Нитрат калия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии
Перейти к: навигация, поиск
Нитрат калия
Potassium nitrate.jpg
Нитрат калия
Общие
Систематическое
наименование
Нитрат калия
Сокращения в народе КС, НК
Традиционные названия Ка́лиевая селитра, кали́йная селитра, индийская селитра, Соль Петра (Salt of Peter)[источник не указан 731 день]
Хим. формула KNO3
Рац. формула KNO3
Физические свойства
Состояние твёрдое
Молярная масса 101,1032 г/моль
Плотность 2,109 (16 °C)
Твёрдость 2
Термические свойства
Т. плав. 334 °C
Т. кип. с разложением °C
Т. разл. 400 °C
Тройная точка отсутствует
Мол. теплоёмк. 95,06 Дж/(моль·К)
Энтальпия образования -494,00 кДж/моль
Энтальпия плавления 9,80 кДж/моль
Энтальпия сублимации 181,00 кДж/моль
Химические свойства
Растворимость в воде 13,3 (0 °C)
36 (25 °C)
247 (100 °C)
Классификация
Рег. номер CAS [http://www.chemnet.com/cas/supplier.cgi?exact=dict&terms=7757-79-1 7757-79-1 7757-79-1 7757-79-1]
PubChem 24434
SMILES
RTECS TT3700000
ChemSpider 22843
Безопасность
ЛД50 3750 мг/кг
Токсичность малотоксичен
NFPA 704
NFPA 704.svg
Приводятся данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иного.

Нитра́т ка́лия, азотноки́слый ка́лий (ка́лиевая сели́тра, кали́йная селитра, индийская селитра и др.) — неорганическое соединение, калиевая соль азотной кислоты с формулой KNO3. В кристаллическом состоянии — бесцветное вещество, нелетучее, слегка гигроскопичное, без запаха. Нитрат калия хорошо растворим в воде. Практически не токсичен для живых организмов.

Встречается в природе в виде минерала нитрокалита, в Ост-Индии находится одно из крупнейших месторождений, отсюда второе название — индийская селитра. В очень малых количествах содержится в растениях и животных[1].

Форма кристаллов игольчатая, сами кристаллы очень длинные. Легко поддается очистке перекристаллизацией с минимальными потерями.

Основное применение находит в пиротехнике (до XX века особенно широко, как компонент основного в то время взрывчатого вещества — дымного (чёрного) пороха) и как калий-азотное удобрение (очень удобное соединение двух обычно плохо сочетающихся при усваивании растениями элементов).

Физические свойства[править | править вики-текст]

Нитрат калия в нормальных условиях представляет собой бесцветные кристаллы (в измельченном состоянии белый порошок) с ионной структурой и ромбической или гексагональной кристаллической решеткой. Слегка гигроскопичен, склонен несильно слеживаться со временем. Не имеет запаха, нелетуч.

Хорошо растворим в воде, в средней степени в глицерине, жидком аммиаке, гидразине, нерастворим в чистом этаноле и эфире (в разбавленных водой растворяется плохо). Таблица растворимости в некоторых растворителях, в граммах KNO3 на 100 г H2O[2]:

Растворитель / Температура 0 °С 10 °С 20 °С 25 °С 30 °С 40 °С 50 °С 60 °С 70 °С 80 °С 90 °С 100 °С
Вода 13,9 21,2 31,6 37,9 46,0 61,3 106,2 166,6 245,0
Жидкий аммиак 10,52 10,4
Гидразин 14
Диэтиловый эфир
Этанол
Метанол
Глицерин

При медленной кристаллизации вырастают очень длинные игольчатые кристаллы. Нитрат калия хорошо поддается очистке перекристаллизацией, причем с небольшими потерями, благодаря сильному повышению растворимости с ростом температуры.

Химические свойства[править | править вики-текст]

Разлагается при 400—520 °C с образованием нитрита калия KNO2 и кислорода O2[3] (выделение последнего увеличивает пожароопасность нитрата калия):

\mathsf{2KNO_3 \longrightarrow 2KNO_2 + O_2\uparrow}

Является сильным окислителем, реагирует с горючими материалами и восстановителями, при измельчении активно и нередко со взрывом. В смеси с некоторыми органическими материалами склонен самовоспламенять их.

Восстанавливается водородом в момент выделения (в реакции соляная кислота разбавленная)[3]:

\mathsf{Zn + 2HCl \longrightarrow ZnCl_2 + 2H^0}
\mathsf{KNO_3 + 2H^0 \longrightarrow KNO_2 + H_2O}

Расплав нитрата калия может быть использован для получения калия электролизом, однако из-за высоких окислительных способностей нитрата калия в этом состоянии предпочтительнее гидроксид калия.

Получение[править | править вики-текст]

В Средние Века и Новое Время (когда активно использовали порох) для получения нитрата калия служили селитря́ницы — кучи из смеси навоза (и других перегнивающих компонентов) с известняком, строительным мусором и прочим известняковым материалом с прослойками из соломы или хвороста, накрытые дерном для удерживания образующихся газов. При гниении навоза образовывался аммиак, который накапливаясь в прослойках из соломы, подвергался нитрификации и превращался вначале в азотистую, а затем в азотную кислоту. Последняя, взаимодействуя с известняком, давала Ca(NO3)2, который выщелачивался водой. Добавка древесной золы (состоящей в основном из поташа) приводила к осаждению CaCO3 и получению раствора нитрата калия; нередко золу добавляли сразу в кучу вместо известняка, тогда калиевая селитра получалась сразу. Реакция поташа с кальциевой селитрой (нитратом кальция).

\mathsf{Ca(NO_3)_2 + K_2CO_3 \longrightarrow 2\ KNO_3 + CaCO_3\downarrow}

является самой древней из используемых человеком для получения нитрата калия и популярна до сих пор. Вместо поташа впрочем, сейчас в лабораториях чаще всего используют сульфат калия, реакция очень похожа:

\mathsf{Ca(NO_3)_2 + K_2SO_4 \longrightarrow 2\ KNO_3 + CaSO_4\downarrow}

Первый способ применялся до 1854 г., когда немецкий химик К. Нёльнер изобрел производство нитрата калия, основанное на реакции более доступных и дешевых хлорида калия и нитрата натрия:

\mathsf{KCl + NaNO_3 \longrightarrow KNO_3 + NaCl}

Существует несколько других способов получения нитрата калия. Это взаимодействие нитрата аммония и хлорида калия с образованием нитрата калия и хлорида аммония, последний легко отделяется:

\mathsf{KCl + NH_4NO_3 \longrightarrow KNO_3 + NH_4Cl} — популярнейшая после реакции нитрата кальция с карбонатом или сульфатом калия
\mathsf{KOH + HNO_3 \longrightarrow KNO_3 + H_2O} — в основном демонстративная реакция соответствующей кислоты и основания
\mathsf{21 \ K + 26\ HNO_3 \longrightarrow 21 \ KNO_3 + NO\uparrow + N_2O\uparrow + N_2\uparrow + 13 \ H_2O} — тоже демонстративная реакция соответствующих кислоты и металла
\mathsf{K_2O + 2 \ HNO_3 \longrightarrow 2 \ KNO_3 + H_2O} — демонстр. реакция соотв. щелочного оксида с соотв. кислотой
\mathsf{2 \ KOH + N_2O_5 \longrightarrow 2 \ KNO_3 + H_2O}
\mathsf{NH_4NO_3 + KOH \longrightarrow NH_3\uparrow + KNO_3 + H_2O}
\mathsf{K_2CO_3 + 2 \ HNO_3 \longrightarrow 2 \ KNO_3+ H_2O + CO_2 \uparrow}

Природные источники и месторождения[править | править вики-текст]

В природе нитрат калия распространен в виде минерала нитрокалита. Крупнейшее его месторождение находится в Ост-Индии. Природный нитрат калия является результатом разложения азотистых веществ с последующим связыванием медленно выделяющегося аммиака нитробактериями, чему способствует влага и тепло, поэтому наиболее крупные залежи находятся в странах с жарким климатом[4].

В очень малых количествах содержится в растениях и животных[1], является промежуточным продуктом при переработке ими почвенных сульфата и карбоната калия.

Применение[править | править вики-текст]

Основное применение на сегодняшний день нитрат калия находит в качестве ценного удобрения, так как совмещает в себе два элемента, частично блокирующих усвоение друг друга растениями, когда находятся в составе отдельных соединений.

Незаменим он при изготовлении дымного пороха и некоторых других составов (например, карамельного ракетного топлива), которые почти полностью сейчас идут на производство пиротехники.

Применяется также в электровакуумной промышленности и оптическом стекловарении для обесцвечивания и осветления технических хрустальных стекол и придания прочности изделиям из стекла[5].

Расплав часто используется в лабораториях и у любителей для получения элементарного калия электролизом, наряду с гидроксидом калия.

Используется в качестве сильного окислителя в металлургии, в частности при переработке никелевых руд.

В пищевой промышленности нитрат калия применяется в качестве консерванта E252[6]. Сам по себе он не имеет хорошо выраженного антибактериального воздействия, но его оказывает образующийся в мясных продуктах (где нитрат калия и находит наиболее широкое применение) нитрит калия.

См. также[править | править вики-текст]

Примечания[править | править вики-текст]

  1. 1 2 ЭСБЕ
  2. Химия и технология редких и рассеянных элементов / Под ред. Большакова К. А.. — М.: Высшая школа, 1976. — Т. 1. — 91 с.
  3. 1 2 Р. А. Лидин, В. А. Молочко, Л. Л. Андреева Реакции неорганических веществ: справочник. — 2-е изд., перераб. и доп.. — С. 251.
  4. Нитраты природные — Горная энциклопедия
  5. Кубань-Агро-Альянс
  6. Добавкам.Нет

Ссылки[править | править вики-текст]