Нитрат натрия — Википедия

Нитрат натрия
Общие
Систематическое наименование	Нитрат натрия, триоксонитрат​(V)​ натрия
Традиционные названия	Натриевая селитра, натронная селитра, чилийская селитра, нитронатрит
Хим. формула	NaNO3
Физические свойства
Состояние	твёрдое
Молярная масса	84,9938 г/моль
Плотность	2,257 г/см³
Твёрдость	2
Поверхностное натяжение	119 (320°C) 117 (350°C) 114 (400°C) Н/м
Динамическая вязкость	2,86 (317°C) 2,01 (387°C) 1,52 (457°C) мПа•с
Термические свойства
Температура
• плавления	308 °C
• кипения	с разложением °C
• разложения	380 °C
Мол. теплоёмк.	67 Дж/(моль·К)
Энтальпия
• образования	-257 кДж/моль
• плавления	16 кДж/моль
Химические свойства
Растворимость
• в воде	72,7 (0°C) 79,9 (10°C) 87,6 (20°C) 91,6 (25°C) 96,1 (30°C) 104,9 (40°C) 114,1 (50°C) 124,7 (60°C) 149 (80°C) 176 (100°C)
• в жидком аммиаке	127 г/100 мл
• в азотной кислоте	1,5 (20°C)
• в гидразине	100 (20°C)
Классификация
Рег. номер CAS	7631-99-4
PubChem	24268
Рег. номер EINECS	231-554-3
SMILES	[N+](=O)([O-])[O-].[Na+]
InChI	InChI=1S/NO3.Na/c2-1(3)4;/q-1;+1 VWDWKYIASSYTQR-UHFFFAOYSA-N
Кодекс Алиментариус	E251
RTECS	WC5600000
ChEBI	63005
Номер ООН	1498
ChemSpider	22688
Безопасность
ЛД50	3500 мг/кг (мыши, перорально)
Пиктограммы ECB
NFPA 704	0 1 0 OX
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
Медиафайлы на Викискладе

Нитра́т на́трия (азотноки́слый на́трий, натриевая селитра, чилийская селитра, натронная селитра) — натриевая соль азотной кислоты с формулой NaNO₃. Бесцветные прозрачные кристаллы с ромбоэдрической или тригональной кристаллической решеткой без запаха. Вкус — резкий солёный. Применяется очень широко и является незаменимым в промышленности соединением.

Физические свойства[править | править код]

Молекулярная масса — 84,9938 г/моль. Это бесцветные длинные кристаллы, плотностью 2,257 г/см³. t_пл 308 °C, при t выше 380 °С разлагается.

Растворимость (г в 100 г) в:

• воде — 72,7 (0°С), 87,6 (20°С), 91,6 (25 °С), 114,1 (50 °C), 124,7 (60 °C), 149 (80°C), 176 (100°C)^[1]
• жидком аммиаке — 127 (0 °С)^[1]
• гидразине — 100 (25 °С)^[2]
• этаноле — 0,036 (25 °С)^[1]
• метаноле — 0,41 (25 °С)^[1]
• пиридине — 0,35 (25 °С).^[1]

Натриевая селитра обладает высокой гигроскопичностью.

Химические свойства[править | править код]

Сильный электролит. В воде диссоциирует на ионы натрия Na⁺ и нитрат ионы NO3^-.

При нагревании более 380°С разлагается с выделением кислорода и нитрита натрия:

${\displaystyle {\ce {2NaNO3 -> 2NaNO2 + O2 ^}}}$

Может вступать в реакции обмена с солями щелочных металлов. Благодаря меньшей (по сравнению с нитратом натрия) растворимости образующихся нитратов, равновесие указанных реакций смещено вправо:

${\displaystyle {\ce {NaNO3 + KCl <=>> KNO3 v + NaCl}}}$

${\displaystyle {\ce {NaNO3 + RbI <=>> RbNO3 v + NaI}}}$

Концентрированные сильные нелетучие кислоты могут вытеснить азотную из нитрата натрия (реакция идёт полностью при нагревании):

${\displaystyle {\ce {NaNO3 + H2SO4 ->[t] HNO3 ^ + NaHSO4}}}$

${\displaystyle {\ce {NaNO3 + H3PO4 ->[t] HNO3 ^ + NaH2PO4}}}$

Проявляет сильные окислительные свойства в твердом агрегатном состоянии и в расплавах. Например, его расплав крайне активно реагирует углеродом (в форме угля), серой.

${\displaystyle {\ce {2NaNO3 + S ->[t] 2NaNO2 + SO2 ^ + Q}}}$

${\displaystyle {\ce {2NaNO3 + C ->[t] 2NaNO2 + CO2 ^ + Q}}}$

На основе данного взаимодействия, нитрат натрия может быть использован для создания чёрного пороха, который, однако, будет иметь малый срок годности ввиду высокой гигроскопичности нитрата натрия. В целом, его окислительные свойства близки к свойствам нитрата калия, поэтому он может использоваться аналогично в некоторых направлениях, например в пиротехнике.

Также активно реагирует со многими углеводами (например, сахарозой, глюкозой и иными), окисляя их до углекислого газа, и в меньшей степени, до угарного газа. Смесь нитрата натрия и сахарозы при поджигании горит самостоятельно.

Помимо этого, может быть восстановлен металлами (свинцом) или сульфитом кальция до нитрита натрия:^[3][4]

${\displaystyle {\ce {Pb + NaNO3 ->[t] PbO v + NaNO2}}}$

${\displaystyle {\ce {CaSO3 + NaNO3 ->[t] CaSO4 + NaNO2}}}$

Побочные продукты реакции нерастворимы в воде, потому, нитрит натрия может быть легко отделён фильтрацией и очищен перекристаллизацией.

Может окислять диоксид марганца до манганата(V) натрия в щелочной среде, многие металлы до высших степеней окисления:

${\displaystyle {\ce {MnO2 + Na2CO3 + NaNO3 ->[t] Na3MnO4 + CO2 + NO2}}}$

${\displaystyle {\ce {Cr2O3 + 3NaNO3 + 4KOH ->[t] 2K2CrO4 + 3NaNO2 + 2H2O}}}$

В водных растворах в кислой и щелочной средах проявляет окислительные свойства:

Окисляет концентрированные HI, HBr и HCl до свободных галогенов:

${\displaystyle {\ce {2NaNO3 + 8HI -> 2NaI + 3I2 v + 2NO ^ + 4H2O}}}$

${\displaystyle {\ce {2NaNO3 + 8HBr -> 2NaBr + 3Br2 + 2NO ^ + 4H2O}}}$

${\displaystyle {\ce {2NaNO3 + 8HCl <=> 2NaCl + 2Cl2 ^ + 2NOCl ^ + 4H2O}}}$

${\displaystyle {\ce {2NaNO3 + 8HCl ->[t] 2NaCl + 3Cl2 ^ + 2NO ^ + 4H2O}}}$

В растворе нитрата натрия в разбавленной серной кислоте растворяется медь, ввиду окислительных свойств нитрат-иона:

${\displaystyle {\ce {3Cu + 2NaNO3 + 4H2SO4 -> 3CuSO4 + Na2SO4 + 4H2O + 2NO ^}}}$

Смесь нитрата натрия в присутствии хлорид ионов в сильнокислой среде (например, в растворе соляной или серной кислоты) может растворять золото, платину и иные драгоценные металлы, и даже частично серебро, ввиду комплексообразования с хлоридом серебра:

${\displaystyle {\ce {3Pt + 22HCl + 4 NaNO3 -> 3H2[PtCl6] + 4NO ^ + 4NaCl + 8H2O}}}$

${\displaystyle {\ce {Au + NaNO3 + 4Cl^- + 4H^+ -> [AuCl4]^- + NO ^ + 2H2O + Na^+}}}$

Окисляет алюминий и цинк в щелочной среде:

${\displaystyle {\ce {8Al + 3NaNO3 + 5NaOH + 18H2O -> 8Na[Al(OH)4] + 3NH3}}}$

Получение[править | править код]

Долгое время натриевую селитру получали путем переработки природных залежей методами кристаллизации и выщелачивания. Большие залежи были обнаружены в Чили. В настоящее время получают преимущественно взаимодействием азотной кислоты или оксидов азота и карбоната или гидрокарбоната натрия или обменными реакциями, указанными ниже.^[5]

В лаборатории нитрат натрия можно получить следующими способами:

• Взаимодействием металлического натрия или его оксида с азотной кислотой:

${\displaystyle {\ce {21Na + 26HNO3 -> 21NaNO3 + NO ^ + N2O ^ + N2 ^ + 13H2O}}}$

${\displaystyle {\ce {Na2O + 2HNO3 -> 2NaNO3 + H2O}}}$

• Гидроксида натрия или солей натрия, образованных слабыми летучими кислотами с азотной кислотой:

${\displaystyle {\ce {NaOH + HNO3 -> NaNO3 + H2O}}}$

${\displaystyle {\ce {NaHCO3 + HNO3 -> NaNO3 + CO2 ^ + H2O}}}$

• Вместо азотной кислоты можно использовать нитрат аммония:

${\displaystyle {\ce {NaOH + NH4NO3 -> NaNO3 + NH3 ^ + H2O}}}$

${\displaystyle {\ce {NaHCO3 + NH4NO3 -> NaNO3 + NH3 ^ + CO2 ^ + H2O}}}$

• Взаимодействием натрия, оксида натрия, гидроксида натрия с оксидом азота(V):

${\displaystyle {\ce {Na + N2O5 -> NaNO3 + NO2 ^}}}$

${\displaystyle {\ce {Na2O + N2O5 -> 2NaNO3}}}$

${\displaystyle {\ce {2NaOH + N2O5 -> 2NaNO3 + H2O}}}$

• Может быть получен в ходе обменных реакций:

${\displaystyle {\ce {AgNO3 + NaCl -> NaNO3 + AgCl v}}}$

${\displaystyle {\ce {Ca(NO3)2 + Na2CO3 -> 2NaNO3 + CaCO3 v}}}$

Применение[править | править код]

Применяется как азотное удобрение; в пищевой^[6], стекольной, металлообрабатывающей промышленности; для получения взрывчатых веществ, ракетного топлива и пиротехнических смесей для придания огню жёлтого цвета ввиду наличия ионов Na⁺. абсорбцией раствором соды окислов азота; обменным разложением кальциевой или аммиачной селитры с сульфатом, хлоридом или карбонатом натрия.

Примечания[править | править код]

Ссылки[править | править код]

1. Производство нитрата натрия в Корее Архивная копия от 2 декабря 2021 на Wayback Machine