Нитраты. Свойства. Получение и применение

БЕЛОРУССКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ  УНИВЕРСИТЕТ 
 

Курсовая  работа на тему

“Нитраты. Свойства. Получение и применение” 

                                         Студента химического  факультета

                                         1 курса 4группы

                                         Комонюка  Р. П. 
 
 
 

                             Руководитель:

доктор  химических наук, профессор

                                         Воробьева Татьяна Николаевна

                                         кафедра неорганической химии

                                         Белорусский государственный

                                         университет 
 

Минск, 2011 

ОГЛАВЛЕНИЕ

ВВЕДЕНИЕ………………………………………………………………………..3

1. АЗОТ……………………………………………………………………………4
1. Историческая справка……………………………………………………..4
2. Природные соединения азота……………………………………………..4
3. Физические и химические свойства……………………………………...5
4. Применение………………………………………………………………...5
2. АЗОТНАЯ  КИСЛОТА………………………………………………………..6
1. Физические и химические свойства……………………………………...6
2. Получение и применение…………………………………………………7
3. НИТРАТЫ……………………………………………………………………...8
1. Ион NO₃^-……………………………………………………………………8
2. Физические и химические свойства……………………………………...8
3. Получение и применение…………………………………………………9
4. СЕЛИТРЫ…………………………………………………………………….11
1. Нитрат аммония…………………………………………………………..11
2. Нитрат натрия…………………………………………………………….12
3. Нитрат калия……………………………………………………………...12
4. Нитрат кальция…………………………………………………………...13
5. Нитрат бария……………………………………………………………...13
5. Нитраты d-элементов…………………………………………………14
1. Нитраты железа…………………………………………………………..14
2. Нитрат кобальта……………………………………………………….…15
3. Нитрат кадмия…………………………………………………………....15
4. Нитрат марганца………………………………………………………….16
5. Нитрат меди………………………………………………………….…...16
6. Нитрат серебра…………………………………………………………...17
6. Нитраты p-элементов…………………………………………………17
1. Нитрат свинца………………………………………………………….....17
2. Нитрат алюминия………………………………………………………...19
7. Синтез нитрата бария……………………………………………..….19

ЗАКЛЮЧЕНИЕ……………………………………………………………….….20

Список  литературы……………………………………………………….21 
 

ВВЕДЕНИЕ

     Нитраты – соли азотной кислоты. Известны для большинства металлов. В настоящее время нитраты широко используются во многих отраслях промышленности, а так же в сельском хозяйстве и медицине. Разнообразие свойств и  достаточно широкое использование нитратов определяют актуальность курсовой работы.

     Целью курсовой работы является рассмотрение свойств, получения и применения нитратов. Исходя из указанной цели, можно выделить частные задачи, поставленные в курсовой работе:

1. На  основе анализа литературы  рассмотреть химические и физические свойства нитратов, основные способы получения и применения.

 

2. Изучить особенности  получения и применения нитратов.

 

3. Разработать и провести синтез одного из представителей нитратов.

     Основой исследования в курсовой работе явились  научные труды выдающихся отечественных  и зарубежных ученных, статьи о промышленном использовании веществ, а также  программно-методические пособия ВУЗов. 
 
 
 
 
 
 

1.АЗОТ

     Азот (от греч. ázōos — безжизненный, лат. Nitrogenium) химический элемент V группы периодической системы Менделеева, атомный номер 7, атомная масса 14,0067; бесцветный газ, не имеющий запаха и вкуса.

  1.1 Историческая справка

       Соединения азота — селитра,  азотная кислота, аммиак —  были известны задолго до получения  азота в свободном состоянии.  В 1772 Д. Резерфорд, сжигая фосфор  и другие вещества в стеклянном колоколе, показал, что остающийся после сгорания газ, названный им «удушливым воздухом», не поддерживает дыхания и горения. В 1787 А. Лавуазье установил, что «жизненный» и «удушливый» газы, входящие в состав воздуха, это простые вещества, и предложил название «азот». В 1784 Г. Кавендиш показал, что азот входит в состав селитры; отсюда и происходит латинское название "азот" (от позднелатинское nitrum — селитра и греческое gennao — рождаю, произвожу), предложенное в 1790 Ж. А. Шапталем. К началу XIXв. были выяснены химическая инертность азота в свободном состоянии и исключительная роль его в соединениях с другими элементами в качестве связанного азота.

1.2 Природные соединения азота

     Природные соединения азота — хлористый аммоний NH₄Cl и различные нитраты. Крупные скопления селитры характерны для сухого пустынного климата (Чили, Средняя Азия). Долгое время селитры были главным поставщиком азота для промышленности. Небольшие количества связанного азота находятся в каменном угле (1—2,5%) и нефти (0,02—1,5%), а также в водах рек, морей и океанов. Азот накапливается в почвах (0,1%) и в живых организмах (0,3%).

Хотя  название «азот» означает «не поддерживающий жизни», на самом деле это — необходимый  для жизнедеятельности элемент. В белке животных и человека содержится 16 — 17% азота. В организмах плотоядных животных белок образуется за счёт потребляемых белковых веществ, имеющихся  в организмах травоядных животных и  в растениях. Растения синтезируют  белок, усваивая содержащиеся в почве  азотистые вещества, главным образом  неорганические. Значительные количества азота поступают в почву благодаря  азотфиксирующим микроорганизмам, способным переводить свободный  азот из воздуха в соединения.

  1.3 Физические и химические свойства

       Азот немного легче воздуха;  плотность 1,2506 кг/м3 (при 0°С и  101325 н/м² или 760 мм рт. ст.), t_пл. —209,86°С, t_кип —195,8°C. Азот сжижается с трудом: его критическая температура довольно низка (—147,1 °С), а критическое давление высоко 3,39 Мн/м² (34,6 кг/см²); плотность жидкого азота 808 кг/м³. В воде азот менее растворим, чем кислород: при 0°С в 1 м³ Н₂О растворяется 23,3 г азота. Лучше, чем в воде, азот растворим в некоторых углеводородах. Хорошо изучены соединения азота с кислородом N₂O, NO, N₂O₃, NO₂ и N₂O₅. В воздухе окислы азота образуются при атмосферных разрядах. Их можно получить также действием на смесь азота с кислородом ионизирующих излучений . При растворении в воде азотистого N₂О₃ ( см. рис.1) и азотного N₂О₅ (см. рис.2) ангидридов соответственно получаются азотистая кислота HNO₂ и азотная кислота HNO₃, образующие соли — нитриты и нитраты.

                                                             

Рис.1                                                                                        Рис.2 

1.4 Применение

       Основная  часть добываемого свободного азота  используется для промышленного  производства аммиака, который затем  в значительных количествах перерабатывается на азотную кислоту, удобрения, взрывчатые вещества и т. д. Свободный азот применяют во многих отраслях промышленности: как инертную среду при разнообразных химических и металлургических процессах, для заполнения свободного пространства в ртутных термометрах, при перекачке горючих жидкостей и т. д. Жидкий азот находит применение в различных холодильных установках. [1;2;3] 
 
 
 

2.АЗОТНАЯ  КИСЛОТА

Азотная кислота, HNO₃, одноосновная сильная кислота, при обычных условиях бесцветная жидкость; один из наиболее важных продуктов химической промышленности. Молекула имеет плоскую структуру (длины связей в нм):

2.1Физические  и химические свойства

     Плотность безводной азотной кислоты 1522 кг/м3, t_пл – 41,15°С, t_кип – 84° С. С водой смешивается во всех отношениях, причём образует азеотропную смесь, содержащую 69,2% азотной кислоты с t_кип – 121,8°C.   В водных растворах практически полностью диссоциирует на Н⁺ и NO₃^-. Известны кристаллогидраты HNO₃×H₂O с t_пл – 37,85° С и HNO₃×3H₂O c t_пл – 18,5°С. В отсутствии воды азотная кислота неустойчива, разлагается на свету с выделением кислорода уже при обычных температурах:

4HNO₃ = 4NO₂ ↑+ 2H₂O + O₂ ↑.

Причём выделяющейся двуокисью азота окрашивается в жёлтый, а при высоких концентрациях NO₂ — в красный цвет. Азотная кислота — сильный окислитель, окисляет серу до серной кислоты, фосфор — до Р₂О₅. Под действием азотной кислоты металлы (за исключением Pt, Rh, Ir, Nb, Zr, Та, An) превращаются в нитраты или оксиды преимущественно с выделением окислов азота:

ЗСu + 8HNO₃ = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4H₂O.

 Некоторые металлы, например железо, хром, алюминий, легко растворяющиеся в разбавленной азотной кислоте, устойчивы к воздействию концентрированной азотной кислоты, что объясняется образованием на поверхности металла защитного слоя окисла. Такая особенность позволяет хранить и перевозить концентрированную азотную кислоту в стальных ёмкостях. Смесь концентрированной азотной кислоты и соляной кислоты (1:3), называется царской водкой, растворяет даже золото и платину. Органические соединения под действием азотной кислоты окисляются или нитруются. Соли азотной кислоты называются нитратами.

2.2Получение и применение

     В XIII в. было описано получение азотной кислоты нагреванием калиевой селитры с квасцами, железным купоросом и глиной. В середине XVII в. И. Р. Глаубер предложил получать азотную кислоту при умеренном (до 150°C) нагревании калиевой селитры с концентрированной серной кислотой:

KNO₃ + H₂SO₄ = HNO₃ + KHSO₄

До начала XX в. этот способ применяли в промышленности, заменяя калиевую селитру более дешёвой природной чилийской селитрой NaNO₃.

     Современный способ производства азотной кислоты  основан на каталитическом окислении  аммиака кислородом воздуха.

Основные стадии процесса:

• контактное окисление аммиака до окиси азота:

     4NH₃ + 5O₂ = 4NO↑ + 6H₂O;

• Окисление окиси азота до двуокиси и поглощение смеси так называемых «нитрозных газов» водой:

  2NO + O₂ = 2NO₂;

  3NO₂ + H₂O = 2HNO₃+NO.

    Более концентрированную кислоту (до 100% ) получают перегонкой растворов азотной кислоты с концентрированной H₂SO₄ или прямым синтезом — взаимодействием N₂O₄ с водой (или разбавленной азотной кислоты) и кислородом:

2N₂O₄ + 2H₂O + O₂ = 4HNO₃.

     Важнейшие области применения  азотной кислоты — производство  азотных и комбинированных удобрений,  взрывчатых веществ (тринитротолуола  и др.), органических красителей. В органическом синтезе широко  применяют смесь концентрированной  азотной кислоты и серной кислоты  — «нитрующую смесь».

     Азотную кислоту используют в  камерном способе производства  серной кислоты, для получения  фосфорной кислоты из фосфора,  как окислитель ракетного топлива.  В металлургии азотную кислоту  применяют для травления и  растворения металлов, а также  для разделения золота и серебра.[4;5;6;7 с. 74-79]

3. НИТРАТЫ

     Соли  азотной кислоты HNO₃. Известны почти для всех металлов; существуют как в виде безводных солей M(NO₃)_n (n-степень окисления металла М), так и в виде кристаллогидратов M(NO3)_n·xH2O (х = 1 -9). Из водных растворов при температуре, близкой к комнатной, только нитраты щелочных металлов кристаллизуются безводными, остальные – в виде кристаллогидратов.

3.1Ион  NO₃^-

Свободный ион NO₃^- в газовой фазе имеет геометрическое строение равностороннего треугольника с атомом N в центре, углы ONO ~ 120° и длины связей N—О 0,121 нм. В кристаллических и газообразных нитратах ион NO₃^- в основном сохраняет свою форму и размеры, что определяет пространственное строение нитратов. Ион NO₃^- может выступать как моно-, би-, тридентатный или мостиковый лиганд, поэтому нитрат характеризуется большим разнообразием типов кристаллических структур.