Kaliumnitrat

Den aktuelle version af siden er endnu ikke blevet gennemgået af erfarne bidragydere og kan afvige væsentligt fra den version , der blev gennemgået den 12. februar 2020; checks kræver 26 redigeringer .

kaliumnitrat

Generel

Systematisk
navn

kaliumnitrat

Forkortelser

populært "KS" eller "NK"

Traditionelle navne

Kaliumnitrat, kaliumnitrat, indisk salpeter, Petersalt (Petersalt, petersalt) [1]

Chem. formel

KEND 3

Rotte. formel

KEND 3

Fysiske egenskaber

Solid

101,1032 g/ mol

2,109 (16°C)

Termiske egenskaber

Temperatur

• smeltning

334°C

• kogning

med nedbrydning °C

• nedbrydning

400°C

tredobbelt punkt

Mangler

Mol. Varmekapacitet

95,06 J/(mol K)

Entalpi

• uddannelse

-494,00 kJ/mol

• smeltning

9,80 kJ/mol

• sublimering

181,00 kJ/mol

Kemiske egenskaber

Opløselighed

• i vand

13,3 (0°C)
36 (25°C)
247 (100°C)

Klassifikation

231-818-8

[N+](=O)([O-])[O-].[K+]

InChI

InChI=1S/K.NO3/c;2-1(3)4/q+1;-1FGIUAXJPYTZDNR-UHFFFAOYSA-N

Codex Alimentarius

E252

RTECS

TT3700000

CHEBI

1486

Sikkerhed

3750 mg/kg

Lav toksicitet

Kort karakter. fare (H)

H272

Forebyggende foranstaltninger. (P)

P220

signalord

omhyggeligt

GHS piktogrammer

NFPA 704

0 en en OKSE

Data er baseret på standardbetingelser (25 °C, 100 kPa), medmindre andet er angivet.

Mediefiler på Wikimedia Commons

Kaliumnitrat ( kaliumnitrat , kaliumnitrat , kaliumnitrat , indisk nitrat osv., kemisk formel - KNO 3 ) - uorganisk kaliumsalt af salpetersyre .

Under standardbetingelser er kaliumnitrat et krystallinsk , farveløst , ikke-flygtigt, let hygroskopisk, lugtfrit stof . Kaliumnitrat er meget opløseligt i vand. Lav toksicitet for levende organismer.

Fysiske egenskaber

Kaliumnitrat er under normale forhold en farveløs krystal (hvidt pulver i knust tilstand ) med en ionisk struktur og et rombisk eller sekskantet krystalgitter . Let hygroskopisk , har tendens til at kage lidt over tid. Lugtfri, ikke-flygtig.

Meget opløseligt i vand , moderat opløseligt i glycerol , flydende ammoniak , hydrazin , uopløseligt i ren ethanol og ether (dårligt opløseligt i vand fortyndet). Opløselighedstabel i nogle opløsningsmidler , i gram KNO 3 pr. 100 g H 2 O [2] :

Opløsningsmiddel / temperatur, °С	0	ti	tyve	25	tredive	40	60	80	100
Vand	13.9	21.2	31.6	37,9	46,0	61,3	106,2	166,6	245,0
flydende ammoniak	10,52			10.4
Hydrazin			fjorten

Ved langsom krystallisation vokser meget lange nålelignende krystaller. Kaliumnitrat egner sig godt til rensning ved omkrystallisation og med lidt tab på grund af en kraftig stigning i opløselighed med stigende temperatur.

Kemiske egenskaber

Det nedbrydes ved 400-520 °C med dannelse af kaliumnitrit K NO 2 og oxygen O 2 [ 3] (frigivelsen af sidstnævnte øger brandfaren for kaliumnitrat):

{\mathsf {2KNO_{3}\longrightarrow 2KNO_{2}+O_{2}\uparrow }}

Det er et stærkt oxidationsmiddel , reagerer med brændbare materialer og reduktionsmidler, aktivt og ofte med en eksplosion under slibning. Blandinger af kaliumnitrat med visse organiske materialer har en tendens til at antænde spontant.

Det reduceres med brint i isolationsøjeblikket ( fortyndet saltsyre i reaktionen) [3] :

{\mathsf {Zn+2HCl\longrightarrow ZnCl_{2}+H_{2}^{0))},

{\mathsf {KNO_{3}+H_{2}^{0}\longrightarrow KNO_{2}+H_{2}O)).

Smeltet kaliumnitrat kan bruges til at fremstille kaliummetal ved elektrolyse, men på grund af den høje oxidationsevne af kaliumnitrat i smeltet tilstand foretrækkes kaliumhydroxid .

Henter

I middelalderen og nyalderen (hvor krudt blev brugt aktivt ) blev salpeter brugt til at opnå kaliumnitrat - dynger af en blanding af gødning (og andre rådnende komponenter) med kalksten , byggeaffald og andet kalkstensmateriale med lag af halm eller børstetræ, dækket med græstørv til at holde på de resulterende gasser.

Når gødningen rådnede, blev der dannet ammoniak , som ophobede sig i halmlag, undergik nitrifikation og blev først til salpetersyre og derefter til salpetersyre . Sidstnævnte, i vekselvirkning med kalksten, gav Ca(NO 3 ) 2 , som blev udvasket af vand. Tilsætning af træaske (bestående hovedsagelig af kaliumchlorid ) udfældede CaCO 3 og frembragte en kaliumnitratopløsning; ofte blev der straks tilført aske til bunken i stedet for kalksten, så fik man straks kaliumnitrat.

{\mathsf {Ca(NO_{3})_{2}+K_{2}CO_{3}\longrightarrow 2\ KNO_{3}+CaCO_{3}\downarrow ))

Reaktionen af kaliumnitrat med calciumnitrat (calciumnitrat) er den ældste, der bruges af mennesker til at producere kaliumnitrat og er stadig populær i dag. I stedet for kaliumchlorid bruges kaliumsulfat dog oftest i laboratorier nu , reaktionen er meget ens:

{\mathsf {Ca(NO_{3})_{2}+K_{2}SO_{4}\longrightarrow 2\ KNO_{3}+CaSO_{4}\downarrow )).

Den første metode blev brugt indtil 1854, hvor den tyske kemiker K. Nölner opfandt produktionen af kaliumnitrat, baseret på reaktionen af mere tilgængeligt og billigere kaliumchlorid og natriumnitrat , tilgængeligt i form af chilensk nitrat:

{\mathsf {KCl+NaNO_{3}\longrightarrow KNO_{3}+NaCl))

Der er flere andre måder at få kaliumnitrat på. Dette er interaktionen mellem ammoniumnitrat og kaliumchlorid for at danne kaliumnitrat og ammoniumchlorid , sidstnævnte er let adskilt:

{\mathsf {KCl+NH_{4}NO_{3}\longrightarrow KNO_{3}+NH_{4}Cl))

- mest anvendelig efter omsætning af calciumnitrat med kaliumcarbonat eller sulfat.

{\mathsf {KOH+HNO_{3}\longrightarrow KNO_{3}+H_{2}O))

- grundlæggende en demonstrationsreaktion af den tilsvarende syre og base

{\mathsf {21\ K+26\ HNO_{3}\longrightarrow 21\ KNO_{3}+NO\uparrow +N_{2}O\uparrow +N_{2}\uparrow +13\ H_{2 }O}}

- også en demonstrationsreaktion af den tilsvarende syre og metal.

{\mathsf {K_{2}O+2\ HNO_{3}\longrightarrow 2\ KNO_{3}+H_{2}O))

— demonstration af reaktionen af det tilsvarende alkaliske oxid med den tilsvarende syre.

Også:

{\mathsf {2\ KOH+N_{2}O_{5}\longrightarrow 2\ KNO_{3}+H_{2}O)),

{\mathsf {NH_{4}NO_{3}+KOH\longrightarrow NH_{3}\uparrow +KNO_{3}+H_{2}O)),

{\mathsf {K_{2}CO_{3}+2\ HNO_{3}\longrightarrow 2\ KNO_{3}+H_{2}O+CO_{2}\uparrow )).

Naturlige kilder og aflejringer

I naturen er kaliumnitrat almindelig i form af mineralet nitrocalite , en af de største forekomster er placeret i Østindien , derfor er det andet navn indisk salpeter . Naturligt kaliumnitrat dannes som følge af nedbrydning af kvælstofholdige stoffer, efterfulgt af binding af langsomt frigivet ammoniak af nitrobakterier , hvilket lettes af fugt og varme, så de største aflejringer er placeret i lande med et varmt klima [4 ] . De bedst kendte forekomster af kaliumnitrat er i Indien , Bolivia , Australien , Chile , Sydafrika , Rusland , USA og Sri Lanka . Det findes også i Kina , Mexico og andre lande [5]

Kaliumnitrat findes i meget små mængder i planter [6] og er et mellemprodukt ved forarbejdning af jordens kaliumsulfat og kaliumcarbonat .

Ansøgning

I dag finder kaliumnitrat sin hovedanvendelse som en værdifuld gødning , da den kombinerer to elementer , der delvist blokerer for planternes optagelse af hinanden , når de er en del af separate forbindelser.

Det bruges til fremstilling af sort pulver og nogle andre brændbare blandinger (for eksempel karamelraketbrændstof ), som nu næsten fuldstændigt bruges til fremstilling af pyrotekniske produkter .

Det bruges også i elektrovakuumindustrien og optisk glasfremstilling til misfarvning og klaring af tekniske krystalglas og til at give styrke til glasprodukter [7] .

Smelten bruges nogle gange i kemilaboratorier og kemiamatører til at fremstille kaliummetal ved elektrolyse sammen med kaliumhydroxid .

Det bruges som et stærkt oxidationsmiddel i metallurgien , især ved forarbejdning af nikkelmalme .

I fødevareindustrien anvendes kaliumnitrat som konserveringsmiddel E252 [8] . I sig selv har det ikke en væsentlig antibakteriel effekt, men det dannes som følge af reduktionen af kaliumnitrit i kødprodukter, hvor kaliumnitrat er mest udbredt som konserveringsmiddel [9] .

Se også

Noter

↑ Spencer, Dan. Salpeter: Krudtmoderen (neopr.) . - Oxford, UK: Oxford University Press , 2013. - S. 256. - ISBN 9780199695751 .
↑ Kemi og teknologi af sjældne og sporstoffer / Ed. Bolshakova K. A .. - M . : Higher School, 1976. - T. 1. - 91 s.
↑ 1 2 Lidin R. A., Molochko V. A., Andreeva L. L. Reaktioner af uorganiske stoffer: en opslagsbog. - 2. udg., revideret. og yderligere .. - S. 251.
↑ Naturlige nitrater - Mine Encyclopedia
↑ Kaliumnitrat . Hentet 10. april 2020. Arkiveret fra originalen 22. september 2020. (ubestemt)
↑ S. P. Vukolov . Saltpeter // Encyclopedic Dictionary of Brockhaus and Efron : i 86 bind (82 bind og 4 yderligere). - Sankt Petersborg. , 1900. - T. XXIX. - S. 357-362.
↑ Kuban-Agro-Alliancen . Dato for adgang: 13. december 2012. Arkiveret fra originalen 13. november 2012. (ubestemt)
↑ Tilsætningsstoffer. Arkiveret 7. august 2013 på Wayback Machine
↑ UDTALELSER FRA DET VIDENSKABELIGE UDVALG FOR FØDEVARER OM: Nitrater og nitrit Arkiveret 6. marts 2015 på Wayback Machine / RAPPORTER FRA DEN VIDENSKABELIGE UDVALG FOR FØDEVARER; Europa-Kommissionen, 1997

Links

Får kaliumnitrat

Nitrater
actinium(III) Ac(NO 3 ) 3 aluminium Al(NO 3 ) 3 ammonium NH 4 NO 3 barium Ba(NO 3 ) 2 beryllium Be(NO 3 ) 2 bor B(NO 3 ) 3 bismuth Bi(NO 3 ) 3 gadolinium Gd(NO 3 ) 3 jern(III) Fe(NO 3 ) 3 cadmium Cd(NO 3 ) 2 kalium KNO 3 calcium Ca (NO 3 ) 2 kobolt(II) Co(NO 3 ) 2 kobolt(III) Co(NO 3 ) 3 lanthan(III) La(NO 3 ) 3 lithium LiNO 3 magnesium Mg(NO 3 ) 2 mangan Mn(NO 3 ) 2 kobber(II) Cu(NO 3 ) 2 natrium NaNO3 _ neodym Nd(NO 3 ) 3 nikkel(II) Ni(NO 3 ) 2 palladium(II) Pd(NO 3 ) 3 praseodymium Pr(NO 3 ) 3 kviksølv(I) Hg 2 (NO 3 ) 2 kviksølv(II) Hg(NO 3 ) 2 rubidium RbNO3 _ bly(II) Pb(NO 3 ) 2 sølv(I) AgNO 3 scandium(III) Sc(NO 3 ) 3 strontium Sr(NO 3 ) 2 uran U(NO 3 ) 2 fluor FNO 3 klor ClNO 3 krom Cr(NO 3 ) 3 cæsium CsNO3 _ zink Zn(NO 3 ) 2

Ordbøger og encyklopædier	Fantastisk catalansk Fantastisk norsk Stor russer Britannica (online) Britannica (online)
I bibliografiske kataloger	GND : 4328375-5