La chimica è una scienza affascinante. Chi è interessato non solo alla teoria, ma anche a mettere alla prova le proprie capacità nella pratica, sa esattamente di cosa stiamo parlando. Ogni scolaro conosce la maggior parte degli elementi della tavola periodica. Ma tutti hanno potuto provare a miscelare reagenti e a condurre test chimici in prima persona? Ancora oggi non tutte le scuole moderne dispongono delle attrezzature e dei reagenti necessari, quindi la chimica rimane una scienza aperta allo studio indipendente. Molti cercano di capirlo più profondamente conducendo ricerche a casa.

Nessuna casalinga può fare a meno dell'acido nitrico, una cosa estremamente importante in casa. È difficile procurarsi la sostanza: può essere acquistata solo in un negozio specializzato, dove gli acquisti vengono effettuati utilizzando documenti che confermano l'uso pacifico della sostanza. Pertanto, se sei un fai-da-te, molto probabilmente non sarai in grado di ottenere questo componente. È qui che sorge la domanda su come produrre l'acido nitrico in casa. Il processo non sembra essere complicato, tuttavia, il risultato dovrebbe essere una sostanza con un livello di purezza sufficiente e la concentrazione richiesta. Non è possibile farlo senza le competenze di un chimico sperimentale.

Dove viene utilizzata la sostanza?

È ragionevole utilizzare l'acido nitrico per scopi sicuri. La sostanza è utilizzata nelle seguenti aree dell'attività umana:

• creazione di pigmenti coloranti;
• sviluppo di pellicole fotografiche;
• preparazione di medicinali;
• riciclaggio di prodotti in plastica;
• uso in chimica;
• concimazione delle colture orticole e orticole;
• produzione di dinamite.

L'acido nitrico puro nella sua forma invariata si presenta come una sostanza liquida, che a contatto con l'aria inizia a rilasciare vapori bianchi. Si congela già a -42 o C e bolle a +80 o C. Come rimuovere una sostanza come l'acido nitrico con le proprie mani a casa?

Metodo 1

La sostanza fumante si ottiene esponendo il concentrato al nitrato di sodio (potassio) (nitrato di sodio (potassio)). Come risultato della reazione, si ottengono la sostanza desiderata e l'idrogeno solforato di sodio (potassio). Lo schema di reazione è simile al seguente: NaNO 3 + H 2 COSÌ 4 => HNO 3 + NaHSO 4. Ricordare che la concentrazione della sostanza risultante dipende prima di entrare nella reazione.

Metodo 2

Ottenere acido nitrico a casa con una concentrazione inferiore della sostanza avviene allo stesso modo, è sufficiente sostituire il nitrato di sodio con nitrato di ammonio. L'equazione chimica è simile alla seguente: N.H. 4 NO 3 + H 2 COSÌ 4 =>(N.H.4) 2 COSÌ 4 + HNO 3 . Tieni presente che il nitrato di ammonio è più accessibile del nitrato di potassio o di sodio, motivo per cui la maggior parte dei ricercatori esegue la reazione basata su di esso.

Maggiore è la concentrazione di H 2 SO 4, più concentrato sarà l'acido nitrico. Per ottenere una sostanza equilibrata è necessario aumentare il volume di elettrolita necessario per la reazione. Per ottenere il risultato desiderato, in pratica si utilizza il metodo dell'evaporazione, che consiste nel ridurre gradualmente il volume dell'elettrolita di circa 4 volte quello originale.

Caratteristiche del metodo di evaporazione

La sabbia setacciata viene versata sul fondo del piatto e viene posizionato un serbatoio con elettrolita. In questo processo, la stufa a gas viene bollita alzando o riducendo il calore. Il processo richiede molto tempo, quindi la pazienza è importante in questa materia. Gli esperti raccomandano l'uso di caldaie: tubi di vetro o ceramica progettati per esperimenti chimici, inclusa l'evaporazione. Neutralizza la formazione di bolle e riduce la forza di ebollizione, evitando schizzi della sostanza. In tali condizioni, è consentito ottenere acido nitrico a casa con una concentrazione di circa il 93%.

Strumenti e reagenti per la preparazione pratica della sostanza

Per effettuare la reazione avrai bisogno di:

• H 2 SO 4 concentrato (>95%) - 50 ml;
• nitrato di ammonio, potassio, sodio;
• contenitore da 100 ml;
• contenitore da 1000 ml;
• imbuto di vetro;
• elastici;
• bagnomaria;
• ghiaccio tritato (può essere sostituito con neve o acqua fredda);
• termometro.

Ottenere acido nitrico in casa, come qualsiasi altra reazione chimica, richiede le seguenti precauzioni:

• Nel processo di produzione dell'acido nitrico in casa, è necessario mantenere la temperatura entro 60-70 o C. Se questi limiti vengono superati, l'acido inizierà a disintegrarsi.
• Durante la reazione possono essere rilasciati vapori e gas, quindi quando si lavora con acidi, assicurarsi di utilizzare una maschera protettiva. Le mani devono essere protette dal contatto improvviso della sostanza con la pelle, quindi i chimici lavorano con guanti di gomma. Nei grandi impianti chimici, dove le persone entrano in contatto con sostanze pericolose per la salute, i lavoratori generalmente lavorano indossando apposite tute protettive.

Ora sai come ottenere l'acido nitrico con una semplice reazione. Fai attenzione quando usi una sostanza del genere e usala solo per scopi pacifici.

introduzione

È improbabile che qualcuno di voi abbia sentito parlare del nitrato di sodio. Il suo nome viene spesso menzionato a scuola, figuriamoci nell'industria. Ma solo il nome! Cos'altro si sa sul nitrato di sodio? Ecco di cosa parleremo nell'articolo di oggi.

Il nitrato di sodio (formula NaNO 3) è il sale sodico dell'acido nitrico. Può essere chiamato "nitrato di sodio" o "nitrato di sodio/sodio/Cile".

Proprietà

Il nitrato di sodio è rappresentato da cristalli lunghi incolori con un reticolo cristallino romboedrico o trigonale. Hanno un sapore molto salato. Si dissolvono in modo diverso in sostanze diverse, ma il nitrato di sodio “si scioglie” meglio in acqua. Ad una temperatura di 380 o C, questo composto si decompone in nitrato di sodio e ossigeno. La reazione è simile a questa: 2NaNO 3 => 2NaNO 2 + O 2. Inoltre, il nitrato di sodio può entrare in reazioni di scambio, il cui secondo reagente sono i sali di metalli alcalini. Uno dei prodotti sarà sempre il nitrato con un valore di solubilità molto inferiore a quello della sostanza ora in discussione. Ad esempio, quando il nitrato di sodio reagisce con il cloruro di potassio, si formano nitrato di potassio e sale da cucina (cloruro di sodio). In una fusione, il nitrato in discussione presenta forti proprietà ossidanti e, in soluzione, proprietà riducenti. Quando si decompone, viene rilasciato ossigeno e, per questo motivo, questo composto può reagire con non metalli.

Questo nitrato può essere ottenuto in diversi modi:

Reazione dell'acido nitrico con metallo o ossido di sodio

Quando il sodio puro viene aggiunto all'acido nitrico, si verifica una reazione di neutralizzazione. I suoi prodotti saranno la sostanza desiderata, l'acqua, nonché l'azoto gassoso e i suoi ossidi (I, II). Se allo stesso acido viene aggiunto ossido di sodio, il risultato è il composto ora discusso e l'acqua.

Reazione dell'acido nitrico con sali acidi o idrossido di sodio

Se all'HNO 3 viene aggiunto un sale sodico acido (ad esempio il suo bicarbonato), si formano la sostanza desiderata, acqua e anidride carbonica, che evapora rapidamente. Se il secondo reagente è idrossido di sodio, allora, come nel caso del suo ossido e acido nitrico, si ottengono solo nitrato di sodio e H 2 O.

Reazione del nitrato di ammonio con sali acidi o idrossido di sodio

Il nitrato di ammonio può sostituire con successo l'acido nitrico. Durante la sua interazione con l'idrossido di sodio, si formano la sostanza desiderata, acqua e gas di ammoniaca, e quando reagisce con il bicarbonato di sodio, i prodotti saranno questi composti e anidride carbonica.

Reazione del sale da cucina con nitrato d'argento

In questo caso si verifica una reazione di scambio, i cui prodotti sono nitrato di sodio e cloruro d'argento.

Applicazione

Questa sostanza viene utilizzata come prezioso fertilizzante azotato. L’industria pirotecnica, alimentare, del vetro e della lavorazione dei metalli non può fare a meno del nitrato di sodio. Il nitrato di sodio viene estratto dai depositi naturali in diversi modi:

Lisciviazione di questa sostanza mediante acqua calda e cristallizzazione;

Assorbimento degli ossidi di azoto mediante una soluzione di bicarbonato di sodio;

Una reazione di scambio che coinvolge solfato/cloruro/carbonato di sodio e nitrato di calcio/ammonio.

Conclusione

Questo è il ruolo importante svolto dal nitrato di sodio. Ci sono anche altre sostanze di cui una persona non può fare a meno, ma di queste ne parleremo un’altra volta.

(UN) Nitriti

Soggetto a conformità eccezioni, specificati nelle disposizioni generali di questo sottogruppo, rientrano in questa voce i nitriti, i sali metallici dell'acido nitroso (HNO 2) (voce).

1. Nitrato di sodio(NaNO2). Si ottiene riducendo il nitrato di sodio con piombo e durante la produzione del litargirio di piombo. Cristalli incolori, igroscopici e altamente solubili in acqua. Utilizzato come agente ossidante nella tintura in tino; nella sintesi organica; per la lavorazione della carne; nella fotografia; come veleno per topi, ecc.
2. Nitrito di potassio(NO 2). Si ottiene con gli stessi metodi del nitrito di sodio, ovvero mediante l'azione dell'anidride solforosa su una miscela di ossido di calcio e nitrato di potassio. Polvere cristallina bianca o bastoncini giallastri; spesso contiene altri sali come impurità. Si dissolve in acqua e diventa molto diffuso nell'aria con deterioramento delle proprietà. Utilizzato per gli stessi scopi del nitrito di sodio.
3. Nitrito di bario(Ba(NO 2) 2). Cristalli utilizzati nella pirotecnica.
4. Altri nitriti. Tra questi ricordiamo il nitrito di ammonio, un prodotto instabile ed esplosivo; utilizzato come soluzione per produrre azoto in laboratorio.

(B) Nitrati

Soggetto a conformità eccezioni, specificati nelle disposizioni generali di questo sottogruppo, rientrano in questa voce i nitrati, i sali di metalli e l'acido nitrico (voce), tranne nitrato di ammonio e nitrato di sodio, sia puri che grezzi ( articolo merceologico O ). (Vedi sotto per altre eccezioni.)

Sono inclusi qui anche i nitrati basici.

1. Nitrato di potassio(KNO 3) (detto anche “salnitro”). Ottenuto da nitrato di sodio e cloruro di potassio. Si tratta di cristalli incolori o massa vetrosa, o polvere cristallina bianca, solubile in acqua e igroscopica nella sua forma grezza. Viene utilizzato in modo simile al nitrato di sodio e anche per la produzione di polvere da sparo, detonatori chimici, in articoli pirotecnici, per la fabbricazione di fiammiferi e fondenti metallurgici.
2. Nitrati di bismuto:

(UN) nitrato di bismuto neutro(Bi(NO3)35H2O). Si ottiene dall'azione dell'acido nitrico sul bismuto; grandi cristalli diffusi incolori. Utilizzato per produrre ossidi o sali di bismuto e alcune vernici;

(B) nitrato basico di bismuto(BiNO3(OH)2). Ottenuto da nitrato di bismuto neutro; polvere bianca perlata, insolubile in acqua. Utilizzato in medicina (per il trattamento delle malattie gastrointestinali); nella produzione di ceramiche (vernici arcobaleno), nei cosmetici, nella produzione di fusibili, ecc.

1. Nitrato di magnesio(Mg(NO3)26H2O). Cristalli incolori, solubili in acqua. Utilizzato in pirotecnica, per la produzione di prodotti resistenti al fuoco (con ossido di magnesio), griglie incandescenti, ecc.
2. Nitrato di calcio(Ca(NO3)2). Si ottiene trattando il calcare frantumato con acido nitrico. Massa deliquescente bianca, solubile in acqua, alcool e acetone. Utilizzato in pirotecnica, nella produzione di esplosivi, fiammiferi, fertilizzanti, ecc.
3. Nitrato ferroso(Fe(NO 3) 3 6H 2 O o 9H 2 O). Cristalli blu. Utilizzato come mordente per tintura e stampa (puro o in miscela con acetato). La soluzione acquosa pura viene utilizzata in medicina.
4. Nitrato di cobalto(Co(NO3)26H2O). Cristalli viola, rossastri o brunastri, solubili in acqua e deliquescenti. Utilizzato nella produzione di inchiostri blu cobalto o giallo cobalto e simpatici; per decorare la ceramica; per elettrodeposizione di cobalto, ecc.
5. Nitrato di nichel(Ni(NO3)26H2O). Cristalli verdi deliquescenti, solubili in acqua. Utilizzato nella produzione di ceramica (pigmenti marroni); per la tintura (come mordente); durante l'elettrodeposizione del nichel; per la produzione di ossido di nichel o catalizzatori di nichel puro.
6. Nitrato rameico(Cu(NO 3) 2). Si ottiene sciogliendo il rame in acido nitrico e successiva cristallizzazione (contiene 3 o 6 molecole d'acqua a seconda della temperatura). Cristalli blu o verdi, solubili in acqua, igroscopici; velenoso. Utilizzato in pirotecnica; nella produzione di coloranti; durante la tintura o la stampa di materiali tessili (mordente); per la produzione di ossido rameoso e la produzione di carta fotografica; quando si applica il rivestimento galvanico, per conferire ai metalli una patina artificiale, ecc.
7. Nitrato di stronzio(Sg(NO 3) 2). Si ottiene dall'azione dell'ossido di stronzio o del solfuro di stronzio sull'acido nitrico quando riscaldato sotto forma di sale anidro o sotto forma di sale idrato (con 4 molecole d'acqua) a basse temperature. Polvere cristallina incolore, deliquescente, solubile in acqua, si decompone se riscaldata. Utilizzato in pirotecnica (luce rossa), nella fabbricazione di fiammiferi.
8. Nitrato di cadmio(Cd(NO3)24H2O). Ottenuto dall'ossido. Aghi incolori, diffusi, solubili in acqua. Utilizzato come colorante nell'industria della ceramica o del vetro.
9. Nitrato di bario(Ba(NO 3) 2). Ottenuto da carbonato naturale (witherite) (articolo di base). Cristalli incolori o bianchi o polvere cristallina; solubile in acqua, velenoso. Utilizzato in pirotecnica (luce verde); nella produzione di esplosivi, vetro ottico, smalti ceramici, sali o nitrati di bario, ecc.
10. Nitrato di piombo(Pb(NO3)2). Il nitrato di piombo si forma come sottoprodotto nella produzione del biossido di piombo mediante l'azione dell'acido nitrico sul piombo rosso. Cristalli incolori, solubili in acqua; velenoso. Utilizzato in pirotecnica (luce gialla), nella produzione di fiammiferi, esplosivi e alcuni coloranti; nella concia, nella fotografia e nella litografia; per ottenere sali di piombo come agente ossidante nella sintesi organica.

In aggiunta a quanto sopra eccezioni, Anche non accendere seguenti prodotti.

Nitrato è il nome dato ai sali nitrati (nitrati) di ammonio, sodio, calcio e potassio. Vengono utilizzati principalmente in agricoltura, come fertilizzanti minerali, e nella produzione industriale di prodotti pirotecnici ed esplosivi.

Il nitrato di potassio è considerato un fertilizzante molto prezioso, poiché contiene contemporaneamente due sostanze importanti per la vita vegetale: azoto e potassio. Ma, allo stesso tempo, il nitrato di potassio è la base della polvere da sparo nera ed è semplicemente insostituibile nella produzione di vari articoli pirotecnici. Tuttavia, gli esperimenti condotti da artigiani locali per creare razzi, bombe fumogene e altri “esplosivi” spesso finiscono in modo molto disastroso. Pertanto, la vendita di nitrato di potassio è stata recentemente limitata e, con l'inizio della primavera, i residenti estivi sono sempre più costretti a pensare a come produrre da soli il nitrato. Il nostro consiglio è rivolto ai giardinieri dilettanti che utilizzano il nitrato di potassio esclusivamente per scopi pacifici.

Come produrre il nitrato di potassio

1. Acquista il carbonato di potassio, noto anche come potassa, e il nitrato di ammonio in un negozio di ferramenta.
2. Scioglierli separatamente in acqua tiepida, preferibilmente distillata. Utilizzare parti uguali in peso di reagenti. Mescola entrambe le soluzioni in un contenitore non necessario, versando la soluzione di potassio nella soluzione di nitrato di ammonio.
3. Metti la padella a fuoco basso. La pentola deve essere abbastanza grande, poiché durante la reazione la miscela fa schiuma e aumenta di volume. Mescolare regolarmente la miscela. Presto inizierà a rilasciare gas di ammoniaca con un forte odore caratteristico: ciò significa che la reazione è iniziata. A causa dell'odore pungente del gas, è meglio eseguire il processo all'aperto o al chiuso con una buona ventilazione.
4. Dopo che lo sviluppo di gas si è fermato, togliere la padella dal fuoco e lasciarla in un luogo fresco per un giorno. Successivamente sul fondo si formano grossi cristalli aghiformi di nitrato di potassio, che possono essere rimossi solo scolando il liquido ed essiccati.

Il nitrato di ammonio è uno dei fertilizzanti più comuni; viene applicato durante la semina di quasi tutte le colture agricole, sia cereali che ortaggi, e viene utilizzato anche come condimento superiore per le piante adulte. Nell'estrazione mineraria, il nitrato di ammonio è ampiamente utilizzato come componente principale di esplosivi ad alto potenziale: ammonale, ammonite o ammotolo. Il nitrato di ammonio è venduto in tutti i negozi di ferramenta nei reparti “Fertilizzanti”, dove può essere facilmente acquistato. Produrre nitrato di ammonio in condizioni artigianali è estremamente pericoloso e completamente non redditizio! Puoi provare a sintetizzarlo tu stesso solo a piccole dosi, osservando tutte le norme di sicurezza, per scopi didattici.

Come produrre il nitrato di ammonio

1. In ferramenta è necessario acquistare: ammoniaca, solfato di rame, nitrato di calcio.
2. Mescolare l'ammoniaca con il solfato di rame fino ad ottenere una soluzione blu. Come risultato della reazione di sostituzione, si ottiene la precipitazione dell'idrossido di rame e il solfato di ammonio rimasto in soluzione.
3. Scolare la soluzione di solfato di ammonio dal sedimento e mescolarla con nitrato di calcio. Di conseguenza, otteniamo solfato di calcio sotto forma di precipitato e una soluzione contenente il nostro nitrato di ammonio.

Abbiamo descritto i principali metodi per ottenere il salnitro e sta a te decidere cosa si può ricavare dal salnitro prodotto in casa.