Kako dobiti amonijum nitrat iz azotne kiseline. Nitriti; nitrati. Karakteristike metode isparavanja

Ako pronađete grešku na stranici, odaberite je i pritisnite Ctrl + Enter


Pravljenje dušikovog oksida kod kuće

Postoji nekoliko načina da dobijete gas za smeh. Najpristupačnija kod kuće je G. Davyjeva metoda - termička razgradnja amonijum nitrata (amonijum nitrata) prema reakciji:

NH 4 NO 3 = N 2 O + 2H 2 O.

U laboratorijskim uslovima pogodnije je zagrijati sulfaminsku kiselinu s dušičnom kiselinom:

NH 2 SO 2 OH + HNO 3 (73%) = N 2 O + H 2 SO 4 + H 2 O.

Međutim, sulfaminsku i dušičnu kiselinu je teže dobiti, pa ćemo se fokusirati na razgradnju amonijum nitrata. Inače, razlaganje amonijum nitrata koristi se za sintetizaciju azot-oksida u industrijskim razmerama.

Kada se amonijum nitrat zagrije, odvija se nekoliko reakcija. Evo odlomaka iz knjige L.I. Bagal Hemija i tehnologija iniciranja eksploziva (1975.)

Amonijum nitrat, kada se zagrije malo iznad svoje tačke topljenja (suvi amonijum nitrat se topi na 169,6°C), razlaže se prema reakciji

NH 4 NO 3 NH 3 + HNO 3 (1)
<...>

Reakciju razgradnje na dušikov oksid i vodu proučavali su Berthelot, Thomsen i Velay. Prva dva istraživača su otkrila da je reakcija egzotermna

NH 4 NO 3 => N 2 O + 2H 2 O + 8,8 kcal (2)

Glavne reakcije razgradnje amonijum nitrata na temperaturama do 270°C su (1) i (2). Rastopljeni amonijum nitrat, kada se zagrije iznad 250-260°C, može osloboditi dušikove okside, dušik i vodu:

NH 4 NO 3 => 0,5N 2 + NO + 2H 2 O
4NH 4 NO 3 => 3N 2 + N 2 O 4 + 8H 2 O
3NH 4 NO 3 => 2N 2 + N 2 O 3 + 6H 2 O

Saunders (1922) je na osnovu rezultata analize gasa došao do zaključka da su glavne reakcije razgradnje na temperaturama do 260°C (1) i (2), kao i reakcija

5NH 3 + 3HNO 3 => 4N 2 + 9H 2 O

Po njegovom mišljenju, raspadanje tokom eksplozije se odvija prema reakciji

8NH 4 NO 3 => 16H 2 O + 2NO 2 + 4NO + 5N 2
<...>

Za normalan proces stvaranja azot-oksida razgradnjom amonijum nitrata od izuzetne su važnosti njegov temperaturni režim i stepen čistoće.

Kao što se može vidjeti iz gornjih podataka, amonijum nitrat, kada se zagrije na 240-250°C, razlaže se u azot-oksid i vodu, međutim, čak i na ovoj temperaturi nastali "sirovi" plin sadrži pare dušične kiseline, dušikove okside NO i NO 2, amonijak, hlor (zbog nečistoća hlorida), azot i „magla“ sublimiranog amonijum nitrata. Jasno je da se takva mješavina ne može udahnuti (ako se pojavi ideja o ponavljanju Davyjevih eksperimenata), jer smrtonosno!Štoviše, ako je tikvica zatvorena gumenim čepom, tada se čak i nakon kratkotrajne upotrebe postupno urušava (uz stvaranje potpuno bezopasnih proizvoda).

Stoga metoda proizvodnje plina za smijeh zagrijavanjem amonijum nitrata u tiganju (koju “gurui” često preporučuju da se smiju “laicima”) u najboljem slučaju izgleda kao crni humor.

Pređimo na instalaciju. Amonijum nitrat se razlaže u Wurtz tikvici uz lagano zagrevanje. Bolje je koristiti termometar, ali možete i bez njega ako je potrebno. Kao što je iskustvo pokazalo, bolje je koristiti zagrijavanje na približno 220°C, u kom slučaju se uočava lagano "ključanje" taline. Rezultirajući „sirovi gas“ za prečišćavanje prvo se propušta kroz ledom hlađenu zamku da se prikupi destilovana voda pomešana sa azotnom kiselinom. Zatim, plin prolazi kroz Drexel tikvicu s otopinom željeznog sulfata; također služi kao vrsta indikatora brzine oslobađanja plina. Zatim se gas pere u improvizovanoj mašini za pranje veša (sa poroznim sprejom) sa rastvorom 5-7% alkalije (natrijum ili kalijum hidroksida), gde se čisti od NO 2, azotne kiseline i hlora. I na kraju, u trećem pranju poroznim sprejom, u koji se sipa rastvor gvožđe (II) sulfata, azot oksid se čisti od NO i tragova preostalih nečistoća. Nakon toga, plin sadrži dušikov oksid sa nešto vode i dušika, kao i tragove NO 2 i NO.

Treba imati na umu da pročišćavanje dušikovog oksida, ako se koristi za ponavljanje Davyjevih eksperimenata, treba dati Posebna pažnja, inače će plin biti otrovan.

Kao reakcijsko opterećenje korišteno je amonijum nitratno gnojivo (amonijum nitrat).

Nitriti i nitrati se ne razlikuju samo po imenu, već imaju različite elemente u svojoj formuli. Međutim, postoji nešto što ih “čini sličnima”. Opseg primjene ovih tvari je prilično širok. Prisutni su i u ljudskom tijelu, a ako ih se previše nakupi, osoba dobija teško trovanje, koje može dovesti do smrti.

Šta su nitrati

Jednostavno rečeno, nitrati su soli azotne kiseline. U svojoj formuli sadrže jednocifreni anion. Ranije se nitrat zvao . Sada je ovo ime za minerale, kao i za gnojiva koja se koriste u poljoprivredi.

Nitrati se proizvode pomoću dušične kiseline, koja napada metale, okside, soli i hidrokside. Svi nitrati se mogu razblažiti u vodi. U čvrstom stanju su jaki oksidanti, ali njihova svojstva nestaju ako se otopini doda dušična kiselina.

Nitrati zadržavaju svoja svojstva na uobičajenim temperaturama, ali se na niskim temperaturama tope dok se potpuno ne raspadnu. Proces dobijanja ovih supstanci je veoma složen, pa će verovatno biti od interesa samo za hemičare.

Nitrati su osnova za eksplozive - to su amoniti i druge tvari. Uglavnom se koriste kao mineralna đubriva. Sada više nije tajna da biljke koriste dušik iz soli za izgradnju ćelija svog tijela. Biljka stvara hlorofil, od čega živi. Ali u ljudskom tijelu nitrati postaju nitriti, što osobu može odvesti u grob.

Nitriti su takođe soli

Nitriti su također soli dušične kiseline, ali s drugačijom formulom u svom hemijskom sastavu. Natrijum i kalcijum nitriti su poznati. Poznati su i nitriti olova, srebra, alkalnih, zemnoalkalnih i 3D metala.

To su kristalne tvari koje su također svojstvene kalijumu ili bariju. Neke supstance su jako rastvorljive u vodi, dok su druge, kao što su srebro, živa ili bakreni nitriti, slabo rastvorljive u njoj. Važno je napomenuti da su nitriti također praktično nerastvorljivi u organskim rastvaračima. Ali ako povećate temperaturu, rastvorljivost nitrita se poboljšava.

Čovječanstvo koristi nitrite u proizvodnji dušičnih boja, za proizvodnju kaprolaktama, a također i kao oksidirajuće i redukcijske reagense u gumarskoj, tekstilnoj i metaloprerađivačkoj industriji. Na primjer, natrijev nitrit je dobar konzervans i koristi se u proizvodnji betonskih mješavina kao ubrzivač stvrdnjavanja i aditiv protiv smrzavanja.

Nitriti su otrovni za ljudski hemoglobin, pa se moraju svakodnevno uklanjati iz organizma. U ljudski organizam ulaze direktno ili sa nekim drugim supstancama. Ako ljudsko tijelo funkcionira normalno, potrebna količina tvari ostaje, a nepotrebna se uklanja. Ali ako je osoba bolesna, javlja se problem s trovanjem nitritima.

Hemija je fascinantna nauka. Oni koji su zainteresovani ne samo za teoriju, već i isprobavaju svoje veštine u praksi, znaju tačno o čemu govorimo. Svakom školarcu je poznata većina elemenata iz periodnog sistema. Ali, da li su svi mogli iz prve ruke pokušati miješati reagense i provesti kemijske testove? Ni danas sve moderne škole nemaju potrebnu opremu i reagense, pa hemija ostaje nauka otvorena za samostalno proučavanje. Mnogi ga nastoje dublje razumjeti provodeći istraživanje kod kuće.

Ni jedan domaći radnik ne može bez azotne kiseline - izuzetno važne stvari u domaćinstvu. Teško je nabaviti supstancu: može se kupiti samo u specijaliziranoj trgovini, gdje se kupovina obavlja pomoću dokumenata koji potvrđuju miroljubivu upotrebu tvari. Stoga, ako ste DIYer, najvjerovatnije nećete moći nabaviti ovu komponentu. Tu se postavlja pitanje kako napraviti dušičnu kiselinu kod kuće. Čini se da proces nije komplikovan, međutim, izlaz bi trebao biti supstanca dovoljnog nivoa čistoće i potrebne koncentracije. Ne postoji način da se to učini bez vještina eksperimentalnog hemičara.

Gdje se koristi supstanca?

Razumno je koristiti dušičnu kiselinu u sigurne svrhe. Supstanca se koristi u sljedećim područjima ljudske aktivnosti:

  • stvaranje pigmenata za bojenje;
  • razvijanje fotografskih filmova;
  • priprema lijekova;
  • recikliranje plastičnih proizvoda;
  • upotreba u hemiji;
  • đubrenje baštenskih i povrtarskih kultura;
  • proizvodnja dinamita.

Čista dušična kiselina u nepromijenjenom obliku pojavljuje se kao tečna tvar, koja u kontaktu sa zrakom počinje oslobađati bijele pare. Smrzava se već na -42 o C, a ključa na +80 o C. Kako ukloniti tvar kao što je dušična kiselina vlastitim rukama kod kuće?

Metoda 1

Dimljiva supstanca se dobija izlaganjem koncentrata natrijum (kalijum) nitratu (natrijum (kalijum) nitratu). Kao rezultat reakcije dobije se željena supstanca i natrijum (kalijum) hidrogen sulfat. Shema reakcije izgleda ovako: NaNO 3 + H 2 SO 4 => HNO 3 + NaHSO 4. Zapamtite da koncentracija rezultirajuće tvari ovisi o prije ulaska u reakciju.

Metoda 2

Dobivanje dušične kiseline kod kuće s nižom koncentracijom tvari događa se na isti način, samo trebate zamijeniti natrijev nitrat amonijevim nitratom. Hemijska jednačina izgleda ovako: N.H. 4 NO 3 + H 2 SO 4 =>(N.H.4) 2 SO 4 + HNO 3 . Imajte na umu da je amonijum nitrat pristupačniji od kalijum ili natrijum nitrata, zbog čega većina istraživača izvodi reakciju na osnovu njega.

Što je veća koncentracija H 2 SO 4, to će biti koncentrisanija dušična kiselina. Da bi se dobila uravnotežena tvar, potrebno je povećati volumen elektrolita potrebnog za reakciju. Da bi postigli željeni rezultat, u praksi koriste metodu isparavanja, koja se sastoji od postepenog smanjenja volumena elektrolita za oko 4 puta od originalnog.

Karakteristike metode isparavanja

Prosijani pijesak se sipa na dno posude i stavlja se rezervoar sa elektrolitom. U ovom procesu, plinski štednjak se prokuva pojačavanjem ili smanjenjem topline. Proces traje dugo, pa je strpljenje važno u ovoj stvari. Stručnjaci preporučuju korištenje kotlova - staklenih ili keramičkih cijevi dizajniranih za kemijske eksperimente, uključujući isparavanje. Oni neutraliziraju stvaranje mjehurića i smanjuju silu ključanja, sprječavajući prskanje tvari. U takvim uvjetima dopušteno je dobiti dušičnu kiselinu kod kuće s koncentracijom od oko 93%.

Alati i reagensi za praktičnu pripremu supstance

Za izvođenje reakcije trebat će vam:

  • koncentrovani H 2 SO 4 (>95%) - 50 ml;
  • amonijum nitrat, kalijum, natrijum;
  • posuda od 100 ml;
  • kontejner od 1000 ml;
  • stakleni lijevak;
  • elastične trake;
  • vodeno kupatilo;
  • drobljeni led (može se zamijeniti snijegom ili hladnom vodom);
  • termometar.

Dobivanje dušične kiseline kod kuće, kao i izvođenje bilo koje druge kemijske reakcije, zahtijeva sljedeće mjere opreza:

  • U procesu proizvodnje dušične kiseline kod kuće, potrebno je održavati temperaturu unutar 60-70 o C. Ako se te granice prekorače, kiselina će početi da se raspada.
  • Tokom reakcije može doći do oslobađanja para i gasova, pa pri radu sa kiselinama obavezno koristite zaštitnu masku. Ruke moraju biti zaštićene od iznenadnog kontakta supstance sa kožom, tako da hemičari rade u gumenim rukavicama. U velikim hemijskim postrojenjima, gde ljudi dolaze u kontakt sa supstancama opasnim po zdravlje, radnici uglavnom rade u posebnim zaštitnim odelima.

Sada znate kako dobiti dušičnu kiselinu u jednostavnoj reakciji. Budite oprezni kada koristite takvu supstancu i koristite je samo u miroljubive svrhe.

Dušična kiselina je jaka kiselina. Njegove soli - nitrati- dobiveno djelovanjem HNO 3 na metale, okside, hidrokside ili karbonate. Svi nitrati su visoko rastvorljivi u vodi. Nitratni joni ne hidroliziraju u vodi.

Soli dušične kiseline se nepovratno raspadaju kada se zagrijavaju, a sastav produkata raspadanja određuje kation:

a) nitrati metala koji se nalaze u naponskom nizu lijevo od magnezijuma:

b) nitrati metala koji se nalaze u naponskom opsegu između magnezijuma i bakra:

c) nitrati metala koji se nalaze u naponskom nizu desno od žive:

d) amonijum nitrat:

Nitrati u vodenim otopinama praktički ne pokazuju oksidirajuća svojstva, ali na visokim temperaturama u čvrstom stanju su jaka oksidacijska sredstva, na primjer, pri fuziji čvrstih tvari:

Cink i aluminijum u alkalnoj otopini smanjuju nitrate na NH 3:

Nitrati se široko koriste kao gnojiva. Štoviše, gotovo svi nitrati su vrlo topljivi u vodi, pa ih u prirodi ima izuzetno malo u obliku minerala; izuzeci su čileanski (natrijum) nitrat i indijski nitrat (kalijev nitrat). Većina nitrata se dobija veštačkim putem.

Tečni dušik se koristi kao rashladno sredstvo i za krioterapiju. U petrohemiji, dušik se koristi za pročišćavanje rezervoara i cjevovoda, provjeru rada cjevovoda pod pritiskom i povećanje proizvodnje na poljima. U rudarstvu, dušik se može koristiti za stvaranje okruženja otpornog na eksploziju u rudnicima i za širenje slojeva stijena.

Važna oblast primene azota je njegova upotreba za dalju sintezu najrazličitijih jedinjenja koja sadrže azot, kao što su amonijak, azotna đubriva, eksplozivi, boje, itd. Velike količine azota se koriste u proizvodnji koksa („suhe gašenje koksa”) prilikom istovara koksa iz baterija koksnih peći, kao i za „prešanje” goriva u raketama iz rezervoara u pumpe ili motore.

U prehrambenoj industriji azot je registrovan kao aditiv za hranu E941, kao gasoviti medij za pakovanje i skladištenje, rashladno sredstvo i tečni azot se koriste prilikom flaširanja ulja i negaziranih pića za stvaranje viška pritiska i inertnog okruženja u mekim posudama.

Komori za gume stajnog trapa aviona napunjeni su azotnim gasom.

31. Fosfor – proizvodnja, svojstva, primjena. Alotropija. Fosfin, fosfonijumove soli – priprema i svojstva. Metalni fosfidi, priprema i svojstva.

Fosfor- hemijski element 15. grupe trećeg perioda periodnog sistema D. I. Mendeljejeva; ima atomski broj 15. Element je dio pniktogenske grupe.

Fosfor se dobija iz apatita ili fosforita kao rezultat interakcije sa koksom i silicijum dioksidom na temperaturi od oko 1600°C:



Rezultirajuće pare fosfora kondenziraju se u prijemniku ispod sloja vode u alotropsku modifikaciju u obliku bijelog fosfora. Umjesto fosforita, da bi se dobio elementarni fosfor, druga anorganska jedinjenja fosfora mogu se reducirati ugljem, na primjer, metafosfornom kiselinom:

Hemijska svojstva fosfora su u velikoj mjeri određena njegovom alotropskom modifikacijom. Bijeli fosfor je vrlo aktivan; u procesu prijelaza na crveni i crni fosfor smanjuje se kemijska aktivnost. Bijeli fosfor u zraku, kada se oksidira kisikom zraka na sobnoj temperaturi, emituje vidljivu svjetlost; sjaj je posljedica fotoemisione reakcije oksidacije fosfora.

Fosfor se lako oksidira kiseonikom:

(sa viškom kiseonika)

(sa sporom oksidacijom ili nedostatkom kisika)

U interakciji je sa mnogim jednostavnim supstancama - halogenima, sumporom, nekim metalima, pokazujući oksidaciona i redukciona svojstva: sa metalima - oksidaciono sredstvo, formira fosfide; sa nemetalima - redukciono sredstvo.

Fosfor se praktično ne kombinuje sa vodonikom.

U hladnim koncentriranim otopinama alkalija, reakcija disproporcioniranja također se odvija sporo:

Jaki oksidanti pretvaraju fosfor u fosfornu kiselinu:

Reakcija oksidacije fosfora se događa kada se pale šibice; Bertholletova sol djeluje kao oksidant:

Hemijski najaktivniji, toksični i zapaljiviji je bijeli („žuti”) fosfor, zbog čega se vrlo često koristi (u zapaljivim bombama i sl.).

Crveni fosfor je glavna modifikacija koju proizvodi i troši industrija. Koristi se u proizvodnji šibica, eksploziva, zapaljivih kompozicija, raznih vrsta goriva, kao i maziva za ekstremne pritiske, kao getter u proizvodnji sijalica sa žarnom niti.



U normalnim uslovima, elementarni fosfor postoji u obliku nekoliko stabilnih alotropnih modifikacija. Sve moguće alotropske modifikacije fosfora još nisu u potpunosti proučene (2016). Tradicionalno se razlikuju četiri modifikacije: bijela, crvena, crna i metalni fosfor. Ponekad se i oni nazivaju main alotropske modifikacije, što implicira da su sve ostale opisane modifikacije mješavina ove četiri. U standardnim uslovima, samo tri alotropske modifikacije fosfora su stabilne (na primer, beli fosfor je termodinamički nestabilan (kvazistacionarno stanje) i transformiše se tokom vremena pod normalnim uslovima u crveni fosfor). U uslovima ultravisokih pritisaka, metalni oblik elementa je termodinamički stabilan. Sve modifikacije se razlikuju po boji, gustini i drugim fizičkim i hemijskim karakteristikama, posebno hemijskoj aktivnosti. Kada stanje tvari prijeđe u termodinamički stabilniju modifikaciju, kemijska aktivnost se smanjuje, na primjer, tijekom sekvencijalne transformacije bijelog fosfora u crveni, zatim crvenog u crni (metalni).

Fosfin (vodonik fosfid, vodonik fosfid, fosfor hidrid, fosfan PH 3) je bezbojni, otrovni gas (u normalnim uslovima) sa specifičnim mirisom pokvarene ribe.

Fosfin se dobija reakcijom belog fosfora sa vrućom alkalijom, na primer:

Može se dobiti i tretiranjem fosfida vodom ili kiselinama:

Kada se zagrije, hlorovodonik reaguje sa belim fosforom:

Razgradnja fosfonijum jodida:

Razgradnja fosfonske kiseline:

ili vraćanje:

Hemijska svojstva.

Fosfin se veoma razlikuje od svog dvojnika, amonijaka. Njegova hemijska aktivnost je veća od amonijaka, slabo je rastvorljiv u vodi, jer je baza mnogo slabija od amonijaka. Ovo posljednje se objašnjava činjenicom da su H–P veze slabo polarizirane i da je aktivnost usamljenog para elektrona u fosforu (3s 2) niža od aktivnosti dušika (2s 2) u amonijaku.

U nedostatku kisika, kada se zagrije, razlaže se na elemente:

spontano se zapali na zraku (u prisustvu para difosfina ili na temperaturama iznad 100 °C):

Pokazuje snažna regenerativna svojstva:

Kada je u interakciji sa jakim donorima protona, fosfin može proizvesti fosfonijumove soli koje sadrže PH 4+ jon (slično amonijumu). Fosfonijumove soli, bezbojne kristalne supstance, izuzetno su nestabilne i lako hidroliziraju.

Fosfonijumove soli, kao i sam fosfin, jaki su redukcioni agensi.

Fosfidi- binarni spojevi fosfora sa drugim manje elektronegativnim hemijskim elementima u kojima fosfor pokazuje negativno oksidaciono stanje.

Većina fosfida su spojevi fosfora sa tipičnim metalima, koji se dobijaju direktnom interakcijom jednostavnih supstanci:

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

Bor fosfid se može dobiti ili direktnom interakcijom supstanci na temperaturi od oko 1000 °C, ili reakcijom bor trihlorida sa aluminijum fosfidom:

BCl 3 + AlP → BP + AlCl 3 (950 °C)

Metalni fosfidi su nestabilna jedinjenja koja se razlažu vodom i razrijeđenim kiselinama. Pri tome nastaje fosfin i, u slučaju hidrolize, metalni hidroksid; u slučaju interakcije sa kiselinama, soli.

Ca 3 P 2 + 6H 2 O → 3Ca(OH) 2 + 2PH 3

Ca 3 P 2 + 6HCl → 3CaCl 2 + 2PH 3

Kada se umjereno zagrijavaju, većina fosfida se razgrađuje. Topi se pod suvišnim pritiskom para fosfora.

Bor fosfid BP je, naprotiv, vatrostalna (tačka topljenja 2000 °C, sa razgradnjom), vrlo inertna supstanca. Razgrađuje se samo s koncentriranim oksidirajućim kiselinama, reagira kada se zagrije s kisikom, sumporom i alkalijama tijekom sinterovanja.

32. Fosforovi oksidi - struktura molekula, priprema, svojstva, primena.

Fosfor stvara nekoliko oksida. Najvažniji od njih su fosfor oksid (V) P 4 O 10 i fosfor oksid (III) P 4 O 6. Često su njihove formule napisane u pojednostavljenom obliku - P 2 O 5 i P 2 O 3. Struktura ovih oksida zadržava tetraedarski raspored atoma fosfora.

Fosfor (III) oksid P 4 O 6- voštana kristalna masa koja se topi na 22,5°C i pretvara se u bezbojnu tečnost. Otrovno.

Kada se rastvori u hladnoj vodi formira fosfornu kiselinu:

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

a pri reakciji sa alkalijama - odgovarajuće soli (fosfiti).

Snažan redukcijski agens. U interakciji s kisikom, oksidira se u P 4 O 10.

Fosfor (III) oksid se dobija oksidacijom belog fosfora u odsustvu kiseonika.

Fosfor (V) oksid P 4 O 10- bijeli kristalni prah. Temperatura sublimacije 36°C. Ima nekoliko modifikacija, od kojih jedna (tzv. hlapljiva) ima sastav P 4 O 10. Kristalna rešetka ove modifikacije sastoji se od molekula P 4 O 10 međusobno povezanih slabim intermolekularnim silama, koje se lako lome pri zagrijavanju. Otuda i nestabilnost ove sorte. Ostale modifikacije su polimerne. Formirani su od beskrajnih slojeva PO 4 tetraedara.

Kada P 4 O 10 stupi u interakciju s vodom, nastaje fosforna kiselina:

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

Budući da je kiseli oksid, P 4 O 10 reagira s bazičnim oksidima i hidroksidima.

Nastaje pri visokotemperaturnoj oksidaciji fosfora u višku kiseonika (suhi vazduh).

Zbog svoje izuzetne higroskopnosti, fosfor (V) oksid se koristi u laboratorijskoj i industrijskoj tehnici kao sredstvo za sušenje i dehidrataciju. Po učinku sušenja nadmašuje sve ostale supstance. Hemijski vezana voda uklanja se iz bezvodne perhlorne kiseline da bi se formirao njen anhidrid:

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

P 4 O 10 se koristi kao desikant za gasove i tečnosti.

Široko se koristi u organskoj sintezi u reakcijama dehidracije i kondenzacije.

(A) Nitriti

Podložno usklađenosti izuzeci, navedene u opštim odredbama za ovu podgrupu, ovaj tarifni broj obuhvata nitrite, metalne soli azotne kiseline (HNO 2) (tarifni broj).

  1. Natrijum nitrit(NaNO2). Dobija se redukcijom natrijum nitrata olovom i tokom proizvodnje olovnog sloja. Bezbojni kristali, higroskopni i dobro rastvorljivi u vodi. Koristi se kao oksidant u bačvačkom bojanju; u organskoj sintezi; za preradu mesa; u fotografiji; poput otrova za pacove itd.
  2. Kalijum nitrit(KNO 2). Dobiva se istim metodama kao natrijum nitrit, ili djelovanjem sumpordioksida na mješavinu kalcijum oksida i kalijum nitrata. Bijeli kristalni prah ili žućkasti štapići; često sadrži druge soli kao nečistoće. Otapa se u vodi i postaje vrlo difuzna u zraku uz pogoršanje svojstava. Koristi se u iste svrhe kao i natrijum nitrit.
  3. Barijum nitrit(Ba(NO 2) 2). Kristali koji se koriste u pirotehnici.
  4. Drugi nitriti. To uključuje amonijum nitrit, nestabilan i eksplozivan proizvod; koristi se kao rastvor za proizvodnju azota u laboratoriji.

(B) Nitrati

Podložno usklađenosti izuzeci, navedene u opštim odredbama za ovu podgrupu, ovaj tarifni broj obuhvata nitrate, soli metala i azotnu kiselinu (tarifni broj), osim amonijum nitrat i natrijum nitrat, i čisti i sirovi ( robna stavka ili ). (Za ostale izuzetke pogledajte ispod.)

Ovdje su uključeni i osnovni nitrati.

  1. Kalijev nitrat(KNO 3) (također se naziva "solitra"). Dobija se iz natrijum nitrata i kalijum hlorida. To su bezbojni kristali ili staklena masa, ili bijeli kristalni prah, rastvorljiv u vodi i higroskopan u svom sirovom obliku. Koristi se slično kao i natrijum nitrat, a takođe i za proizvodnju baruta, hemijskih detonatora, u pirotehnici, za proizvodnju šibica i metalurških fluksa.
  2. Bizmut nitrati:

(A) neutralni bizmut nitrat(Bi(NO 3) 3 5H 2 O). Dobija se djelovanjem dušične kiseline na bizmut; veliki bezbojni difuzni kristali. Koristi se za proizvodnju oksida ili soli bizmuta i nekih lakova;

(b) osnovni bizmut nitrat(BiNO 3 (OH) 2). Dobija se iz neutralnog bizmut nitrata; biserno bijeli prah, nerastvorljiv u vodi. Koristi se u medicini (za liječenje gastrointestinalnih bolesti); u proizvodnji keramike (duginih boja), u kozmetici, u proizvodnji osigurača itd.

  1. Magnezijum nitrat(Mg(NO 3) 2 6H 2 O). Bezbojni kristali, rastvorljivi u vodi. Koristi se u pirotehnici, za proizvodnju vatrootpornih proizvoda (sa magnezijevim oksidom), svjetlećih rešetki itd.
  2. Kalcijum nitrat(Ca(NO 3) 2). Dobija se tretiranjem drobljenog krečnjaka azotnom kiselinom. Bijela tečna masa, rastvorljiva u vodi, alkoholu i acetonu. Koristi se u pirotehnici, u proizvodnji eksploziva, šibica, đubriva itd.
  3. Gvozdeni nitrat(Fe(NO 3) 3 6H 2 O ili 9H 2 O). Plavi kristali. Koristi se kao jedkalo za bojenje i štampanje (čisto ili pomešano sa acetatom). U medicini se koristi čista vodena otopina.
  4. Kobalt nitrat(Co(NO 3) 2 6H 2 O). Ljubičasti, crvenkasti ili smećkasti kristali, rastvorljivi u vodi i delikventni. Koristi se u proizvodnji kobalt plave ili kobalt žute i simpatične boje; za ukrašavanje keramike; za elektrodepoziciju kobalta itd.
  5. Nikel nitrat(Ni(NO 3) 2 6H 2 O). Zeleni kristali rastvorljivi u vodi. Koristi se u proizvodnji keramike (smeđi pigmenti); za bojenje (kao jedkalo); tokom elektrodepozicije nikla; za proizvodnju nikl oksida ili katalizatora čistog nikla.
  6. Kupric nitrat(Cu(NO 3) 2). Dobija se otapanjem bakra u dušičnoj kiselini i naknadnom kristalizacijom (sadrži 3 ili 6 molekula vode ovisno o temperaturi). Plavi ili zeleni kristali, rastvorljivi u vodi, higroskopni; otrovno. Koristi se u pirotehnici; u proizvodnji boja; pri bojanju ili tiskanju tekstilnih materijala (mordant); za proizvodnju bakrovog oksida i proizvodnju fotografskog papira; pri nanošenju galvanskog premaza, da bi metali dobili umjetnu patinu itd.
  7. Stroncijev nitrat(Sg(NO 3) 2). Dobija se djelovanjem stroncij oksida ili stroncij sulfida na dušičnu kiselinu kada se zagrijava u obliku bezvodne soli ili u obliku hidratizirane soli (sa 4 molekule vode) na niskim temperaturama. Bezbojni kristalni prah, rastvarač, rastvorljiv u vodi, raspada se zagrevanjem. Koristi se u pirotehnici (crveno svjetlo), u proizvodnji šibica.
  8. Kadmijum nitrat(Cd(NO 3) 2 4H 2 O). Dobija se iz oksida. Bezbojne iglice, difuzne, rastvorljive u vodi. Koristi se kao sredstvo za bojenje u industriji keramike ili stakla.
  9. Barijum nitrat(Ba(NO 3) 2). Dobija se od prirodnog karbonata (witherita) (robni artikal). Bezbojni ili bijeli kristali ili kristalni prah; rastvorljiv u vodi, otrovan. Koristi se u pirotehnici (zeleno svjetlo); u proizvodnji eksploziva, optičkog stakla, keramičkih glazura, barijevih soli ili nitrata itd.
  10. Olovo nitrat(Pb(NO 3) 2). Olovni nitrat nastaje kao nusproizvod u proizvodnji olovnog dioksida djelovanjem dušične kiseline na crveno olovo. Bezbojni kristali, topljivi u vodi; otrovno. Koristi se u pirotehnici (žuto svjetlo), u proizvodnji šibica, eksploziva i nekih boja; u štavljenju, fotografiji i litografiji; za dobivanje soli olova kao oksidacijskog sredstva u organskoj sintezi.

Pored navedenog izuzeci, Također ne pali se sljedeće proizvode.

Povezane publikacije