Все формулы нитратов металлов

Нитраты большинству людей знакомы в связи с их содержанием в продуктах питания. Но на самом деле они применяются в различных областях промышленности и сельского хозяйства. Об их реакциях, растворах, свойствах, пользе и вреде читайте в статье.

Что такое нитраты?

Это соли азотной кислоты, которые содержат все живые организмы, а также почва, вода. В питательной среде растений содержание нитратов является обязательным. В организм человека их доставляет вода и овощи.

Получение нитратов – результат действия азотной кислоты на такие вещества, как соль, металл, а также гидроксиды и оксиды. Нитраты, в большинстве своем, хорошо растворяются в воде.

В растворе нитратаокислительные свойства практически отсутствуют, а вот в твердом состоянии нитраты – сильные окислители. В условиях обычной температуры они обладают устойчивостью.

Плавление солей азотной кислоты происходит при температуре 200-600ОС, часто с одновременным разложением.

Нитрат меди

Это вещество неорганического происхождения, соль двухвалентной меди и кислоты азотной. Данный нитрат – этобезводное, гигроскопичное вещество с бесцветными кристаллами, но при поглощении ими влаги они приобретают голубой цвет, образуя кристаллогидраты. В природе встречается как минералы: руаит, герхардтит.

Данный нитрат – это вещество, образующее кристаллы твердой консистенции, которые хорошо растворяются в воде и других средах, таких как этанол, этилацетат, метанол и прочих.

Нитрат меди применяется в синтезе органических и неорганических соединений. Вещество используется текстильной промышленностью для окрашивания и протравы тканей.

В сельском хозяйстве применяется для производства фунгицидов, с помощью которых ведется борьба с заболеваниями грибкового происхождения у растений.

Химические свойства нитрата меди

Данное вещество обладает следующими свойствами:

• Разложением, которое происходит при нагревании нитрата. В результате реакции образуется оксид меди и диоксид азота, который используется для получения кислоты азотной в лабораторных условиях.
• Гидролизом, при котором нитрат меди диссоциирует в воде на ионы.
• Обменными реакциями, в результате которых происходит ионный обмен. Например, если вещество вступает в реакцию со щелочью, выпадает осадок голубого цвета, с фосфатом натрия – синего, с концентрированным аммиачным раствором – темно-синего, с кровяной солью желтого цвета – красного.

Нитрат меди: методы получения

В промышленных условиях соединение получают в результате разложения добытых в природе минералов, таких как руаит, герхардтит. В лабораториях данную методику не используют, так как не позволяют технические условия. Проще будет растворить металлическую двухвалентную медь, ее оксид и гидроксид. Для получения раствора используется нитратная кислота с высокой концентрацией.

Можно получить нитрат меди в результате реакции, для осуществления которой используется металлическая медь и тетраоксид диазот. Важным условием для этого является температура: она должна быть 80ОС.

Барий

Нитрат бария – это соли кислоты азотной, называют азотнокислым барием или бариевой селитрой. Вещество представляет собой негигроскопичные кристаллы без цвета, имеющие кубическую решетку. Растворимо в воде, но при более высокой температуре этот процесс происходит быстрее.

В азотной кислоте большой концентрации и спирте не растворяется. Масса нитрата (молярная) составляет 261,337 г/моль, а плотность – 3,24 г/см3. Температура плавления равняется 595ОС. Получают промышленным и лабораторным способами. В природе встречается как минерал нитробарит, который является редким.

Его впервые обнаружили в Чили.

Нитрат бария: химические реакции

Это вещество вступает в реакцию со многими соединениями:

• С кислотой серной, в результате чего происходит выпадение сульфата бария в осадок и образование раствора кислоты азотной.
• Если для взаимодействия берется сульфат калия, то в результате реакции образуется его нитрат, а в осадок выпадает сульфат бария.
• Вступает в реакцию с азотной кислотой и сульфатом бария.
• Кислота соляная и нитрат бария никогда не вступают в реакцию.

Нитрат бария: применение

Получение пероксида и оксида бария является основным применением нитратов. Реакции, с помощью которых это происходит, сопровождаются выделением токсичных веществ. Поэтому помещения должны иметь мощную вентиляцию.

Пероксид бария используется для производства и отбеливания тканей, бумаги, применяется в составе глазури для изделий из керамики, для ее прочного закрепления. Нитрат бария широко применяется в пиротехнике для получения фейерверков зеленого цвета.

Однако важно учитывать, что гигроскопичность вещества небольшая, поэтому для хранения нужны сухие помещения с хорошей вентиляцией. Бариевая селитра, кроме этого, – востребованное вещество для производства взрывчатых материалов.

Работая с реактивом, всегда следует помнить об опасности, подстерегающей человека в случае неправильного обращения с ним. Для азотнокислого бария в помещении для хранения выбирают отдельное место, так как этот нитрат воспламеняется очень легко. Если случится возгорание, пожар следует тушить большим количеством воды.

Нитрат серебра

Это вещество представляет собой кристаллы ромбической формы без цвета. Их внешний вид напоминает пластинки или кристаллические палочки белого цвета без запаха.

Нитрат серебра обладает хорошей способностью растворяться в воде и других жидкостях, для этого достаточно 20ОС выше нуля. Его разложение происходит при температуре 300ОС. При воздействии света на него – темнеет.

Вещество получают в результате взаимодействия серебра и азотной кислоты. Нитрат, таким образом, является результатом растворения серебра в кислоте.

Фармакологические свойства нитрата серебра

Это вещество обладает следующими свойствами, благодаря которым широко используется в медицине:

• Антисептическими.
• Бактериальными.
• Противовоспалительными.
• Прижигающими.
• Вяжущими.
• Противомикробными.

Нитрат идет на изготовление ляписа. При соприкосновении с кожей на ней появляются пятна черного цвета, а при длительном по времени контакте – ожоги большой глубины. Ляписом в медицине прижигают мелкие раны, трещины, папилломы, наросты, родинки, угри, бородавки. Широкое применение нитрат нашел в стоматологии, гомеопатии и других областях для лечения различных заболеваний.

Применение нитрата серебра в прошлом

Адский камень – другое название вещества, с давних пор используется в медицине. Раствор нитрата серебра раньше использовался многими отраслями медицины.

Благодаря своим действиям он применялся при лечении язвы желудка. Пациентам назначали раствор в небольших дозах для приема внутрь.

Им закапывали глазки новорожденным детям, а также использовали для профилактики гонорейного конъюнктивита у младенцев.

В настоящее время данный раствор используется ограниченно, так как выпускается много других средств, заменяющих его. Но прижигающему свойству препарата и сейчас придается большое значение: им прижигают эрозии, незаживающие раны. Препараты из нитрата серебра чаще всего назначают больным с заболеваниями носа и глотки.

Как производится бариевая селитра?

Существует несколько способов:

• За основу первого метода берется реакция нитрата натрия (селитры) с хлоридом бария. Получается горячий раствор, он остужается, а затем фильтруется и сушится. После этого происходит окисление отфильтрованного материала азотной кислотой. Затем снова осуществляется фильтрация и сушка.
• Основу второго способа составляет применение сульфата бария. Чтобы получить азотнокислый барий, проводят две реакции, а не одну.
• Третий способ применяют в лабораториях. Для получения безводной бариевой селитры удаляют молекулы воды. Сначала осуществляется процесс упаривания раствора, а затем сушки.

Нитраты в организме человека

Нитраты – это такие вещества, чрезмерное содержание которых в организме может вызвать серьезное отравление. Кроме этого, в результате действия микроорганизмов нитраты могут преобразоваться в нитриты. К такому превращению располагает кишечник, особенно при пониженной кислотности.

Нитриты взаимодействуют с гемоглобином, в результате чего происходит образование метгемоглобина, не обладающего способностью к переносу кислорода. При такой ситуации наступает кислородное голодание организма. Норма метгемоглобина в крови – 2 %.

Если его содержание повысится до 30, наступит сильное отравление, до 50 – смерть.

Нитраты в продуктах питания

Ошибочно считают, что содержанием нитратов богаты только покупные овощи, для выращивания которых использовались различные удобрения. Но это не совсем так. В домашних овощах, для роста и развития которых использовались органические удобрения, нитраты тоже присутствуют. В почву они переходят из навоза или куриного помета, а оттуда – к овощам.

Разные плоды и даже отдельные их части содержат нитраты разной концентрации. Так, например, их больше в кожуре огурцов, в кочерыжке и толстых прожилках капусты, в мякоти дыни или арбуза, расположенной ближе к корке. Внешний вид овоща может быть обманчивым.

В крупных, ровных плодах нитратов больше, поэтому лучше выбирать средние по размеру. Если поверхность овоща покрыта уплотнениями, а срез имеет неравномерную окраску, то содержание нитратов в овоще велико.

Уменьшить их количество помогает вымачивание и термическая обработка при открытой крышке.

Нитраты содержатся в сырах, колбасах, поэтому частое их употребление приводит к накоплению нитратов. Они выводятся из организма почками, а при грудном вскармливании – молоком матери.

Применение нитратов

Основное применение селитра нашла в сельском хозяйстве. Здесь нитраты используются в качестве удобрений. Азот, который берут растения из соли, необходим им при построении клеток и создании хлорофилла.

Кроме этого, из нитратов получают стекло, лекарства. Они идут на производство взрывчатых веществ, пиротехнических средств, компонентов топлива для ракет.

Их используют в качестве пищевых добавок при изготовлении колбас и других продуктов.

Нитраты, их получение и свойства. Термическое разложение нитратов. Применение азота и его соединений

Азотная кислота является сильной кислотой. Её соли — нитраты — получают действием HNO3 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:

Свойства: 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 NH3.

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.

Нитраты | это… Что такое Нитраты?

Нитрат (лат. nitras; устар. селитры) — соль азотной кислоты, содержит однозарядный анион NO3−.

Устаревшее название — селитры — в настоящее время используется преимущественно в минералогии, как название для минералов, а также для удобрений в сельском хозяйстве.

Общие химические свойства

Нитраты получают действием азотной кислоты HNO3 на металлы, оксиды, гидроксиды, соли. Практически все нитраты хорошо растворимы в воде.

Нитраты устойчивы при обычной температуре. Они обычно плавятся при относительно низких температурах (200—600 °C), зачастую с разложением.

Разложение нитратов (термолиз нитратов)

Соли азотной кислоты при нагревании разлагаются, причём продукты разложения зависят от положения солеобразующего металла в ряду стандартных электродных потенциалов:

Соли металлов, расположенные в ряду стандартных электродных потенциалов левее Mg (кроме Li)

Li→Rb→K→Ba→Sr→Ca→Na→Mg→Al→Mn→Zn→Cr→Fe→Cd→Co→Ni→Sn→Pb→(H)→Sb→Bi→Cu→Hg→Ag→Pd→Pt→Au

При разложении образуют нитриты и кислород;

Например: Нитрат натрия при температуре 300 градусов по Цельсию разлагается:

Соли металлов, расположенные в ряду стандартных электродных потенциалов от Mg до Cu (включая Li)

Li→Rb→K→Ba→Sr→Ca→Na→Mg→Al→Mn→Zn→Cr→Fe→Cd→Co→Ni→Sn→Pb→(H)→Sb→Bi→Cu→Hg→Ag→Pd→Pt→Au

Дают при разложении оксид металла, NO2 и кислород.

Нитрат меди(II) при нагревании разлагается с образованием оксида меди(II) и диоксида азота:

Соли металлов, расположенные в ряду стандартных электродных потенциалов после Cu

Li→Rb→K→Ba→Sr→Ca→Na→Mg→Al→Mn→Zn→Cr→Fe→Cd→Co→Ni→Sn→Pb→(H)→Sb→Bi→Cu→Hg→Ag→Pd→Pt→Au

Образуют свободный металл, NO2 и кислород.

Нитрат серебра (аргентум нитрат), разлагается при температуре 170 градусов по Цельсию на свободный металл, диоксид азота и кислород.

Разложение нитрата аммония (специфические реакции)

Термическое разложение нитрата аммония может происходить по-разному, в зависимости от температуры:

1. Температура ниже 270°C:
   • .
2. Температура выше 270 °C, или детонация:
   • .

Нитраты являются достаточно сильными окислителями в твёрдом состоянии (обычно в виде расплава), но практически не обладают окислительными свойствами в растворе, в отличие от азотной кислоты.

Применение

Основное применение нитратов — удобрения (селитры), взрывчатые вещества (аммониты) и другие.

Биологическая роль

Соли азотной кислоты, которые являются элементом минеральных удобрений. Растение использует азот из соли для построения клеток организма, создания хлорофилла. Для людей нитраты неядовиты, но в организме превращаются в нитриты.

См. также

• Органические нитраты
• Нитраты (минералы)
• Ортонитраты
• Аммоний

Нитраты: свойства, состав, номенклатура, образование

Видео: Нитраты: свойства, состав, номенклатура, образование

Видео: Классификация и номенклатура аминов. 1 часть. 11 класс.

Содержание:

В нитраты все те соединения, которые содержат анион NO3–, когда речь идет о неорганических солях или нитрогруппе, -ONO2, в случае органических производных. В неорганических соединениях все нитраты представляют собой соли металлов или ион аммония, в которых преобладают электростатические взаимодействия Mп +Нет3–.

Например, нитрат натрия, NaNO3, состоит из ионов Na+ и нет3–. Эта соль вместе с нитратом калия KNO3, являются самыми распространенными нитратами в природе. Нитраты содержатся в почвах, тканях растений и, прежде всего, в морях и солончаках, таких как селитра, расположенных в Чили.

Термин «нитраты» сразу же относится к солям, удобрениям и взрывчатым веществам. Они также связаны с мясом и процессами его консервирования, чтобы подавлять рост бактерий и, таким образом, замедлять их порчу. Нитраты также являются синонимом овощей, поскольку они содержат большое количество этих солей.

Он не3– (верхнее изображение) представляет собой наиболее окисленную форму азота, являющуюся конечным и усваиваемым продуктом его биологического цикла. Азот в атмосфере претерпевает различные превращения под действием электрических лучей или микробов, превращаясь в NH.4+ и нет3–, оба растворимы в воде и усваиваются растениями.

Нитраты используются как окислители, удобрения, взрывчатые вещества и сердечные лекарства. Это последнее использование сильно отличается от других, поскольку они метаболизируются или взаимодействуют с телом таким образом, что расширяют вены и артерии; и, следовательно, происходит усиление и улучшение кровотока, облегчение боли в сердце.

Свойства нитратов

Нейтралитет

Нитраты в принципе нейтральные вещества, так как NO3– сопряженное основание азотной кислоты, HNO3, сильная кислота. В воде существенно не гидролизуется:

Нет3– + H2O ⇌ HNO3 + ОН–

Фактически, можно сказать, что этого гидролиза не происходит вообще, количество ОН незначительно.–. Следовательно, водные растворы нитратов нейтральны, если не растворены другие вещества.

Физические проявления

Неорганические нитраты состоят из солей, общие формулы которых M (NO3)п, будучи п — валентный или положительный заряд катиона металла. Все эти нитраты имеют кристаллический блеск и беловатый цвет. Однако нитраты переходных металлов могут быть красочными.

Например, нитрат меди (II) или нитрат меди, Cu (NO3)2, представляет собой голубоватое кристаллическое твердое вещество. Между тем, нитрат никеля (II), Ni (NO3)2, представляет собой твердый изумрудный цвет. Некоторые другие нитраты, например нитраты железа, имеют слабую окраску.

С другой стороны, органические нитраты обычно являются высокочувствительными и взрывоопасными жидкостями или твердыми веществами.

Термическое разложение

Нитраты металлов чувствительны к высоким температурам, поскольку они начинают разрушаться в соответствии со следующим химическим уравнением:

2M (НЕТ3)2(с) → 2МО (с) + 4НО2(г) + O2(грамм)

Как видно, нитрат металла разлагается на оксид МО, а также на диоксид азота и кислород. Это термическое разложение происходит не для всех нитратов при одинаковой температуре; одни сопротивляются больше, чем другие.

Как правило, чем больше и меньше заряд катиона M+, тем выше температура, до которой нитрат необходимо нагреть для разложения. Напротив, когда M+ малая или имеет большой положительный заряд, нитрат разлагается при более низких температурах, поэтому он более нестабилен.

Например, нитрат натрия, NaNO3, разлагается при температуре ниже, чем нитрат бария, Ba (NO3)2, потому что хотя Ба2+ имеют более высокий заряд, чем Na+, его размер намного больше.

Окислитель

Он не3– это относительно стабильный анион. Однако его атом азота сильно окислен со степенью окисления +5 (N5+ИЛИ32-), поэтому он «жаждет» электронов. По этой причине нитрат является окислителем, который будет стремиться украсть электроны у веществ вокруг него.

Именно эта нехватка электронов в атоме азота NO3– что делает NaNO3 и KNO3 сильные окислители, используемые в составе пороха. В дополнение к этой характеристике тот факт, что газы НЕ выделяются2 я2 разлагаясь, понятно, почему он входит в состав многих взрывчатых веществ.

Когда нитрат приобретает электроны или восстанавливается, он может превращаться в аммиак, NH3или в оксиде азота NO, в зависимости от реагентов и условий.

Растворимость

Все неорганические нитраты, или что то же самое, нитраты металлов и аммония, NH4Нет3, представляют собой соединения, растворимые в воде. Это связано с тем, что молекулы воды обладают сильным сродством к NO.3–, а также потому, что кристаллические решетки этих нитратов не очень стабильны.

Состав

Нитрат-анион

На верхнем изображении показаны резонансные структуры нитрат-аниона. Как видно, два отрицательных заряда расположены на двух атомах кислорода, которые делокализованы между тремя атомами кислорода. Следовательно, каждый O имеет заряд -2/3, а азот имеет заряд +1.

Таким образом, NO3– он взаимодействует электростатически или образует координационные связи через любой из трех атомов кислорода.

Твердый

Все неорганические нитраты бывают солевыми и ионными. Следовательно, их структура кристаллическая, а это означает, что их ионы M+ и нет3–, расположены в упорядоченном пространстве благодаря своему электростатическому взаимодействию. В зависимости от этих взаимодействий ваши кристаллы будут иметь разную структуру.

Например, кристаллическая структура NaNO3 является тригональным или ромбоэдрическим, в то время как KNO3 он ромбический.

Органические нитраты

Органические нитраты представлены общей формулой RONO2, где R представляет собой алкильную или ароматическую группу. Эти соединения характеризуются их связью R-ONO.2, и обычно состоят из азотных производных полимеров и других органических веществ.

Сложный

Он не3– координируется с металлическими центрами, образуя М-связь+-ИЛИ НЕ2–, являясь взаимодействием, отличным от ионного. Эти комплексы по существу неорганические по природе. Нитрат может даже координироваться с использованием двух своих атомов кислорода одновременно, M+-ИЛИ2Нет.

Номенклатура

Чтобы назвать нитрат, сначала должны быть написаны слова «нитрат из», за которыми следует название катиона или группы R, которая сопровождает его в соответствующей химической формуле. Валентность катиона указывается в скобках, если его больше одного. Аналогичным образом, суффиксы –ico и –oso могут быть использованы при желании в соответствии с традиционной номенклатурой.

Например, рассмотрим Fe (NO3)3. Его называют нитратом железа (III), потому что его валентность +3, или его также можно назвать нитратом железа.

Эти правила также применимы к органическим нитратам, если их структура проста. Например, CH3ИЛИ НЕ2 называется метилнитратом, так как группа -CH3 становится группой R, сопровождающей –ONO2.

Обучение

естественный

Нитраты образуются в природе как часть биологического цикла азота. Из-за этого почвы, моря и некоторые ручьи содержат значительное количество нитратов. В зависимости от окружающих ионов будут образовываться разные нитратные соли с NaNO3 и KNO3 самые распространенные и многочисленные.

Промышленное

Нитраты образуются в промышленных масштабах в результате нейтрализации азотной кислоты гидроксидами металлов, спиртами, полимерами и т. Д. Например, нитрат кальция Ca (NO3)2, можно получить в соответствии со следующим химическим уравнением:

Са (ОН)2 + 2HNO3 → Ca (НЕТ3)2 + 2H2ИЛИ

Точно так же различные органические вещества подвергаются воздействию HNO.3 при определенных условиях способствовать замене некоторых из своих групп на –ONO2. Вот что происходит с реакцией превращения целлюлозы в нитроцеллюлозу или нитрат целлюлозы, полимерный и взрывчатый материал.

Фотокаталитический

Анион NO3–и, следовательно, неорганические нитраты, могут образовываться в результате фотокаталитического действия отработанного оксида титана, TiO2, используя в качестве сырья только азот и кислород воздуха. Это исследование предполагает, что там, где есть избытки TiO2, будет нежелательное количество NO3–, которые влияют на пригодность воды для питья и могут даже заражать их водорослями.

Приложения

Посолка мяса

Нитраты добавляют в различное мясо, особенно в колбасы, чтобы уничтожить бактерии и, таким образом, замедлить их порчу. Они также вступают в реакцию со своими белками, придавая им более красноватый цвет. Проблема с этим мясом заключается в том, что при приготовлении при высоких температурах они производят нитрозоамины: соединения, связанные с раком толстой кишки.

Этой реакции можно частично избежать, если присутствуют витамины, как в случае с овощами, которые, хотя и богаты нитратами, не связаны с канцерогенными заболеваниями.

сельское хозяйство

Нитраты — растворимый источник азота. Таким образом, он служит удобрением для обеспечения растений азотом и, таким образом, способствует их росту.

Лекарство

Нитраты выполняют в организме особую функцию. При ассимиляции под действием ферментов он восстанавливается до оксида азота, NO. Эта молекула занимает объем и расширяет вены и артерии, обеспечивая больший кровоток. Поэтому нитраты используются как препараты для борьбы с патологиями кровеносной системы.

Как ни странно и любопытно, для этой цели использовались органические нитраты, такие как тринитрат глицерина, нитроглицерин, мононитрат изосорбида и тетранитрат пентаэритрита, все хорошие кандидаты в мире взрывчатых веществ.

Взрывчатые вещества

Нитраты используются в составах взрывчатых веществ, наиболее символичным примером является порох. Поскольку они являются окислителями, они способствуют сгоранию вещества, а также способствуют резкому расширению объема из-за выделения из него газов после разложения.

Примеры нитратов

• В предыдущих разделах было упомянуто более одного примера нитратов. Наконец, некоторые другие будут перечислены вместе с соответствующими формулами и именами:
• -Белье3: нитрат лития
• -RbNO3: нитрат рубидия
• -Mg (НЕТ3)2: нитрат магния
• -Sc (НЕТ3)2: нитрат скандия
• -Cr (НЕТ3)3: нитрат хрома (III)
• -Zn (НЕТ3)2: нитрат цинка
• -Pb (НЕТ3)2: нитрат свинца (II)
• -AgNO3: нитрат серебра
• -CH3CH2ИЛИ НЕ2: этилнитрат
• -CH3(CH2)4ИЛИ НЕ2: амилнитрат

Ссылки

1. Шивер и Аткинс. (2008). Неорганическая химия. (Четвертый выпуск). Мак Гроу Хилл.
2. Кэри Ф. (2008). Органическая химия. (Издание шестое). Мак Гроу Хилл.
3. Кларк Дж. (5 июня 2019 г.). Термическая стабильность нитратов и карбонатов. Химия LibreTexts. Получено с: chem.libretexts.org
4. Википедия. (2020). Нитрат. Получено с: en.wikipedia.org
5. Анджела Дауден. (12 марта 2019 г.). Вся правда о нитратах в вашей пище. Получено с: bbc.com
6. Elsevier B.V. (2020). Нитрат. ScienceDirect. Получено с: sciencedirect.com
7. Д-р Биджи С. и профессор Говиндан В. (26 апреля 2017 г.). Роль органических нитратов в оптимальном лечении стенокардии. Европейское общество кардиологов. Получено с: escardio.org
8. Юань, С., Чен, Дж., Линь, З.и другие. (2013). Образование нитратов из атмосферного азота и кислорода фотокатализируется наноразмерным диоксидом титана.Nat Commun 4, 2249. doi.org/10.1038/ncomms3249

Нитрат — Nitrate

Нитрат это многоатомный ион с химическая формула НЕТ−3. Соли содержащий это анион называются нитраты. Нитраты — обычные компоненты удобрений и взрывчатых веществ.

[1] Почти все нитраты растворимый в воды. Типичным примером неорганической нитратной соли является азотнокислый калий (Индийская селитра).

Удаление одного электрона дает нитрат радикальный, также называемый триоксид азота НЕТ3.

Структура

Нитрат-ион с показанными частичными зарядами

Анион — это сопряженное основание из азотная кислота, состоящий из одного центрального азот атом окружен тремя одинаково связанными атомами кислорода в тригонально плоский расположение. Нитрат-ион несет официальное обвинение -1. Этот заряд является результатом комбинированного формального заряда, в котором каждый из трех атомов кислорода несет:2⁄3 заряд, в то время как азот несет заряд +1, все это складывается с формальным зарядом многоатомного нитрат-иона. Это расположение обычно используется в качестве примера резонанс. Словно изоэлектронный карбонат иона нитрат-ион может быть представлен резонансными структурами:

Диетические нитраты

Богатый источник неорганических нитратов в рационе человека — это листовые зеленые продукты, такие как шпинат и руккола. НЕТ−3 (неорганический нитрат) — жизнеспособный активный компонент в свекла сок и другие овощи. Питьевая вода также является диетическим источником.[2]

Добавка нитратов дает положительные результаты при тестировании результатов упражнений на выносливость.[3]

Проглатывание больших доз нитратов в чистом виде.

нитрат натрия или свекольного сока у молодых здоровых людей быстро увеличивается плазма концентрация нитратов примерно в 2-3 раза, и эта повышенная концентрация нитратов может сохраняться не менее 2 недель.

Повышенный уровень нитратов в плазме стимулирует выработку оксида азота. Оксид азота является важной физиологической сигнальной молекулой, которая используется, среди прочего, в регулировании кровотока в мышцах и дыхания митохондрий.[4]

Колбасы

Потребление нитритов в первую очередь определяется количеством съеденного обработанного мяса и концентрацией нитратов в этом мясе.

Хотя нитриты представляют собой азотистые соединения, которые в основном используются при консервировании мяса, нитраты также используются. Нитраты приводят к образованию нитрозамины.

[5] Производство канцерогенных нитрозаминов может подавляться за счет использования антиоксидантов. Витамин С и альфа-токоферол форма витамин Е во время отверждения.[6]

Антигипертензивные диеты, такие как DASH диета, как правило, содержат высокие уровни нитратов, которые сначала восстанавливаются до нитрит в слюне, как обнаружено в анализ слюны, до формирования оксид азота.[2]

Возникновение и производство

Нитратные соли встречаются в природе в виде крупных отложений, особенно нитратин, основной источник нитрата натрия.

Нитраты производятся рядом видов нитрифицирующие бактерии, а нитратные соединения для порох (подробнее см. в этой теме) исторически производились в отсутствие источников минеральных нитратов с помощью различных ферментация процессы с использованием мочи и навоза.

Как побочный продукт ударов молнии в богатой азотом и кислородом атмосфере Земли, азотная кислота производится, когда диоксид азота реагирует с водяным паром.

Нитраты производятся промышленным способом из азотная кислота.[1]

Использует

Нитраты в основном производятся для использования в качестве удобрения в сельское хозяйство из-за их высокой растворимости и способности к биологическому разложению. Основные нитратные удобрения — соли аммония, натрия, калия, кальция и магния. Для этого ежегодно производится несколько миллионов килограммов.[1]

Второе важное применение нитратов — это окислители, особенно во взрывчатых веществах, где быстрое окисление углеродных соединений высвобождает большие объемы газов (см. порох для примера). Нитрат натрия используется для удаления пузырьков воздуха из расплавленного стекла и некоторых керамических изделий. Смеси расплавленной соли используются для упрочнения некоторых металлов.[1]

Обнаружение

Практически все методы обнаружения нитратов основаны на его преобразовании в нитрит с последующим проведением тестов на нитриты. Восстановление нитрата до нитрита осуществляется медно-кадмиевым материалом.

Проба вводится с помощью анализатора впрыска потока, и полученный нитритсодержащий сток затем объединяется с реагентом для колориметрического или электрохимического обнаружения.

Самый популярный из этих тестов — Тест Грисса, в результате чего нитрит превращается в глубоко окрашенный азокраситель, подходит для УФ-видимого спектроскопического анализа. В методе используется реакционная способность азотистой кислоты, полученной при подкислении нитрита.

Азотистая кислота избирательно реагирует с ароматическими аминами с образованием солей диазония, которые, в свою очередь, соединяются со вторым реагентом с образованием азокрасителя. В Предел обнаружения составляет от 0,02 до 2 мкМ.[7] Методы были адаптированы к биологическим образцам.[8]

Безопасность

Острая токсичность нитратов невысока. Существуют «существенные разногласия» относительно долгосрочных рисков воздействия нитратов.

Есть две области, которые могут вызывать беспокойство: (i) нитрат может быть предшественником нитрита в нижнем отделе кишечника, а нитрит является предшественником нитрозаминов, которые участвуют в канцерогенезе, и (ii) нитрат участвует в метгемоглобинемия, нарушение гемоглобина красных кровяных телец.[9][10]

Метгемоглобинемия

Нитраты не действуют на младенцев и беременных.[11][12] Синдром синего ребенка вызывается рядом других факторов, таких как расстройство желудка, например, диарейная инфекция, непереносимость белков, токсичность тяжелых металлов и т. Д., При этом нитраты играют второстепенную роль.[13]

Стандарты питьевой воды

В Законе о безопасной питьевой воде Агентство по охране окружающей среды США установило максимальный уровень загрязнения питьевой водой 10 мг / л или 10 частей на миллион нитратов.[14]

Приемлемая суточная доза (ДСП) нитрат-ионов была установлена ​​в диапазоне 0–3,7 мг (кг массы тела).−1 день−1 Объединенным комитетом экспертов ФАО / ВОЗ по пищевым добавкам (JEFCA).[15]

Водная токсичность

Нитрат морской поверхности из Атлас Мирового океана

В пресная вода или же эстуарий В системах, расположенных близко к суше, концентрация нитратов может достигать смертельной для рыбы концентрации. Хотя нитрат гораздо менее токсичен, чем аммиак,[16] уровни нитратов более 30 ppm могут подавлять рост, ослаблять иммунную систему и вызывать стресс у некоторых водных видов.[17] Нитратная токсичность остается предметом споров.[18]

В большинстве случаев избыточной концентрации нитратов в водных системах основным источником является поверхностный сток из сельскохозяйственных или благоустроенный участки, получившие избыток нитратных удобрений.

Результирующий эвтрофикация и цветение водорослей приводит к аноксия и мертвые зоны.

Как следствие, поскольку нитраты являются компонентом общее количество растворенных твердых веществ, они широко используются как индикатор качество воды.

Корма для домашних животных

Симптомы отравления нитратами у домашних животных включают учащение пульса и дыхания; в запущенных случаях кровь и ткани могут стать синими или коричневыми. Корм можно проверить на нитраты; обработка состоит из дополнения или замены существующих запасов материалом с более низким содержанием нитратов. Безопасные уровни нитратов для различных видов домашнего скота следующие:[19]

Категория%НЕТ3%НЕТ3–N% KNO3Последствия

1

Нитраты металлов

Процесс распада нитратов щелочных и щелочноземельных металлов многостадиен. Па первой стадии нитраты теряют кислород и образуют нитриты. При более высоких температурах происходит разложение нитритов. Термическая стабильность нитритов металлов возрастает в ряду Li, Na, Rb, К и Cs [11,33].

Разложение идет в расплаве (температура плавления 254, 308, 310, 337 и 414°С соответственно) и на начальном этапе сопровождается накоплением нитритов этих металлов. Для указанных нитратов температура, при которой в расплаве образуется 0,05% нитрита, равна соответственно 430, 510, 512, 530 и 555°С.

Рост температуры разложения связывается с ростом степени ионности в ряду нитратов.

Кратко рассмотрим процесс термического разложения, широко применяющегося в пиротехнике нитрата натрия [11, с. 785]. Большинство исследователей считают, что в изотермических условиях нитрат натрия начинает разлагаться при температуре 320°С.

При скорости нагревания 2,5°С/мин разложение нитрата в серебряном тигле становится заметным при 530° С. Увеличение скорости нагревания до 4,2°С/мин приводит к тому, что температура начала разложения нитрата (в платиновом тигле) возрастает до 584°С.

Дальнейшее повышение скорости нагревания до 15°С/мин (тигель из нержавеющей стали) приводит к еще большему увеличению температуры начала активного разложения, вплоть до 740°С.

Единственными продуктами начального разложения являются нитрит натрия и кислород. Их образование идет по следующей обратимой реакции:

2NaNO3 (ж.)→ 2КаНO2(ж.) + O2 (г.) – 213,5 кДж/моль. (1.82)

Образующийся нитрит натрия растворяется или гомогенно смешивается с нитратом натрия.

С увеличением температуры в конденсированных продуктах разложения наряду с нитритом натрия появляется оксид натрия, а в газовой фазе, кроме кислорода, появляются азот и его оксиды (NO – в инертной среде, NO и NO2 – в активной среде).

По литературным данным, температура появления этих продуктов составляет 550°С при изотермическом разложении нитрата в тигле из платины и серебра или при нагревании нитрата со скоростью 2,5°С/мин в тигле из серебра, 598°С при нагревании нитрата со скоростью 4,2°С/мин в тигле из платины и 740°С при нагревании его со скоростью 15°С/мин в тигле из нержавеющей стали.

На основе анализов полученных результатов предложена схема разложения, объясняющая экспериментальные данные. При разложении нитрита могут иметь место следующие реакции:

разложение нитрита с выделением кислорода и оксида азота:

реакция кислорода с нитритом:

реакция взаимодействия нитрита с N0:

взаимодействие оксида азота с оксидом натрия:

разложение нитрита с выделением кислорода и азота:

Основными реакциями разложения нитрита натрия являются реакции (1.82), (1.83), (1.87). Реакции (1.84), (1.85), (1.86) происходят при разложении нитрита в ограниченном объеме.

В продуктах разложения нитрата натрия содержится и перекись натрия [1]. Ее образование и разложение может происходить по реакциям

Появление при высоких температурах среди продуктов разложения NO2 может быть объяснено протеканием реакции

Образующийся в процессе разложения оксид натрия при высоких температурах (близких к температуре кипения l350°C) может в расплаве частично диссоциировать:

В табл. 1.15 и 1.16 приведены данные из разных источников о характерных температурах и кинетических характеристиках термического разложения неорганических окислителей. Следует иметь в виду, что данные о температуре начала разложения являются относительными, так как зависят от условий проведения эксперимента, влажности и чистоты образца, а также точности метода.

Таблица 1.15

Температура плавления и разложения неорганических окислителей

Окислитель	t.° c
плавления	разложения
UNO2	2901 4302 4 503 365* 4775 6127 6358 474
NH4NO
NaNO3,	308 н/д	255 3201 5102 5353 380 520* 6125 7107 7538
KNO3	337 н/д	286 3601 5302 5503 400 6281 6423 8057
RbNO3	310	3401 5122 5603
CsNO3	4401 5552 5753 584
Ca(NO3)2	561	480-500
Sr(NO3)2
Ва(NО3)2	н/д	н/д
NH4C1O4	н/д н/д н/д
LiC1O4	н/д 247
LiC1O4-3H2O	90	3104 4125 5046
NaClO
KClO

Примечания:

• 1. Выделяется 0,002%.
• 2. Выделяется 0,05% нитритов.
• 3. Выделяется 0,1% нитритов
• 4. Легкое кипение.
• 5. Кипение.
• 6. Сильное кипение.
• 7. Легкое выделение нитрозных паров.
• 8. Быстрое выделение нитрозных паров.

1. * Температура превращения перхлоратов аммония, натрия и калия 240, 313 и 299,5°С соответственно, нитрата аммония 32,1; 84,2; 125,2°С.
2. Таблица 1.16
3. Кинетические характеристики термического разложения неорганических окислителей

Окислитель	Еакт, кДж/моль	с-1	t,°С
NH4NO3	169
13,8	343-361
153
NH4ClO4	124	>240
79	н/д