Разложение нитратов щелочных металлов

Спасибо! Ваша заявка отправлена, преподаватель свяжется с вами в ближайшее время.

Вы можете также связаться с преподавателем напрямую:

Скопируйте эту ссылку, чтобы разместить результат запроса " " на другом сайте.

Изображение вещества/реакции можно сохранить или скопировать, кликнув по нему правой кнопкой мыши.

Внимание, если вы не нашли в базе сайта нужную реакцию, вы можете добавить ее самостоятельно.

На данный момент доступна упрощенная авторизация через VK.
В будущем добавлю авторизацию через Гугл и Яндекс.

Здесь вы можете выбрать параметры отображения органических соединений.

Эти параметры действуют только для верхнего изображения вещества и не применяются в реакциях.

Корректная работа сайта обеспечена на всех браузерах, кроме Internet Explorer.

Если вы пользуетесь Internet Explorer, смените браузер.

На сайте есть сноски двух типов:

Подсказки - помогают вспомнить определения терминов или поясняют информацию, которая может быть сложна для начинающего.

Дополнительная информация - такие сноски содержат примечания или уточнения, выходящие за рамки базовой школьной химии, нужны для углубленного изучения.

Реакции разложения

При выполнении различных заданий ЕГЭ по химии (например, задачи 34 или задания 32 «мысленный эксперимент») могут пригодиться знания о том, какие вещества при нагревании разлагаются и как они разлагаются.

Рассмотрим термическую устойчивость основных классов неорганических веществ. Я не указываю в условиях температуру протекания процессов, так как в ЕГЭ по химии такая информация, как правило, не встречается. Если возможны различные варианты разложения веществ, я привожу наиболее вероятные, на мой взгляд, реакции.

Разложение оксидов

При нагревании разлагаются оксиды тяжелых металлов:

2HgO = 2Hg + O₂

Разложение гидроксидов

Как правило, при нагревании разлагаются нерастворимые гидроксиды. Исключением является гидроксид лития, он растворим, но при нагревании в твердом виде разлагается на оксид и воду:

2LiOH = Li₂O + H₂O

Гидроксиды других щелочных металлов при нагревании не разлагаются.

Гидроксиды серебра (I) и меди (I) неустойчивы:

2AgOH = Ag₂O + H₂O

2CuOH = Cu₂O + H₂O

Гидроксиды большинства металлов при нагревании разлагаются на оксид и воду.

В инертной атмосфере (в отсутствии кислорода воздуха) гидроксиды хрома (III) марганца (II) и железа (II) распадаются на оксид и воду:

Большинство остальных нерастворимых гидроксидов металлов также при нагревании разлагаются:

Разложение кислот

При нагревании разлагаются нерастворимые кислоты.

Например , кремниевая кислота:

Некоторые кислоты неустойчивы и подвергаются разложению в момент образования. Большая часть молекул сернистой кислоты и угольной кислоты распадаются на оксид и воду в момент образования:

В ЕГЭ по химии лучше эти кислоты записывать в виде оксида и воды.

Например , при действии водного раствора углекислого газа на карбонат калия в качестве реагента мы указываем не угольную кислоту, а оксид углерода (IV) и воду, но подразумеваем угольную кислоту при этом:

Азотистая кислота на холоде или при комнатной температуре частично распадается уже в водном растворе, реакция протекает обратимо:

При нагревании выше 100 о С продукты распада несколько отличаются:

Азотная кислота под действием света или при нагревании частично обратимо разлагается:

Разложение солей

Разложение хлоридов

Хлориды щелочных, щелочноземельных металлов, магния, цинка, алюминия и хрома при нагревании не разлагаются.

Хлорид серебра (I) разлагается под действием света:

2AgCl → Ag + Cl₂

Хлорид аммония при нагревании выше 340 о С разлагается:

Разложение нитратов

Нитраты щелочных металлов при нагревании разлагаются до нитрита металла и кислорода.

Например , разложение нитрата калия:

Видеоопыт разложения нитрата калия можно посмотреть здесь.

Нитраты магния, стронция, кальция и бария разлагаются до нитрита и кислорода при нагревании до 500 о С:

При более сильном нагревании (выше 500 о С) нитраты магния, стронция, кальция и бария разлагаются до оксида металла, оксида азота (IV) и кислорода:

Нитраты металлов, расположенных в ряду напряжений после магния и до меди (включительно) + нитрат лития разлагаются при нагревании до оксида металла, диоксида азота и кислорода:

Нитраты серебра и ртути разлагаются при нагревании до металла, диоксида азота и кислорода:

Нитрат аммония разлагается при небольшом нагревании до 270 о С оксида азота (I) и воды:

При более высокой температуре образуются азот и кислород:

Разложение карбонатов и гидрокарбонатов

Карбонаты натрия и калия плавятся при нагревании.

Карбонаты лития, щелочноземельных металлов и магния разлагаются на оксид металла и углекислый газ:

Карбонат аммония разлагается при 30 о С на гидрокарбонат аммония и аммиак:

Гидрокарбонат аммония при дальнейшем нагревании разлагается на аммиак, углекислый газ и воду:

Гидрокарбонаты натрия и калия при нагревании разлагаются на карбонаты, углекислый газ и воду:

Гидрокарбонат кальция при нагревании до 100 о С разлагается на карбонат, углекислый газ и воду:

При нагревании до 1200 о С образуются оксиды:

Разложение сульфатов

Сульфаты щелочных металлов при нагревании не разлагаются.

Сульфаты алюминия, щелочноземельных металлов, меди, железа и магния разлагаются до оксида металла, диоксида серы и кислорода:

Сульфаты серебра и ртути разлагаются до металла, диоксида серы и кислорода:

Разложение фосфатов, гидрофосфатов и дигидрофосфатов

Эти реакции, скорее всего, в ЕГЭ по химии не встретятся! Гидрофосфаты щелочных и щелочноземельных металлов разлагаются до пирофосфатов:

Ортофосфаты при нагревании не разлагаются (кроме фосфата аммония).

Разложение сульфитов

Сульфиты щелочных металлов разлагаются до сульфидов и сульфатов:

Разложение солей аммония

Некоторые соли аммония, не содержащие анионы кислот-сильных окислителей, обратимо разлагаются при нагревании без изменения степени окисления. Это хлорид, бромид, йодид, дигидрофосфат аммония:

Cоли аммония, образованные кислотами-окислителями, при нагревании также разлагаются. При этом протекает окислительно-восстановительная реакция. Это дихромат аммония, нитрат и нитрит аммония:

Видеоопыт разложения нитрита аммония можно посмотреть здесь.

Разложение перманганата калия

Разложение хлората и перхлората калия

Хлорат калия при нагревании разлагается до перхлората и хлорида:

4KClO₃ → 3KClO₄ + KCl

При нагревании в присутствии катализатора (оксид марганца (IV)) образуется хлорид калия и кислород:

Щелочные металлы. Химия щелочных металлов и их соединений

Щелочные металлы расположены в главной подгруппе первой группы периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева (или просто в 1 группе в длиннопериодной форме ПСХЭ). Это литий Li, натрий Na, калий K, цезий Cs, рубидий Rb и франций Fr.

Электронное строение щелочных металлов и основные свойства

Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня щелочных металлов: ns 1 , на внешнем энергетическом уровне находится 1 s-электрон. Следовательно, типичная степень окисления щелочных металлов в соединениях +1.

Рассмотрим некоторые закономерности изменения свойств щелочных металлов.

В ряду Li-Na-K-Rb-Cs-Fr, в соответствии с Периодическим законом, увеличивается атомный радиус , усиливаются металлические свойства , ослабевают неметаллические свойства , уменьшается электроотрица-тельность .

Физические свойства

Все щелочные металлы — вещества мягкие, серебристого цвета. Свежесрезанная поверхность их обладает характерным блеском.

Кристаллическая решетка щелочных металлов в твёрдом состоянии — металлическая. Следовательно, щелочные металлы обладают высокой тепло- и электропроводимостью. Кипят и плавятся при низких температурах. Они имеют также небольшую плотность.

Нахождение в природе

Как правило, щелочные металлы в природе присутствуют в виде минеральных солей: хлоридов, бромидов, йодидов, карбонатов, нитратов и др. Основные минералы , в которых присутствуют щелочные металлы:

Поваренная соль, каменная соль, галит — NaCl — хлорид натрия

Сильвин KCl — хлорид калия

Сильвинит NaCl · KCl

Глауберова соль Na₂SO_4⋅10Н₂О – декагидрат сульфата натрия

Едкое кали KOH — гидроксид калия

Поташ K₂CO₃ – карбонат калия

Поллуцит — алюмосиликат сложного состава с высоким содержанием цезия:

Способы получения

Литий получают в промышленности электролизом расплава хлорида лития в смеси с KCl или BaCl₂ (эти соли служат для понижения температуры плавления смеси):

2LiCl = 2Li + Cl₂

Натрий получают электролизом расплава хлорида натрия с добавками хлорида кальция:

2NaCl _{(расплав)} → 2Na + Cl₂

Электролитом обычно служит смесь NaCl с NaF и КСl (что позволяет проводить процесс при 610–650°С).

Калий получают также электролизом расплавов солей или расплава гидроксида калия. Также распространены методы термохимического восстановления: восстановление калия из расплавов хлоридов или гидроксидов. В качестве восстановителей используют пары натрия, карбид кальция, алюминий, кремний:

KCl + Na = K↑ + NaCl

KOH + Na = K↑ + NaOH

Цезий можно получить нагреванием смеси хлорида цезия и специально подготовленного кальция:

Са + 2CsCl → 2Cs + CaCl₂

В промышленности используют преимущественно физико-химические методы выделения чистого цезия: многократную ректификацию в вакууме.

Качественные реакции

Качественная реакция на щелочные металлы — окрашивание пламени солями щелочных металлов .

Цвет пламени:
Li — карминно-красный
Na — жѐлтый
K — фиолетовый
Rb — буро-красный
Cs — фиолетово-красный

Химические свойства

1. Щелочные металлы — сильные восстановители . Поэтому они реагируют почти со всеми неметаллами .

1.1. Щелочные металлы легко реагируют с галогенами с образованием галогенидов:

2K + I₂ = 2KI

1.2. Щелочные металлы реагируют с серой с образованием сульфидов:

2Na + S = Na₂S

1.3. Щелочные металлы активно реагируют с фосфором и водородом (очень активно). При этом образуются бинарные соединения — фосфиды и гидриды:

3K + P = K₃P

2Na + H₂ = 2NaH

1.4. С азотом литий реагирует при комнатной температуре с образованием нитрида:

Остальные щелочные металлы реагируют с азотом при нагревании.

1.5. Щелочные металлы реагируют с углеродом с образованием карбидов, преимущественно ацетиленидов:

1.6. При взаимодействии с кислородом каждый щелочной металл проявляет свою индивидуальность: при горении на воздухе литий образует оксид, натрий – преимущественно пероксид, калий и остальные металлы – надпероксид.

Цезий самовозгорается на воздухе, поэтому его хранят в запаянных ампулах. Видеоопыт самовозгорания цезия на воздухе можно посмотреть здесь.

2. Щелочные металлы активно взаимодействуют со сложными веществами:

2.1. Щелочные металлы бурно (со взрывом) реагируют с водой . Взаимодействие щелочных металлов с водой приводит к образованию щелочи и водорода. Литий реагирует бурно, но без взрыва.

Например , калий реагирует с водой очень бурно:

2K 0 + H₂ + O = 2 K + OH + H₂ 0

Видеоопыт: взаимодействие щелочных металлов с водой можно посмотреть здесь.

2.2. Щелочные металлы взаимодействуют с минеральными кислотами (с соляной, фосфорной и разбавленной серной кислотой) со взрывом. При этом образуются соль и водород.

Например , натрий бурно реагирует с соляной кислотой :

2Na + 2HCl = 2NaCl + H₂↑

2.3. При взаимодействии щелочных металлов с концентрированной серной кислотой выделяется сероводород.

Например , при взаимодействии натрия с концентрированной серной кислотой образуется сульфат натрия, сероводород и вода:

2.4. Щелочные металлы реагируют с азотной кислотой. При взаимодействии с концентрированной азотной кислотой образуется оксид азота (I):

С разбавленной азотной кислотой образуется молекулярный азот:

При взаимодействии щелочных металлов с очень разбавленной азотной кислотой образуется нитрат аммония:

2.5. Щелочные металлы могут реагировать даже с веществами, которые проявляют очень слабые кислотные свойства . Например, с аммиаком, ацетиленом (и прочими терминальными алкинами), спиртами , фенолом и органическими кислотами .

Например , при взаимодействии лития с аммиаком образуются амиды и водород:

Ацетилен с натрием образует ацетиленид натрия и также водород:

Н ─ C ≡ С ─ Н + 2Na → Na ─ C≡C ─ Na + H₂

Фенол с натрием реагирует с образованием фенолята натрия и водорода:

Метанол с натрием образуют метилат натрия и водород:

Уксусная кислота с литием образует ацетат лития и водород:

2СH₃COOH + 2Li → 2CH₃COOLi + H₂↑

Щелочные металлы реагируют с галогеналканами (реакция Вюрца).

Например , хлорметан с натрием образует этан и хлорид натрия:

2.6. В расплаве щелочные металлы могут взаимодействовать с некоторыми солями . Обратите внимание! В растворе щелочные металлы будут взаимодействовать с водой, а не с солями других металлов.

Например , натрий взаимодействует в расплаве с хлоридом алюминия :

3Na + AlCl₃ → 3NaCl + Al

Оксиды щелочных металлов

Оксиды щелочных металлов (кроме лития) можно получить только к освенными методами : взаимодействием натрия с окислителями в расплаве:

1. О ксид натрия можно получить взаимодействием натрия с нитратом натрия в расплаве:

2. Взаимодействием натрия с пероксидом натрия :

3. Взаимодействием натрия с расплавом щелочи :

2Na + 2NaOН → 2Na₂O + Н₂↑

4. Оксид лития можно получить разложением гидроксида лития :

2LiOН → Li₂O + Н₂O

Химические свойства

Оксиды щелочных металлов — типичные основные оксиды . Вступают в реакции с кислотными и амфотерными оксидами, кислотами, водой.

1. Оксиды щелочных металлов взаимодействуют с кислотными и амфотерными оксидами :

Например , оксид натрия взаимодействует с оксидом фосфора (V):

Оксид натрия взаимодействует с амфотерным оксидом алюминия:

2. Оксиды щелочных металлов взаимодействуют с кислотами с образованием средних и кислых солей (с многоосновными кислотами).

Например , оксид калия взаимодействует с соляной кислотой с образованием хлорида калия и воды:

K₂O + 2HCl → 2KCl + H₂O

3. Оксиды щелочных металлов активно взаимодействуют с водой с образованием щелочей.

Например , оксид лития взаимодействует с водой с образованием гидроксида лития:

Li₂O + H₂O → 2LiOH

4. Оксиды щелочных металлов окисляются кислородом (кроме оксида лития): оксид натрия — до пероксида, оксиды калия, рубидия и цезия – до надпероксида.

Пероксиды щелочных металлов

Свойства пероксидов очень похожи на свойства оксидов. Однако пероксиды щелочных металлов, в отличие от оксидов, содержат атомы кислорода со степенью окисления -1. Поэтому они могут могут проявлять как окислительные , так и восстановительные свойства.

1. Пероксиды щелочных металлов взаимодействуют с водой . При этом на холоде протекает обменная реакция, образуются щелочь и пероксид водорода:

При нагревании пероксиды диспропорционируют в воде, образуются щелочь и кислород:

2. Пероксиды диспропорционируют при взаимодействии с кислотными оксидами .

Например , пероксид натрия реагирует с углекислым газом с образованием карбоната натрия и кислорода:

3. При взаимодействии с минеральными кислотами на холоде пероксиды вступают в обменную реакцию. При этом образуются соль и перекись водорода:

При нагревании пероксиды, опять-таки, диспропорционируют:

4. Пероксиды щелочных металлов разлагаются при нагревании, с образованием оксида и кислорода:

5. При взаимодействии с восстановителями пероксиды проявляют окислительные свойства.

Например , пероксид натрия с угарным газом реагирует с образованием карбоната натрия:

Пероксид натрия с сернистым газом также вступает в ОВР с образованием сульфата натрия:

6. При взаимодействии с сильными окислителями пероксиды проявляют свойства восстановителей и окисляются, как правило, до молекулярного кислорода.

Например , при взаимодействии с подкисленным раствором перманганата калия пероксид натрия образует соль и молекулярный кислород:

Гидроксиды щелочных металлов (щелочи)

1. Щелочи получают электролизом растворов хлоридов щелочных метал-лов:

2NaCl + 2H₂O → 2NaOH + H₂ + Cl₂

2. При взаимодействии щелочных металлов, их оксидов, пероксидов, гидридов и некоторых других бинарных соединений с водой также образуются щелочи.

Например , натрий, оксид натрия, гидрид натрия и пероксид натрия при растворении в воде образуют щелочи:

2Na + 2H₂O → 2NaOH + H₂

Na₂O + H₂O → 2NaOH

2NaH + 2H₂O → 2NaOH + H₂

3. Некоторые соли щелочных металлов (карбонаты, сульфаты и др.) при взаимодействии с гидроксидами кальция и бария также образуют щелочи.

Например , карбонат калия с гидроксидом кальция образует карбонат кальция и гидроксид калия:

1. Гидроксиды щелочных металлов реагируют со всеми кислотами (и сильными, и слабыми, и растворимыми, и нерастворимыми). При этом образуются средние или кислые соли, в зависимости от соотношения реагентов.

Например , гидроксид калия с фосфорной кислотой реагирует с образованием фосфатов, гидрофосфатов или дигидрофосфатов:

2. Гидроксиды щелочных металлов реагируют с кислотными оксидами . При этом образуются средние или кислые соли, в зависимости от соотношения реагентов.

Например , гидроксид натрия с углекислым газом реагирует с образованием карбонатов или гидрокарбонатов:

Необычно ведет себя оксид азота (IV) при взаимодействии с щелочами. Дело в том, что этому оксиду соответствуют две кислоты — азотная (HNO₃) и азотистая (HNO₂). «Своей» одной кислоты у него нет. Поэтому при взаимодействии оксида азота (IV) с щелочами образуются две соли- нитрит и нитрат:

А вот в присутствии окислителя, например, молекулярного кислорода, образуется только одна соль — нитрат, т.к. азот +4 только повышает степень окисления:

3. Гидроксиды щелочных металлов реагируют с амфотерными оксидами и гидроксидами . При этом в расплаве образуются средние соли, а в растворе комплексные соли.

Например , гидроксид натрия с оксидом алюминия реагирует в расплаве с образованием алюминатов:

в растворе образуется комплексная соль — тетрагидроксоалюминат:

Еще пример : гидроксид натрия с гидроксидом алюминия в расплаве образут также комплексную соль:

4. Щелочи также взаимодействуют с кислыми солями. При этом образуются средние соли, или менее кислые соли.

Например : гидроксид калия реагирует с гидрокарбонатом калия с образованием карбоната калия:

5. Щелочи взаимодействуют с простыми веществами-неметаллами (кроме инертных газов, азота, кислорода, водорода и углерода).

При этом кремний окисляется щелочами до силиката и водорода:

Фтор окисляет щелочи. При этом выделяется молекулярный кислород:

Другие галогены, сера и фосфор — диспропорционируют в щелочах:

Сера взаимодействует с щелочами только при нагревании:

6. Щелочи взаимодействуют с амфотерными металлами , кроме железа и хрома . При этом в расплаве образуются соль и водород:

В растворе образуются комплексная соль и водород:

2NaOH + 2Al + 6Н₂О = 2Na[Al(OH)₄] + 3Н₂

7. Гидроксиды щелочных металлов вступают в обменные реакции с растворимыми солями .

С щелочами взаимодействуют соли тяжелых металлов.

Например , хлорид меди (II) реагирует с гидроксидом натрия с образованием хлорида натрия и осадка гидроксида меди (II):

2NaOH + CuCl₂ = Cu(OH)₂↓+ 2NaCl

Также с щелочами взаимодействуют соли аммония.

Например , при взаимодействии хлорида аммония и гидроксида натрия образуются хлорид натрия, аммиак и вода:

NH₄Cl + NaOH = NH₃ + H₂O + NaCl

8. Гидроксиды всех щелочных металлов плавятся без разложения , гидроксид лития разлагается при нагревании до температуры 600°С:

2LiOH → Li₂O + H₂O

9. Все гидроксиды щелочных металлов проявляют свойства сильных оснований . В воде практически нацело диссоциируют , образуя щелочную среду и меняя окраску индикаторов.

NaOH ↔ Na + + OH —

10. Гидроксиды щелочных металлов в расплаве подвергаются электролизу . При этом на катоде восстанавливаются сами металлы, а на аноде выделяется молекулярный кислород:

4NaOH → 4Na + O₂ + 2H₂O

Соли щелочных металлов

Нитраты и нитриты щелочных металлов

Нитраты щелочных металлов при нагревании разлагаются на нитриты и кислород. Исключение — нитрат лития. Он разлагается на оксид лития, оксид азота (IV) и кислород.

Например , нитрат натрия разлагается при нагревании на нитрит натрия и молекулярный кислород:

Нитраты щелочных металлов в реакциях могут выступать в качестве окислителей.

Нитриты щелочных металлов могут быть окислителями или восстановителями.

В щелочной среде нитраты и нитриты — очень мощные окислители.

Например , нитрат натрия с цинком в щелочной среде восстанавливается до аммиака:

Сильные окислители окисляют нитриты до нитратов.

Например , перманганат калия в кислой среде окисляет нитрит натрия до нитрата натрия:

Нитраты

Нитрат натрия. Натриевая селитра. NaNO₃ — бесцветная соль, кристаллизующаяся в ромбоэдрах (ромбоэдры принимали ранее за кубы, поэтому в старой литературе натриевую селитру часто называли «кубической селитрой»). Удельный вес нитрата натрия 2,26, точка плавления 311°; при 380° начинается его разложение. Нитрат натрия обладает охлаждающим, горьковатым вкусом, он легко растворим в воде. При растворении происходит сильное понижение температуры и соответственно значительно увеличивается растворимость при повышении температуры. А именно при 0° в 100 г воды растворяется 73 г NaNO₃, а при 100° — 175,6 г NaNO₃. В природе нитрат натрия встречается в нескольких местах. В очень больших количествах он находится на чилийском побережье Тихого океана (чилиискал селитра). Небольшие месторождения имеются в Египте, за Каспием и в Колумбии. Происхождение чилийских залежей еще не вполне объяснено. Чаще всего их объясняют разложением веществ животного или (вероятнее) растительного происхождения, особенно водорослей, под влиянием бактерий. Новейшие исследователи отдают, однако, предпочтение гипотезе вулканического происхождения чилийской селитры. При вулканических извержениях часто образуются большие количества аммиака, которые в дальнейшем могут превратиться в селитру. Сырая чилийская селитра (называемая caliche) большей частью сильно загрязнена песком и глиной, а также различными солями. Очистку производят растворением в горячей воде и перекристаллизацией на холоду. При этом методе не удаляется, однако, ядовитый для растений перхлорат, калия, КСlО₄. Если он содержится в количестве более 0,5%, то его следует удалять особым способом. Кроме того, в чилийской селитре содержится еще иодат натрия NaIO₃, однако он не ядовит, а действует скорее как возбудитель роста растений.

Один из методов получения нитрата натрия заключается во взаимодействии соды с синтетической азотной кислотой. Лишь небольшие количества поступают в виде чилийской селитры. Перед первой мировой войной Германия ввозила ежегодно приблизительно 800 000 т чилийской селитры. Нитрат натрия служит главным образом в качестве азотистого удобрения. Однако в настоящее время он все более вытесняется другими синтетическими азотистыми удобрениями.

Нитрат калия. Селитра, калийная селитра KNO₃ — бесцветная, «диморфная» соль, т. е. кристаллизующаяся в двух различных формах. Из кислых растворов она кристаллизуется, как и нитрат натрия, в форме ромбоэдров, в других случаях в форме ромбических призм. Удельный вес ромбической селитры 2,105. При 128° происходит превращение в тригональноромбоэдрическую модификацию (метастабильную при обычных температурах). Точка плавления 339°. При нагревании выше этой температуры нитрат, выделяя кислород, переходит в нитрит. (Шееле этим методом впервые получил чистый кислород.) Вкус селитры охлаждающий, горький. Селитра легко растворима в воде. Наступающее при растворении понижение температуры еще отчетливее, чем в случае нитрата натрия, в соответствии с еще большим положительным температурным коэффициентом растворимости. Растворимость нитрата калия равна:

Образование селитры постоянно происходит при гниении животных отбросов в присутствии гидроокиси или карбоната калия. Этим путем она образуется часто в природе, столетиями ее получали так искусственно. В настоящее время селитру получают либо взаимодействием нитрата натрия с хлоридом калия («конверсионная селитра»), либо — в самое последнее время — разложением карбоната калия или нейтрализацией гидроокиси калия азотной кислотой.

Конверсионный способ основан на том, что при добавлении некоторого эквивалентного количества КСl к горячему насыщенному раствору NaNO₃ выделяется NaCl, в то время как из оставшегося после отсасывания NaCl маточного раствора на холоду кристаллизуется KNO₃. При нагревании процесс протекает по уравнению

слева направо, так как выпадает NaCl. На холоду процесс протекает еще дальше слева направо, так как в дальнейшем выпадает KNO₃.

Две пары солей, которые могут взаимно превращаться одна в другую, называют «обратимыми парами солей».

Нитрат калия служит для получения пороха. В противоположность нитрату натрия он пригоден для этой цели, так как не гигроскопичен. Далее нитрат калия применяют для получения нитрита калия, который (наряду с нитритом натрия) используют в производстве красителей (для диазотирования). Нитрат калия (так же как нитрат натрия) кристаллизуется всегда без воды. Однако он может присоединять азотную кислоту с образованием кислых нитратов:

Нитрат калия образует с нитратом натрия при обычной температуре смешанные кристаллы лишь весьма ограниченного состава (отсутствие смешиваемости проявляется в интервале содержания NaNO₃ 0,5—99,9 вес.%). Выше 175°, однако, наступает неограниченная смешиваемость. Смесь обеих солей при содержании 45 вес. % NaNO₃ обладает ярко выраженным минимумом температуры плавления (225°). Отсутствие смешиваемости в твердом состоянии можно часто наблюдать в бинарных системах с минимумом точки плавления.

Нитраты рубидия и цезия. RbNO₃ и CsNO₃ изоморфны нитрату калия и, кроме того, очень похожи на него. Растворимость нитрата рубидия также очень сильно возрастает с температурой. У нитрата цезия этого свойства в такой степени не наблюдается. С азотной кислотой образуются продукты присоединения такого же состава, как и в случае нитрата калия.

Нитрат лития. LiNO₃ получают обычно разложением карбоната азотной кислотой. Он представляет собой бесцветную расплывающуюся соль. Из водного раствора кристаллизуется при обычной температуре с 3 молекулами Н₂О. Безводный нитрат лития, несмотря на сильное увеличение растворимости с повышением температуры, не обладает соответствующей этому сильно отрицательной теплотой растворения. Наоборот, вследствие значительной теплоты гидратации, обусловленной присоединением воды, он обладает даже слабо положительной теплотой растворения. LiNO₃ не образует смешанных кристаллов с NaNO₃ и KNO₃.

НИТРАТЫ НЕОРГАНИЧЕСКИЕ

НИТРАТЫ НЕОРГАНИЧЕСКИЕ, соли азотной к-ты HNO 3 . Известны почти для всех металлов; существуют как в виде безводных солей M(NO 3 ) n (n-степень окисления металла М), так и в виде кристаллогидратов M(NO 3 ) n . xH 2 O (х = 1 -9). Из водных р-ров при т-ре, близкой к комнатной, только нитраты щелочных металлов кристаллизуются безводными, остальные-в виде кристаллогидратов. Физ.-хим. св-ва безводного и гидратированного нитрата одного и того же металла могут сильно отличаться.

Безводные нитраты-кристаллич. соед., нитраты d-элементов окрашены. Условно нитраты могут быть разделены на соед. с преим. ковалентным типом связи (соли Be, Cr, Zn, Fe и др. переходных металлов) и с преим. ионным типом связи (соли щелочных и щел.-зем. металлов). Для ионных нитратов характерны более высокая термич. устойчивость, преобладание кристаллич. структур более высокой симметрии (кубич.) и отсутствие расщепления полос нитрат-иона в ИК спектрах. Ковалентные нитраты имеют более высокую р-римость в орг. р-рителях, более низкую термич. устойчивость, их ИК спектры носят более сложный характер; нек-рые ко-валентные нитраты летучи при комнатной т-ре, а при растворении в воде частично разлагаются с выделением оксидов азота.

Все безводные нитраты проявляют сильные окислит. св-ва, обусловленные присутствием иона NO - 3 , при этом их окислит. способность возрастает при переходе от ионных к ковалентным нитратам. Последние разлагаются в интервале 100-300°С, ионные-при 400-600°С (NaNO 3 , KNO 3 и нек-рые др. при нагр. плавятся). Продуктами разложения в твердой и жидкой фазах являются последовательно нитриты, оксонитраты и оксиды, иногда-своб. металлы (когда оксид неустойчив, напр. Ag 2 O), а в газовой фазе-NO, NO 2 , О 2 и N 2 . Состав продуктов разложения зависит от природы металла и его степени окисления, скорости нагревания, т-ры, состава газовой среды и др. условий. NH 4 NO 3 детонирует, а при быстром нагр. может разлагаться со взрывом, в этом случае образуются N 2 , O 2 и Н 2 О; при медленном нагревании разлагается на N 2 O и Н 2 О.

Своб. ион NO - 3 в газовой фазе имеет геом. строение равностороннего треугольника с атомом N в центре, углы ONO ~ 120° и длины связей N—О 0,121 нм. В кристаллич. и газообразных нитратах ион NO - 3 в осн. сохраняет свою форму и размеры, что определяет пространств. строение нитратов. Ион NO - 3 может выступать как моно-, би-, тридентатный или мостиковый лиганд, поэтому нитрат характеризуется большим разнообразием типов кристаллич. структур.

Переходные металлы в высоких степенях окисления из-за стерич. затруднений не могут образовывать безводные нитраты, и для них характерны о к с о н и т р а т ы, напр. UO 2 (NO 3 ) 2 , NbO(NO 3 ) 3 . Нитраты образуют большое кол-во двойных и комплексных солей с ионом NO - 3 во внутр. сфере. В водных средах в результате гидролиза катионы переходных металлов образуют г и д р о к с о н и т р а т ы (основные нитраты) переменного состава, к-рые м. б. выделены и в твердом состоянии.

Гидратированные нитраты отличаются от безводных тем, что в их кристаллич. структурах ион металла в большинстве случаев связан с молекулами воды, а не с ионом NO - 3 . Поэтому они лучше, чем безводные нитраты, раств. в воде, но хуже-в орг. р-рителях, более слабые окислители, инконгру энтно плавятся в кристаллизац. воде в интервале 25-100°С. При нагр. гидратированных нитратов безводные нитраты, как правило, не образуются, а происходит термолиз с образованием гидроксонитратов и затем оксонитратов и оксидов металлов.

По мн. своим хим. св-вам нитраты аналогичны др. неорг. солям. Характерные особенности нитратов обусловлены их очень высокой р-римостью в воде, низкой термич. устойчивостью и способностью окислять орг. и неорг. соединения. При восстановлении нитратов образуется смесь азотсодержащих продуктов NO 2 , NO, N 2 O, N 2 или NH 3 с преобладанием одного из них в зависимости от вида восстановителя, т-ры, р-ции среды и др. факторов.

Пром. методы получения нитратов основаны на поглощении NH 3 р-рами HNO 3 (для NH 4 NO 3 ) или на поглощении нитрозных газов (NO + NO 2 ) р-рами щелочей или карбонатов (для нитратов щелочных металлов, Са, Mg, Ba), а также на разнообразных обменных р-циях солей металлов с HNO 3 или нитратов щелочных металлов. В лаборатории для получения безводных нитратов используют р-ции переходных металлов или их соед. с жидким N 2 O 4 и его смесями с орг. р-рителями либо р-ции с N 2 O 5 .

Нитраты Na, К (натриевая и калиевая селитры) встречаются в виде прир. залежей.

Анализ нитратов на нитрат-ион основан на его восстановлении до NH 3 сплавом Деварда и поглощении NH 3 титрованным р-ром к-ты либо на осаждении в виде нитроннитрата с помощью нитрона.

Н итраты применяют во мн. отраслях пром-сти. Аммония нитрат (аммиачная селитра)-осн. азотсодержащее удобрение; в качестве удобрений используют также нитраты щелочных металлов и Са. Нитраты-компоненты ракетных топлив. пиротехн. составов, травильных р-ров при крашении тканей; их используют для закалки металлов, консервации пищевых продуктов, как лекарственные средства и для получения оксидов металлов. См. также Калия нитрат, Натрия нитрат и др.

Лит.: Addison С. С., Logan N.. Anhydrous metal nitrates, "Advances Inorganic Chemistry and Radiochemistry", 1964, v. 6, p. 72-142. П.М. Чукуров.

Читайте также:

  
• Как забетонировать металлические столбы для забора
  
• Из этого металла сделано множество электрических проводов делающих вашу жизнь ярче и светлее
  
• При фотоэффекте кинетическая энергия электронов выбиваемых из металла
  
• Клинки ассасина из металла
  
• Станки по металлу ками