellung, Eigenschaften, Anwendung. Allotropie. Phosphin, Phosphoniumsalze – Zubereitung und Eigenschaften. Metallphosphide, Herstellung und Eigenschaften.

Phosphor- chemisches Element der 15. Gruppe der dritten Periode Periodensystem D. I. Mendelejew; hat die Ordnungszahl 15. Das Element ist Teil der Pniktogengruppe.

Phosphor wird aus Apatiten oder Phosphoriten durch Wechselwirkung mit Koks und Kieselsäure bei einer Temperatur von etwa 1600 ° C gewonnen:

Die entstehenden Phosphordämpfe kondensieren im Auffangbehälter unter einer Wasserschicht zu einer allotropen Modifikation in Form von weißem Phosphor. Anstelle von Phosphoriten können zur Gewinnung von elementarem Phosphor auch andere anorganische Phosphorverbindungen mit Kohle reduziert werden, beispielsweise Metaphosphorsäure:

Chemische Eigenschaften Phosphor wird weitgehend durch seine allotrope Modifikation bestimmt. Weißer Phosphor ist sehr aktiv; beim Übergang zu rotem und schwarzem Phosphor nimmt die chemische Aktivität ab. Weißer Phosphor in der Luft emittiert, wenn er bei Raumtemperatur durch Luftsauerstoff oxidiert wird, sichtbares Licht; das Leuchten ist auf die Photoemissionsreaktion der Phosphoroxidation zurückzuführen.

Phosphor wird leicht durch Sauerstoff oxidiert:

(mit überschüssigem Sauerstoff)

(bei langsamer Oxidation oder Sauerstoffmangel)

Es interagiert mit vielen einfachen Substanzen – Halogenen, Schwefel und einigen Metallen – und weist oxidierende und reduzierende Eigenschaften auf: mit Metallen – einem Oxidationsmittel – bildet es Phosphide; mit Nichtmetallen - ein Reduktionsmittel.

Phosphor verbindet sich praktisch nicht mit Wasserstoff.

Auch in kalten konzentrierten Alkalilösungen läuft die Disproportionierungsreaktion langsam ab:

Starke Oxidationsmittel wandeln Phosphor in Phosphorsäure um:

Die Oxidationsreaktion von Phosphor findet beim Anzünden von Streichhölzern statt; Berthollet-Salz wirkt als Oxidationsmittel:

Der chemisch aktivste, giftigste und brennbarste ist weißer („gelber“) Phosphor, weshalb er sehr häufig verwendet wird (in Brandbomben usw.).

Roter Phosphor ist die wichtigste Modifikation, die von der Industrie produziert und verbraucht wird. Es wird bei der Herstellung von Streichhölzern, Sprengstoffen, Brandsätzen, verschiedenen Arten von Kraftstoffen sowie Hochdruckschmiermitteln und als Getter bei der Herstellung von Glühlampen verwendet.

Unter normalen Bedingungen liegt elementarer Phosphor in Form mehrerer stabiler allotroper Modifikationen vor. Alle möglichen allotropen Modifikationen von Phosphor sind noch nicht vollständig untersucht (2016). Traditionell werden vier Modifikationen unterschieden: weißer, roter, schwarzer und metallischer Phosphor. Manchmal werden sie auch genannt hauptsächlich allotrope Modifikationen, was bedeutet, dass alle anderen beschriebenen Modifikationen eine Mischung dieser vier sind. Unter Standardbedingungen sind nur drei allotrope Modifikationen von Phosphor stabil (zum Beispiel ist weißer Phosphor thermodynamisch instabil (quasistationärer Zustand) und wandelt sich unter normalen Bedingungen mit der Zeit in roten Phosphor um). Unter Bedingungen extrem hoher Drücke ist die metallische Form des Elements thermodynamisch stabil. Alle Modifikationen unterscheiden sich in Farbe, Dichte und anderen physikalischen und chemischen Eigenschaften, insbesondere in der chemischen Aktivität. Wenn der Zustand eines Stoffes in eine thermodynamisch stabilere Modifikation übergeht, nimmt die chemische Aktivität ab, beispielsweise bei der sequentiellen Umwandlung von weißem Phosphor in Rot und dann von Rot in Schwarz (metallisch).

Phosphin (Phosphorwasserstoff, Phosphorwasserstoff, Phosphorhydrid, Phosphan PH 3) ist ein farbloses, giftiges Gas (unter normalen Bedingungen) mit einem spezifischen Geruch nach verfaultem Fisch.

Phosphin wird durch Reaktion von weißem Phosphor mit heißem Alkali gewonnen, zum Beispiel:

Es kann auch durch Behandlung von Phosphiden mit Wasser oder Säuren gewonnen werden:

Beim Erhitzen reagiert Chlorwasserstoff mit weißem Phosphor:

Zersetzung von Phosphoniumiodid:

Zersetzung von Phosphonsäure:

oder wiederherstellen:

Chemische Eigenschaften.

Phosphin unterscheidet sich stark von seinem Gegenstück Ammoniak. Seine chemische Aktivität ist höher als die von Ammoniak; es ist in Wasser schlecht löslich, da eine Base viel schwächer als Ammoniak ist. Letzteres erklärt sich dadurch, dass die HP-Bindungen schwach polarisiert sind und die Aktivität des freien Elektronenpaars in Phosphor (3s 2) geringer ist als die von Stickstoff (2s 2) in Ammoniak.

In Abwesenheit von Sauerstoff zerfällt es beim Erhitzen in folgende Elemente:

entzündet sich spontan an der Luft (in Gegenwart von Diphosphindampf oder bei Temperaturen über 100 °C):

Zeigt starke restaurative Eigenschaften:

Bei der Wechselwirkung mit starken Protonendonoren kann Phosphin Phosphoniumsalze erzeugen, die das PH 4 + -Ion (ähnlich Ammonium) enthalten. Phosphoniumsalze, farblose kristalline Substanzen, sind äußerst instabil und hydrolysieren leicht.

Phosphoniumsalze sind wie Phosphin selbst starke Reduktionsmittel.

Phosphide- binäre Verbindungen von Phosphor mit anderen weniger elektronegativen Verbindungen chemische Elemente, in dem Phosphor eine negative Oxidationsstufe aufweist.

Die meisten Phosphide sind Verbindungen des Phosphors mit typischen Metallen, die durch direkte Wechselwirkung einfacher Stoffe entstehen:

Na + P (rot) → Na 3 P + Na 2 P 5 (200 °C)

Borphosphid kann entweder durch direkte Wechselwirkung von Stoffen bei einer Temperatur von etwa 1000 °C oder durch Reaktion von Bortrichlorid mit Aluminiumphosphid gewonnen werden:

BCl 3 + AlP → BP + AlCl 3 (950 °C)

Metallphosphide sind instabile Verbindungen, die sich mit Wasser und verdünnten Säuren zersetzen. Dabei entsteht Phosphin und bei Hydrolyse Metallhydroxid, bei Wechselwirkung mit Säuren Salze.

Ca 3 P 2 + 6H 2 O → 3Ca(OH) 2 + 2PH 3

Ca 3 P 2 + 6HCl → 3CaCl 2 + 2PH 3

Bei mäßiger Erwärmung zersetzen sich die meisten Phosphide. Schmilzt unter Überdruck von Phosphordampf.

Borphosphid BP hingegen ist feuerfest (Schmelzpunkt 2000 °C, unter Zersetzung), ein sehr inerter Stoff. Es zersetzt sich nur mit konzentrierten oxidierenden Säuren, reagiert beim Erhitzen mit Sauerstoff, Schwefel und Alkalien beim Sintern.

32. Phosphoroxide – Struktur der Moleküle, Herstellung, Eigenschaften, Anwendung.

Phosphor bildet mehrere Oxide. Die wichtigsten davon sind Phosphoroxid (V) P 4 O 10 und Phosphoroxid (III) P 4 O 6. Oft sind ihre Formeln in vereinfachter Form geschrieben – P 2 O 5 und P 2 O 3. Die Struktur dieser Oxide behält die tetraedrische Anordnung der Phosphoratome bei.

Phosphor(III)-oxid P 4 O 6- eine wachsartige kristalline Masse, die bei 22,5 °C schmilzt und sich in eine farblose Flüssigkeit verwandelt. Giftig.

Beim Auflösen in kaltes Wasser bildet Phosphorsäure:

P 4 O 6 + 6H 2 O = 4H 3 PO 3,

und bei Reaktion mit Alkalien die entsprechenden Salze (Phosphite).

Starkes Reduktionsmittel. Bei der Wechselwirkung mit Sauerstoff wird es zu P 4 O 10 oxidiert.

Phosphor(III)-oxid wird durch Oxidation von weißem Phosphor unter Ausschluss von Sauerstoff gewonnen.

Phosphor(V)oxid P 4 O 10- weißes kristallines Pulver. Sublimationstemperatur 36°C. Es gibt mehrere Modifikationen, von denen eine (die sogenannte flüchtige) die Zusammensetzung P 4 O 10 hat. Das Kristallgitter dieser Modifikation besteht aus P 4 O 10-Molekülen, die durch schwache intermolekulare Kräfte miteinander verbunden sind und beim Erhitzen leicht aufbrechen. Daher die Volatilität dieser Sorte. Andere Modifikationen sind polymer. Sie bestehen aus endlosen Schichten von PO 4 -Tetraedern.

Bei der Wechselwirkung von P 4 O 10 mit Wasser entsteht Phosphorsäure:

P 4 O 10 + 6H 2 O = 4H 3 PO 4.

Als saures Oxid reagiert P 4 O 10 mit basischen Oxiden und Hydroxiden.

Es entsteht bei der Hochtemperaturoxidation von Phosphor in überschüssigem Sauerstoff (trockene Luft).

Aufgrund seiner außergewöhnlichen Hygroskopizität wird Phosphor(V)oxid in der Labor- und Industrietechnik als Trocknungs- und Entwässerungsmittel eingesetzt. In seiner Trocknungswirkung übertrifft es alle anderen Stoffe. Chemisch gebundenes Wasser wird aus wasserfreier Perchlorsäure entfernt, um deren Anhydrid zu bilden:

4HClO4 + P4O10 = (HPO3)4 + 2Cl2O7.

P 4 O 10 wird als Trockenmittel für Gase und Flüssigkeiten verwendet.

Wird häufig in der organischen Synthese bei Dehydratisierungs- und Kondensationsreaktionen verwendet.

Die Erfindung betrifft die Herstellung von Salpetersäuresalzen. Der Kern der Methode besteht darin, dass Nitrit-Nitrat-Lösungen, die durch Absorption von Stickoxiden mit Soda oder Natronlauge erhalten werden, ohne Isolierung der festen Phase und bei einer Temperatur von 70–90 °C auf eine Gesamtsalzkonzentration von 750–900 g/l eingedampft werden C werden zur Inversion geschickt, die Inversionsgase werden mit Luft verdünnt und zur Absorptionsstufe zurückgeführt, und die Kontakttrennung von Ammoniak zur Erzeugung nitroser Gase wird periodisch eingeschaltet, während Natriumnitrit verarbeitet wird, und die Produktlösungen von Natriumnitrat werden verarbeitet ein Salzprodukt auf bekannte Weise, einschließlich Kristallisation und Trocknung des Produkts. Das technische Ergebnis besteht darin, dass das Verfahren die Gewinnung von Natriumnitrat ohne Bildung von Natriumnitrit ermöglicht und außerdem die Verwendung von Salpetersäure als Stickoxidspender in der Inversionsstufe anstelle der katalytischen Oxidation von Ammoniak ermöglicht. 1 Gehalt f-ly, 1 Abb.

Die Erfindung betrifft Chemieindustrie und kann in Betrieben eingesetzt werden, die Salpetersäuresalze herstellen. Es gibt ein bekanntes Verfahren zur Herstellung von Natriumnitrat durch Neutralisieren einer Lösung von Soda und (oder) Natriumhydroxid mit Salpetersäure (V.A. Klevke, N.N. Polyakov, L.Z. Arsenyeva. Technologie von Stickstoffdüngern. - M.: Goskhimizdat, 1956, S. 94 ; RF-Patent 2159738 vom 3. Dezember 1999. Verfahren zur Herstellung von Natriumnitrat). Der Nachteil der bekannten Verfahren ist die geringe Konzentration von Natriumnitrat in der Produktlösung (320–360 g/l) und der damit verbundene hohe Dampfverbrauch für dessen Aufkonzentrierung vor der Kristallisation des fertigen Produkts. Das technisch am nächsten kommende Verfahren ist die Methode zur Gewinnung von Natriumnitrat aus Nitrit-Nitrat-Lösungen durch Invertieren dieser mit Salpetersäure (M.A. Miniovich, V.M. Miniovich. Salze salpetriger Säure. - M.: Chemie, 1997, S. 100-101) . Der Nachteil dieser Methode ist die Notwendigkeit der gleichzeitigen Herstellung von Natriumnitrit und die Verwendung teurer Platinkatalysatoren für die Umwandlung von Ammoniak in Stickoxide. Ziel dieser vorgeschlagenen Erfindung ist die Entwicklung eines Verfahrens zur Herstellung von Natriumnitrat aus Nitrit-Nitrat-Lösungen ohne die Produktion von Natriumnitrit, dessen Nachfrage stark saisonabhängig ist, sowie die Verwendung von Salpetersäure zur Produktion von Stickoxiden bei der Inversion statt der katalytischen Oxidation von Ammoniak mit Luftsauerstoff. Dieses Ziel wird dadurch erreicht, dass nach der Stufe der Ammoniakoxidation mit Luftsauerstoff, der Abkühlung nitroser Gase und deren Absorption mit einer Soda- oder Natronlauge die Nitrit-Nitrat-Lösung verdampft wird, ohne die feste Phase zu einem Gesamtsalz zu isolieren Gehalt von 750-900 g/l und zur Inversion geschickt. Wenn eine Lösung mit nicht konzentrierter Salpetersäure gemischt wird, läuft intensiv eine bekannte Reaktion ab: 3NaNO 2 + 2HNO 3 = 3NaNO 3 + 2NO + H 2 O. Das Verhältnis der Ströme von Salpetersäure und einer Lösung von Nitrit-Nitrat Salze, bei denen die Salzsumme 750–900 g/l beträgt, wird so gehalten, dass der Säuregehalt der Zwischenproduktionslösung im Bereich von 30–80 g/l HNO 3 liegt. Die entstehenden Stickoxide werden in einer Inversionskolonne mit Luft abgeblasen. Da die Inversion in Gegenwart einer erhöhten Natriumnitritkonzentration durchgeführt wird, werden die Inversionsgase vor Eintritt in die Absorptionsstufe mit zusätzlicher Luft verdünnt. Bei der Absorption werden sie von einer zirkulierenden Lösung absorbiert, die überschüssige Alkalität in Form von Soda oder Natriumhydroxid enthält. Dabei entstehen wieder Natriumnitrit und Nitrat. Die Zeichnung zeigt schematisch die Durchführung des Verfahrens zur Herstellung von Natriumnitrat. Der Start des technologischen Schemas erfolgt auf traditionelle Weise: Die Zündung des Kontaktapparats erfolgt in der Ammoniakumwandlungsstufe, wofür Ammoniakgas und Luft verwendet werden. Lachgase passieren einen Abhitzekessel, wo sie auf 200–220 °C abgekühlt werden und gelangen in einen Absorber, der mit einer zirkulierenden Nitrit-Nitrat-Lösung gespült wird, die einen Überschuss an Soda oder Natronlauge enthält. Diese Lösung (die Salzsumme beträgt 320–400 g/l) wird regelmäßig der Eindampfung zugeführt, wobei durch die Eindampfung die Salzsumme (NaNO 2 + NaNO 3 + Na 2 CO 3) auf 750–900 g/l ansteigt. Die Temperatur der verdampften Lösung wird zwischen 70 und 90 °C gehalten, um eine Ausfällung der festen Phase zu verhindern. Diese Lösung wird zu einer kontinuierlichen Inversionsreaktorsäule geleitet, in die gleichzeitig nicht konzentrierte Salpetersäure mit 56–58 Gew.-% HNO 3 dosiert wird. Das Verhältnis der Ströme von Salpetersäure und einer Lösung von Nitrit-Nitrat-Salzen wird so gewählt, dass in der Kolonne ein saures Milieu aufrechterhalten wird und die Zwischenproduktlösung einen Säuregehalt von 30–80 g/l HNO 3 aufweist. Dem Reaktor wird kontinuierlich Luft zugeführt, die neben einer verbesserten Vermischung der Reagenzien auch die Entfernung nitroser Gase aus der Reaktionszone gewährleistet. Die saure Natriumnitrat-Zwischenlösung wird zu einem Neutralisator geleitet, wo sie durch Mischen mit einer Soda- oder Natronlaugelösung auf einen pH-Wert von 8–10 neutralisiert wird. Die invertierten nitrosen Gase werden mit zusätzlicher Luft verdünnt und einer Absorptionskolonne zugeführt. Nach der Ansammlung einer bestimmten Menge an Nitrit-Nitrat-Lösungen wird die Kontaktabteilung gestoppt und die Produktion von Natriumnitrat wird aufgrund der Inversion nitroser Gase fortgesetzt. Wie aus der obigen Reaktion hervorgeht, ist in diesem Fall Salpetersäure der Stickoxiddonor, und der Prozess läuft weiter, solange das Reduktionsmittel Natriumnitrit im System vorhanden ist. Da Natriumnitrit aufgebraucht ist und die Konzentration an nitrosen Gasen abnimmt, wird es notwendig, eine Kontaktoxidation von Ammoniak anzuschließen. Die resultierende Produktlösung von Natriumnitrat wird nach einem bekannten Verfahren durch Eindampfen, Kristallisieren und Abtrennen von Natriumnitrat und anschließendes Trocknen zu einem Salzprodukt verarbeitet. Recycelte Mutterlaugen werden nach der Anreicherung von Verunreinigungen (Cl-Ionen) im Prozess der Umwandlung von Kaliumnitrat aus Kaliumchlorid verwendet.

Beanspruchen

1. Verfahren zur Herstellung von Natriumnitrat, einschließlich Oxidation von Ammoniak mit Luftsauerstoff, Abkühlung nitroser Gase, deren Absorption mit einer Soda- oder Natronlaugelösung, Eindampfung der resultierenden Nitrit-Nitrat-Lösungen, Inversion von Natriumnitrit mit Salpetersäure bei einer Temperatur von 70–90 °C unter Rückführung der Inversionsgase in die Stufe Absorption, Neutralisation der Zwischenlösung von Natriumnitrat, Eindampfung, Kristallisation und Trocknung des Endprodukts, dadurch gekennzeichnet, dass Nitrit-Nitrat-Lösungen vollständig eingedampft werden Salzkonzentration von 750–900 g/l ohne Isolierung der festen Phase werden zur Inversion geschickt und der Säuregehalt der Zwischenlösung wird bei 30–80 g/l HNO 3 gehalten, und die Inversionsgase werden mit Luft verdünnt, bevor sie zur Absorption zurückgeführt werden Bühne. 2. Verfahren nach Anspruch 1, dadurch gekennzeichnet, dass die Ammoniak-Oxidationsstufe periodisch zugeschaltet wird, während Natriumnitrit in Inversion verarbeitet wird und die Konzentration an nitrosen Inversionsgasen abnimmt.

Ähnliche Patente:

Die Erfindung betrifft das Gebiet des Recyclings von Bestandteilen flüssiger Raketentreibstoffe, insbesondere die Verarbeitung spezieller Nitromischungen, die ein Oxidationsmittel für Raketentreibstoffe sind, zu Düngemitteln und Salzen

Die Erfindung betrifft ein Verfahren zur Herstellung von Nitrat Alkalimetall und Alkalimetallphosphat darin technologischer Prozess aus Phosphat-Rohstoffen und Nitrat-Rohstoffen, umfassend die folgenden Schritte: a) Wechselwirkung von Phosphat-Rohstoffen mit Nitrat-Rohstoffen zu einem wässrigen Nitrophosphat-Reaktionsgemisch, gefolgt von optionaler Feststoffabtrennung, b) Einbringen eines wässrigen Nitrophosphat-Reaktionsgemisches bis zur Stufe des ersten Ionenaustauschs, der in Gegenwart gesättigter Alkalimetallionen eines Kationenaustauscherharzes durchgeführt wird, um in der Reaktionsmischung vorhandene Kationen gegen im Harz vorhandene Alkalimetallionen auszutauschen, um einen mit Alkalimetallionen angereicherten Strom zu erhalten , c) zunächst Kristallisieren des in Schritt (b) erhaltenen Stroms unter den Bedingungen, die eine Kristallisation des Alkalinitrats gewährleisten und das kristallisierte Alkalinitrat von der Mutterlösung abtrennen, d) Einleiten der in Schritt (c) gebildeten Mutterlösung ) bis zur Stufe des zweiten Ionenaustauschs, der in Gegenwart eines mit Alkalimetallionen gesättigten Kationenaustauschharzes durchgeführt wird, zum Austausch von in der Mutterlauge vorhandenen Kationen gegen die im Harz vorhandenen Alkalimetallionen, um ein Phosphat zu erzeugen enthaltenden Strom, der mit Alkalimetallionen angereichert ist, und e) Unterwerfen des in Schritt (d) erhaltenen Stroms einer zweiten Kristallisation unter Bedingungen, die die Kristallisation des Alkalimetallphosphats ermöglichen, und Abtrennen des kristallisierten Alkalimetallphosphats von der Mutterlauge

Die Erfindung betrifft die Herstellung von Salpetersäuresalzen

Nitrite und Nitrate unterscheiden sich nicht nur im Namen, sie haben auch unterschiedliche Elemente in ihrer Formel. Es gibt jedoch etwas, das sie „ähnlich macht“. Der Anwendungsbereich dieser Stoffe ist recht breit. Sie kommen auch im menschlichen Körper vor und reichern sich zu viele davon an, erleidet der Mensch schwere Vergiftungen, die sogar zum Tod führen können.

Was sind Nitrate?

Vereinfacht ausgedrückt sind Nitrate Salze der Salpetersäure. In ihrer Formel enthalten sie ein einstelliges Anion. Früher wurde Nitrat als bezeichnet. Dies ist nun die Bezeichnung für Mineralien und Düngemittel, die in der Landwirtschaft verwendet werden.

Nitrate werden mithilfe von Salpetersäure hergestellt, die Metalle, Oxide, Salze und Hydroxide angreift. Alle Nitrate können in Wasser verdünnt werden. Im festen Zustand sind sie starke Oxidationsmittel, ihre Eigenschaften verschwinden jedoch, wenn der Lösung Salpetersäure zugesetzt wird.

Bei normalen Temperaturen behalten Nitrate ihre Eigenschaften, bei niedrigen Temperaturen schmelzen sie jedoch, bis sie sich vollständig zersetzen. Der Prozess zur Gewinnung dieser Stoffe ist sehr komplex und dürfte daher nur für Chemiker von Interesse sein.

Nitrate sind die Grundlage für Sprengstoffe – das sind Ammoniten und andere Stoffe. Sie werden hauptsächlich als Mineraldünger verwendet. Mittlerweile ist es kein Geheimnis mehr, dass Pflanzen Stickstoff aus Salz zum Aufbau ihrer Körperzellen nutzen. Die Pflanze produziert Chlorophyll, von dem sie lebt. Aber im menschlichen Körper werden Nitrate zu Nitriten, die einen Menschen ins Grab führen können.

Nitrite sind ebenfalls Salze

Nitrite sind ebenfalls Salze der Salpetersäure, allerdings mit einer anderen Formel chemische Zusammensetzung. Natrium- und Calciumnitrite sind bekannt. Bekannt sind auch Nitrite von Blei, Silber, Alkali-, Erdalkali- und 3D-Metallen.

Hierbei handelt es sich um kristalline Stoffe, die auch Kalium oder Barium innewohnen. Einige Stoffe sind in Wasser gut löslich, während andere, wie zum Beispiel Silber, Quecksilber oder Kupfernitrite, darin schlecht löslich sind. Bemerkenswert ist, dass Nitrite auch in organischen Lösungsmitteln praktisch unlöslich sind. Erhöht man jedoch die Temperatur, verbessert sich die Löslichkeit der Nitrite.

Die Menschheit nutzt Nitrite zur Herstellung von Stickstofffarbstoffen, zur Herstellung von Caprolactam sowie als Oxidations- und Reduktionsmittel in der Gummi-, Textil- und Metallindustrie. Natriumnitrit ist beispielsweise ein gutes Konservierungsmittel und wird bei der Herstellung von Betonmischungen als Erhärtungsbeschleuniger und Frostschutzmittel eingesetzt.

Nitrite sind giftig für das menschliche Hämoglobin und müssen daher täglich aus dem Körper entfernt werden. Sie steigen ein menschlicher Körper entweder direkt oder mit anderen Substanzen. Wenn der menschliche Körper normal funktioniert, bleibt die erforderliche Menge der Substanz übrig und das Unnötige wird entfernt. Wenn eine Person jedoch krank ist, entsteht das Problem einer Nitritvergiftung.

Chemie ist eine faszinierende Wissenschaft. Wer sich nicht nur für die Theorie interessiert, sondern sein Können auch in der Praxis ausprobieren möchte, weiß genau, wovon wir reden. Die meisten Elemente des Periodensystems sind jedem Schulkind bekannt. Aber haben es alle geschafft, es zu versuchen? eigene Erfahrung Reagenzien mischen und chemische Tests durchführen? Auch heute noch verfügen nicht alle modernen Schulen über ein entsprechendes Angebot notwendige Ausrüstung und Reagenzien, denn die Chemie bleibt eine offene Wissenschaft Selbststudium. Viele versuchen, es tiefer zu verstehen, indem sie zu Hause recherchieren.

Kein einziger Heimwerker kommt ohne Salpetersäure aus – eine äußerst wichtige Sache im Haushalt. Es ist schwierig, den Stoff zu bekommen: Er kann nur in einem Fachgeschäft gekauft werden, wo der Kauf mit Dokumenten erfolgt, die die friedliche Verwendung des Stoffes bestätigen. Wenn Sie also ein Heimwerker sind, werden Sie diese Komponente höchstwahrscheinlich nicht bekommen können. Hier stellt sich die Frage, wie man Salpetersäure zu Hause herstellen kann. Der Prozess scheint nicht kompliziert zu sein, das Ergebnis sollte jedoch ein Stoff mit ausreichender Reinheit und der erforderlichen Konzentration sein. Ohne die Fähigkeiten eines experimentellen Chemikers ist dies nicht möglich.

Wo wird der Stoff verwendet?

Aus sicheren Gründen ist es sinnvoll, Salpetersäure zu verwenden. Der Stoff wird in folgenden Bereichen menschlicher Tätigkeit eingesetzt:

• Herstellung von Farbpigmenten;
• Entwicklung von Fotofilmen;
• Zubereitung von Arzneimitteln;
• Recycling von Kunststoffprodukten;
• Verwendung in der Chemie;
• Düngung von Garten- und Gemüsepflanzen;
• Dynamitproduktion.

Reine Salpetersäure liegt in unveränderter Form als flüssige Substanz vor, die bei Kontakt mit Luft beginnt, weiße Dämpfe freizusetzen. Es gefriert bereits bei -42 °C und siedet bei +80 °C. Wie entfernt man zu Hause eine Substanz wie Salpetersäure mit eigenen Händen?

Methode 1

Die rauchende Substanz wird gewonnen, indem das Konzentrat Natriumnitrat (Kaliumnitrat) ausgesetzt wird. Als Ergebnis der Reaktion werden die gewünschte Substanz und Natriumhydrogensulfat (Kaliumhydrogensulfat) erhalten. Das Reaktionsschema sieht folgendermaßen aus: NaNO 3 + H 2 ALSO 4 => HNO 3 + NaHSO 4. Denken Sie daran, dass die Konzentration der resultierenden Substanz davon abhängt, bevor sie in die Reaktion eintritt.

Methode 2

Die Gewinnung von Salpetersäure zu Hause mit einer geringeren Konzentration des Stoffes erfolgt auf die gleiche Weise, Sie müssen lediglich Natriumnitrat durch Ammoniumnitrat ersetzen. Die chemische Gleichung sieht so aus: N.H. 4 NEIN 3 + H 2 ALSO 4 =>(N.H.4) 2 ALSO 4 + HNO 3 . Bitte beachten Sie, dass Ammoniumnitrat leichter zugänglich ist als Kalium- oder Natriumnitrat, weshalb die meisten Forscher die darauf basierende Reaktion durchführen.

Je höher die Konzentration von H 2 SO 4 ist, desto konzentrierter ist die Salpetersäure. Um eine ausgewogene Substanz zu erhalten, ist es notwendig, das für die Reaktion erforderliche Elektrolytvolumen zu erhöhen. Um das gewünschte Ergebnis zu erzielen, verwenden sie in der Praxis die Verdampfungsmethode, bei der das Volumen des Elektrolyten schrittweise um etwa das Vierfache des ursprünglichen Volumens reduziert wird.

Merkmale der Verdampfungsmethode

Auf den Boden der Schale wird gesiebter Sand gegossen und ein Behälter mit Elektrolyt aufgestellt. Dabei wird der Gasherd durch Aufdrehen oder Reduzieren der Hitze zum Kochen gebracht. Der Prozess dauert lange, daher ist in dieser Angelegenheit Geduld wichtig. Experten empfehlen die Verwendung von Kesseln – Glas- oder Keramikröhren, die für chemische Experimente, einschließlich Verdampfung, konzipiert sind. Sie neutralisieren die Blasenbildung, verringern die Siedekraft und verhindern so ein Verspritzen der Substanz. Unter solchen Bedingungen ist es zulässig, zu Hause Salpetersäure mit einer Konzentration von etwa 93 % zu beziehen.

Werkzeuge und Reagenzien zur praktischen Herstellung des Stoffes

Um die Reaktion durchzuführen, benötigen Sie:

• konzentrierte H 2 SO 4 (>95 %) – 50 ml;
• Ammoniumnitrat, Kalium, Natrium;
• 100-ml-Behälter;
• 1000-ml-Behälter;
• Glastrichter;
• Elastische Bänder;
• Wasserbad;
• zerstoßenes Eis (kann durch Schnee oder kaltes Wasser ersetzt werden);
• Thermometer.

Salpetersäure wie jede andere zu Hause erhalten chemische Reaktion erfordert folgende Vorsichtsmaßnahmen:

• Bei der Herstellung von Salpetersäure zu Hause muss die Temperatur zwischen 60 und 70 °C gehalten werden. Wenn diese Grenzwerte überschritten werden, beginnt die Säure zu zerfallen.
• Während der Reaktion können Dämpfe und Gase freigesetzt werden. Tragen Sie daher beim Arbeiten mit Säuren unbedingt eine Schutzmaske. Die Hände müssen vor plötzlichem Kontakt der Substanz mit der Haut geschützt werden, daher arbeiten Chemiker mit Gummihandschuhen. In großen Chemieanlagen, in denen Menschen mit gesundheitsgefährdenden Stoffen in Kontakt kommen, arbeiten die Arbeiter in der Regel in speziellen Schutzanzügen.

Jetzt wissen Sie, wie Sie in einer einfachen Reaktion Salpetersäure erhalten. Seien Sie vorsichtig bei der Verwendung einer solchen Substanz und verwenden Sie sie nur für friedliche Zwecke.

(A) Nitrite

Vorbehaltlich der Einhaltung Ausnahmen, spezifiziert in allgemeine Bestimmungen Zu dieser Untergruppe, dieser Rubrik gehören Nitrite, Metallsalze der salpetrigen Säure (HNO 2) (Rubrik).

1. Natriumnitrit(NaNO2). Es wird durch Reduktion von Natriumnitrat mit Blei und bei der Herstellung von Bleistein gewonnen. Farblose Kristalle, hygroskopisch und gut wasserlöslich. Wird als Oxidationsmittel beim Küpenfärben verwendet; in der organischen Synthese; zur Fleischverarbeitung; in der Fotografie; wie Rattengift usw.
2. Kaliumnitrit(KNO 2). Es wird nach den gleichen Methoden wie Natriumnitrit oder durch Einwirkung von Schwefeldioxid auf eine Mischung aus Calciumoxid und Kaliumnitrat gewonnen. Weißes kristallines Pulver oder gelbliche Stäbchen; enthält oft noch andere Salze als Verunreinigungen. Es löst sich in Wasser auf und wird in der Luft sehr diffus, wodurch sich seine Eigenschaften verschlechtern. Wird für die gleichen Zwecke wie Natriumnitrit verwendet.
3. Bariumnitrit(Ba(NO 2) 2). Kristalle, die in der Pyrotechnik verwendet werden.
4. Andere Nitrite. Dazu gehören Ammoniumnitrit, ein instabiles und explosives Produkt; Wird als Lösung zur Herstellung von Stickstoff im Labor verwendet.

(B) Nitrate

Vorbehaltlich der Einhaltung Ausnahmen, gemäß den allgemeinen Bestimmungen für diese Untergruppe, zu dieser Position gehören Nitrate, Salze von Metallen und Salpetersäure (Position), außer Ammoniumnitrat und Natriumnitrat, sowohl rein als auch roh ( Warengegenstand oder ). (Weitere Ausnahmen siehe unten.)

Hierzu zählen auch basische Nitrate.

1. Kaliumnitrat(KNO 3) (auch „Salpeter“ genannt). Gewonnen aus Natriumnitrat und Kaliumchlorid. Es handelt sich um farblose Kristalle oder eine glasartige Masse oder um ein weißes kristallines Pulver, das in Wasser löslich und in seiner rohen Form hygroskopisch ist. Es wird ähnlich wie Natriumnitrat auch zur Herstellung von Schießpulver, chemischen Zündern, in der Pyrotechnik, zur Herstellung von Streichhölzern und metallurgischen Flussmitteln verwendet.
2. Wismutnitrate:

(A) neutrales Wismutnitrat(Bi(NO 3) 3 5H 2 O). Es wird durch Einwirkung von Salpetersäure auf Wismut gewonnen; große farblose diffuse Kristalle. Wird zur Herstellung von Wismutoxiden oder -salzen und einigen Lacken verwendet.

(B) basisches Wismutnitrat(BiNO 3 (OH) 2). Gewonnen aus neutralem Wismutnitrat; Perlweißes Pulver, wasserunlöslich. Wird in der Medizin verwendet (zur Behandlung von Magen-Darm-Erkrankungen); bei der Herstellung von Keramik (Regenbogenfarben), in der Kosmetik, bei der Herstellung von Sicherungen usw.

1. Magnesiumnitrat(Mg(NO 3) 2 · 6H 2 O). Farblose Kristalle, wasserlöslich. Einsatz in der Pyrotechnik, zur Herstellung von feuerfesten Produkten (mit Magnesiumoxid), Glimmgittern etc.
2. Calciumnitrat(Ca(NO 3) 2). Es wird durch Behandlung von zerkleinertem Kalkstein mit Salpetersäure gewonnen. Weiße zerfließende Masse, löslich in Wasser, Alkohol und Aceton. Wird in der Pyrotechnik, bei der Herstellung von Sprengstoffen, Streichhölzern, Düngemitteln usw. verwendet.
3. Eisennitrat(Fe(NO 3) 3 6H 2 O oder 9H 2 O). Blaue Kristalle. Wird als Beizmittel zum Färben und Drucken verwendet (rein oder mit Acetat gemischt). Sauber Wasserlösung in der Medizin verwendet.
4. Kobaltnitrat(Co(NO 3) 2 · 6H 2 O). Lila, rötliche oder bräunliche Kristalle, wasserlöslich und zerfließend. Wird bei der Herstellung von kobaltblauen oder kobaltgelben und sympathischen Tinten verwendet; zum Dekorieren von Keramik; zur galvanischen Abscheidung von Kobalt usw.
5. Nickelnitrat(Ni(NO 3) 2 · 6H 2 O). Wasserlösliche, zerfließende grüne Kristalle. Wird bei der Herstellung von Keramik verwendet (braune Pigmente); zum Färben (als Beizmittel); bei der galvanischen Abscheidung von Nickel; zur Herstellung von Nickeloxid- oder Reinnickelkatalysatoren.
6. Kupfernitrat(Cu(NO 3) 2). Es wird durch Auflösen von Kupfer in Salpetersäure und anschließende Kristallisation gewonnen (enthält je nach Temperatur 3 oder 6 Wassermoleküle). Blaue oder grüne Kristalle, wasserlöslich, hygroskopisch; giftig. Wird in der Pyrotechnik verwendet; bei der Herstellung von Farbstoffen; beim Färben oder Bedrucken von textilen Materialien (Beizen); zur Herstellung von Kupferoxid und zur Herstellung von Fotopapier; beim Aufbringen einer galvanischen Beschichtung, um Metallen eine künstliche Patina zu verleihen usw.
7. Strontiumnitrat(Sg(NO 3) 2). Wird durch die Einwirkung von Strontiumoxid oder Strontiumsulfid auf Salpetersäure beim Erhitzen in Form eines wasserfreien Salzes oder in Form eines hydratisierten Salzes (mit 4 Wassermolekülen) erhalten niedrige Temperaturen. Farbloses kristallines Pulver, zerfließend, wasserlöslich, zersetzt sich beim Erhitzen. Wird in der Pyrotechnik (Rotlicht) und bei der Herstellung von Streichhölzern verwendet.
8. Cadmiumnitrat(Cd(NO 3) 2 4H 2 O). Aus Oxid gewonnen. Farblose Nadeln, diffus, wasserlöslich. Wird als Färbemittel in der Keramik- oder Glasindustrie verwendet.
9. Bariumnitrat(Ba(NO 3) 2). Gewonnen aus natürlichem Carbonat (Witherit) (Warenartikel). Farblose oder weiße Kristalle oder kristallines Pulver; wasserlöslich, giftig. Wird in der Pyrotechnik verwendet (grünes Licht); bei der Herstellung von Sprengstoffen, optischem Glas, keramischen Glasuren, Bariumsalzen oder Nitraten usw.
10. Bleinitrat(Pb(NO 3) 2). Bleinitrat entsteht als Nebenprodukt bei der Herstellung von Bleidioxid durch die Einwirkung von Salpetersäure auf Bleirot. Farblose Kristalle, wasserlöslich; giftig. Wird in der Pyrotechnik (gelbes Licht), bei der Herstellung von Streichhölzern, Sprengstoffen und einigen Farbstoffen verwendet; in Gerberei, Fotografie und Lithographie; um Bleisalze als Oxidationsmittel in der organischen Synthese zu gewinnen.

Zusätzlich zum oben genannten Ausnahmen, Auch nicht einschalten folgende Produkte.