Kako dobiti amonijev nitrat iz dušične kiseline. nitriti; nitrati. Značajke metode isparavanja

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


Izrada dušikovog oksida kod kuće

Postoji nekoliko načina za dobivanje plina za smijanje. Najpristupačnija kod kuće je metoda G. Davyja - toplinska razgradnja amonijevog nitrata (amonijevog nitrata) prema reakciji:

NH4NO3 = N20 + 2H20.

U laboratorijskim uvjetima prikladnije je zagrijavati 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 teže je dobiti, pa ćemo se usredotočiti na razgradnju amonijevog nitrata. Usput, razgradnja amonijevog nitrata koristi se za sintezu dušikovog oksida u industrijskim razmjerima.

Kada se amonijev nitrat zagrijava, odvija se nekoliko reakcija. Evo odlomaka iz knjige L.I. Bagal Kemija i tehnologija iniciranja eksploziva (1975.)

Amonijev nitrat, kada se zagrije malo iznad točke tališta (suhi amonijev nitrat se tali na 169,6°C), raspada 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 otkrila su da je reakcija bila egzotermna

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

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

NH4NO3 => 0,5N2 + NO + 2H20
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 temelju rezultata plinske analize došao do zaključka da su glavne reakcije razgradnje na temperaturama do 260°C (1) i (2), kao i reakcija

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

Po njegovom mišljenju, razgradnja tijekom eksplozije odvija se sukladno reakciji

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

Za normalan proces nastanka dušikovog oksida razgradnjom amonijevog nitrata od iznimne je važnosti njegov temperaturni režim i stupanj čistoće.

Kao što se može vidjeti iz gornjih podataka, amonijev nitrat, kada se zagrije na 240-250 °C, razgrađuje se u dušikov oksid i vodu, međutim, čak i na ovoj temperaturi dobiveni "neobrađeni" plin sadrži pare dušične kiseline, dušikove okside NO i NO 2, amonijak, klor (zbog nečistoća klorida), dušik i "magla" sublimiranog amonijevog nitrata. Jasno je da se takva smjesa ne može udisati (ako se pojavi ideja o ponavljanju Davyjevih eksperimenata), budući da smrtonosan!Štoviše, ako je tikvica zatvorena gumenim čepom, tada se čak i nakon kratkotrajne uporabe postupno urušava (uz stvaranje potpuno bezopasnih proizvoda).

Stoga način proizvodnje plina za smijeh zagrijavanjem amonijevog nitrata u tavi (koji često preporučuju “gurui” da bi se nasmijali “laici”) izgleda u najboljem slučaju kao crni humor.

Prijeđimo na instalaciju. Amonijev nitrat se razgrađuje u Wurtz-ovoj tikvici uz lagano zagrijavanje. Bolje je koristiti toplomjer, ali po potrebi možete i bez njega. Kao što je iskustvo pokazalo, bolje je koristiti zagrijavanje na približno 220 ° C, u kojem slučaju se opaža lagano "kuhanje" taline. Rezultirajući "neobrađeni plin" za pročišćavanje prvo prolazi kroz zamku hlađenu ledom kako bi se skupila destilirana voda pomiješana s dušičnom kiselinom. Zatim plin prolazi kroz Drexelovu tikvicu s otopinom željeznog sulfata; ona također služi kao svojevrsni pokazatelj brzine ispuštanja plina. Zatim se plin ispere u improviziranoj perilici (s poroznim raspršivačem) otopinom 5-7% lužine (natrijevog ili kalijevog hidroksida), gdje se očisti od NO 2, dušične kiseline i klora. I na kraju, trećim pranjem poroznim raspršivačem, u koji se ulije otopina željezovog (II) sulfata, dušikov oksid se čisti od NO i tragova preostalih nečistoća. Nakon toga, plin sadrži dušikov oksid s malo 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 gnojivo amonijev nitrat (amonijev nitrat).

Nitriti i nitrati razlikuju se ne samo po nazivu, već imaju i različite elemente u svojoj formuli. Međutim, postoji nešto što ih "čini sličnim". Opseg primjene ovih tvari je prilično širok. Ima ih i u ljudskom tijelu, a ako ih se nakupi previše, dolazi do teškog trovanja, koje može dovesti i do smrti.

Što su nitrati

Jednostavno rečeno, nitrati su soli dušične kiseline. U svojoj formuli sadrže jednoznamenkasti anion. Ranije se nitrat nazivao . Sada se tako nazivaju minerali, kao i gnojiva koja se koriste u poljoprivredi.

Nitrati se proizvode pomoću dušične kiseline koja napada metale, okside, soli i hidrokside. Svi nitrati se mogu razrijediti u vodi. U čvrstom su stanju jaki oksidansi, no njihova svojstva nestaju ako se otopini doda dušična kiselina.

Nitrati zadržavaju svoja svojstva na običnim temperaturama, ali na nižim se tope dok se potpuno ne raspadnu. Proces dobivanja ovih tvari vrlo je složen pa će vjerojatno zanimati samo kemičare.

Nitrati su osnova za eksplozive - to su amoniti i druge tvari. Uglavnom se koriste kao mineralna gnojiva. Sada više nema tajne da biljke koriste dušik iz soli za izgradnju stanica svojih tijela. Biljka stvara klorofil, od čega živi. Ali u ljudskom tijelu nitrati postaju nitriti koji čovjeka mogu odvesti u grob.

Nitriti su također soli

Nitriti su također soli dušične kiseline, ali s drugačijom formulom u svom kemijskom sastavu. Poznati su natrijevi i kalcijevi nitriti. Poznati su i nitriti olova, srebra, alkalijskih, zemnoalkalijskih i 3D metala.

To su kristalne tvari koje su također svojstvene kaliju ili bariju. Neke su tvari dobro topljive u vodi, dok su druge, poput srebra, žive ili bakrenih nitrita, u njoj slabo topljive. Važno je napomenuti da su nitriti također praktički netopljivi u organskim otapalima. Ali ako povećate temperaturu, topivost nitrita se poboljšava.

Čovječanstvo koristi nitrite u proizvodnji dušičnih boja, za proizvodnju kaprolaktama, a također i kao oksidacijske i redukcijske reagense u industriji gume, tekstila i obrade metala. Na primjer, natrijev nitrit je dobar konzervans i koristi se u proizvodnji betonskih smjesa kao ubrzivač stvrdnjavanja i aditiv protiv smrzavanja.

Nitriti su otrovni za ljudski hemoglobin, pa ih je potrebno svakodnevno uklanjati iz tijela. U ljudsko tijelo ulaze izravno ili s nekim drugim tvarima. Ako ljudsko tijelo normalno funkcionira, potrebna količina tvari ostaje, a nepotrebna se uklanja. Ali ako je osoba bolesna, javlja se problem s trovanjem nitritima.

Kemija je fascinantna znanost. Oni koje zanima ne samo teorija, već i isprobavaju svoje vještine u praksi, znaju točno o čemu govorimo. Svaki je školarac upoznat s većinom elemenata iz periodnog sustava. No jesu li svi mogli isprobati miješanje reagensa i provođenje kemijskih testova iz prve ruke? Ni danas sve moderne škole nemaju potrebnu opremu i reagense, pa kemija ostaje znanost otvorena za samostalno proučavanje. Mnogi ga nastoje dublje razumjeti provodeći istraživanje kod kuće.

Niti jedan domaći radnik ne može bez dušične kiseline - izuzetno važne stvari u kućanstvu. Teško je nabaviti tvar: može se kupiti samo u specijaliziranoj trgovini, gdje se kupuje pomoću dokumenata koji potvrđuju miroljubivu uporabu tvari. Stoga, ako ste DIYer, najvjerojatnije nećete moći nabaviti ovu komponentu. Ovdje se postavlja pitanje kako napraviti dušičnu kiselinu kod kuće. Čini se da proces nije kompliciran, ali izlaz bi trebao biti tvar dovoljne razine čistoće i potrebne koncentracije. Ne postoji način da se to učini bez vještina eksperimentalnog kemičara.

Gdje se tvar koristi?

Razumno je koristiti dušičnu kiselinu u sigurne svrhe. Tvar se koristi u sljedećim područjima ljudske djelatnosti:

  • stvaranje pigmenata za bojanje;
  • razvijanje fotografskih filmova;
  • pripremanje lijekova;
  • recikliranje plastičnih proizvoda;
  • korištenje u kemiji;
  • gnojidba vrtnih i povrtnih kultura;
  • proizvodnja dinamita.

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

Metoda 1

Dimna tvar se dobiva izlaganjem koncentrata natrijevom (kalijevom) nitratu (natrijev (kalijev) nitrat). Kao rezultat reakcije dobiva se željena tvar i natrijev (kalijev) hidrogensulfat. Reakcijska shema izgleda ovako: NaNO 3 + H 2 TAKO 4 => HNO 3 + NaHSO 4. Zapamtite da koncentracija dobivene 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. Kemijska jednadžba izgleda ovako: N.H. 4 NE 3 + H 2 TAKO 4 =>(N.H.4) 2 TAKO 4 + HNO 3 . Imajte na umu da je amonijev nitrat pristupačniji od kalijevog ili natrijevog nitrata, zbog čega većina istraživača provodi reakciju na temelju njega.

Što je veća koncentracija H 2 SO 4, to će dušična kiselina biti koncentriranija. Da bi se dobila uravnotežena tvar, potrebno je povećati volumen elektrolita potrebnog za reakciju. Da bi se postigao željeni rezultat, u praksi se koristi metoda isparavanja, koja se sastoji od postupnog smanjenja volumena elektrolita za oko 4 puta od izvornog.

Značajke metode isparavanja

Na dno posude sipa se prosijani pijesak i postavlja se posuda s elektrolitom. U tom procesu plinski štednjak kuha se pojačavanjem ili smanjenjem topline. Proces traje dugo, pa je strpljenje važno u ovom pitanju. Stručnjaci preporučuju korištenje kotlova - staklenih ili keramičkih cijevi namijenjenih kemijskim eksperimentima, uključujući isparavanje. Oni neutraliziraju stvaranje mjehurića i smanjuju snagu vrenja, sprječavajući prskanje tvari. U takvim uvjetima dopušteno je dobiti dušičnu kiselinu kod kuće s koncentracijom od oko 93%.

Alati i reagensi za praktičnu pripremu tvari

Za izvođenje reakcije trebat će vam:

  • koncentrirana H2SO4 (>95%) - 50 ml;
  • amonijev nitrat, kalij, natrij;
  • posuda od 100 ml;
  • posuda od 1000 ml;
  • stakleni lijevak;
  • elastične trake;
  • vodena kupka;
  • zdrobljeni led (može se zamijeniti snijegom ili hladnom vodom);
  • termometar.

Proizvodnja 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 se početi raspadati.
  • Tijekom reakcije može doći do oslobađanja para i plinova, stoga pri radu s kiselinama obavezno koristite zaštitnu masku. Ruke moraju biti zaštićene od iznenadnog kontakta tvari s kožom, pa kemičari rade u gumenim rukavicama. U velikim kemijskim postrojenjima, gdje ljudi dolaze u dodir s tvarima opasnima po zdravlje, radnici uglavnom rade u posebnim zaštitnim odijelima.

Sada znate kako jednostavnom reakcijom dobiti dušičnu kiselinu. Budite oprezni pri uporabi takve tvari i koristite je samo u miroljubive svrhe.

Dušična kiselina je jaka kiselina. Njegove soli - nitrati- dobivaju se djelovanjem HNO 3 na metale, okside, hidrokside ili karbonate. Svi nitrati su visoko topljivi u vodi. Nitratni ion ne hidrolizira u vodi.

Soli dušične kiseline zagrijavanjem se nepovratno raspadaju, a sastav produkata razgradnje određen je kationom:

a) nitrati metala koji se nalaze u nizu napona lijevo od magnezija:

b) nitrati metala koji se nalaze u naponskom području između magnezija i bakra:

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

d) amonijev nitrat:

Nitrati u vodenim otopinama ne pokazuju praktički nikakva oksidacijska svojstva, ali su na visokim temperaturama u krutom stanju jaka oksidacijska sredstva, na primjer, pri taljenju krutih tvari:

Cink i aluminij u alkalnoj otopini reduciraju nitrate u NH3:

Nitrati se naširoko koriste kao gnojiva. Štoviše, gotovo svi nitrati su vrlo topljivi u vodi, pa ih je u prirodi izuzetno malo u obliku minerala; iznimka su čileanski (natrijev) nitrat i indijski nitrat (kalijev nitrat). Većina nitrata dobiva se umjetnim putem.

Tekući dušik koristi se kao rashladno sredstvo i za krioterapiju. U petrokemiji se dušik koristi za pročišćavanje spremnika i cjevovoda, provjeru rada cjevovoda pod tlakom i povećanje proizvodnje polja. U rudarstvu se dušik može koristiti za stvaranje okruženja zaštićenog od eksplozija u rudnicima i za proširenje slojeva stijena.

Važno područje primjene dušika je njegova uporaba za daljnju sintezu širokog spektra spojeva koji sadrže dušik, kao što su amonijak, dušična gnojiva, eksplozivi, bojila itd. Velike količine dušika koriste se u proizvodnji koksa („suho gašenje koksa") tijekom istovara koksa iz baterija koksnih peći, kao i za "prešanje" goriva u raketama iz spremnika do pumpi ili motora.

U prehrambenoj industriji dušik je registriran kao prehrambeni aditiv E941, kao plinoviti medij za pakiranje i skladištenje, rashladno sredstvo, a tekući dušik koristi se prilikom punjenja ulja i negaziranih pića za stvaranje nadtlaka i inertnog okruženja u mekim spremnicima.

Komore guma stajnog trapa zrakoplova napunjene su dušikom.

31. Fosfor – dobivanje, svojstva, primjena. Alotropija. Fosfin, fosfonijeve soli – dobivanje i svojstva. Metalni fosfidi, dobivanje i svojstva.

Fosfor- kemijski element 15. skupine trećeg razdoblja periodnog sustava D. I. Mendeljejeva; ima atomski broj 15. Element je dio pniktogene skupine.

Fosfor se dobiva iz apatita ili fosforita kao rezultat interakcije s koksom i silicijevim dioksidom na temperaturi od oko 1600 ° C:



Nastale pare fosfora kondenziraju se u prijemniku ispod sloja vode u alotropsku modifikaciju u obliku bijelog fosfora. Umjesto fosforita, za dobivanje elementarnog fosfora, drugi anorganski spojevi fosfora mogu se reducirati ugljenom, na primjer, metafosforna kiselina:

Kemijska svojstva fosfora uvelike su određena njegovom alotropskom modifikacijom. Bijeli fosfor je vrlo aktivan, u procesu prelaska u crveni i crni fosfor, kemijska aktivnost se smanjuje. Bijeli fosfor u zraku, kada se oksidira kisikom iz zraka na sobnoj temperaturi, emitira vidljivu svjetlost; sjaj je posljedica reakcije fotoemisije oksidacije fosfora.

Fosfor se lako oksidira kisikom:

(s viškom kisika)

(s sporom oksidacijom ili nedostatkom kisika)

U interakciji je s mnogim jednostavnim tvarima - halogenima, sumporom, nekim metalima, pokazujući oksidacijska i redukcijska svojstva: s metalima - oksidacijsko sredstvo, tvori fosfide; s nemetalima – redukcijsko sredstvo.

Fosfor se praktički ne spaja s vodikom.

U hladnim koncentriranim otopinama lužina reakcija disproporcioniranja također se odvija sporo:

Jaki oksidanti pretvaraju fosfor u fosfornu kiselinu:

Reakcija oksidacije fosfora događa se kada se zapale šibice;

Kemijski najaktivniji, otrovniji i najzapaljiviji 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 smjesa, raznih vrsta goriva, kao i maziva za ekstremne tlakove, kao geter u proizvodnji žarulja sa žarnom niti.



U normalnim uvjetima, elementarni fosfor postoji u obliku nekoliko stabilnih alotropskih modifikacija. Sve moguće alotropske modifikacije fosfora još nisu u potpunosti proučene (2016.). Tradicionalno se razlikuju četiri modifikacije: bijeli, crveni, crni i metalni fosfor. Ponekad se također nazivaju glavni alotropske modifikacije, što implicira da su sve druge opisane modifikacije mješavina ove četiri. U standardnim uvjetima samo su tri alotropske modifikacije fosfora stabilne (npr. bijeli fosfor je termodinamički nestabilan (kvazistacionarno stanje) i tijekom vremena u normalnim uvjetima prelazi u crveni fosfor). U uvjetima ultravisokih tlakova, metalni oblik elementa je termodinamički stabilan. Sve modifikacije razlikuju se po boji, gustoći i drugim fizičko-kemijskim karakteristikama, posebice kemijskoj 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 (hidrogenfosfid, hidrogenfosfid, fosfor hidrid, fosfan PH 3) je bezbojan, otrovan plin (u normalnim uvjetima) sa specifičnim mirisom po pokvarenoj ribi.

Fosfin se dobiva reakcijom bijelog fosfora s vrućom alkalijom, na primjer:

Također se može dobiti obradom fosfida vodom ili kiselinama:

Kada se zagrijava, klorovodik reagira s bijelim fosforom:

Razgradnja fosfonij jodida:

Razgradnja fosfonske kiseline:

ili obnavljanje:

Kemijska svojstva.

Fosfin se jako razlikuje od svog dvojnika, amonijaka. Njegova kemijska aktivnost je veća od one amonijaka; slabo je topljiv u vodi, jer je baza mnogo slabija od amonijaka. Potonje se objašnjava činjenicom da su H–P veze slabo polarizirane i da je aktivnost usamljenog para elektrona u fosforu (3s 2) niža od one dušika (2s 2) u amonijaku.

U nedostatku kisika, kada se zagrijava, raspada se na elemente:

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

Pokazuje jaka obnavljajuća svojstva:

U interakciji s jakim donorima protona, fosfin može proizvesti fosfonijeve soli koje sadrže PH 4 + ion (slično amonijevu). Fosfonijeve soli, bezbojne kristalne tvari, izrazito su nestabilne i lako hidroliziraju.

Fosfonijeve soli, kao i sam fosfin, jaki su redukcijski agensi.

Fosfidi- binarni spojevi fosfora s drugim manje elektronegativnim kemijskim elementima u kojima fosfor pokazuje negativno oksidacijsko stanje.

Većina fosfida su spojevi fosfora s tipičnim metalima, koji se dobivaju izravnom interakcijom jednostavnih tvari:

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

Bor fosfid se može dobiti ili izravnom interakcijom tvari na temperaturi od oko 1000 °C, ili reakcijom bor triklorida s aluminijevim fosfidom:

BCl 3 + AlP → BP + AlCl 3 (950 °C)

Metalni fosfidi su nestabilni spojevi koji se razlažu vodom i razrijeđenim kiselinama. Pri tome nastaje fosfin i, u slučaju hidrolize, metalni hidroksid, u slučaju interakcije s kiselinama, soli;

Ca 3 P 2 + 6H 2 O → 3Ca(OH) 2 + 2PH 3

Ca 3 P 2 + 6HCl → 3CaCl 2 + 2PH 3

Pri umjerenom zagrijavanju većina fosfida se raspada. Topi se pod pritiskom fosforne pare.

Borfosfid BP je, naprotiv, vatrostalan (talište 2000 °C, s raspadom), vrlo inertna tvar. Razgrađuje se samo s koncentriranim oksidirajućim kiselinama, reagira pri zagrijavanju s kisikom, sumporom i alkalijama tijekom sinteriranja.

32. Fosforni oksidi - struktura molekula, dobivanje, svojstva, primjena.

Fosfor tvori nekoliko oksida. Najvažniji od njih su fosforov oksid (V) P 4 O 10 i fosforov 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 prelazi u bezbojnu tekućinu. Otrovno.

Kada se otopi u hladnoj vodi, formira fosfornu kiselinu:

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

a pri reakciji s lužinama – odgovarajuće soli (fosfiti).

Jako redukcijsko sredstvo. U interakciji s kisikom oksidira se u P 4 O 10.

Fosfor (III) oksid se dobiva oksidacijom bijelog fosfora u odsutnosti kisika.

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 međumolekularnim silama, koje se lako lome zagrijavanjem. Otuda volatilnost ove sorte. Ostale modifikacije su polimerne. Tvore ih beskrajni slojevi PO 4 tetraedra.

Kada P 4 O 10 komunicira 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 suvišku kisika (suhi zrak).

Zbog svoje iznimne higroskopnosti, fosfor (V) oksid se koristi u laboratorijskoj i industrijskoj tehnologiji kao sredstvo za sušenje i dehidrataciju. Po svom učinku isušivanja nadmašuje sve druge tvari. Kemijski vezana voda uklanja se iz bezvodne perklorne kiseline kako bi se dobio njezin anhidrid:

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

P 4 O 10 se koristi kao sredstvo za sušenje plinova i tekućina.

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

(A) Nitriti

Podložno usklađenosti iznimke, navedenih u općim odredbama za ovu podskupinu, ovaj tarifni broj uključuje nitrite, metalne soli dušikove kiseline (HNO 2) (tarifni broj).

  1. Natrijev nitrit(NaNO2). Dobiva se redukcijom natrijevog nitrata olovom i tijekom proizvodnje olovnog kamena. Bezbojni kristali, higroskopni i visoko topljivi u vodi. Koristi se kao oksidacijsko sredstvo pri bojanju u kadi; u organskoj sintezi; za preradu mesa; u fotografiji; poput otrova za štakore itd.
  2. Kalijev nitrit(KNO 2). Dobiva se istim metodama kao natrijev nitrit ili djelovanjem sumporovog dioksida na smjesu kalcijevog oksida i kalijevog nitrata. Bijeli kristalni prah ili žućkasti štapići; često sadrži druge soli kao nečistoće. Otapa se u vodi i postaje vrlo difuzan u zraku s pogoršanjem svojstava. Koristi se za iste svrhe kao natrijev nitrit.
  3. Barijev nitrit(Ba(NO 2) 2). Kristali koji se koriste u pirotehnici.
  4. Drugi nitriti. To uključuje amonijev nitrit, nestabilan i eksplozivan proizvod; koristi se kao otopina za proizvodnju dušika u laboratoriju.

(B) Nitrati

Podložno usklađenosti iznimke, navedene u općim odredbama za ovu podskupinu, ovaj tarifni broj uključuje nitrate, soli metala i dušičnu kiselinu (tarifni broj), osim amonijev nitrat i natrijev nitrat, čisti i sirovi ( robna stavka ili ). (Pogledajte dolje za druge iznimke.)

Ovdje su također uključeni bazični nitrati.

  1. Kalijeva salitra(KNO 3) (također se naziva "salitra"). Dobiva se iz natrijevog nitrata i kalijevog klorida. To su bezbojni kristali ili staklasta masa, ili bijeli kristalni prah, topiv u vodi i higroskopan u svom sirovom obliku. Koristi se slično kao natrijev nitrat, a također i za proizvodnju baruta, kemijskih detonatora, u pirotehnici, za izradu šibica i metalurških topila.
  2. Bizmut nitrati:

(A) neutralni bizmutov nitrat(Bi(NO3)35H20). Dobiva se djelovanjem dušične kiseline na bizmut; veliki bezbojni difuzni kristali. Koristi se za proizvodnju oksida ili soli bizmuta i nekih lakova;

(b) bazični bizmutov nitrat(BiNO3(OH)2). Dobiva se iz neutralnog bizmut nitrata; biserno bijeli prah, netopljiv u vodi. Koristi se u medicini (za liječenje gastrointestinalnih bolesti); u proizvodnji keramike (dugine boje), u kozmetici, u proizvodnji osigurača itd.

  1. Magnezijev nitrat(Mg(NO3)26H20). Bezbojni kristali, topljivi u vodi. Koristi se u pirotehnici, za izradu proizvoda otpornih na vatru (s magnezijevim oksidom), žarnih rešetki itd.
  2. Kalcijev nitrat(Ca(NO3)2). Dobiva se obradom drobljenog vapnenca dušičnom kiselinom. Bijela tekuća masa, topiva u vodi, alkoholu i acetonu. Koristi se u pirotehnici, u proizvodnji eksploziva, šibica, gnojiva itd.
  3. Željezni nitrat(Fe(NO 3) 3 6H 2 O ili 9H 2 O). Plavi kristali. Koristi se kao sredstvo za bojenje i tiskanje (čisto ili pomiješano s acetatom). U medicini se koristi čista vodena otopina.
  4. Kobalt nitrat(Co(NO3)26H20). Ljubičasti, crvenkasti ili smećkasti kristali, topivi u vodi i taljivi. Koristi se u proizvodnji kobalt plave ili kobalt žute i simpatičnih tinti; za ukrašavanje keramike; za elektrotaloženje kobalta itd.
  5. Nikal nitrat(Ni(NO3)26H20). Zeleni kristali topljivi u vodi. Koristi se u proizvodnji keramike (smeđi pigmenti); za bojanje (kao jednjak); tijekom elektrotaloženja nikla; za proizvodnju nikal oksida ili katalizatora čistog nikla.
  6. Bakrov nitrat(Cu(NO3)2). Dobiva se otapanjem bakra u dušičnoj kiselini i naknadnom kristalizacijom (sadrži 3 ili 6 molekula vode ovisno o temperaturi). Plavi ili zeleni kristali, topljivi u vodi, higroskopni; otrovna. Koristi se u pirotehnici; u proizvodnji boja; kod bojanja ili tiskanja tekstilnih materijala (modant); za proizvodnju bakrenog oksida i proizvodnju fotografskog papira; kod nanošenja galvanske prevlake, za davanje umjetne patine metalima itd.
  7. Stroncijev nitrat(Sg(NO 3) 2). Dobiva se djelovanjem stroncijeva oksida ili stroncijeva sulfida na dušičnu kiselinu pri zagrijavanju u obliku bezvodne soli ili u obliku hidratizirane soli (s 4 molekule vode) na niskim temperaturama. Bezbojni kristalni prah, topljiv u vodi, raspada se zagrijavanjem. Koristi se u pirotehnici (crveno svjetlo), u proizvodnji šibica.
  8. Kadmijev nitrat(Cd(NO3)24H20). Dobiva se iz oksida. Bezbojne iglice, difuzne, topive u vodi. Koristi se kao sredstvo za bojenje u industriji keramike ili stakla.
  9. Barijev nitrat(Ba(NO 3) 2). Dobiva se iz prirodnog karbonata (witherita) (robna stavka). Bezbojni ili bijeli kristali ili kristalni prah; topiv u vodi, otrovan. Koristi se u pirotehnici (zeleno svjetlo); u proizvodnji eksploziva, optičkog stakla, keramičkih glazura, barijevih soli ili nitrata itd.
  10. Olovni nitrat(Pb(NO 3) 2). Olovni nitrat nastaje kao nusprodukt u proizvodnji olovnog dioksida djelovanjem dušične kiseline na crvenilo. Bezbojni kristali, topljivi u vodi; otrovna. Koristi se u pirotehnici (žuto svjetlo), u proizvodnji šibica, eksploziva i nekih boja; u kožarstvu, fotografiji i litografiji; za dobivanje soli olova kao oksidacijskog sredstva u organskoj sintezi.

Pored navedenog iznimke, Također ne pali se sljedeće proizvode.

Povezane publikacije