Нитраты, их получение и свойства. Термическое разложение нитратов

Азотная кислота является сильной кислотой. Её соли - нитраты - получают действием HNO 3 на металлы, оксиды, гидроксиды или карбонаты. Все нитраты хорошо растворимы в воде. Нитрат-ион в воде не гидролизуется.

Соли азотной кислоты при нагревании необратимо разлагаются, причём состав продуктов разложения определяется катионом:

а) нитраты металлов, стоящих в ряду напряжений левее магния:

б)нитраты металлов, расположенных в ряду напряжений между магнием и медью:

в) нитраты металлов, расположенных в ряду напряжений правее ртути:

г) нитрат аммония:

Нитраты в водных растворах практически не проявляют окислительных свойств, но при высокой температуре в твердом состоянии являются сильными окислителями, например, при сплавлении твердых веществ:

Цинк и алюминий в щелочном растворе восстанавливают нитраты до NH 3:

Нитраты - широко используются как удобрения. При этом практически все нитраты хорошо растворимы в воде, поэтому в виде минералов их в природе чрезвычайно мало; исключение составляют чилийская (натриевая) селитра и индийская селитра (нитрат калия). Большинство нитратов получают искусственно.

Жидкий азот применяется как хладагент и для криотерапии. В нефтехимии азот применяется для продувки резервуаров и трубопроводов, проверки работы трубопроводов под давлением, увеличения выработки месторождений. В горнодобывающем деле азот может использоваться для создания в шахтах взрывобезопасной среды, для распирания пластов породы.

Важной областью применения азота является его использование для дальнейшего синтеза самых разнообразных соединений, содержащих азот, таких, как аммиак, азотные удобрения, взрывчатые вещества, красители и т. п. Большие количества азота используются в коксовом производстве («сухое тушение кокса») при выгрузке кокса из коксовых батарей, а также для «передавливания» топлива в ракетах из баков в насосы или двигатели.

В пищевой промышленности азот зарегистрирован в качестве пищевой добавки E941 , как газовая среда для упаковки и хранения, хладагент, а жидкий азот применяется при разливе масел и негазированных напитков для создания избыточного давления и инертной среды в мягкой таре.

Газообразным азотом заполняют камеры шин шасси летательных аппаратов.

31. Фосфор – получение, свойства, применение. Аллотропия. Фосфин, соли фосфония – получение и свойства. Фосфиды металлов, получение и свойства.

Фо́сфор - химический элемент 15-й группы третьего периода периодической системы Д. И. Менделеева; имеет атомный номер 15. Элемент входит в группу пниктогенов.

Фосфор получают из апатитов или фосфоритов в результате взаимодействия с коксом и кремнезёмомпри температуре около 1600 °С:

Образующиеся пары фосфора конденсируются в приёмнике под слоем воды в аллотропическую модификацию в виде белого фосфора. Вместо фосфоритов для получения элементарного фосфора можно восстанавливать углём и другие неорганические соединения фосфора, например, в том числе, метафосфорную кислоту:

Химические свойства фосфора во многом определяются его аллотропной модификацией. Белый фосфор очень активен, в процессе перехода к красному и чёрному фосфору химическая активность снижается. Белый фосфор в воздухе при окислении кислородом воздуха при комнатной температуре излучает видимый свет, свечение обусловлено фотоэмиссионной реакцией окисления фосфора.

Фосфор легко окисляется кислородом:

(с избытком кислорода)

(при медленном окислении или при недостатке кислорода)

Взаимодействует со многими простыми веществами - галогенами, серой, некоторыми металлами, проявляя окислительные и восстановительные свойства: с металлами - окислитель, образует фосфиды; с неметаллами - восстановитель.

С водородом фосфор практически не соединяется.

В холодных концентрированных растворах щелочей также медленно протекает реакция диспропорционирования:

Сильные окислители превращают фосфор в фосфорную кислоту:

Реакция окисления фосфора происходит при поджигании спичек, в качестве окислителя выступает бертолетова соль:

Наиболее активен химически, токсичен и горюч белый («жёлтый») фосфор, потому он очень часто применяется (в зажигательных бомбах и пр.).

Красный фосфор - основная модификация, производимая и потребляемая промышленностью. Он применяется в производстве спичек, взрывчатых веществ, зажигательных составов, различных типов топлива, а также противозадирных смазочных материалов, в качестве газопоглотителя в производстве ламп накаливания.

Элементарный фосфор при нормальных условиях существует в виде нескольких устойчивых аллотропических модификаций. Все возможные аллотропические модификации фосфора пока (2016 г.) до конца не изучены. Традиционно различают четыре его модификации: белый, красный, чёрный и металлический фосфор. Иногда их ещё называют главными аллотропными модификациями, подразумевая при этом, что все остальные описываемые модификации являются смесью этих четырёх. При стандартных условиях устойчивы только три аллотропических модификации фосфора (например, белый фосфор термодинамически неустойчив (квазистационарное состояние) и переходит со временем при нормальных условиях в красный фосфор). В условиях сверхвысоких давлений термодинамически устойчива металлическая форма элемента. Все модификации различаются по цвету, плотности и другим физическим и химическим характеристикам, особо, по химической активности. При переходе состояния вещества в более термодинамически устойчивую модификацию снижается химическая активность, например, при последовательном превращении белого фосфора в красный, потом красного в чёрный (металлический).

Фосфи́н (фосфористый водород , фосфид водорода , гидрид фосфора , фосфан РН 3) - бесцветный, ядовитый газ (при нормальных условиях) со специфическим запахом гнилой рыбы.

Фосфин получают при взаимодействии белого фосфора с горячей щёлочью, например:

Также его можно получить воздействием воды или кислот на фосфиды:

Хлористый водород при нагревании взаимодействует с белым фосфором:

Разложение йодида фосфония:

Разложение фосфоновой кислоты:

или её восстановление:

Химические свойства.

Фосфин сильно отличается от своего аналога, аммиака. Его химическая активность выше, чем у аммиака, он плохо растворим в воде, как основание значительно слабее аммиака. Последнее объясняется тем, что связи H−P поляризованы слабо и активность неподелённой пары электронов у фосфора (3s 2) ниже, чем у азота (2s 2) в аммиаке.

В отсутствие кислорода при нагревании разлагается на элементы:

на воздухе самопроизвольно воспламеняется (в присутствии паров дифосфина или при температуре свыше 100 °C):

Проявляет сильные восстановительные свойства:

При взаимодействии с сильными донорами протонов фосфин может давать соли фосфония, содержащие ион PH 4 + (аналогично аммонию). Соли фосфония, бесцветные кристаллические вещества, крайне неустойчивы, легко гидролизуется.

Соли фосфония, как и сам фосфин, являются сильными восстановителями.

Фосфи́ды - бинарные соединения фосфора с другими менее электроотрицательными химическими элементами, в которых фосфор проявляет отрицательную степень окисления.

Большинство фосфидов представляют собой соединения фосфора с типичными металлами, которые получаются прямым взаимодействием простых веществ:

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

Фосфид бора можно получить как прямым взаимодействием веществ при температуре около 1000 °C, так и реакцией трихлорида бора с фосфидом алюминия:

BCl 3 + AlP → BP + AlCl 3 (950 °C)

Фосфиды металлов - неустойчивые соединения, которые разлагаются водой и разбавленными кислотами. При этом получается фосфин и, в случае гидролиза, - гидроксид металла, в случае взаимодействия с кислотами - соли.

Ca 3 P 2 + 6H 2 O → 3Ca(OH) 2 + 2PH 3

Ca 3 P 2 + 6HCl → 3CaCl 2 + 2PH 3

При умеренном нагревании большинство фосфидов разлагаются. Плавятся под избыточным давлением паров фосфора.

Фосфид бора BP, наоборот, тугоплавкое (t пл. 2000 °C, с разложением), весьма инертное вещество. Разлагается только концентрированными кислотами-окислителями, реагирует при нагревании с кислородом, серой, щелочами при спекании.

32. Оксиды фосфора – строение молекул, получение, свойства, применение.

Фосфор образует несколько оксидов. Важнейшими из них являются оксид фосфора (V) P 4 O 10 и оксид фосфора (III) P 4 O 6 . Часто их формулы пишут в упрощённом виде - P 2 O 5 и P 2 O 3 . В структуре этих оксидов сохраняется тетраэдрическое расположение атомов фосфора.

Оксид фосфора (III) P 4 O 6 - воскообразная кристаллическая масса, плавящаяся при 22,5°С и превращающаяся при этом в бесцветную жидкость. Ядовит.

При растворении в холодной воде образует фосфористую кислоту:

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

а при реакции со щелочами - соответствующие соли (фосфиты).

Сильный восстановитель. При взаимодействии с кислородом окисляется до Р 4 О 10 .

Оксид фосфора (III) получается окислением белого фосфора при недостатке кислорода.

Оксид фосфора (V) P 4 O 10 - белый кристаллический порошок. Температура возгонки 36°С. Имеет несколько модификаций, одна из которых (так называемая летучая) имеет состав Р 4 О 10 . Кристаллическая решётка этой модификации слагается из молекул Р 4 О 10 , связанных между собой слабыми межмолекулярными силами, легко разрывающимися при нагревании. Отсюда и летучесть этой разновидности. Другие модификации полимерны. Они образованы бесконечными слоями тетраэдров РО 4 .

При взаимодействии Р 4 О 10 с водой образуется фосфорная кислота:

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

Будучи кислотным оксидом, Р 4 О 10 вступает в реакции с основными оксидами и гидроксидами.

Образуется при высокотемпературном окислении фосфора в избытке кислорода (сухого воздуха).

Благодаря исключительной гигроскопичности оксид фосфора (V) используется в лабораторной и промышленной технике в качестве осушающего и дегидратируюшего средства. По своему осушающему действию он превосходит все остальные вещества. От безводной хлорной кислоты отнимает химически связанную воду с образованием её ангидрида:

4HClO 4 + P 4 O 10 = (HPO 3) 4 + 2Cl 2 O 7 .

P 4 O 10 применяют как осушитель газов и жидкостей.

Широко используется в органическом синтезе в реакциях дегидратации и конденсации.

Нитриты и нитраты отличаются не только по названию, в своей формуле они имеют и разные элементы. Однако есть и то, что их «роднит». Область применения этих веществ достаточно широка. В организме человека они тоже присутствуют, причем, если их скапливается слишком много, человек получает сильное отравление, которое может привести даже к летальному исходу.

Что такое нитраты

Проще говоря, нитраты - это соли азотной кислоты. В своей формуле они содержат одноразрядный анион. Раньше нитрат именовали . Теперь так называют минералы, а также удобрения, применяемые в сельском хозяйстве.

Нитраты получаются при помощи азотной кислоты, которая воздействует на металлы, оксиды, соли и гидроксиды. Все нитраты можно развести в воде. В твердом состоянии они являются сильными окислителями, но их свойства пропадают, если в раствор добавить азотной кислоты.

Нитраты сохраняют свои свойства при обычной температуре, но при низкой температуре плавятся, причем до самого полного разложения. Процесс получения этих веществ очень сложный, поэтому будет интересен, пожалуй, только химикам.

Нитраты являются основой для взрывчатых веществ - это аммониты и иные вещества. Применяются они в основном и в качестве минеральных удобрений. Сейчас уже не существует секрета в том, что растения используют азот из соли для построения клеток своего организма. Растение создает хлорофилл, которым и живет. Но в организме людей, нитраты становятся нитритами, которые способны свести человека в могилу.

Нитриты – тоже соли

Нитриты тоже являются солями азотной кислоты, но с другой формулой в своем химическим составе. Известны натрия, нитриты кальция. Известны также нитриты свинца, серебра, щелочных, щелочноземельных, 3D-металлов.

Это кристаллические вещества, которые присущи также калию или барию. Одни вещества хорошо растворяются в воде, другие, такие как нитриты серебра, ртути или меди, плохо растворяются в ней. Примечательно, что в органических растворителях нитриты тоже практически не растворяются. Но если повысить температуру, растворимость нитритов улучшается.

Человечество использует нитриты при получении азотных красителей, для получения капролактама, а также как окисляющие и восстанавливающие реагенты в резинотехнической, текстильной и металлообрабатывающей промышленности. Например, нитрит натрия является хорошим консервантом, применяется при производстве бетонных смесей в качестве ускорителя твердения и противоморозной добавки.

Нитриты являются ядом для гемоглобина человека, поэтому их нужно ежедневно выводить из организма. Они попадают в человеческий организм или прямым путем или с какими-либо другими веществами. Если человеческий организм функционирует нормально, необходимое количество вещества остается, а ненужное – удаляется. А вот если человек болен, появляется проблема с отравлением нитритами.

Изобретение относится к получению солей азотной кислоты. Сущность способа состоит в том, что нитрит-нитратные растворы, полученные путем абсорбции окислов азота содой или едким натром, упаривают до концентрации суммы солей 750-900 г/л без выделения твердой фазы и при температуре 70-90 o С направляют на инверсию, инверсионные газы разбавляют воздухом и возвращают на стадию абсорбции, причем контактное отделение аммиака для получения нитрозных газов включают периодически по мере отработки нитрита натрия, а продукционные растворы нитрата натрия перерабатывают в солевой продукт известным способом, включающим кристаллизацию и сушку продукта. Технический результат состоит в том, что способ позволяет получать нитрат натрия без производства нитрита натрия, а также использовать азотную кислоту в качестве донора окислов азота на стадии инверсии вместо каталитического окисления аммиака. 1 з.п. ф-лы, 1 ил.

Изобретение относится к химической промышленности и может быть использовано на предприятиях, выпускающих соли азотной кислоты. Известен способ получения нитрата натрия путем нейтрализации раствора соды и (или) едкого натра азотной кислотой (В.А. Клевке, Н.Н. Поляков, Л.З. Арсеньева. Технология азотных удобрений. - М.: Госхимиздат, 1956, с. 94; патент РФ 2159738 от 03.12.1999. Способ получения нитрата натрия). Недостатком известных способов является низкая концентрация нитрата натрия в продукционном растворе (320-360 г/л) и связанный с этим большой расход пара на его концентрирование перед кристаллизацией готового продукта. Наиболее близким по технической сущности является способ получения нитрата натрия из нитрит-нитратных растворов путем инверсии последних азотной кислотой (М.А. Миниович, В.М. Миниович. Соли азотистой кислоты. - М.: Химия, 1997, с. 100-101). Недостатком этого способа является необходимость одновременного производства нитрита натрия и использование дорогостоящих платиноидных катализаторов для конверсии аммиака до окислов азота. Задачей данного предлагаемого изобретения является разработка способа получения нитрата натрия из нитрит-нитратных растворов без производства нитрита натрия, спрос на который носит выраженный сезонный характер, а также использование азотной кислоты для получения окислов азота на стадии инверсии вместо каталитического окисления аммиака кислородом воздуха. Поставленная цель достигается тем, что после стадии окисления аммиака кислородом воздуха, охлаждения нитрозных газов, абсорбции их раствором соды или едкого натра, нитрит-нитратный раствор упаривают без выделения твердой фазы до суммы солей 750-900 г/л и направляют на инверсию. При смешении раствора с неконцентрированной азотной кислотой интенсивно протекает известная реакция: 3NaNО 2 + 2HNО 3 = 3NaNО 3 + 2NO + Н 2 О. Соотношение потоков азотной кислоты и раствора нитрит-нитратных солей, в котором сумма солей составляет 750-900 г/л, поддерживается таким образом, чтобы кислотность промежуточного продукционного раствора была в пределах 30-80 г/л HNО 3 . Образующиеся окислы азота отдуваются в инверсионной колонне воздухом. Поскольку инверсия осуществляется в присутствии повышенной концентрации нитрита натрия, перед поступлением на стадию абсорбции инверсионные газы разбавляются дополнительным количеством воздуха. На абсорбции они поглощаются циркулирующим раствором, содержащим избыточную щелочность в виде соды или едкого натра. При этом вновь образуется нитрит и нитрат натрия. На чертеже показана схема реализации способа получения нитрата натрия. Пуск технологической схемы осуществляется традиционным образом: производится розжиг контактного аппарата на стадии конверсии аммиака, для чего используется газообразный аммиак и воздух. Нитрозные газы проходят котел-утилизатор, где охлаждаются до 200-220 o С и поступают в абсорбер, орошаемый циркулирующим нитрит-нитратным раствором, содержащим избыточное количество соды или едкого натра. Этот раствор (сумма солей 320-400 г/л) периодически отбирается на выпарку, где путем упаривания сумма солей (NaNО 2 + NaNO 3 + Na 2 CО 3) увеличивается до 750-900 г/л. Температура упаренного раствора поддерживается в пределах 70-90 o С, чтобы не допустить выпадения твердой фазы. Этот раствор направляют в инверсионную колонну-реактор непрерывного действия, куда одновременно дозируется неконцентрированная азотная кислота с содержанием 56-58 мас.% HNО 3 . Соотношение потоков азотной кислоты и раствора нитрит-нитратных солей подбирают таким образом, что в колонне поддерживается кислая среда и промежуточный продукционный раствор имеет кислотность 30-80 г/л HNО 3 . В реактор непрерывно подается воздух, что обеспечивает помимо улучшения перемешивания реагентов удаление из зоны реакции нитрозных газов. Промежуточный кислый раствор нитрата натрия направляют в нейтрализатор, где смешением с раствором соды или едкого натра его нейтрализуют до pH 8-10. Инверсионные нитрозные газы разбавляют дополнительным количеством воздуха и направляют в абсорбционную колонну. После накопления определенного количества нитрит-нитратных растворов контактное отделение останавливают, и выработка нитрата натрия продолжается за счет инверсионных нитрозных газов. При этом, как видно из приведенной реакции, донором оксида азота служит азотная кислота, и процесс продолжается, пока в системе присутствует восстановитель-нитрит натрия. По мере отработки нитрита натрия и понижения концентрации нитрозных газов появляется необходимость в подключении контактного окисления аммиака. Полученный продукционный раствор нитрата натрия перерабатывают в солевой продукт по известному способу путем упаривания, кристаллизации и отделения нитрата натрия с последующей его сушкой. Оборотные маточные растворы после накопления в них примесей (Сl-ионы) используют в процессе конверсионного получения нитрата калия из хлорида калия.

Формула изобретения

1. Способ получения нитрата натрия, включающий окисление аммиака кислородом воздуха, охлаждение нитрозных газов, абсорбцию их раствором соды или едкого натра, упаривание полученных нитрит-нитратных растворов, инверсию нитрита натрия азотной кислотой при температуре 70-90 o С с возвратом инверсионных газов на стадию абсорбции, нейтрализацию промежуточного раствора нитрата натрия, упаривание, кристаллизацию и сушку готового продукта, отличающийся тем, что упаренные до концентрации суммы солей 750-900 г/л нитрит-нитратные растворы без выделения твердой фазы направляют на инверсию и поддерживают кислотность промежуточного раствора 30-80 г/л HNO 3 , а инверсионные газы перед возвращением на стадию абсорбции разбавляют воздухом. 2. Способ по п.1, отличающийся тем, что стадию окисления аммиака включают периодически по мере отработки нитрита натрия на инверсии и снижения концентрации инверсионных нитрозных газов.

Похожие патенты:

Изобретение относится к области утилизации компонентов жидких ракетных топлив, в частности переработке специальных нитросмесей, являющихся окислителем ракетного топлива, на удобрения и соли

Изобретение относится к способу получения нитрата щелочного металла и фосфата щелочного металла в одном и том же технологическом процессе из фосфатного сырья и нитратного сырья, включающий следующие этапы: а) взаимодействие фосфатного сырья с нитратным сырьем с образованием водной нитрофосфатной реакционной смеси, с последующим необязательным отделением твердого материала, б) введение водной нитрофосфатной реакционной смеси на этап первого ионного обмена, осуществляемого при наличии насыщенной ионами щелочного металла катионообменной смолы, для обмена катионов, присутствующих в реакционной смеси, на ионы щелочного металла, присутствующие в этой смоле, с получением потока, обогащенного ионами щелочного металла, в) осуществление первой кристаллизации потока, получаемого на этапе (б), при условиях, обеспечивающих кристаллизацию нитрата щелочного металла, и отделение кристаллизованного нитрата щелочного металла от маточного раствора, г) введение маточного раствора, образующегося на этапе (в), на этап второго ионного обмена, осуществляемого при наличии насыщенной ионами щелочного металла катионообменной смолы, для обмена катионов, присутствующих в маточном растворе, на ионы щелочного металла, присутствующие в этой смоле, с получением потока, содержащего фосфат, обогащенного ионами щелочного металла, и д) осуществление второй кристаллизации потока, получаемого на этапе (г), при условиях, обеспечивающих кристаллизацию фосфата щелочного металла, и отделение кристаллизованного фосфата щелочного металла от маточного раствора

Изобретение относится к получению солей азотной кислоты

Химия - увлекательная наука. Те, кто интересуются не только теорией, но и пробует свои навыки на практике, точно знают, о чем идет речь. С большинством элементов из таблицы Менделеева знаком каждый школьник. Но всем ли удалось попробовать на собственном опыте смешивать реагенты и проводить химические испытания? Даже сегодня не во всех современных школах имеется в наличии необходимое оборудование и реагенты, потому химия остается наукой открытой для самостоятельного изучения. Многие стремятся познать ее глубже, проводя исследования в домашних условиях.

Ни один самодельщик не обойдется без азотной кислоты - крайне важной в хозяйстве вещи. Достать вещество сложно: приобрести его можно только в специализированном магазине, где покупка осуществляется по подтверждающим мирное использование вещества документам. Потому если вы мастер-самоделка, достать этот компонент, скорее всего, не получится. Здесь и возникает вопрос о том, как сделать азотную кислоту в домашних условиях. Процесс вроде не отличается сложностью, тем не менее на выходе должно получиться вещество достаточного уровня чистоты и необходимой концентрации. Здесь без навыков химика-экспериментатора никак не обойтись.

Где используется вещество?

Применение азотной кислоты разумно в безопасных целях. Вещество используется в таких сферах деятельности человека:

• создание красящих пигментов;
• проявление фотопленок;
• приготовление лекарственных препаратов;
• переработка пластиковых изделий;
• использование в химии;
• удобрение садовых и огородных культур;
• производство динамита.

Чистая азотная кислота в неизмененном виде выглядит как жидкое вещество, которое при контакте с воздухом начинает выпускать белые пары. Замерзание его происходит уже при -42 о С, а кипение - при +80 о С. Как вывести такое вещество, как азотная кислота, своими руками в домашних условиях?

Способ 1

Дымящееся вещество получают посредством воздействия концентрата на натриевую (калийную) селитру (натрий (калий) нитрат). В результате реакции получается искомое вещество и гидросульфат натрия (калия). Схема реакции выглядит таким образом: NaNO 3 + H 2 SO 4 => HNO 3 + NaHSO 4. Запомните, что концентрация полученного вещества зависит от перед вступлением в реакцию.

Способ 2

Получение азотной кислоты в домашних условиях с меньшей концентрацией вещества происходит тем же способом, необходимо только заменить натриевую селитру нитратом аммония. Химическое уравнение выглядит так: NH 4 NO 3 + H 2 SO 4 =>(NH 4) 2 SO 4 + HNO 3 . Заметьте, что аммиачная селитра доступнее, чем калийная или натриевая, потому большинство исследователей проводят реакцию на ее основе.

Чем выше концентрация H 2 SO 4 , тем более концентрированной будет азотная кислота. Чтобы получить сбалансированное вещество, требуется увеличить объем электролита, необходимого для проведения реакции. Чтобы достичь желаемого результата, на практике пользуются методом выпаривания, который заключается в постепенном уменьшении объема электролита примерно в 4 раза от первоначального.

Особенности метода выпаривания

На дно посуды высыпают просеянный песок и ставят резервуар с электролитом. При этом процесс кипячения газовой плиты, поддавая или уменьшая огонь. Процесс отличается длительностью, поэтому в таком деле важно терпение. Эксперты рекомендуют использовать кипелки - стеклянные или керамические трубочки, предназначенные для проведения химических опытов, в том числе и выпаривания. Они нейтрализуют образование пузырей и снижают силу кипения, предотвращая разбрызгивание вещества. В таких условиях допустимо получение азотной кислоты в домашних условиях с концентрацией около 93 %.

Инструменты и реагенты для практического получения вещества

Для проведения реакции потребуется наличие:

• концентрированного H 2 SO 4 (>95%) - 50 мл;
• нитрата аммония, калия, натрия;
• 100 мл емкости;
• 1000 мл контейнера;
• стеклянной воронки;
• резинки;
• водяной бани;
• колотого льда (можно заменить на снег или холодную воду);
• термометра.

Получение азотной кислоты в домашних условиях, как и проведение любой другой химической реакции, требует соблюдения мер предосторожности:

• В процессе получения азотной кислоты в домашних условиях необходимо поддерживать температуру в рамках 60-70 о С. Если превысить эти границы, кислота начнет распадаться.
• Во время проведения реакции могут выделяться пары и газы, поэтому, работая с кислотами, обязательно пользуйтесь защитной маской. Руки должны быть защищены от внезапного попадания вещества на кожу, потому химики работают в резиновых перчатках. На больших химических производствах, где человек контактирует с опасными для здоровья веществами, рабочие вообще работают в специальных защитных костюмах.

Теперь вы знаете, как получить азотную кислоту в процессе проведения простой реакции. Будьте осторожны с использованием такого вещества и применяйте его только в мирных целях.

Селитрой называют азотнокислые соли (нитраты) аммония, натрия, кальция и калия. В основном, они применяются в сельском хозяйстве, в качестве минеральных удобрений, и в промышленном производстве пиротехнических изделий и взрывчатых веществ.

Нитрат калия считается очень ценным удобрением, так как одновременно содержит два важных для жизни растений вещества – азот и калий. Но, в тоже время, калиевая селитра является основой черного пороха и просто незаменима при изготовлении различной пиротехники. Однако эксперименты доморощенных умельцев по созданию ракет, дымовух и прочих «взрывалок» часто заканчиваются весьма плачевно. Поэтому продажа калиевой селитры в последнее время ограничена, и дачники с наступлением весны все чаще вынуждены задумываться, как сделать селитру самостоятельно. Наш совет предназначается садоводам-любителям, использующим калиевую селитру исключительно в мирных целях.

Как сделать калиевую селитру

1. Приобретите в хозяйственном магазине углекислый калий, он же поташ, и аммиачную селитру.
2. Растворите их по отдельности в теплой воде, лучше дистиллированной. Используйте равные весовые части реагентов. Смешайте в ненужной посуде оба раствора, вливая раствор поташа в раствор аммиачной селитры.
3. Поставьте кастрюлю на медленный огонь. Кастрюля должна быть достаточно большая, так как во время реакции смесь пенится и увеличивается в объеме. Регулярно помешивайте смесь. Вскоре из нее начнет выделяться газ аммиак с резким характерным запахом – это значит, что реакция пошла. Из-за резкого запаха газа процесс лучше проводить на улице или в помещении с хорошей вытяжкой.
4. После того, как выделение газа прекратиться, снимите кастрюлю с огня, и оставьте в прохладном месте на сутки. После этого на дне образуются крупные игольчатые кристаллы калиевой селитры, которые только достать, слив жидкость, и просушить.

Аммиачная селитра одно из самых распространенных удобрений, ее вносят при посеве практически под все сельскохозяйственные культуры, как зерновые, так и овощные, а также употребляют в качестве подкормки взрослых растений. В горном деле аммиачную селитру широко используют в качестве основного компонента бризантных взрывчатых веществ – аммонала, аммонита или аммотола. Аммиачная селитра продается во всех хозяйственных магазинах в отделах «Удобрения», где ее можно легко приобрести. Изготовление аммиачной селитры в кустарных условия крайне опасно и совершенно нерентабельно! Попробовать синтезировать ее самому можно лишь в малых дозах, соблюдая все правила техники безопасности, в учебных целях.

Как сделать аммиачную селитру

1. В хозяйственно магазине надо купить: нашатырный спирт, медный купорос, кальциевую селитру.
2. Смешиваем нашатырный спирт с медным купоросом до получения голубого цвета раствора. В результате реакции замещения мы получим гидрооксид меди, выпавший в осадок, и сульфат аммония, остающийся в растворе.
3. Сливаем раствор сульфата аммония с осадка и смешиваем его с кальциевой селитрой. В итоге, получаем сульфат кальция в виде осадка и раствор, содержащий нашу аммиачную селитру.

Мы описали основные способы получения селитры, а уж, что можно сделать из селитры, произведенной в домашних, условиях решать только вам.