Kuidas saada lämmastikhappest ammooniumnitraati. nitritid; nitraadid. Aurutamismeetodi omadused

Kui leiate lehel vea, valige see ja vajutage Ctrl + Enter

Dilämmastikoksiidi valmistamine kodus

Naerugaasi saamiseks on mitu võimalust. Kodus on kõige kättesaadavam G. Davy meetod - ammooniumnitraadi (ammooniumnitraadi) termiline lagundamine vastavalt reaktsioonile:

NH4NO3 = N2O + 2H2O.

Laboratoorsetes tingimustes on mugavam kuumutada sulfamiinhapet lämmastikhappega:

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

Sulfamiin- ja lämmastikhappeid on aga raskem saada, seega keskendume ammooniumnitraadi lagunemisele. Muide, ammooniumnitraadi lagunemist kasutatakse dilämmastikoksiidi sünteesimiseks tööstuslikus mastaabis.

Ammooniumnitraadi kuumutamisel toimuvad mitmed reaktsioonid. Siin on väljavõtted raamatust L.I. Bagali keemia ja lõhkeainete initsieerimise tehnoloogia (1975)

Ammooniumnitraat, kuumutades veidi üle oma sulamistemperatuuri (kuiv ammooniumnitraat sulab temperatuuril 169,6 °C), laguneb vastavalt reaktsioonile

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

Lagunemisreaktsiooni dilämmastikoksiidi ja veega uurisid Berthelot, Thomsen ja Velay. Esimesed kaks teadlast leidsid, et reaktsioon oli eksotermiline

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

Peamised ammooniumnitraadi lagunemisreaktsioonid temperatuuril kuni 270°C on (1) ja (2). Sula ammooniumnitraat võib kuumutamisel üle 250–260 °C eraldada lämmastikoksiide, lämmastikku ja vett:

NH4NO3 => 0,5N2 + NO + 2H2O
4NH4NO3 => 3N2 + N2O4 + 8H2O
3NH4NO3 => 2N2 + N2O3 + 6H2O

Saunders (1922) jõudis gaasianalüüsi tulemuste põhjal järeldusele, et peamised lagunemisreaktsioonid temperatuuril kuni 260°C on (1) ja (2), samuti reaktsioon.

5NH3 + 3HNO3 => 4N2 + 9H2O

Tema arvates toimub lagunemine plahvatuse ajal vastavalt reaktsioonile

8NH4NO3 => 16H2O + 2NO2 + 4NO + 5N2
<...>

Dilämmastikoksiidi normaalse moodustumise protsessis ammooniumnitraadi lagunemisel on selle temperatuurirežiim ja puhtusaste erakordselt oluline.

Nagu ülaltoodud andmetest nähtub, laguneb ammooniumnitraat temperatuurini 240-250°C kuumutamisel dilämmastikoksiidiks ja veeks, kuid isegi sellel temperatuuril sisaldab tekkiv “toores” gaas lämmastikhappe auru, lämmastikoksiide NO ja NO 2, ammoniaak, kloor (kloriidi lisandite tõttu), lämmastik ja sublimeeritud ammooniumnitraadi “udu”. On selge, et sellist segu ei saa sisse hingata (kui tekib mõte Davy katseid korrata), kuna surmav! Veelgi enam, kui kolb suletakse kummikorgiga, kukub see isegi pärast lühiajalist kasutamist järk-järgult kokku (täiesti kahjutute toodete moodustumisega).

Seetõttu näeb naerugaasi tootmise meetod pannil ammooniumnitraadi kuumutamise teel (mida “gurud” sageli “võhikute” üle naermiseks soovitavad) parimal juhul musta huumorina.

Liigume edasi paigalduse juurde. Ammooniumnitraat lagundatakse Wurtzi kolvis õrnal kuumutamisel. Parem on kasutada termomeetrit, kuid vajadusel saate ilma selleta hakkama. Nagu kogemus on näidanud, on parem kasutada kuumutamist umbes 220°C-ni, sel juhul täheldatakse sulatise kerget “keemist”. Saadud puhastamiseks mõeldud "toorgaas" juhitakse esmalt läbi jääga jahutatud lõksu, et koguda lämmastikhappega segatud destilleeritud vett. Järgmisena läbib gaas raudsulfaadi lahusega Drexeli kolbi; see toimib ka gaasi vabanemise kiiruse omamoodi indikaatorina. Seejärel pestakse gaasi improviseeritud pesumasinas (poorse pihustiga) 5-7% leelise (naatrium- või kaaliumhüdroksiid) lahusega, kus see puhastatakse NO 2-st, lämmastikhappest ja kloorist. Ja lõpuks, kolmandal pesemisel poorse pihustiga, millesse valatakse raud(II)sulfaadi lahus, puhastatakse dilämmastikoksiid NO-st ja järelejäänud lisandite jälgedest. Pärast seda sisaldab gaas dilämmastikoksiidi koos vähese vee ja lämmastikuga, samuti NO 2 ja NO jälgi.

Tuleb meeles pidada, et dilämmastikoksiidi puhastamine, kui seda kasutatakse Davy katsete kordamiseks, tuleks anda Erilist tähelepanu, muidu on gaas mürgine.

Reaktsioonikoormusena kasutati ammooniumnitraatväetist (ammooniumnitraat).

Nitritid ja nitraadid erinevad mitte ainult nime poolest, vaid ka nende valemis on erinevad elemendid. Siiski on midagi, mis "teeb need sarnaseks". Nende ainete kasutusala on üsna lai. Neid leidub ka inimorganismis ja kui neid koguneb liiga palju, saab inimene raske mürgistuse, mis võib lõppeda isegi surmaga.

Mis on nitraadid

Lihtsamalt öeldes on nitraadid lämmastikhappe soolad. Nende valemis sisaldavad nad ühekohalist aniooni. Varem nimetati nitraati . Nüüd nimetatakse nii mineraale, aga ka põllumajanduses kasutatavaid väetisi.

Nitraate toodetakse lämmastikhappega, mis ründab metalle, oksiide, sooli ja hüdroksiide. Kõiki nitraate võib vees lahjendada. Tahkes olekus on need tugevad oksüdeerivad ained, kuid nende omadused kaovad, kui lahusele lisada lämmastikhapet.

Nitraadid säilitavad oma omadused tavatemperatuuril, kuid madalal temperatuuril sulavad kuni täieliku lagunemiseni. Nende ainete saamisprotsess on väga keeruline, nii et see pakub tõenäoliselt huvi ainult keemikutele.

Nitraadid on lõhkeainete aluseks – need on ammoniidid ja muud ained. Neid kasutatakse peamiselt mineraalväetisena. Nüüd pole enam saladus, et taimed kasutavad soolast saadavat lämmastikku oma keharakkude ehitamiseks. Taim tekitab klorofülli, millest ta elab. Kuid inimkehas muutuvad nitraadid nitrititeks, mis võivad inimese hauda viia.

Nitritid on ka soolad

Nitritid on samuti lämmastikhappe soolad, kuid nende keemilise koostise valem on erinev. Naatrium- ja kaltsiumnitritid on teada. Tuntud on ka plii, hõbeda, leelise, leelismuldmetallide ja 3D-metallide nitritid.

Need on kristalsed ained, mis on omased ka kaaliumile või baariumile. Mõned ained lahustuvad vees hästi, teised aga, näiteks hõbe, elavhõbe või vasknitritid, lahustuvad selles halvasti. Tähelepanuväärne on, et nitritid on praktiliselt lahustumatud ka orgaanilistes lahustites. Kuid kui tõstate temperatuuri, paraneb nitritite lahustuvus.

Inimkond kasutab nitriteid lämmastikvärvide tootmisel, kaprolaktaami tootmisel ning ka oksüdeerivate ja redutseerivate reagentidena kummi-, tekstiili- ja metallitööstuses. Näiteks naatriumnitrit on hea säilitusaine ja seda kasutatakse betoonisegude valmistamisel kivistumist kiirendava ja külmumisvastase lisandina.

Nitritid on inimese hemoglobiinile mürgised, mistõttu tuleb neid iga päev organismist eemaldada. Need sisenevad inimkehasse kas otse või koos mõne muu ainega. Kui inimkeha toimib normaalselt, jääb vajalik kogus ainet alles ja mittevajalik eemaldatakse. Aga kui inimene on haige, tekib nitritimürgistuse probleem.

Keemia on põnev teadus. Need, kes ei tunne huvi ainult teooria vastu, vaid proovivad oma oskusi ka praktikas, teavad täpselt, millest jutt. Iga koolilaps tunneb enamikku perioodilisuse tabeli elemente. Kuid kas kõik on saanud proovida reagentide segamist ja keemiliste testide läbiviimist? Ka tänapäeval pole kõikides kaasaegsetes koolides vajalikke seadmeid ja reaktiive, mistõttu jääb keemia iseseisvaks õppimiseks avatud teaduseks. Paljud püüavad seda kodus uurides sügavamalt mõista.

Ükski koduperenaine ei saa hakkama ilma lämmastikhappeta – see on majapidamises äärmiselt oluline asi. Aine kättesaamine on keeruline: seda saab osta ainult spetsialiseeritud kauplusest, kus ostud tehakse aine rahumeelset kasutamist kinnitavate dokumentide abil. Seega, kui olete isetegija, ei saa te tõenäoliselt seda komponenti hankida. Siin tekibki küsimus, kuidas kodus lämmastikhapet valmistada. Protsess ei tundu olevat keeruline, kuid väljund peaks olema piisava puhtusastmega ja vajaliku kontsentratsiooniga aine. Ilma eksperimentaalkeemiku oskusteta ei saa seda kuidagi teha.

Kus ainet kasutatakse?

Lämmastikhapet on mõistlik kasutada ohututel eesmärkidel. Ainet kasutatakse järgmistes inimtegevuse valdkondades:

värvipigmentide loomine;
fotofilmide ilmutamine;
ravimite valmistamine;
plasttoodete ringlussevõtt;
kasutamine keemias;
aia- ja köögiviljakultuuride väetamine;
dünamiidi tootmine.

Puhas lämmastikhape muutumatul kujul näib vedela ainena, mis kokkupuutel õhuga hakkab eralduma valgeid aure. Külmub juba -42 o C juures, keeb +80 o C. Kuidas kodus oma kätega sellist ainet nagu lämmastikhape eemaldada?

1. meetod

Suitsev aine saadakse kontsentraadi kokkupuutel naatrium (kaalium) nitraadiga (naatrium (kaalium) nitraadiga). Reaktsiooni tulemusena saadakse soovitud aine ja naatrium(kaalium)vesiniksulfaat. Reaktsiooniskeem näeb välja selline: NaNO 3 + H 2 NII 4 => HNO 3 + NaHSO 4. Pidage meeles, et saadud aine kontsentratsioon sõltub enne reaktsiooni alustamist.

2. meetod

Lämmastikhappe saamine kodus madalama kontsentratsiooniga ainega toimub samamoodi, peate ainult naatriumnitraadi asendama ammooniumnitraadiga. Keemiline võrrand näeb välja selline: N.H. 4 EI 3 + H 2 NII 4 =>(N.H.4) 2 NII 4 + HNO 3 . Pange tähele, et ammooniumnitraat on kättesaadavam kui kaalium- või naatriumnitraat, mistõttu enamik teadlasi viib selle põhjal reaktsiooni läbi.

Mida suurem on H 2 SO 4 kontsentratsioon, seda kontsentreeritum on lämmastikhape. Tasakaalustatud aine saamiseks on vaja suurendada reaktsiooniks vajaliku elektrolüüdi mahtu. Soovitud tulemuse saavutamiseks kasutavad nad praktikas aurustamismeetodit, mis seisneb elektrolüüdi mahu järkjärgulises vähendamises umbes 4 korda esialgsest.

Aurutamismeetodi omadused

Nõu põhja valatakse sõelutud liiv ja asetatakse elektrolüüdiga reservuaar. Selle protsessi käigus keedetakse gaasipliit kuumuse suurendamise või vähendamise teel. Protsess võtab kaua aega, seega on selles küsimuses oluline kannatlikkus. Eksperdid soovitavad kasutada katlaid - klaas- või keraamilisi torusid, mis on mõeldud keemilisteks katseteks, sealhulgas aurustamiseks. Need neutraliseerivad mullide teket ja vähendavad keemisjõudu, vältides aine pritsimist. Sellistes tingimustes on lubatud kodus saada lämmastikhapet kontsentratsiooniga umbes 93%.

Vahendid ja reaktiivid aine praktiliseks ettevalmistamiseks

Reaktsiooni läbiviimiseks vajate:

kontsentreeritud H2SO4 (>95%) - 50 ml;
ammooniumnitraat, kaalium, naatrium;
100 ml konteiner;
1000 ml konteiner;
klaasist lehter;
elastsed ribad;
veevann;
purustatud jää (võib asendada lume või külma veega);
termomeeter.

Lämmastikhappe hankimine kodus, nagu iga muu keemilise reaktsiooni läbiviimine, nõuab järgmisi ettevaatusabinõusid:

Koduses lämmastikhappe tootmise protsessis on vaja hoida temperatuuri vahemikus 60-70 o C. Nende piiride ületamisel hakkab hape lagunema.
Reaktsiooni käigus võivad eralduda aurud ja gaasid, seega hapetega töötamisel tuleb kindlasti kasutada kaitsemaski. Käsi tuleb kaitsta aine järsu kokkupuute eest nahaga, seega töötavad keemikud kummikinnastes. Suurtes keemiatehastes, kus inimesed puutuvad kokku tervisele ohtlike ainetega, töötavad töötajad üldjuhul spetsiaalsetes kaitseülikondades.

Nüüd teate, kuidas saada lämmastikhapet lihtsa reaktsiooniga. Olge sellise aine kasutamisel ettevaatlik ja kasutage seda ainult rahumeelsel eesmärgil.

Lämmastikhape on tugev hape. Selle soolad - nitraadid- saadakse HNO 3 toimel metallidele, oksiididele, hüdroksiididele või karbonaatidele. Kõik nitraadid lahustuvad vees hästi. Nitraadiioon ei hüdrolüüsu vees.

Lämmastikhappe soolad lagunevad kuumutamisel pöördumatult ja lagunemissaaduste koostise määrab katioon:

a) magneesiumist vasakul asuvas pingereas paiknevad metallide nitraadid:

b) magneesiumi ja vase vahelises pingevahemikus asuvate metallide nitraadid:

c) elavhõbedast paremal pingereas paiknevad metallide nitraadid:

d) ammooniumnitraat:

Vesilahustes sisalduvatel nitraatidel oksüdeerivad omadused praktiliselt puuduvad, kuid kõrgetel temperatuuridel tahkes olekus on need tugevad oksüdeerijad, näiteks tahkete ainete sulatamisel:

Tsink ja alumiinium leeliselises lahuses redutseerivad nitraadid NH3-ks:

Nitraate kasutatakse laialdaselt väetisena. Pealegi on peaaegu kõik nitraadid vees hästi lahustuvad, mistõttu leidub neid looduses mineraalidena ülivähe; erandid on Tšiili (naatrium) nitraat ja India nitraat (kaaliumnitraat). Enamik nitraate saadakse kunstlikult.

Vedelat lämmastikku kasutatakse külmutusagensina ja krüoteraapias. Naftakeemias kasutatakse lämmastikku mahutite ja torustike puhastamiseks, rõhu all olevate torustike töö kontrollimiseks ja põldude toodangu suurendamiseks. Kaevandamisel saab lämmastikku kasutada kaevandustes plahvatuskindla keskkonna loomiseks ja kivimikihtide laiendamiseks.

Lämmastiku oluline kasutusvaldkond on selle kasutamine mitmesuguste lämmastikku sisaldavate ühendite, nagu ammoniaak, lämmastikväetised, lõhkeained, värvained jne, sünteesiks. Koksi tootmisel kasutatakse suures koguses lämmastikku (“kuiv koksi kustutamine") koksi mahalaadimisel koksi akudest, samuti kütuse "pressimiseks" rakettides paakidest pumpadesse või mootoritesse.

Toiduainetööstuses on lämmastik registreeritud toidu lisaainena E941, pakendamise ja ladustamise gaasilise keskkonnana kasutatakse õlide ja gaseerimata jookide villimisel külmutusagensit ja vedelat lämmastikku, et tekitada pehmetes anumates liigne rõhk ja inertne keskkond.

Lennukite teliku rehvikambrid on täidetud gaasilise lämmastikuga.

31. Fosfor – tootmine, omadused, kasutamine. Allotroopia. Fosfiin, fosfooniumisoolad – valmistamine ja omadused. Metallfosfiidid, valmistamine ja omadused.

Fosfor- D. I. Mendelejevi perioodilise süsteemi kolmanda perioodi 15. rühma keemiline element; on aatomnumbriga 15. Element kuulub pniktogeenide rühma.

Fosfor saadakse apatiitidest või fosforiitidest koksi ja ränidioksiidiga interaktsiooni tulemusena temperatuuril umbes 1600 ° C:

Saadud fosfori aurud kondenseeruvad vastuvõtjas veekihi all allotroopseks modifikatsiooniks valge fosfori kujul. Fosforiitide asemel saab elementaarse fosfori saamiseks taandada kivisöega muid anorgaanilisi fosforiühendeid, näiteks metafosforhapet:

Fosfori keemilised omadused on suuresti määratud selle allotroopse modifikatsiooniga. Valge fosfor on väga aktiivne, punasele ja mustale fosforile ülemineku protsessis keemiline aktiivsus väheneb. Õhus leiduv valge fosfor kiirgab toatemperatuuril õhuhapnikuga oksüdeerituna nähtavat valgust; kuma tuleneb fosfori oksüdatsiooni fotoemissioonireaktsioonist.

Fosfor oksüdeerub hapniku toimel kergesti:

(liigse hapnikuga)

(aeglase oksüdatsiooni või hapnikupuudusega)

See interakteerub paljude lihtsate ainetega - halogeenid, väävel, mõned metallid, millel on oksüdeerivad ja redutseerivad omadused: metallidega - oksüdeeriv aine, moodustab fosfiide; mittemetallidega - redutseerija.

Fosfor praktiliselt ei ühine vesinikuga.

Külmades kontsentreeritud leeliste lahustes toimub disproportsioonireaktsioon samuti aeglaselt:

Tugevad oksüdeerivad ained muudavad fosfori fosforhappeks:

Fosfori oksüdatsioonireaktsioon toimub siis, kui tikud põlevad; Berthollet' sool toimib oksüdeeriva ainena:

Keemiliselt kõige aktiivsem, mürgisem ja tuleohtlikum on valge (“kollane”) fosfor, mistõttu seda kasutatakse väga sageli (süütepommides jne).

Punane fosfor on peamine modifikatsioon, mida tööstus toodab ja tarbib. Seda kasutatakse tikkude, lõhkeainete, süütesegude, erinevat tüüpi kütuste, aga ka ekstreemse rõhuga määrdeainete tootmisel hõõglampide tootmisel getterina.

Normaalsetes tingimustes eksisteerib elementaarfosfor mitme stabiilse allotroopse modifikatsiooni kujul. Kõik võimalikud fosfori allotroopsed modifikatsioonid pole veel täielikult uuritud (2016). Traditsiooniliselt eristatakse nelja modifikatsiooni: valge, punane, must ja metalliline fosfor. Mõnikord kutsutakse neid ka peamine allotroopsed modifikatsioonid, mis tähendab, et kõik muud kirjeldatud modifikatsioonid on nende nelja segu. Standardtingimustes on stabiilsed ainult kolm fosfori allotroopset modifikatsiooni (näiteks valge fosfor on termodünaamiliselt ebastabiilne (kvaastatsionaarne olek) ja muutub aja jooksul normaalsetes tingimustes punaseks fosforiks). Ülikõrge rõhu tingimustes on elemendi metalliline vorm termodünaamiliselt stabiilne. Kõik modifikatsioonid erinevad värvi, tiheduse ja muude füüsikaliste ja keemiliste omaduste, eriti keemilise aktiivsuse poolest. Kui aine olek läheb üle termodünaamiliselt stabiilsemale modifikatsioonile, siis keemiline aktiivsus väheneb näiteks valge fosfori järjestikusel muutumisel punaseks, seejärel punase mustaks (metalliks).

Fosfiin (vesinikfosfiid, vesinikfosfiid, fosforhüdriid, fosfaan PH 3) on värvitu mürgine gaas (tavalistes tingimustes), millel on spetsiifiline mädanenud kala lõhn.

Fosfiin saadakse valge fosfori reageerimisel kuuma leelisega, näiteks:

Seda võib saada ka fosfiidide töötlemisel vee või hapetega:

Kuumutamisel reageerib vesinikkloriid valge fosforiga:

Fosfooniumjodiidi lagunemine:

Fosfoonhappe lagunemine:

või selle taastamine:

Keemilised omadused.

Fosfiin on väga erinev oma analoogist ammoniaagist. Selle keemiline aktiivsus on kõrgem kui ammoniaagil, see on vees halvasti lahustuv, kuna alus on palju nõrgem kui ammoniaak. Viimast seletatakse sellega, et H–P sidemed on nõrgalt polariseeritud ja üksiku elektronpaari aktiivsus fosforis (3s 2) on madalam kui lämmastiku (2s 2) aktiivsus ammoniaagis.

Hapniku puudumisel laguneb see kuumutamisel elementideks:

süttib iseeneslikult õhu käes (difosfiiniauru juuresolekul või temperatuuril üle 100 °C):

Näitab tugevaid taastavaid omadusi:

Suheldes tugevate prootoni doonoritega, võib fosfiin toota fosfooniumsooli, mis sisaldab PH 4 + iooni (sarnaselt ammooniumiga). Fosfooniumisoolad, värvitud kristalsed ained, on äärmiselt ebastabiilsed ja kergesti hüdrolüüsivad.

Fosfooniumisoolad, nagu fosfiin ise, on tugevad redutseerijad.

Fosfiidid- fosfori binaarsed ühendid teiste vähem elektronegatiivsete keemiliste elementidega, milles fosforil on negatiivne oksüdatsiooniaste.

Enamik fosfiide on fosforiühendid tüüpiliste metallidega, mis saadakse lihtsate ainete otsesel koostoimel:

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

Boorfosfiidi võib saada kas ainete otsesel interaktsioonil temperatuuril umbes 1000 °C või boortrikloriidi reaktsioonil alumiiniumfosfiidiga:

BCl 3 + AlP → BP + AlCl 3 (950 °C)

Metallfosfiidid on ebastabiilsed ühendid, mis lagunevad vee ja lahjendatud hapetega. See tekitab fosfiini ja hüdrolüüsi korral metallhüdroksiidi, hapetega kokkupuutel soolad.

Ca3P2 + 6H2O → 3Ca(OH)2 + 2PH3

Ca3P2 + 6HCl → 3CaCl2 + 2PH 3

Mõõdukalt kuumutamisel laguneb enamik fosfiide. Sulab fosfori aurude ülerõhu all.

Boorfosfiid BP, vastupidi, on tulekindel (sulamistemperatuur 2000 °C, laguneb), väga inertne aine. See laguneb ainult kontsentreeritud oksüdeerivate hapetega, reageerib kuumutamisel hapniku, väävli ja leelistega paagutamise ajal.

32. Fosforoksiidid - molekulide struktuur, valmistamine, omadused, rakendus.

Fosfor moodustab mitmeid oksiide. Neist olulisemad on fosforoksiid (V) P 4 O 10 ja fosforoksiid (III) P 4 O 6. Sageli on nende valemid kirjutatud lihtsustatud kujul - P 2 O 5 ja P 2 O 3. Nende oksiidide struktuur säilitab fosfori aatomite tetraeedrilise paigutuse.

Fosfor(III)oksiid P 4 O 6- vahajas kristalne mass, mis sulab 22,5°C juures ja muutub värvituks vedelikuks. Mürgine.

Külmas vees lahustatuna moodustab see fosforhappe:

P4O6 + 6H2O = 4H3PO3,

ja leelistega reageerides - vastavad soolad (fosfitid).

Tugev redutseerija. Hapnikuga suhtlemisel oksüdeerub see P4O10-ks.

Fosfor(III)oksiid saadakse valge fosfori oksüdeerimisel hapniku puudumisel.

Fosfor (V) oksiid P 4 O 10- valge kristalne pulber. Sublimatsioonitemperatuur 36°C. Sellel on mitu modifikatsiooni, millest üks (nn lenduv) on koostisega P 4 O 10. Selle modifikatsiooni kristallvõre koosneb P 4 O 10 molekulidest, mis on omavahel ühendatud nõrkade molekulidevaheliste jõududega, mis kuumutamisel kergesti purunevad. Sellest ka selle sordi volatiilsus. Muud modifikatsioonid on polümeersed. Need on moodustatud lõpututest PO 4 tetraeedrite kihtidest.

Kui P 4 O 10 interakteerub veega, moodustub fosforhape:

P4O10 + 6H2O = 4H3PO4.

Olles happeline oksiid, reageerib P 4 O 10 aluseliste oksiidide ja hüdroksiididega.

See moodustub fosfori kõrgel temperatuuril oksüdeerumisel liigses hapnikus (kuiv õhk).

Tänu oma erakordsele hügroskoopsusele kasutatakse fosfor(V)oksiidi labori- ja tööstustehnoloogias kuivatus- ja veetusainena. Kuivatava toime poolest ületab see kõiki teisi aineid. Keemiliselt seotud vesi eemaldatakse veevabast perkloorhappest, moodustades selle anhüdriidi:

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

P 4 O 10 kasutatakse gaaside ja vedelike kuivatusainena.

Kasutatakse laialdaselt orgaanilises sünteesis dehüdratsiooni- ja kondensatsioonireaktsioonides.

(A) Nitritid

Vastavalt nõuetele erandid, mis on täpsustatud selle alarühma üldsätetes, kuuluvad sellesse rubriiki nitritid, lämmastikhappe metallisoolad (HNO 2) (rubriik).

Naatriumnitrit(NaNO2). Seda saadakse naatriumnitraadi redutseerimisel pliiga ja pliiõli tootmisel. Värvusetud kristallid, hügroskoopsed ja vees hästi lahustuvad. Kasutatakse oksüdeeriva ainena vaadivärvimisel; orgaanilises sünteesis; liha töötlemiseks; fotograafias; nagu rotimürk jne.
Kaaliumnitrit(KNO 2). Seda saadakse samadel meetoditel nagu naatriumnitrit või vääveldioksiidi toimel kaltsiumoksiidi ja kaaliumnitraadi segule. Valge kristalne pulber või kollakad pulgad; sisaldab sageli lisanditena muid sooli. See lahustub vees ja muutub õhus väga hajutatuks koos omaduste halvenemisega. Kasutatakse samadel eesmärkidel nagu naatriumnitrit.
Baariumnitrit(Ba(NO 2) 2). Pürotehnikas kasutatavad kristallid.
teised nitritid. Nende hulka kuuluvad ammooniumnitrit, ebastabiilne ja plahvatusohtlik toode; kasutatakse lahusena lämmastiku tootmiseks laboris.

(B) Nitraadid

Vastavalt nõuetele erandid, mis on täpsustatud selle alarühma üldsätetes, kuuluvad sellesse rubriiki nitraadid, metallide ja lämmastikhappe soolad (rubriik), välja arvatud ammooniumnitraat ja naatriumnitraat, nii puhas kui ka töötlemata ( kaubaartikkel või ). (Teisi erandeid vt allpool.)

Siia kuuluvad ka põhilised nitraadid.

Kaaliumnitraat(KNO 3) (nimetatakse ka "soolpeetriks"). Saadakse naatriumnitraadist ja kaaliumkloriidist. See on värvitu kristallid või klaasjas mass või valge kristalne pulber, mis lahustub vees ja on toores kujul hügroskoopne. Seda kasutatakse sarnaselt naatriumnitraadiga, samuti püssirohu, keemiliste detonaatorite tootmiseks, pürotehnikas, tikkude ja metallurgiliste räbustide valmistamiseks.
Vismuti nitraadid:

(A) neutraalne vismutnitraat(Bi(NO3)35H20). See saadakse lämmastikhappe toimel vismutile; suured värvitud hajuskristallid. Kasutatakse vismuti oksiidide või soolade ja mõnede lakkide tootmiseks;

(b) aluseline vismutnitraat(BiNO 3 (OH) 2). Saadakse neutraalsest vismutnitraadist; pärlvalge pulber, vees lahustumatu. Kasutatakse meditsiinis (seedetrakti haiguste raviks); keraamika tootmisel (vikerkaarevärvid), kosmeetikas, kaitsmete valmistamisel jne.

Magneesiumnitraat(Mg(NO3)26H20). Värvusetud kristallid, vees lahustuvad. Kasutatakse pürotehnikas, tulekindlate toodete (magneesiumoksiidiga), hõõgvõrede jms tootmiseks.
Kaltsiumnitraat(Ca(NO 3) 2). See saadakse purustatud lubjakivi töötlemisel lämmastikhappega. Valge vedeldav mass, lahustub vees, alkoholis ja atsetoonis. Kasutatakse pürotehnikas, lõhkeainete, tikkude, väetiste jms tootmisel.
Raudnitraat(Fe(NO3)36H20 või 9H2O). Sinised kristallid. Kasutatakse peitsina värvimisel ja trükkimisel (puhtal või atsetaadiga segatuna). Meditsiinis kasutatakse puhast vesilahust.
Koobaltnitraat(Co(NO3)26H20). Purpursed, punakad või pruunikad kristallid, vees lahustuvad ja vedeldavad. Kasutatakse koobaltsinise või koobaltkollase ja sümpaatsete tintide tootmisel; keraamika kaunistamiseks; koobalti elektrosadadestamiseks jne.
Nikkelnitraat(Ni(NO3)26H20). Vees lahustuvad, vedeldavad rohelised kristallid. Kasutatakse keraamika tootmisel (pruunid pigmendid); värvimiseks (peitmena); nikli elektrosadestamise ajal; nikkeloksiidi või puhta nikli katalüsaatorite tootmiseks.
Vasknitraat(Cu(NO3)2). See saadakse vase lahustamisel lämmastikhappes ja sellele järgneval kristallimisel (sisaldab olenevalt temperatuurist 3 või 6 veemolekuli). Sinised või rohelised kristallid, vees lahustuvad, hügroskoopsed; mürgine. Kasutatakse pürotehnikas; värvainete tootmisel; tekstiilmaterjalide värvimisel või trükkimisel (mardant); vaskoksiidi tootmiseks ja fotopaberi tootmiseks; galvaanilise katte pealekandmisel metallidele kunstliku patina andmiseks jne.
Strontsiumnitraat(Sg(NO 3) 2). See saadakse strontsiumoksiidi või strontsiumsulfiidi toimel lämmastikhappele, kui seda kuumutatakse veevaba soolana või hüdraatsoolana (4 veemolekuliga) madalal temperatuuril. Värvitu kristalne pulber, vedeldav, vees lahustuv, kuumutamisel laguneb. Kasutatakse pürotehnikas (punane tuli), tikkude valmistamisel.
Kaadmiumnitraat(Cd(NO3)24H20). Saadud oksiidist. Värvusetud nõelad, hajusad, vees lahustuvad. Kasutatakse värvainena keraamika- või klaasitööstuses.
Baariumnitraat(Ba(NO 3) 2). Saadakse looduslikust karbonaadist (viteriidist) (kaubaartikkel). värvitud või valged kristallid või kristalne pulber; vees lahustuv, mürgine. Kasutatakse pürotehnikas (roheline tuli); lõhkeainete, optilise klaasi, keraamiliste glasuuride, baariumisoolade või nitraatide jms tootmisel.
Plii nitraat(Pb(NO 3) 2). Plii nitraat tekib pliidioksiidi tootmise kõrvalproduktina lämmastikhappe toimel punasele pliile. Värvusetud kristallid, vees lahustuvad; mürgine. Kasutatakse pürotehnikas (kollane tuli), tikkude, lõhkeainete ja mõnede värvainete tootmisel; parkimises, fotograafias ja litograafias; pliisoolade saamiseks oksüdeeriva ainena orgaanilises sünteesis.

Lisaks eelnevale erandid, Samuti ära lülita sisse järgmised tooted.