Калиев нитрат

от Уикипедия, свободната енциклопедия
Направо към: навигация, търсене
Калиев нитрат
Калиев нитрат
Калиев нитрат
Обща информация
Систематично име Калиев нитрат
Други имена Селитра
Калиева селитра
Индийска селитра
Молекулна формула KNO3
SMILES
Моларна маса 101.1 g/mol
Външен вид кристали
CAS номер [7757-79-1]
Свойства
Плътност и фаза 2.109 g·cm−3 (16 °C), твърда
Разтворимост във вода 13.3 g/100 ml (0 °C)
36 g/100 ml (25 °C)
247 g/100 ml (100 °C)
Разтворимост Малко разтворим в етанол
разтворим в глицерин и амоняк
Точка на топене 334 °C
Точка на кипене 400 °C (разлагане)
Киселинност (pKa)
Вискозитет
Диполен момент
Опасности
Hazard O.svg
Основни опасности Окислител, поддържа горенето
Точка на възпламеняване
Допълнителни данни
Структура и
свойства
n, εr, и др.
Термодинамични
данни
Фазово поведение
Твърдо състояние, течност, газ
Спектрални данни УВ, ИЧ, ЯМР, МС
Сродни съединения
Сродни съединения калиев хлорат
калиев хидроксид
калиев хлорид
калиев сулфат
калиев карбонат(поташ)
натриев нитрат
амониев нитрат
Освен където е обявено друго, данните са дадени за
материали в стандартно състояние (при 25 °C, 100 kPa)
Права и справки

Калиевият нитрат (KNO3), познат още под имената калиева селитра или индийска селитра, е калиева сол на азотната киселина. Като всички нитрати това съединение е добър окислител. При нагряване се разлага на калиев нитрит и кислород:

\mathrm{2 \ KNO_3 \  \to \ 2 \ KNO_2 + O_2}

При по нататъшно нагряване калиевият нитрит се разлага и сумарното уравнение е [1]:

\mathrm{2 \ KNO_3 \  \to \ K_2O + N_2 + 2.5O_2}

Този процес е ендотермичен (ΔH=+75.5 kcal/mol). Част от кислорода, съдържащ се в калиевата селитра, не се отдава, а остава свързан под формата на дикалиев оксид. По тази причина съединението е по-слаб окислител от напр. калиевия хлорат и смесите с него се характеризират с по-ниска скорост на горене.

През средновековието калиевата селитра е използвана предимно в черния барут и е била по тази причина стратегическа суровина. Достъпът до калиева селитра е решавал изхода на много военни конфликти. Суровината се е доставяла в големи количества от Индия, което е причината понякога да се нарича още и индийска селитра. Друг основен доставчик станал Чили, където били открити големи залежи на натриев нитрат (чилска селитра). Тъй като натриевият нитрат е хигроскопичен и не може да се използва за направата на черен барут, от него чрез конверсия с калиев хлорид се получавал калиев нитрат:

\mathrm{NaNO_3 + KCl \to KNO_3 + NaCl\downarrow}

При температурата на кипене на водния разтвор на тези компоненти най-ниска разтворимост има натриевият хлорид. При изпаряване на част от водата се отделят кристали от натриев хлорид а калиевата селитра остава в разтвора. След добавяне на вода и охлаждане до около 5 °C из разтвора се отделя калиевата селитра. Във времена на недостиг на импортна селитра и/или във военно време се използвали и други методи. Разпространено било изстъргването на селитра от стени на зимници и обори. Преваряването на тор или земя от оборите давали също ценната суровина. Карбамидът, съдържащ се в урината на животните се разлага бавно от бактерии и в крайна сметка се получава азотна киселина, която реагира с калциевите соли в почвата и дава калциев нитрат (норвежка селитра). След изваряване калциевият нитрат преминава в разтвор, към който се добавя калиев карбонат (или растителна пепел):

\mathrm{Ca(NO_3)_2 + K_2CO_3 \to 2KNO_3 + CaCO_3\downarrow}

Добиването на селитра по този начин било доходен занаят през средновековието, а хората които се занимавали с него се ползвали с привилегии. След като бездимният барут изместил черния (димния) барут и след откриването на синтетични методи за получаване на азотна киселина, горните методи за добиване на селитра изгубили значение.

В днешно време калиевата селитра се използва в пиротехнически смеси (вкл. черен барут и димки) като окислител. Друго важно приложение намира като консервант в хранително-вкусовата промишленост (Е252). Тъй като съдържа калиеви катиони и нитратни аниони калиевата селитра се използва и като комбиниран калиево-азотен минерален тор. Може да се използва и за получаване на кислород в лабораторни условия.

Източници[редактиране | edit source]

  1. John A. Conkling; Chemistry ot Pyrotechnics-Basic Principles and Theory, Marcel Dekker INC., 1985