يتعلق الاختراع بإنتاج أملاح حمض النيتريك. جوهر هذه الطريقة هو أن محاليل النتريت - نترات التي يتم الحصول عليها عن طريق امتصاص أكاسيد النيتروجين مع الصودا أو الصودا الكاوية ، يتم تبخيرها إلى تركيز إجمالي للملح من 750-900 جم / لتر دون ترسيب المرحلة الصلبة وعند درجة حرارة 70-90 o يتم إرسال C إلى الانعكاس ، ويتم تخفيف الغازات العكسية بالهواء وإعادتها إلى مرحلة الامتصاص ، ويتم تشغيل فصل تلامس الأمونيا للحصول على غازات النيتروز بشكل دوري عند استخدام نتريت الصوديوم ، ومعالجة محاليل منتج نترات الصوديوم إلى منتج ملح بطريقة معروفة ، بما في ذلك بلورة المنتج وتجفيفه. تتمثل النتيجة الفنية في حقيقة أن الطريقة تسمح بالحصول على نترات الصوديوم دون إنتاج نتريت الصوديوم ، وكذلك استخدام حمض النيتريك كمانح لأكاسيد النيتروجين في مرحلة الانقلاب بدلاً من الأكسدة التحفيزية للأمونيا. 1 wp f-ly ، 1 dwg.

يتعلق الاختراع بالصناعة الكيميائية ويمكن استخدامه في المؤسسات التي تنتج أملاح حمض النيتريك. طريقة معروفة للحصول على نترات الصوديوم عن طريق تحييد محلول الصودا و (أو) الصودا الكاوية بحمض النيتريك (VA Klevke، NN Polyakov، LZ Arsenyeva. تكنولوجيا الأسمدة النيتروجينية. - M: Goskhimizdat، 1956، p.94؛ RF براءة الاختراع رقم 2159738 بتاريخ 1999/12/03 طريقة إنتاج نترات الصوديوم). عيب الطرق المعروفة هو التركيز المنخفض لنترات الصوديوم في محلول الإنتاج (320-360 جم ​​/ لتر) وما يرتبط به من استهلاك بخار مرتفع لتركيزه قبل بلورة المنتج النهائي. الأقرب في الجوهر التقني هو طريقة الحصول على نترات الصوديوم من محاليل نترات نترات عن طريق قلب الأخير بحمض النيتريك (MA Minovich، VM Minovich. أملاح حمض النيتروز. - م: الكيمياء ، 1997 ، ص 100-101) . عيب هذه الطريقة هو الحاجة إلى الإنتاج المتزامن لنتريت الصوديوم واستخدام محفزات بلاتينية باهظة الثمن لتحويل الأمونيا إلى أكاسيد النيتروجين. يتمثل الهدف من هذا الاختراع في تطوير طريقة لإنتاج نترات الصوديوم من محاليل نيتريت نترات بدون إنتاج نتريت الصوديوم ، والذي يكون الطلب عليه ذا طبيعة موسمية واضحة ، بالإضافة إلى استخدام حمض النيتريك للحصول على أكاسيد النيتروجين في مرحلة الانقلاب بدلاً من الأكسدة التحفيزية للأمونيا بالأكسجين الجوي. يتم تحقيق هذا الهدف من خلال حقيقة أنه بعد مرحلة أكسدة الأمونيا بالأكسجين الجوي ، وتبريد غازات النيتروز ، وامتصاصها بمحلول من الصودا أو الصودا الكاوية ، يتبخر محلول النتريت-نترات دون ترسيب المرحلة الصلبة إلى الكمية من الأملاح 750-900 جم / لتر وإرسالها للعكس. عند خلط المحلول بحمض النيتريك غير المركز ، يستمر التفاعل المعروف بشكل مكثف: 3NaNO 2 + 2HNO 3 = 3NaNO 3 + 2NO + H 2 O. يتم الحفاظ عليها بطريقة تجعل حموضة محلول المنتج الوسيط في 30-80 جم / لتر HNO 3. تنفجر أكاسيد النيتروجين المتكونة في عمود الانعكاس بالهواء. نظرًا لأن الانعكاس يتم في وجود تركيز متزايد لنتريت الصوديوم ، يتم تخفيف غازات الانعكاس بكمية إضافية من الهواء قبل الدخول في مرحلة الامتصاص. عند الامتصاص ، يتم امتصاصها بواسطة محلول دائري يحتوي على قلوية زائدة على شكل صودا أو هيدروكسيد الصوديوم. هذا يعيد تشكيل النتريت ونترات الصوديوم. يوضح الرسم رسمًا تخطيطيًا لتنفيذ طريقة إنتاج نترات الصوديوم. يتم بدء تشغيل المخطط التكنولوجي بالطريقة التقليدية: يتم اشتعال جهاز التلامس في مرحلة تحويل الأمونيا ، حيث يتم استخدام الأمونيا الغازية والهواء. تمر غازات النيتروز عبر غلاية حرارة النفايات ، حيث يتم تبريدها إلى 200-220 درجة مئوية وتدخل إلى جهاز الامتصاص ، ويتم ريها بمحلول نيتريت نترات يحتوي على كمية زائدة من الصودا أو هيدروكسيد الصوديوم. يتم أخذ هذا المحلول (مجموع الأملاح 320-400 جم / لتر) بشكل دوري للتبخر ، حيث يزيد مجموع الأملاح (NaNO 2 + NaNO 3 + Na 2 CO 3) إلى 750-900 جم / لتر. يتم الحفاظ على درجة حرارة المحلول المنزوع في نطاق 70-90 درجة مئوية لمنع ترسيب الطور الصلب. يتم إرسال هذا المحلول إلى مفاعل عمود معكوس للتشغيل المستمر ، حيث يتم حقن حمض النيتريك غير المركز بمحتوى 56-58 بالوزن٪ HNO 3 في نفس الوقت. يتم تحديد نسبة تدفق حمض النيتريك ومحلول ملح النتريت - نترات بطريقة تحافظ على البيئة الحمضية في العمود ويكون لمحلول المنتج الوسيط حموضة 30-80 جم / لتر HNO 3. يتم تغذية المفاعل بالهواء باستمرار ، والذي ، بالإضافة إلى تحسين خلط المواد المتفاعلة ، يزيل غازات النيتروز من منطقة التفاعل. يتم إرسال محلول نترات الصوديوم الحمضي الوسيط إلى معادل ، حيث يتم تحييده عن طريق خلطه بمحلول من الصودا أو الصودا الكاوية إلى درجة حموضة 8-10. يتم تخفيف غازات النيتروز المعكوسة بهواء إضافي وإرسالها إلى برج امتصاص. بعد تراكم كمية معينة من محاليل نترات النتريت ، يتم إيقاف قسم التلامس ، ويستمر إنتاج نترات الصوديوم بسبب غازات النيتروز العكسية. في هذه الحالة ، كما يتضح من التفاعل أعلاه ، يعمل حمض النيتريك كمانح لأكسيد النيتريك ، وتستمر العملية طالما أن عامل الاختزال ، نتريت الصوديوم ، موجود في النظام. مع تطوير نتريت الصوديوم وخفض تركيز غازات النيتروز ، يصبح من الضروري توصيل أكسدة ملامسة الأمونيا. تتم معالجة محلول منتج نترات الصوديوم الناتج إلى منتج ملح وفقًا لطريقة معروفة عن طريق التبخير والتبلور وفصل نترات الصوديوم ، متبوعًا بالتجفيف. تستخدم السوائل الأم العكوسة بعد تراكم الشوائب (Cl-ionions) فيها في عملية التحويل للحصول على نترات البوتاسيوم من كلوريد البوتاسيوم.

مطالبة

1. طريقة للحصول على نترات الصوديوم ، بما في ذلك أكسدة الأمونيا بالأكسجين الجوي ، وتبريد غازات النيتروز ، وامتصاصها بمحلول من الصودا أو هيدروكسيد الصوديوم ، وتبخر محاليل نترات - نترات الصوديوم ، وعكس نتريت الصوديوم بحمض النيتريك في درجة حرارة 70-90 درجة مئوية مع عودة الغازات العكسية إلى مرحلة الامتصاص ، وتحييد محلول نترات الصوديوم الوسيط ، والتبخر ، والتبلور ، وتجفيف المنتج النهائي ، وتتميز بأن محاليل نترات-نترات تبخر إلى تركيز يتم إرسال مجموع الأملاح من 750-900 جم / لتر دون ترسيب الطور الصلب إلى الانعكاس والحفاظ على حموضة المحلول الوسيط 30-80 جم / لتر HNO 3 ، ويتم تخفيف الغازات الانعكاسية بالهواء قبل العودة إلى مرحلة الامتصاص. 2. تتميز الطريقة وفقًا لعنصر الحماية 1 ، بأنه يتم تضمين مرحلة أكسدة الأمونيا بشكل دوري حيث يتم استخدام نتريت الصوديوم للانعكاس ويقل تركيز غازات النيتروز العكسية.

براءات الاختراع المماثلة:

يتعلق الاختراع بمجال التخلص من مكونات دافعات الصواريخ السائلة ، ولا سيما معالجة مخاليط النيترو الخاصة ، والتي تعتبر مؤكسدًا لوقود الصواريخ ، للأسمدة والأملاح.

يتعلق الاختراع بطريقة لإنتاج نترات فلز قلوي وفوسفات فلز قلوي في نفس العملية التكنولوجية من مواد خام فوسفاتية ومواد خام نترات ، بما في ذلك الخطوات التالية: أ) تفاعل المواد الخام الفوسفاتية مع مواد خام نترات مع تكوين خليط تفاعل نيتروفوسفات مائي ، متبوعًا بفصل اختياري للمادة الصلبة ، ب) إدخال خليط تفاعل نيتروفوسفات مائي إلى مرحلة التبادل الأيوني الأول ، الذي يتم تنفيذه في وجود راتينج تبادل كاتيوني مشبع بأيونات فلزية قلوية ، لتبادل الكاتيونات موجود في خليط التفاعل لأيونات الفلزات القلوية الموجودة في هذا الراتينج للحصول على فلز قلوي ذو تيار غني بالأيونات ، ج) تنفيذ التبلور الأول للتيار الذي تم الحصول عليه في الخطوة (ب) ، في ظل ظروف تضمن تبلور القلوي نترات المعدن ، وفصل نترات فلز قلوي متبلور عن المحلول الأم ، د) إدخال المحلول الأم المتكون في المرحلة ( ج) ، إلى مرحلة التبادل الأيوني الثاني ، الذي يتم تنفيذه في وجود راتنج التبادل الكاتيوني المشبع بأيونات الفلزات القلوية ، لتبادل الكاتيونات الموجودة في السائل الأم للأيونات الفلزية القلوية الموجودة في هذا الراتينج للحصول على الفوسفات - تيار يحتوي على أيونات فلزية قلوية ، و هـ) إجراء بلورة ثانية للتيار الذي تم الحصول عليه في الخطوة (د) في ظل ظروف لبلورة فوسفات الفلزات القلوية وفصل فوسفات فلز قلوي متبلور عن المحلول الأم

يتعلق الاختراع بإنتاج أملاح حمض النيتريك

حمض النيتريك هو حمض قوي. أملاحها - النترات- يتم الحصول عليها بتأثير HNO 3 على المعادن أو الأكاسيد أو الهيدروكسيدات أو الكربونات. جميع النترات عالية الذوبان في الماء. لا يتحلل أيون النترات في الماء.

تتحلل أملاح حمض النيتريك بشكل لا رجعة فيه عند تسخينها ، ويتم تحديد تكوين نواتج التحلل بواسطة الكاتيون:

أ) نترات المعادن الموجودة في سلسلة من الفولتية على يسار المغنيسيوم:

ب) نترات المعادن الموجودة في سلسلة من الفولتية بين المغنيسيوم والنحاس:

ج) نترات المعادن الموجودة في سلسلة من الفولتية يمين الزئبق:

د) نترات الأمونيوم:

لا تظهر النترات في المحاليل المائية عمليا خصائص مؤكسدة ، ولكن في درجات الحرارة العالية في الحالة الصلبة تكون عوامل مؤكسدة قوية ، على سبيل المثال ، عند ذوبان المواد الصلبة:

يقلل الزنك والألمنيوم في محلول قلوي النترات إلى NH 3:

تستخدم النترات على نطاق واسع كأسمدة. في الوقت نفسه ، فإن جميع النترات تقريبًا قابلة للذوبان في الماء بسهولة ، لذلك يوجد عدد قليل جدًا منها في شكل معادن في الطبيعة ؛ الاستثناء هو نترات (الصوديوم) التشيلية والملح الهندي (نترات البوتاسيوم). يتم إنتاج معظم النترات بشكل مصطنع.

يستخدم النيتروجين السائل كمبرد وللعلاج بالتبريد. في البتروكيماويات ، يستخدم النيتروجين لتطهير الخزانات وخطوط الأنابيب ، والتحقق من تشغيل خطوط الأنابيب تحت الضغط ، وزيادة الإنتاج الميداني. في التعدين ، يمكن استخدام النيتروجين لخلق بيئة متفجرة في المناجم ، لتوسيع طبقات الصخور.

من المجالات المهمة لتطبيق النيتروجين استخدامه في التوليف الإضافي لمجموعة متنوعة من المركبات التي تحتوي على النيتروجين ، مثل الأمونيا والأسمدة النيتروجينية والمتفجرات والأصباغ وما إلى ذلك. تُستخدم كميات كبيرة من النيتروجين في إنتاج فحم الكوك ("جاف إخماد فحم الكوك ") أثناء تفريغ فحم الكوك من بطاريات أفران الكوك ، وكذلك من أجل" ضغط "الوقود في الصواريخ من الخزانات إلى المضخات أو المحركات.

في صناعة المواد الغذائية ، يتم تسجيل النيتروجين كمادة مضافة للغذاء E941كوسيلة غازية للتعبئة والتخزين ، يتم استخدام مادة التبريد والنيتروجين السائل في انسكاب الزيوت والمشروبات غير الغازية لخلق ضغط زائد وبيئة خاملة في الحاويات اللينة.

يتم تعبئة غاز النيتروجين في غرف إطارات معدات الهبوط للطائرة.

31. الفوسفور - إيصال ، ممتلكات ، تطبيق. التآصل. أملاح الفوسفين والفوسفونيوم - إنتاج وخصائص. الفوسفات المعدنية وإنتاجها وخصائصها.

الفوسفور- العنصر الكيميائي للمجموعة الخامسة عشرة من الفترة الثالثة من النظام الدوري لـ D.I.Mendeleev ؛ له عدد ذري ​​15. ينتمي العنصر إلى مجموعة pnictogens.

يتم الحصول على الفوسفور من الأباتيت أو الفوسفوريت نتيجة التفاعل مع فحم الكوك والسيليكا عند درجة حرارة حوالي 1600 درجة مئوية:

تتكثف أبخرة الفسفور الناتجة في المستقبل تحت طبقة من الماء في تعديل متآصل في شكل فوسفور أبيض. بدلاً من الفوسفوريت للحصول على عنصر الفوسفور ، من الممكن التقليل بالفحم ومركبات الفوسفور غير العضوية الأخرى ، على سبيل المثال ، بما في ذلك حمض الميتافوسفوريك:

يتم تحديد الخصائص الكيميائية للفوسفور إلى حد كبير من خلال تعديله المتآصل. الفسفور الأبيض نشط للغاية ؛ أثناء الانتقال إلى الفوسفور الأحمر والأسود ، ينخفض ​​النشاط الكيميائي. الفسفور الأبيض في الهواء عندما يتأكسد بالأكسجين الجوي في درجة حرارة الغرفة ينبعث منه ضوء مرئي ، ويتسبب الوهج في تفاعل الانبعاث الضوئي لأكسدة الفوسفور.

يتأكسد الفوسفور بسهولة بالأكسجين:

(مع الأكسجين الزائد)

(مع أكسدة بطيئة أو نقص في الأكسجين)

يتفاعل مع العديد من المواد البسيطة - الهالوجينات ، والكبريت ، وبعض المعادن ، مما يدل على خصائص الأكسدة والاختزال: مع المعادن - عامل مؤكسد ، يشكل الفوسفات ؛ مع غير المعادن - عامل مختزل.

لا يتحد الفوسفور عمليًا مع الهيدروجين.

في المحاليل القلوية المركزة الباردة ، يستمر تفاعل عدم التناسب أيضًا ببطء:

المؤكسدات القوية تحول الفوسفور إلى حمض الفوسفوريك:

يحدث تفاعل أكسدة الفوسفور عند إشعال أعواد الثقاب ، ويعمل ملح بيرثوليت كعامل مؤكسد:

أكثر الفوسفور الأبيض ("الأصفر") نشاطًا كيميائيًا وسامًا وقابلًا للاشتعال ، لذلك غالبًا ما يستخدم (في القنابل الحارقة ، وما إلى ذلك).

الفسفور الأحمر هو التعديل الرئيسي الذي تنتجه الصناعة وتستهلكه. يتم استخدامه في إنتاج أعواد الثقاب ، والمتفجرات ، والمركبات الحارقة ، وأنواع مختلفة من الوقود ، وكذلك مواد التشحيم ذات الضغط الشديد ، كجالب في إنتاج المصابيح المتوهجة.

يوجد الفوسفور الأولي في ظل الظروف العادية في شكل عدة تعديلات متآصلة ثابتة. لم تتم دراسة جميع التعديلات المتآصلة المحتملة للفوسفور بشكل كامل (2016). تقليديا ، هناك أربعة تعديلات مميزة: الفوسفور الأبيض والأحمر والأسود والمعدني. أحيانًا ما يطلق عليهم أيضًا الرئيسيالتعديلات المتآصلة ، مما يعني أن جميع التعديلات الموصوفة الأخرى هي مزيج من هذه الأربعة. في ظل الظروف القياسية ، تكون ثلاثة تعديلات متآصلة فقط للفوسفور مستقرة (على سبيل المثال ، الفوسفور الأبيض غير مستقر ديناميكيًا حراريًا (حالة شبه ثابتة) ويمر بمرور الوقت في ظل الظروف العادية إلى فوسفور أحمر). في ظل ظروف الضغط العالي ، يكون الشكل المعدني للعنصر مستقرًا ديناميكيًا حراريًا. تختلف جميع التعديلات في اللون والكثافة والخصائص الفيزيائية والكيميائية الأخرى ، خاصة في النشاط الكيميائي. عندما تنتقل حالة مادة ما إلى تعديل أكثر ثباتًا من الناحية الديناميكية الحرارية ، يتناقص النشاط الكيميائي ، على سبيل المثال ، مع التحول المتتالي للفوسفور الأبيض إلى أحمر ، ثم الأحمر إلى أسود (معدني).

الفوسفين (فوسفيد الهيدروجين, فوسفيد الهيدروجين, هيدريد الفوسفور، phosphane PH 3) هو غاز سام عديم اللون (في ظل الظروف العادية) برائحة معينة من الأسماك الفاسدة.

يتم الحصول على الفوسفين عن طريق تفاعل الفسفور الأبيض مع القلويات الساخنة ، على سبيل المثال:

يمكن الحصول عليها أيضًا عن طريق تأثير الماء أو الأحماض على الفوسفات:

عند تسخينه ، يتفاعل كلوريد الهيدروجين مع الفوسفور الأبيض:

تحلل يوديد الفوسفونيوم:

تحلل حامض الفوسفونيك:

أو ترميمه:

الخواص الكيميائية.

يختلف الفوسفين كثيرًا عن نظيره الأمونيا. نشاطه الكيميائي أعلى من نشاط الأمونيا ، فهو ضعيف الذوبان في الماء ، حيث أن قاعدته أضعف بكثير من الأمونيا. يفسر هذا الأخير من خلال حقيقة أن روابط H - P مستقطبة بشكل ضعيف وأن نشاط الزوج الوحيد من الإلكترونات للفوسفور (3s 2) أقل من نشاط النيتروجين (2s 2) في الأمونيا.

في حالة عدم وجود الأكسجين ، عند تسخينه ، يتحلل إلى عناصر:

يشتعل تلقائيًا في الهواء (في وجود أبخرة الديفوسفين أو عند درجات حرارة أعلى من 100 درجة مئوية):

يظهر خصائص تجديد قوية:

عند التفاعل مع مانحين أقوياء للبروتون ، يمكن للفوسفين أن يعطي أملاح الفوسفونيوم التي تحتوي على PH 4 + أيون (على غرار الأمونيوم). أملاح الفوسفونيوم ، مواد بلورية عديمة اللون ، غير مستقرة للغاية ، ومن السهل تحللها بالماء.

تعتبر أملاح الفوسفونيوم ، مثل الفوسفين نفسه ، عوامل اختزال قوية.

الفوسفيد- المركبات الثنائية للفوسفور مع عناصر كيميائية أخرى أقل كهرسلبية ، حيث يظهر الفوسفور حالة أكسدة سالبة.

معظم الفسفيدات عبارة عن مركبات من الفوسفور مع معادن نموذجية ، والتي يتم الحصول عليها بالتفاعل المباشر لمواد بسيطة:

Na + P (أحمر) → Na 3 P + Na 2 P 5 (200 درجة مئوية)

يمكن الحصول على فوسفيد البورون عن طريق التفاعل المباشر للمواد عند درجة حرارة حوالي 1000 درجة مئوية ، وعن طريق تفاعل ثلاثي كلوريد البورون مع فوسفيد الألومنيوم:

BCl 3 + AlP → BP + AlCl 3 (950 درجة مئوية)

الفوسفيدات المعدنية عبارة عن مركبات غير مستقرة تتحلل بواسطة الماء والأحماض المخففة. ينتج هذا الفوسفين ، وفي حالة التحلل المائي ، هيدروكسيد المعدن ، في حالة التفاعل مع الأحماض والأملاح.

Ca 3 P 2 + 6H 2 O → 3Ca (OH) 2 + 2PH 3

Ca 3 P 2 + 6HCl → 3CaCl 2 + 2PH 3

عند تسخينها بشكل معتدل ، تتحلل معظم الفوسفات. تذوب تحت ضغط زائد لبخار الفوسفور.

على العكس من ذلك ، فإن فوسفيد البورون BP عبارة عن مادة مقاومة للصهر (نقطة انصهار 2000 درجة مئوية ، مع التحلل) ، وهي مادة خاملة جدًا. يتحلل فقط مع الأحماض المؤكسدة المركزة ، ويتفاعل عند تسخينه بالأكسجين والكبريت والقلويات أثناء التكلس.

32. أكاسيد الفوسفور - التركيب الجزيئي ، الإنتاج ، الخصائص ، التطبيق.

يشكل الفوسفور عدة أكاسيد. وأهمها أكسيد الفوسفور (V) P 4 O 10 وأكسيد الفوسفور (III) P 4 O 6. غالبًا ما تتم كتابة الصيغ في صورة مبسطة - P 2 O 5 و P 2 O 3. يحتفظ هيكل هذه الأكاسيد بالترتيب رباعي السطوح لذرات الفوسفور.

أكسيد الفوسفور (III) P 4 O 6- كتلة بلورية شمعية تذوب عند 22.5 درجة مئوية وتتحول إلى سائل عديم اللون. سام.

عندما يذوب في الماء البارد يتكون حمض الفوسفور:

ف 4 س 6 + 6 س 2 س = 4 س 3 ص 3 ،

وعند التفاعل مع القلويات ، الأملاح المقابلة (الفوسفات).

عامل اختزال قوي. عند التفاعل مع الأكسجين ، يتأكسد إلى P 4 O 10.

يتم الحصول على أكسيد الفوسفور (III) عن طريق أكسدة الفسفور الأبيض مع نقص الأكسجين.

أكسيد الفوسفور (V) P 4 O 10- مسحوق بلوري أبيض. درجة حرارة التسامي 36 درجة مئوية. يحتوي على العديد من التعديلات ، أحدها (ما يسمى المتطايرة) يحتوي على تكوين P 4 O 10. تتكون الشبكة البلورية لهذا التعديل من جزيئات P 4 O 10 ، متصلة ببعضها البعض بواسطة قوى ضعيفة بين الجزيئات ، والتي يتمزق بسهولة عند تسخينها. ومن هنا تقلب هذه الأنواع. التعديلات الأخرى بوليمرية. تتكون من طبقات لا نهاية لها من PO 4 رباعي السطوح.

عندما يتفاعل P 4 O 10 مع الماء ، يتشكل حمض الفوسفوريك:

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

كأكسيد حمضي ، يتفاعل P 4 O 10 مع الأكاسيد والهيدروكسيدات الأساسية.

يتشكل أثناء أكسدة الفوسفور بدرجة حرارة عالية مع وجود فائض من الأكسجين (الهواء الجاف).

نظرًا لاسترطابه الاستثنائي ، يستخدم أكسيد الفوسفور (V) في المختبرات والتكنولوجيا الصناعية كعامل تجفيف وتجفيف. من حيث تأثيره التجفيف ، فهو يتفوق على جميع المواد الأخرى. يأخذ الماء المرتبط كيميائيًا من حمض البيركلوريك اللامائي لتكوين أنهيدريد:

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

يستخدم P 4 O 10 كعامل تجفيف للغازات والسوائل.

يستخدم على نطاق واسع في التخليق العضوي في تفاعلات الجفاف والتكثيف.

(لكن) نتريت

تخضع للامتثال استثناءاتالمحدد في الأحكام العامة لهذه الفئة ، يشمل هذا البند النتريت والأملاح المعدنية لحمض النيتروز (HNO 2) (البند).

1. نترات الصوديوم(نانو 2). يتم الحصول عليها عن طريق اختزال نترات الصوديوم بالرصاص وأثناء إنتاج الليثيوم الرصاص. بلورات عديمة اللون ، استرطابية وقابلة للذوبان في الماء بدرجة عالية. تستخدم كعامل مؤكسد في صباغة حوض القيمة المضافة ؛ في التركيب العضوي لتجهيز اللحوم في التصوير مثل سم الفئران ، إلخ.
2. نتريت البوتاسيوم(KNO 2). يتم الحصول عليها بنفس طرق نتريت الصوديوم ، أو بفعل ثاني أكسيد الكبريت على خليط من أكسيد الكالسيوم ونترات البوتاسيوم. مسحوق بلوري أبيض أو قضبان صفراء. غالبًا ما تحتوي على أملاح أخرى مثل الشوائب. يذوب في الماء ، وينتشر بقوة في الهواء مع تدهور خصائصه. يتم استخدامه لنفس أغراض نتريت الصوديوم.
3. نتريت الباريوم(با (رقم 2) 2). البلورات المستخدمة في الألعاب النارية.
4. آخر النتريت... وتشمل نتريت الأمونيوم ، وهو منتج متطاير ومتفجر ؛ يستخدم كحل للحصول على النيتروجين في المختبر.

(ب) النترات

تخضع للامتثال استثناءاتالمحدد في الأحكام العامة لهذه الفئة ، يشمل هذا البند النترات والأملاح المعدنية وحمض النيتريك (البند) ، يستثنينترات الأمونيوم ونترات الصوديوم ، نقية وغير مكررة ( بند سلعةأو ). (انظر أدناه للحصول على استثناءات أخرى.)

النترات الأساسية مدرجة أيضًا.

1. نترات البوتاسيوم(KNO 3) (ويسمى أيضًا "الملح الصخري"). محضر من نترات الصوديوم وكلوريد البوتاسيوم. يمثل بلورات عديمة اللون أو كتلة زجاجية أو مسحوق بلوري أبيض قابل للذوبان في الماء ومسترطب في حالة غير مكررة. يتم استخدامه بشكل مشابه لنترات الصوديوم ، وكذلك لإنتاج البارود ، وأجهزة التفجير الكيميائية ، في الألعاب النارية ، لتصنيع أعواد الثقاب وتدفق المعادن.
2. نترات البزموت:

(لكن) نترات البزموت المحايدة(Bi (NO 3) 3 · 5H 2 O). يتم الحصول عليها من خلال عمل حمض النيتريك على البزموت. بلورات كبيرة منتشرة عديمة اللون. يتم استخدامه للحصول على أكاسيد أو أملاح البزموت وبعض الورنيش.

(ب) نترات البزموت الأساسية(BiNO 3 (OH) 2). تم الحصول عليها من نترات البزموت المحايدة ؛ مسحوق أبيض لؤلؤي ، غير قابل للذوبان في الماء. يستخدم في الطب (لعلاج أمراض الجهاز الهضمي) ؛ في صناعة السيراميك (دهانات قوس قزح) ، في مستحضرات التجميل ، في صناعة الصمامات ، إلخ.

1. نترات المغنيسيوم(ملغ (رقم 3) 2 6H 2 O). بلورات عديمة اللون ، قابلة للذوبان في الماء. يتم استخدامه في الألعاب النارية ، للحصول على منتجات حرارية (مع أكسيد المغنيسيوم) ، وشبكات التدفئة ، إلخ.
2. نترات الكالسيوم(كاليفورنيا (رقم 3) 2). يتم الحصول عليها عن طريق معالجة الحجر الجيري المسحوق بحمض النيتريك. كتلة انتشار بيضاء ، قابلة للذوبان في الماء والكحول والأسيتون. يتم استخدامه في الألعاب النارية ، في إنتاج المتفجرات ، أعواد الثقاب ، الأسمدة ، إلخ.
3. نترات الحديديك(Fe (NO 3) 3 6H 2 O أو 9H 2 O). بلورات زرقاء. تستخدم كمادة لاذعة في الصباغة والطباعة (مرتبة أو مختلطة مع الأسيتات). يستخدم محلول مائي نقي في الطب.
4. نترات الكوبالت(Co (NO 3) 2 6H 2 O). بلورات أرجوانية أو ضاربة إلى الحمرة أو بنية ، قابلة للذوبان في الماء وتنتشر. تستخدم في صنع أحبار الكوبالت الأزرق أو الكوبالت الأصفر والأحبار المتعاطفة ؛ لتزيين السيراميك. للترسيب الكهربائي للكوبالت ، إلخ.
5. نترات النيكل(ني (رقم 3) 2 6H 2 O). بلورات خضراء منتشرة قابلة للذوبان في الماء. تستخدم في إنتاج السيراميك (أصباغ بنية) ؛ عند الصباغة (لاذع) ؛ مع الترسيب الكهربائي للنيكل. لإنتاج أكسيد النيكل أو محفزات النيكل النقي.
6. نترات النحاس ثنائية التكافؤ(نحاس (NO 3) 2). يتم الحصول عليها عن طريق إذابة النحاس في حمض النيتريك والتبلور اللاحق (يحتوي على 3 أو 6 جزيئات ماء ، حسب درجة الحرارة). بلورات زرقاء أو خضراء ، قابلة للذوبان في الماء ، استرطابية ؛ سامة. تستخدم في الألعاب النارية. في إنتاج الأصباغ. عند صباغة أو طباعة مواد النسيج (لاذع) ؛ لإنتاج أكسيد النحاس وتصنيع ورق التصوير ؛ عند تطبيق الطلاء الكهربائي ، لإعطاء المعادن الزنجار الاصطناعي ، إلخ.
7. نترات السترونشيوم(Sg (NO 3) 2). يتم الحصول عليها عن طريق عمل أكسيد السترونتيوم أو كبريتيد السترونتيوم على حمض النيتريك عند تسخينه على شكل ملح لا مائي أو في شكل ملح مائي (مع 4 جزيئات ماء) عند درجات حرارة منخفضة. مسحوق بلوري عديم اللون ، ينتشر ، قابل للذوبان في الماء ، يتحلل عند التسخين. يستخدم في الألعاب النارية (الضوء الأحمر) ، في صناعة الكبريت.
8. نترات الكادميوم(Cd (NO 3) 2 4H 2 O). وهي مصنوعة من أكسيد. إبر عديمة اللون ، تنتشر ، قابلة للذوبان في الماء. يستخدم كملون في صناعة السيراميك أو الزجاج.
9. نترات الباريوم(با (رقم 3) 2). تم الحصول عليها من الكربونات الطبيعية (ويثريت) (عنصر سلعة). بلورات عديمة اللون أو بيضاء أو مسحوق بلوري ؛ قابل للذوبان في الماء ، سامة. تستخدم في الألعاب النارية (الضوء الأخضر) ؛ في إنتاج المتفجرات ، والزجاج البصري ، وطلاء السيراميك ، وأملاح الباريوم أو النترات ، إلخ.
10. نترات الرصاص(الرصاص (رقم 3) 2). تتشكل نترات الرصاص كمنتج ثانوي في إنتاج ثاني أكسيد الرصاص عن طريق عمل حمض النيتريك على الرصاص الأحمر. بلورات عديمة اللون ، قابلة للذوبان في الماء ؛ سامة. يستخدم في الألعاب النارية (الضوء الأصفر) ، وفي إنتاج أعواد الثقاب والمتفجرات وبعض الأصباغ ؛ في الدباغة والتصوير والطباعة الحجرية ؛ لإنتاج أملاح الرصاص ، كعامل مؤكسد في التخليق العضوي.

بالإضافة إلى ما سبق استثناءات، نفس غير مشمولالمنتجات التالية.

يُطلق على الملح الصخري أملاح نترات (نترات) الأمونيوم والصوديوم والكالسيوم والبوتاسيوم. تستخدم بشكل رئيسي في الزراعة ، كأسمدة معدنية ، وفي الإنتاج الصناعي لمنتجات الألعاب النارية والمتفجرات.

تعتبر نترات البوتاسيوم سمادًا قيمًا للغاية ، حيث تحتوي في نفس الوقت على مادتين مهمتين للحياة النباتية - النيتروجين والبوتاسيوم. ولكن في الوقت نفسه ، تعتبر نترات البوتاسيوم أساس المسحوق الأسود ولا يمكن الاستغناء عنها ببساطة في صناعة الألعاب النارية المختلفة. ومع ذلك ، فإن تجارب الحرفيين المحليين على صنع الصواريخ وقنوات الدخان و "المتفجرات" الأخرى غالبًا ما تنتهي بشكل سيء للغاية. لذلك ، كان بيع نترات البوتاسيوم محدودًا مؤخرًا ، ومع بداية الربيع ، يضطر سكان الصيف بشكل متزايد إلى التفكير في كيفية صنع الملح الصخري بأنفسهم. نصيحتنا موجهة إلى هواة الحدائق الذين يستخدمون نترات البوتاسيوم حصريًا للأغراض السلمية.

كيفية صنع نترات البوتاسيوم

1. اشترِ كربونات البوتاسيوم ، المعروف أيضًا باسم البوتاس ، ونترات الأمونيوم من متجر لاجهزة الكمبيوتر.
2. قم بحلها بشكل منفصل في ماء دافئ ويفضل الماء المقطر. استخدم أجزاء متساوية بالوزن من الكواشف. اخلطي كلا المحلين في وعاء غير ضروري عن طريق سكب محلول البوتاس في محلول نترات الأمونيوم.
3. ضع القدر على نار خفيفة. يجب أن تكون القدر كبيرة بما يكفي لأن يتحول الخليط إلى رغوة ويتمدد أثناء التفاعل. يقلب الخليط بانتظام. قريبًا ، سيبدأ غاز الأمونيا برائحة نفاذة في التطور منه - وهذا يعني أن التفاعل قد بدأ. نظرًا للرائحة القوية للغاز ، فمن الأفضل إجراء العملية في الهواء الطلق أو في الداخل مع وجود تهوية جيدة.
4. بعد توقف تطور الغاز ، ارفع المقلاة من على النار واتركها في مكان بارد لمدة يوم. بعد ذلك ، تتشكل بلورات كبيرة تشبه الإبرة من نترات البوتاسيوم في الأسفل ، والتي يمكنك فقط الحصول عليها وتصريف السائل وتجفيفه.

نترات الأمونيوم هي واحدة من أكثر الأسمدة شيوعًا ؛ يتم استخدامها أثناء البذر لجميع المحاصيل الزراعية تقريبًا ، من الحبوب والخضروات ، كما تستخدم أيضًا كضماد علوي للنباتات البالغة. في التعدين ، تُستخدم نترات الأمونيوم على نطاق واسع كعنصر رئيسي في تفجير المتفجرات - الأمونيوم أو الأمونيت أو الأموتول. تُباع نترات الأمونيوم في جميع متاجر الأجهزة في أقسام الأسمدة ، حيث يمكن شراؤها بسهولة. صنع نترات الأمونيوم في ظروف الصناعة أمر خطير للغاية وغير مربح على الإطلاق! يمكنك محاولة توليفها بنفسك فقط بجرعات صغيرة ، مع مراعاة جميع قواعد السلامة ، للأغراض التعليمية.

كيفية صنع نترات الأمونيوم

1. في متجر لاجهزة الكمبيوتر ، تحتاج إلى شراء: الأمونيا وكبريتات النحاس ونترات الكالسيوم.
2. نخلط الأمونيا مع كبريتات النحاس حتى يتم الحصول على محلول أزرق. نتيجة تفاعل الاستبدال ، نحصل على هيدروكسيد النحاس ، المترسب ، وكبريتات الأمونيوم ، والتي تظل في المحلول.
3. نقوم بتصريف محلول كبريتات الأمونيوم من الرواسب ونخلطه مع نترات الكالسيوم. نتيجة لذلك ، نحصل على كبريتات الكالسيوم على شكل راسب ومحلول يحتوي على نترات الأمونيوم.

لقد وصفنا الطرق الرئيسية للحصول على الملح الصخري ، وما يمكن صنعه من الملح الصخري المنتج في المنزل متروك لك.

مقدمة

لم يسمع أحد منكم عن نترات الصوديوم. غالبًا ما يذكر اسمه في المدرسة ، وليس فقط في الصناعة. لكن فقط الاسم! ماذا تعرف عن نترات الصوديوم؟ هذا ما سنتحدث عنه في مقال اليوم.

تعريف

نترات الصوديوم (الصيغة NaNO 3) هي ملح الصوديوم لحمض النيتريك. يمكن أن يطلق عليه "نترات الصوديوم" أو "نترات الصوديوم / الصوديوم / نترات التشيلي".

ملكيات

يتم تمثيل نترات الصوديوم بواسطة بلورات طويلة عديمة اللون مع شبكة بلورية معينية أو مثلثية. طعمها مالح جدا. تذوب بطرق مختلفة بطرق مختلفة ، لكن نترات الصوديوم "تذوب" بشكل أفضل في الماء. عند درجة حرارة 380 درجة مئوية ، يتحلل هذا المركب إلى نتريت الصوديوم والأكسجين. يبدو التفاعل كالتالي: 2NaNO 3 => 2NaNO 2 + O 2. يمكن أن تدخل نترات الصوديوم أيضًا في تفاعلات التبادل ، ويكون الكاشف الثاني منها أملاح فلزية قلوية. سيكون أحد المنتجات في هذه الحالة دائمًا عبارة عن نترات قابلة للذوبان ، وستكون قيمتها أقل بكثير من قيمة المادة قيد المناقشة الآن. على سبيل المثال ، عندما تتفاعل نترات الصوديوم مع كلوريد البوتاسيوم ، تتشكل نترات البوتاسيوم وملح الطعام (كلوريد الصوديوم). في الذوبان ، تظهر النترات قيد المناقشة خصائص مؤكسدة قوية ، وفي المحلول - خواص الاختزال. عندما يتحلل ، يتم إطلاق الأكسجين ، ونتيجة لذلك ، يمكن أن يتفاعل هذا المركب مع غير المعادن.

يستلم

يمكن الحصول على هذه النترات بعدة طرق:

تفاعل حامض النيتريك مع معدن أو أكسيد الصوديوم

عند إضافة الصوديوم النقي إلى حمض النيتريك ، يحدث تفاعل معادلة. ستكون منتجاتها المادة المطلوبة ، الماء ، وكذلك النيتروجين الغازي وأكاسيده (I ، II). إذا تمت إضافة أكسيد الصوديوم إلى نفس الحمض ، فإن النتيجة هي المركب قيد المناقشة والماء.

تفاعل حامض النيتريك مع الأملاح الحمضية أو هيدروكسيد الصوديوم

إذا تمت إضافة ملح الصوديوم الحمضي (على سبيل المثال ، بيكربوناته) إلى HNO 3 ، فإن المادة المطلوبة ، الماء وثاني أكسيد الكربون تتشكل ، والتي تتبخر بسرعة. إذا أصبح هيدروكسيد الصوديوم هو الكاشف الثاني ، فعندئذ ، كما هو الحال مع أكسيده وحمض النيتريك ، يتم الحصول على نترات الصوديوم و H 2 O فقط.

تفاعل نترات الأمونيوم مع الأملاح الحمضية أو هيدروكسيد الصوديوم

يمكن استبدال حمض النيتريك بنترات الأمونيوم بنجاح. أثناء تفاعله مع هيدروكسيد الصوديوم ، تتشكل المادة المرغوبة والماء والأمونيا الغازية ، وعندما تتفاعل مع بيكربونات الصوديوم ، تصبح هذه المركبات وثاني أكسيد الكربون منتجات.

تفاعل ملح الطعام مع نترات الفضة

في هذه الحالة ، يحدث تفاعل تبادلي ، ومنتجاته هي نترات الصوديوم وكلوريد الفضة.

طلب

تستخدم هذه المادة كسماد نيتروجين قيم. لا يمكن للصناعات النارية والأغذية والزجاج والمعادن الاستغناء عن نترات الصوديوم. يتم استخلاص نترات الصوديوم من الرواسب الطبيعية بعدة طرق:

ترشيح مادة معينة بالماء الساخن والتبلور ؛

امتصاص أكاسيد النيتروجين باستخدام محلول صودا الخبز ؛

تفاعل متبادل يشمل كبريتات الصوديوم / كلوريد / كربونات والكالسيوم / نترات الأمونيوم.

استنتاج

هذا هو الدور المهم الذي تلعبه نترات الصوديوم. هناك أيضًا مواد أخرى لا يستطيع الإنسان الاستغناء عنها ، لكننا سنتحدث عنها مرة أخرى.