En quoi les nitrites diffèrent-ils des nitrates ? Nitrate de sodium : propriétés, préparation, application A partir du nitrate d'ammonium, obtenir l'équation de l'acide nitrique

L'acide nitrique est un acide fort. Ses sels - nitrates- obtenu par action de HNO 3 sur des métaux, oxydes, hydroxydes ou carbonates. Tous les nitrates sont hautement solubles dans l'eau. L'ion nitrate ne s'hydrolyse pas dans l'eau.

Les sels de l'acide nitrique se décomposent de manière irréversible lorsqu'ils sont chauffés et la composition des produits de décomposition est déterminée par le cation :

a) nitrates de métaux situés dans la série de tension à gauche du magnésium :

b) nitrates de métaux situés dans la plage de tension entre le magnésium et le cuivre :

c) nitrates de métaux situés dans la série de tension à droite du mercure :

d) nitrate d'ammonium :

Les nitrates dans les solutions aqueuses ne montrent pratiquement pas propriétés oxydantes, mais à haute températureà l'état solide, ce sont des agents oxydants puissants, par exemple lors de la fusion de solides :

Le zinc et l'aluminium en solution alcaline réduisent les nitrates en NH 3 :

Les nitrates sont largement utilisés comme engrais. De plus, presque tous les nitrates sont très solubles dans l'eau, il y en a donc extrêmement peu dans la nature sous forme de minéraux ; les exceptions sont le nitrate chilien (sodium) et le nitrate indien (nitrate de potassium). La plupart des nitrates sont obtenus artificiellement.

L'azote liquide est utilisé comme réfrigérant et pour la cryothérapie. En pétrochimie, l’azote est utilisé pour purger les réservoirs et les canalisations, vérifier le fonctionnement des canalisations sous pression et augmenter la production des champs. Dans le secteur minier, l'azote peut être utilisé pour créer un environnement antidéflagrant dans les mines et pour élargir les couches rocheuses.

Un domaine d'application important de l'azote est son utilisation pour la synthèse ultérieure d'une grande variété de composés contenant de l'azote, tels que l'ammoniac, les engrais azotés, les explosifs, les colorants, etc. De grandes quantités d'azote sont utilisées dans la production de coke (« sec trempe du coke ») lors du déchargement du coke des batteries de fours à coke, ainsi que pour le « pressage » du carburant dans les fusées depuis les réservoirs vers les pompes ou les moteurs.

Dans l'industrie agroalimentaire, l'azote est enregistré comme additif alimentaire E941, en tant que milieu gazeux pour l'emballage et le stockage, un réfrigérant et de l'azote liquide sont utilisés lors de la mise en bouteille d'huiles et de boissons non gazeuses pour créer une surpression et un environnement inerte dans des récipients souples.

Les chambres des pneus des trains d’atterrissage des avions sont remplies d’azote gazeux.

31. Phosphore – production, propriétés, application. Allotropie. Phosphine, sels de phosphonium – préparation et propriétés. Phosphures métalliques, préparation et propriétés.

Phosphore- élément chimique du 15ème groupe de la troisième période tableau périodique D. I. Mendeleïev ; a le numéro atomique 15. L'élément fait partie du groupe pnictogène.

Le phosphore est obtenu à partir d'apatites ou de phosphorites suite à une interaction avec du coke et de la silice à une température d'environ 1600°C :

Les vapeurs de phosphore résultantes se condensent dans le récepteur sous une couche d'eau en une modification allotropique sous forme de phosphore blanc. Au lieu des phosphorites, pour obtenir du phosphore élémentaire, d'autres composés inorganiques du phosphore peuvent être réduits avec du charbon, par exemple l'acide métaphosphorique :

Propriétés chimiques le phosphore sont largement déterminés par sa modification allotropique. Le phosphore blanc est très actif : lors du processus de transition vers le phosphore rouge et noir, l'activité chimique diminue. Le phosphore blanc présent dans l'air, lorsqu'il est oxydé par l'oxygène de l'air à température ambiante, émet de la lumière visible ; la lueur est due à la réaction de photoémission d'oxydation du phosphore.

Le phosphore est facilement oxydé par l'oxygène :

(avec excès d'oxygène)

(avec oxydation lente ou manque d'oxygène)

Il interagit avec de nombreuses substances simples - halogènes, soufre, certains métaux, présentant des propriétés oxydantes et réductrices : avec les métaux - un agent oxydant, forme des phosphures ; avec des non-métaux - un agent réducteur.

Le phosphore ne se combine pratiquement pas avec l'hydrogène.

Dans les solutions froides concentrées d'alcalis, la réaction de dismutation se produit également lentement :

Des agents oxydants puissants convertissent le phosphore en acide phosphorique :

La réaction d'oxydation du phosphore se produit lorsque les allumettes sont allumées ; le sel de Berthollet agit comme un agent oxydant :

Le plus chimiquement actif, toxique et inflammable est le phosphore blanc (« jaune »), c'est pourquoi il est très souvent utilisé (dans les bombes incendiaires, etc.).

Le phosphore rouge est la principale modification produite et consommée par l'industrie. Il est utilisé dans la production d'allumettes, d'explosifs, de compositions incendiaires, de divers types de carburants, ainsi que de lubrifiants extrême pression, comme getter dans la production de lampes à incandescence.

Dans des conditions normales, le phosphore élémentaire existe sous la forme de plusieurs modifications allotropiques stables. Toutes les modifications allotropiques possibles du phosphore n’ont pas encore été entièrement étudiées (2016). Traditionnellement, on distingue quatre modifications : le phosphore blanc, rouge, noir et métallique. Parfois, on les appelle aussi principal modifications allotropiques, ce qui implique que toutes les autres modifications décrites sont un mélange de ces quatre. Dans des conditions standards, seules trois modifications allotropiques du phosphore sont stables (par exemple, le phosphore blanc est thermodynamiquement instable (état quasi-stationnaire) et se transforme au fil du temps dans des conditions normales en phosphore rouge). Dans des conditions d'ultra-hautes pressions, la forme métallique de l'élément est thermodynamiquement stable. Toutes les modifications diffèrent par la couleur, la densité et d'autres caractéristiques physiques et chimiques, notamment l'activité chimique. Lorsque l'état d'une substance passe à une modification plus stable thermodynamiquement, l'activité chimique diminue, par exemple lors de la transformation séquentielle du phosphore blanc en rouge, puis du rouge en noir (métallique).

Phosphine (phosphure d'hydrogène, phosphure d'hydrogène, hydrure de phosphore, phosphane PH 3) est un gaz incolore et toxique (dans des conditions normales) avec une odeur spécifique de poisson pourri.

La phosphine est obtenue en faisant réagir du phosphore blanc avec un alcali chaud, par exemple :

Il peut également être obtenu en traitant les phosphures avec de l'eau ou des acides :

Lorsqu'il est chauffé, le chlorure d'hydrogène réagit avec le phosphore blanc :

Décomposition de l'iodure de phosphonium :

Décomposition de l'acide phosphonique :

ou le restaurer :

Propriétés chimiques.

La phosphine est très différente de son homologue l’ammoniac. Son activité chimique est supérieure à celle de l'ammoniac ; il est peu soluble dans l'eau, car sa base est beaucoup plus faible que l'ammoniac. Cette dernière s'explique par le fait que les liaisons H – P sont faiblement polarisées et que l'activité du doublet libre d'électrons dans le phosphore (3s 2) est inférieure à celle de l'azote (2s 2) dans l'ammoniac.

En l'absence d'oxygène, lorsqu'il est chauffé, il se décompose en éléments :

s'enflamme spontanément dans l'air (en présence de vapeurs de diphosphine ou à des températures supérieures à 100 °C) :

Présente de fortes propriétés réparatrices :

Lorsqu'elle interagit avec de puissants donneurs de protons, la phosphine peut produire des sels de phosphonium contenant l'ion PH 4 + (similaire à l'ammonium). Les sels de phosphonium, substances cristallines incolores, sont extrêmement instables et s'hydrolysent facilement.

Les sels de phosphonium, comme la phosphine elle-même, sont de puissants agents réducteurs.

Phosphures- composés binaires du phosphore avec d'autres composés moins électronégatifs éléments chimiques, dans lequel le phosphore présente un état d'oxydation négatif.

La plupart des phosphures sont des composés de phosphore avec des métaux typiques, obtenus par interaction directe de substances simples :

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

Le phosphure de bore peut être obtenu soit par interaction directe de substances à une température d'environ 1 000 °C, soit par réaction du trichlorure de bore avec le phosphure d'aluminium :

BCl 3 + AlP → BP + AlCl 3 (950 °C)

Les phosphures métalliques sont des composés instables qui se décomposent avec l'eau et les acides dilués. Cela produit de la phosphine et, en cas d'hydrolyse, de l'hydroxyde métallique ; en cas d'interaction avec des acides, des sels.

Ca 3 P 2 + 6H 2 O → 3Ca(OH) 2 + 2PH 3

Ca 3 P 2 + 6HCl → 3CaCl 2 + 2PH 3

Lorsqu'ils sont chauffés modérément, la plupart des phosphures se décomposent. Fond sous la pression excessive de la vapeur de phosphore.

Le phosphure de bore BP, au contraire, est un réfractaire (point de fusion 2000 °C, avec décomposition), une substance très inerte. Il se décompose uniquement avec des acides oxydants concentrés et réagit lorsqu'il est chauffé avec de l'oxygène, du soufre et des alcalis pendant le frittage.

32. Oxydes de phosphore - structure des molécules, préparation, propriétés, application.

Le phosphore forme plusieurs oxydes. Les plus importants d'entre eux sont l'oxyde de phosphore (V) P 4 O 10 et l'oxyde de phosphore (III) P 4 O 6. Souvent, leurs formules sont écrites sous une forme simplifiée - P 2 O 5 et P 2 O 3. La structure de ces oxydes conserve la disposition tétraédrique des atomes de phosphore.

Oxyde de phosphore (III) P 4 O 6- une masse cristalline cireuse qui fond à 22,5°C et se transforme en un liquide incolore. Toxique.

Une fois dissous dans eau froide forme de l'acide phosphoreux :

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

et lors de la réaction avec des alcalis - les sels correspondants (phosphites).

Agent réducteur puissant. Lorsqu'il interagit avec l'oxygène, il est oxydé en P 4 O 10.

L'oxyde de phosphore (III) est obtenu par oxydation du phosphore blanc en l'absence d'oxygène.

Oxyde de phosphore (V) P 4 O 10- poudre cristalline blanche. Température de sublimation 36°C. Il présente plusieurs modifications, dont l'une (dite volatile) a la composition P 4 O 10. Le réseau cristallin de cette modification est composé de molécules P 4 O 10 reliées les unes aux autres par de faibles forces intermoléculaires, qui se brisent facilement lorsqu'elles sont chauffées. D'où la volatilité de cette variété. D'autres modifications sont polymères. Ils sont formés de couches infinies de tétraèdres PO 4.

Lorsque le P 4 O 10 interagit avec l'eau, de l'acide phosphorique se forme :

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

Étant un oxyde acide, P 4 O 10 réagit avec les oxydes et hydroxydes basiques.

Il se forme lors de l'oxydation à haute température du phosphore en présence d'un excès d'oxygène (air sec).

En raison de son hygroscopique exceptionnelle, l'oxyde de phosphore (V) est utilisé en laboratoire et dans la technologie industrielle comme agent de séchage et de déshydratation. Dans son effet desséchant, il surpasse toutes les autres substances. L'eau chimiquement liée est éliminée de l'acide perchlorique anhydre pour former son anhydride :

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

Le P 4 O 10 est utilisé comme dessicant pour les gaz et les liquides.

Largement utilisé en synthèse organique dans les réactions de déshydratation et de condensation.

L'invention concerne la production de sels d'acide nitrique. L'essence de la méthode est que les solutions de nitrite-nitrate obtenues par absorption d'oxydes d'azote avec de la soude ou de la soude caustique sont évaporées jusqu'à une concentration totale en sel de 750 à 900 g/l sans isoler la phase solide et à une température de 70 à 90 o. C sont envoyés pour inversion, inversion les gaz sont dilués avec de l'air et renvoyés à l'étape d'absorption, et la séparation par contact de l'ammoniac pour produire des gaz nitreux est activée périodiquement à mesure que le nitrite de sodium est traité, et les solutions de produits de nitrate de sodium sont transformées en un produit salin d'une manière connue, comprenant la cristallisation et le séchage du produit. Le résultat technique est que le procédé permet d'obtenir du nitrate de sodium sans produire de nitrite de sodium, et également d'utiliser l'acide nitrique comme donneur d'oxydes d'azote lors de l'étape d'inversion à la place de l'oxydation catalytique de l'ammoniac. 1 salaire f-ly, 1 malade.

L'invention concerne industrie chimique et peut être utilisé dans les entreprises produisant des sels d'acide nitrique. Il existe une méthode connue pour produire du nitrate de sodium en neutralisant une solution de soude et (ou) d'hydroxyde de sodium avec de l'acide nitrique (V.A. Klevke, N.N. Polyakov, L.Z. Arsenyeva. Technologie des engrais azotés. - M. : Goskhimizdat, 1956, p. 94 ; Brevet RF 2159738 du 3 décembre 1999. Procédé de production de nitrate de sodium). L'inconvénient des procédés connus est la faible concentration de nitrate de sodium dans la solution de produit (320 à 360 g/l) et la consommation élevée de vapeur associée pour sa concentration avant la cristallisation du produit fini. L'essence technique la plus proche est la méthode d'obtention de nitrate de sodium à partir de solutions de nitrite-nitrate en inversant ces dernières avec de l'acide nitrique (M.A. Miniovich, V.M. Miniovich. Sels d'acide nitreux. - M. : Chemistry, 1997, pp. 100-101 ) . L'inconvénient de cette méthode est la nécessité de produire simultanément du nitrite de sodium et l'utilisation de catalyseurs au platine coûteux pour la conversion de l'ammoniac en oxydes d'azote. L'objectif de cette invention proposée est de développer un procédé de production de nitrate de sodium à partir de solutions nitrite-nitrate sans production de nitrite de sodium, dont la demande est hautement saisonnière, ainsi que l'utilisation d'acide nitrique pour produire des oxydes d'azote à l'inversion. étape au lieu de l'oxydation catalytique de l'ammoniac avec l'oxygène de l'air. Ce but est atteint grâce au fait qu'après l'étape d'oxydation de l'ammoniac avec l'oxygène de l'air, le refroidissement des gaz nitreux, leur absorption par une solution de soude ou de soude caustique, la solution nitrite-nitrate s'évapore sans isoler la phase solide jusqu'à un sel total. teneur de 750 à 900 g/l et envoyé pour inversion. Lorsqu'une solution est mélangée avec de l'acide nitrique non concentré, une réaction bien connue se produit intensément : 3NaNO 2 + 2HNO 3 = 3NaNO 3 + 2NO + H 2 O. Le rapport des flux d'acide nitrique et d'une solution de nitrite-nitrate des sels, dans lesquels la somme des sels est de 750 à 900 g/l, est maintenue de telle manière que l'acidité de la solution de production intermédiaire se situe dans la plage de 30 à 80 g/l de HNO 3 . Les oxydes d'azote résultants sont soufflés avec de l'air dans une colonne d'inversion. L'inversion étant réalisée en présence d'une concentration accrue de nitrite de sodium, les gaz d'inversion sont dilués avec de l'air supplémentaire avant d'entrer dans l'étape d'absorption. Lors de l'absorption, ils sont absorbés par une solution circulante contenant un excès d'alcalinité sous forme de soude ou d'hydroxyde de sodium. Dans ce cas, du nitrite et du nitrate de sodium se forment à nouveau. Le dessin montre un schéma de mise en œuvre du procédé de production de nitrate de sodium. Le démarrage du schéma technologique s'effectue de manière traditionnelle : l'appareil de contact est allumé lors de l'étape de conversion de l'ammoniac, pour laquelle du gaz ammoniac et de l'air sont utilisés. Les gaz nitreux traversent une chaudière de récupération de chaleur, où ils sont refroidis à 200-220 ° C et pénètrent dans un absorbeur irrigué par une solution de nitrite-nitrate en circulation contenant une quantité excessive de soude ou de soude caustique. Cette solution (la somme des sels est de 320 à 400 g/l) est périodiquement évaporée, où par évaporation la somme des sels (NaNO 2 + NaNO 3 + Na 2 CO 3) augmente jusqu'à 750-900 g/l. La température de la solution évaporée est maintenue entre 70 et 90 °C pour empêcher la précipitation de la phase solide. Cette solution est envoyée vers une colonne de réacteur à inversion continue, dans laquelle de l'acide nitrique non concentré contenant 56 à 58 % en poids de HNO 3 est simultanément dosé. Le rapport des flux d'acide nitrique et d'une solution de sels nitrites-nitrates est choisi de telle sorte qu'un environnement acide soit maintenu dans la colonne et que la solution de produit intermédiaire ait une acidité de 30 à 80 g/l de HNO 3 . De l'air est fourni en permanence au réacteur, ce qui, en plus d'améliorer le mélange des réactifs, assure l'élimination des gaz nitreux de la zone réactionnelle. La solution acide intermédiaire de nitrate de sodium est envoyée vers un neutraliseur, où elle est neutralisée à un pH de 8-10 par mélange avec une solution de soude ou de soude caustique. Les gaz nitreux inversés sont dilués avec de l'air supplémentaire et envoyés vers une colonne d'absorption. Après l'accumulation d'une certaine quantité de solutions nitrite-nitrate, le service de contact est arrêté et la production de nitrate de sodium se poursuit grâce à l'inversion des gaz nitreux. Dans ce cas, comme le montre la réaction ci-dessus, le donneur d'oxyde nitrique est l'acide nitrique et le processus se poursuit tant que l'agent réducteur nitrite de sodium est présent dans le système. À mesure que le nitrite de sodium s'épuise et que la concentration des gaz nitreux diminue, il devient nécessaire de connecter l'oxydation par contact de l'ammoniac. La solution de nitrate de sodium résultante est transformée en un produit salin selon un procédé connu par évaporation, cristallisation et séparation du nitrate de sodium, suivi d'un séchage. Les liqueurs mères recyclées, après accumulation d'impuretés (ions Cl), sont utilisées dans le processus de conversion du nitrate de potassium en chlorure de potassium.

Réclamer

1. Procédé de production de nitrate de sodium, comprenant l'oxydation de l'ammoniac avec l'oxygène de l'air, le refroidissement des gaz nitreux, leur absorption avec une solution de soude ou de soude caustique, l'évaporation des solutions nitrite-nitrate résultantes, l'inversion du nitrite de sodium avec de l'acide nitrique à une température de 70-90 o C avec retour des gaz d'inversion à l'étape d'absorption, neutralisation de la solution intermédiaire de nitrate de sodium, évaporation, cristallisation et séchage du produit fini, caractérisé en ce que les solutions nitrite-nitrate s'évaporent jusqu'à un total une concentration en sel de 750 à 900 g/l sans isoler la phase solide est envoyée à l'inversion et l'acidité de la solution intermédiaire est maintenue à 30 à 80 g/l de HNO 3, et les gaz d'inversion sont dilués avec de l'air avant de retourner à l'absorption. scène. 2. Procédé selon la revendication 1, caractérisé en ce que l'étape d'oxydation de l'ammoniac est activée périodiquement au fur et à mesure du traitement du nitrite de sodium en inversion et que la concentration des gaz nitreux d'inversion diminue.

Brevets similaires :

L'invention concerne le domaine du recyclage de composants de carburants liquides pour fusées, en particulier la transformation de mélanges nitro spéciaux, qui sont un oxydant du carburant de fusée, en engrais et en sels.

L'invention concerne un procédé de production de nitrate métal alcalin et du phosphate de métal alcalin dans le même processus technologiqueà partir de matières premières phosphatées et de matières premières nitrate, comprenant les étapes suivantes : a) interaction de matières premières phosphates avec des matières premières nitrate pour former un mélange réactionnel aqueux de nitrophosphate, suivie d'une séparation éventuelle de la matière solide, b) introduction d'un mélange réactionnel aqueux de nitrophosphate à l'étape du premier échange d'ions, réalisée en présence d'ions de métaux alcalins saturés d'une résine échangeuse de cations pour échanger les cations présents dans le mélange réactionnel contre des ions de métaux alcalins présents dans la résine pour obtenir un flux enrichi en ions de métaux alcalins , c) d'abord cristalliser le flux obtenu à l'étape (b) dans les conditions assurant la cristallisation du nitrate de métal alcalin, et séparation du nitrate de métal alcalin cristallisé de la solution mère, d) introduction de la solution mère formée à l'étape (c ) à l'étape du deuxième échange d'ions, réalisée en présence d'une résine échangeuse de cations saturée en ions alcalins, pour l'échange des cations, présents dans la liqueur mère, vers les ions alcalins présents dans la résine pour produire un phosphate contenant un flux enrichi en ions de métal alcalin, et e) soumettre le flux obtenu à l'étape (d) à une seconde cristallisation dans des conditions permettant la cristallisation du phosphate de métal alcalin, et séparer le phosphate de métal alcalin cristallisé de la liqueur mère

L'invention concerne la production de sels d'acide nitrique

Les nitrites et les nitrates diffèrent non seulement par leur nom, mais ils contiennent également des éléments différents dans leur formule. Cependant, il y a quelque chose qui « les rend semblables ». Le champ d'application de ces substances est assez large. Ils sont également présents dans le corps humain, et s'ils s'accumulent en trop grande quantité, la personne subit une intoxication grave, pouvant même entraîner la mort.

Que sont les nitrates

En termes simples, les nitrates sont des sels d'acide nitrique. Dans leur formule, ils contiennent un anion à un chiffre. Auparavant, le nitrate s'appelait . C'est désormais le nom donné aux minéraux, ainsi qu'aux engrais utilisés en agriculture.

Les nitrates sont produits à partir d'acide nitrique, qui attaque les métaux, les oxydes, les sels et les hydroxydes. Tous les nitrates peuvent être dilués dans l'eau. A l'état solide, ce sont de puissants oxydants, mais leurs propriétés disparaissent si de l'acide nitrique est ajouté à la solution.

Les nitrates conservent leurs propriétés aux températures ordinaires, mais à basse température, ils fondent jusqu'à se décomposer complètement. Le processus d’obtention de ces substances est très complexe et n’intéressera donc probablement que les chimistes.

Les nitrates constituent la base des explosifs - ce sont des ammonites et d'autres substances. Ils sont principalement utilisés comme engrais minéraux. Ce n’est désormais plus un secret : les plantes utilisent l’azote du sel pour construire les cellules de leur corps. La plante crée de la chlorophylle, dont elle vit. Mais dans le corps humain, les nitrates se transforment en nitrites, ce qui peut conduire une personne à la tombe.

Les nitrites sont aussi des sels

Les nitrites sont également des sels d'acide nitrique, mais avec une formule différente dans leur composition. composition chimique. Les nitrites de sodium et de calcium sont connus. Les nitrites de plomb, d'argent, d'alcalis, d'alcalino-terreux et de métaux 3D sont également connus.

Ce sont des substances cristallines qui sont également inhérentes au potassium ou au baryum. Certaines substances sont très solubles dans l’eau, tandis que d’autres, comme les nitrites d’argent, de mercure ou de cuivre, y sont peu solubles. Il convient de noter que les nitrites sont également pratiquement insolubles dans les solvants organiques. Mais si l’on augmente la température, la solubilité des nitrites s’améliore.

L'humanité utilise les nitrites dans la production de colorants azotés, pour la production de caprolactame, ainsi que comme réactifs oxydants et réducteurs dans les industries du caoutchouc, du textile et du travail des métaux. Par exemple, le nitrite de sodium est un bon conservateur et est utilisé dans la production de mélanges de béton comme accélérateur de durcissement et additif antigel.

Les nitrites sont toxiques pour l'hémoglobine humaine, ils doivent donc être éliminés quotidiennement du corps. Ils entrent dans corps humain soit directement, soit avec d'autres substances. Si le corps humain fonctionne normalement, la quantité requise de la substance reste et l'inutile est éliminée. Mais si une personne est malade, un problème d'intoxication aux nitrites se pose.

La chimie est une science fascinante. Ceux qui s'intéressent non seulement à la théorie, mais qui testent également leurs compétences dans la pratique, savent exactement de quoi nous parlons. Chaque écolier connaît la plupart des éléments du tableau périodique. Mais est-ce que tout le monde a réussi à essayer expérience personnelle mélanger des réactifs et effectuer des tests chimiques ? Même aujourd'hui, toutes les écoles modernes ne disposent pas équipement nécessaire et réactifs, car la chimie reste une science ouverte à auto-apprentissage. Beaucoup cherchent à le comprendre plus profondément en effectuant des recherches chez eux.

Pas un seul travailleur artisanal ne peut se passer d'acide nitrique - une chose extrêmement importante dans le ménage. Il est difficile d'obtenir la substance : elle ne peut être achetée que dans un magasin spécialisé, où les achats sont effectués à l'aide de documents confirmant l'usage pacifique de la substance. Par conséquent, si vous êtes bricoleur, vous ne pourrez probablement pas vous procurer ce composant. C'est là que se pose la question de savoir comment fabriquer de l'acide nitrique à la maison. Le processus ne semble pas compliqué, cependant, le résultat doit être une substance d’un niveau de pureté suffisant et de la concentration requise. Il n’y a aucun moyen d’y parvenir sans les compétences d’un chimiste expérimental.

Où la substance est-elle utilisée ?

Il est raisonnable d’utiliser l’acide nitrique à des fins sûres. La substance est utilisée dans les domaines suivants de l'activité humaine :

• création de pigments colorants;
• développer des films photographiques;
• préparation de médicaments;
• recyclage de produits en plastique;
• utilisation en chimie;
• fertilisation des cultures maraîchères et maraîchères;
• production de dynamite.

L'acide nitrique pur sous sa forme inchangée apparaît comme une substance liquide qui, au contact de l'air, commence à libérer des vapeurs blanches. Il gèle déjà à -42 o C et bout à +80 o C. Comment éliminer une substance telle que l'acide nitrique de vos propres mains à la maison ?

Méthode 1

La substance fumante est obtenue en exposant le concentré au nitrate de sodium (potassium) (nitrate de sodium (potassium)). À la suite de la réaction, la substance souhaitée et l'hydrogénosulfate de sodium (potassium) sont obtenus. Le schéma de réaction ressemble à ceci : NaNO 3 + H 2 DONC 4 => HNO 3 + NaHSO 4. N'oubliez pas que la concentration de la substance résultante dépend avant d'entrer dans la réaction.

Méthode 2

L'obtention d'acide nitrique à la maison avec une concentration plus faible de la substance se produit de la même manière, il suffit de remplacer le nitrate de sodium par du nitrate d'ammonium. L'équation chimique ressemble à ceci : N.H. 4 NON 3 + H 2 DONC 4 =>(N.H.4) 2 DONC 4 + HNO 3 . Veuillez noter que le nitrate d'ammonium est plus accessible que le nitrate de potassium ou de sodium, c'est pourquoi la plupart des chercheurs effectuent la réaction sur cette base.

Plus la concentration de H 2 SO 4 est élevée, plus l'acide nitrique sera concentré. Pour obtenir une substance équilibrée, il est nécessaire d'augmenter le volume d'électrolyte nécessaire à la réaction. Pour obtenir le résultat souhaité, ils utilisent en pratique la méthode d'évaporation, qui consiste à réduire progressivement le volume de l'électrolyte d'environ 4 fois celui d'origine.

Caractéristiques de la méthode d'évaporation

Du sable tamisé est versé au fond du plat et un réservoir contenant de l'électrolyte est placé. Dans ce processus, la cuisinière à gaz est bouillie en augmentant ou en réduisant le feu. Le processus prend beaucoup de temps, la patience est donc importante dans cette affaire. Les experts recommandent d'utiliser des chaudières - des tubes en verre ou en céramique conçus pour les expériences chimiques, y compris l'évaporation. Ils neutralisent la formation de bulles et réduisent la force d'ébullition, empêchant ainsi les éclaboussures de la substance. Dans de telles conditions, il est permis d'obtenir à la maison de l'acide nitrique avec une concentration d'environ 93 %.

Outils et réactifs pour la préparation pratique de la substance

Pour réaliser la réaction vous aurez besoin de :

• H 2 SO 4 concentré (>95 %) - 50 ml ;
• nitrate d'ammonium, potassium, sodium;
• Récipient de 100 ml ;
• Récipient de 1 000 ml ;
• entonnoir en verre;
• bandes élastiques;
• bain d'eau;
• glace pilée (peut être remplacée par de la neige ou de l'eau froide);
• thermomètre.

Obtenir de l'acide nitrique à la maison, comme tout autre réaction chimique, nécessite les précautions suivantes :

• Lors du processus de production d'acide nitrique à la maison, il est nécessaire de maintenir la température entre 60 et 70 ° C. Si ces limites sont dépassées, l'acide commencera à se désintégrer.
• Pendant la réaction, des vapeurs et des gaz peuvent être libérés. Par conséquent, lorsque vous travaillez avec des acides, veillez à utiliser un masque de protection. Les mains doivent être protégées du contact soudain de la substance avec la peau, c'est pourquoi les chimistes travaillent avec des gants en caoutchouc. Dans les grandes usines chimiques, où les personnes entrent en contact avec des substances dangereuses pour la santé, les travailleurs portent généralement des combinaisons de protection spéciales.

Vous savez maintenant comment obtenir de l’acide nitrique en une simple réaction. Soyez prudent lorsque vous utilisez une telle substance et utilisez-la uniquement à des fins pacifiques.

(UN) Nitrites

Sous réserve de conformité des exceptions, spécifié dans dispositions générales Ce sous-groupe, cette position comprend les nitrites, les sels métalliques de l'acide nitreux (HNO 2) (rubrique).

1. Nitrite de sodium(NaNO2). Il est obtenu par réduction du nitrate de sodium par le plomb et lors de la production de litharge plombifère. Cristaux incolores, hygroscopiques et hautement solubles dans l'eau. Utilisé comme agent oxydant dans la teinture en cuve ; en synthèse organique; pour la transformation de la viande ; en photographie; comme la mort aux rats, etc.
2. Nitrite de potassium(NOUVEAU 2). Il est obtenu par les mêmes méthodes que le nitrite de sodium, ou par action du dioxyde de soufre sur un mélange d'oxyde de calcium et de nitrate de potassium. Poudre cristalline blanche ou bâtonnets jaunâtres ; contient souvent d'autres sels comme impuretés. Il se dissout dans l'eau et devient très diffus dans l'air avec détérioration de ses propriétés. Utilisé aux mêmes fins que le nitrite de sodium.
3. Nitrite de baryum(Ba(NON 2) 2). Cristaux utilisés en pyrotechnie.
4. Autres nitrites. Il s’agit notamment du nitrite d’ammonium, un produit instable et explosif ; utilisé comme solution pour produire de l’azote en laboratoire.

(B) Nitrates

Sous réserve de conformité des exceptions, précisés dans les dispositions générales de ce sous-groupe, cette position comprend les nitrates, les sels métalliques et l'acide nitrique (position), sauf nitrate d'ammonium et nitrate de sodium, purs et bruts ( article de base ou ). (Voir ci-dessous pour d'autres exceptions.)

Les nitrates basiques sont également inclus ici.

1. Nitrate de potassium(KNO 3) (également appelé « salpêtre »). Obtenu à partir de nitrate de sodium et de chlorure de potassium. Il s'agit de cristaux incolores ou d'une masse vitreuse, ou d'une poudre cristalline blanche, soluble dans l'eau et hygroscopique sous sa forme brute. Il est utilisé de la même manière que le nitrate de sodium, ainsi que pour la production de poudre à canon, de détonateurs chimiques, en pyrotechnie, pour la fabrication d'allumettes et de flux métallurgiques.
2. Nitrates de bismuth:

(UN) nitrate de bismuth neutre(Bi(NO 3) 3 5H 2 O). Il est obtenu par action de l'acide nitrique sur le bismuth ; gros cristaux diffus incolores. Utilisé pour produire des oxydes ou des sels de bismuth et certains vernis ;

(b) nitrate de bismuth basique(BiNO 3 (OH) 2). Obtenu à partir de nitrate de bismuth neutre ; poudre blanche nacrée, insoluble dans l'eau. Utilisé en médecine (pour le traitement des maladies gastro-intestinales) ; dans la production de céramiques (peintures arc-en-ciel), en cosmétique, dans la production de fusibles, etc.

1. Nitrate de magnésium(Mg(NON 3) 2 6H 2 O). Cristaux incolores, solubles dans l'eau. Utilisé en pyrotechnie, pour la réalisation de produits résistant au feu (à l'oxyde de magnésium), de grilles incandescentes, etc.
2. Nitrate de calcium(Ca(NON 3) 2). Il est obtenu en traitant du calcaire broyé avec de l'acide nitrique. Masse déliquescente blanche, soluble dans l'eau, l'alcool et l'acétone. Utilisé en pyrotechnie, dans la production d'explosifs, d'allumettes, d'engrais, etc.
3. Nitrate ferreux(Fe(NO 3) 3 6H 2 O ou 9H 2 O). Cristaux bleus. Utilisé comme mordant pour la teinture et l'impression (pur ou mélangé à de l'acétate). Faire le ménage Solution aqueuse utilisé en médecine.
4. Nitrate de cobalt(Co(NON 3) 2 6H 2 O). Cristaux violets, rougeâtres ou brunâtres, solubles dans l'eau et déliquescents. Utilisé dans la production d'encres bleu cobalt ou jaune cobalt et sympathiques ; pour décorer la céramique; pour l'électrodéposition du cobalt, etc.
5. Nitrate de nickel(Ni(NON 3) 2 6H 2 O). Cristaux verts déliquescents solubles dans l’eau. Utilisé dans la production de céramiques (pigments bruns) ; pour la teinture (comme mordant); pendant l'électrodéposition du nickel ; pour la production d'oxyde de nickel ou de catalyseurs au nickel pur.
6. Nitrate cuivrique(Cu(NON 3) 2). Il est obtenu par dissolution du cuivre dans l'acide nitrique et cristallisation ultérieure (contient 3 ou 6 molécules d'eau selon la température). Cristaux bleus ou verts, solubles dans l'eau, hygroscopiques ; toxique. Utilisé en pyrotechnie; dans la production de colorants ; lors de la teinture ou de l'impression de matières textiles (mordant) ; pour la production d'oxyde cuivreux et la production de papier photographique ; lors de l'application d'un revêtement galvanique, pour donner une patine artificielle aux métaux, etc.
7. Nitrate de strontium(Sg(NON 3)2). Obtenu par action de l'oxyde de strontium ou du sulfure de strontium sur l'acide nitrique lorsqu'il est chauffé sous forme de sel anhydre ou sous forme de sel hydraté (avec 4 molécules d'eau) à basses températures. Poudre cristalline incolore, déliquescente, soluble dans l'eau, se décompose lorsqu'elle est chauffée. Utilisé en pyrotechnie (lumière rouge), dans la fabrication d'allumettes.
8. Nitrate de cadmium(Cd(NON 3) 2 4H 2 O). Obtenu à partir d'oxyde. Aiguilles incolores, diffuses, solubles dans l'eau. Utilisé comme colorant dans les industries de la céramique ou du verre.
9. Nitrate de baryum(Ba(NON 3) 2). Obtenu à partir de carbonate naturel (withérite) (produit de base). Cristaux incolores ou blancs ou poudre cristalline ; soluble dans l'eau, toxique. Utilisé en pyrotechnie (feu vert) ; dans la production d'explosifs, de verre optique, d'émaux céramiques, de sels ou nitrates de baryum, etc.
10. Nitrate de plomb(Pb(NON 3) 2). Le nitrate de plomb est formé comme sous-produit de la production de dioxyde de plomb par l'action de l'acide nitrique sur le minium. Cristaux incolores, solubles dans l'eau ; toxique. Utilisé en pyrotechnie (lumière jaune), dans la fabrication d'allumettes, d'explosifs et de certains colorants ; en tannerie, photographie et lithographie ; pour obtenir des sels de plomb comme agent oxydant en synthèse organique.

En plus de ce qui précède des exceptions, Aussi ne s'allume pas produits suivants.