Kaliumnitraat (KNO3) Structuur, gebruik, eigenschappen

de kaliumnitraat Het is een ternair zout bestaande uit kalium, alkalimetaal en oxoanionnitraat. De chemische formule is KNO₃, wat betekent dat voor elke K ion⁺, er is een NO-ion₃^-- interactie hiermee. Daarom is het een ionisch zout en vormt het een van de alkalimitraten (LiNO₃, NaNO₃, RBNO₃...).

De KNO₃ Het is een sterk oxidatiemiddel vanwege de aanwezigheid van het nitraatanion. Dat wil zeggen, het functioneert als een reservoir van vaste nitraat- en watervrije ionen, in tegenstelling tot andere zouten die sterk oplosbaar zijn in water of erg hygroscopisch zijn. Veel van de eigenschappen en toepassingen van deze verbinding zijn te wijten aan het nitraatanion in plaats van het kaliumkation.

In de afbeelding hierboven zijn KNO-kristallen geïllustreerd₃ met naaldvormen. De natuurlijke bron van KNO₃ is de salpeter, bekend onder de namen salpeter of salpetre, in het Engels Dit element is ook bekend als kaliumnitraat of nitromineraal.

Het wordt gevonden in droge of woestijngebieden, evenals uitbloeiingen van de wanden van de grot. Een andere belangrijke bron van KNO₃ is de guano, uitwerpselen van dieren die in droge milieus wonen.

index

• 1 Chemische structuur
  • 1.1 Andere kristallijne fasen
• 2 Gebruik
• 3 Hoe is het gedaan??
• 4 Fysische en chemische eigenschappen
• 5 Referenties

Chemische structuur

De kristalstructuur van KNO wordt weergegeven in het bovenste beeld₃. De paarse bollen komen overeen met de K-ionen⁺, terwijl het rood en blauw respectievelijk de zuurstof- en stikstofatomen zijn. De kristalstructuur is orthorhombisch bij kamertemperatuur.

De geometrie van het NO anion₃^- is dat van een trigonaal vlak, met de zuurstofatomen op de hoekpunten van de driehoek en het stikstofatoom in het midden. Het heeft een positieve formale lading op het stikstofatoom en twee negatieve formele ladingen op twee zuurstofatomen (1-2 = (-1)).

Deze twee negatieve ladingen van NO₃^- ze worden gedelocaliseerd tussen de drie zuurstofatomen, waarbij altijd de positieve lading in de stikstof wordt gehandhaafd. Als gevolg van het bovenstaande zijn de K-ionen^-+ van het kristal vermijd het plaatsen net boven of onder de stikstof van de anionen NO₃^-.

In feite laat de afbeelding zien hoe de K-ionen⁺ ze zijn omringd door de zuurstofatomen, de rode bollen. Samengevat zijn deze interacties verantwoordelijk voor de kristallijne arrangementen.

Andere kristallijne fasen

Variabelen zoals druk en temperatuur kunnen deze voorzieningen wijzigen en ontstaan ​​uit verschillende structurele fasen voor de KNO₃ (fasen I, II en III). Bijvoorbeeld, fase II is die van het beeld, terwijl fase I (met trigonale kristallijne structuur) wordt gevormd wanneer de kristallen worden verwarmd tot 129 ° C.

Fase III is een overgangsstof die wordt verkregen door afkoeling van fase I en sommige onderzoeken hebben aangetoond dat deze enkele belangrijke fysische eigenschappen vertoont, zoals ferro-elektriciteit. In deze fase vormt het kristal lagen van kalium en nitraten, mogelijk gevoelig voor elektrostatische afstotingen tussen de ionen.

In de lagen van fase III doen de anionen dat NIET₃^- Ze verliezen wat hun vlakheid (de driehoek gebogen licht) deze samenstelling die vóór de mechanische verstoring, wordt de structuur van fase II toestaan.

toepassingen

Zout is van groot belang omdat het wordt gebruikt in vele activiteiten van de mens, die zich manifesteren in de industrie, landbouw, voedsel, enz. Onder deze toepassingen vallen de volgende op:

- Het conserveren van voedsel, vooral vlees. Ondanks het vermoeden dat het betrokken is bij de vorming van nitrosamine (carcinogeen agens), wordt het nog steeds gebruikt in charcuterie..

- Meststof, omdat kaliumnitraat twee van de drie macronutriënten van planten oplevert: stikstof en kalium. Samen met fosfor is dit element noodzakelijk voor de ontwikkeling van planten. Dat wil zeggen, het is een belangrijke en beheersbare reserve van deze voedingsstoffen.

- Het versnelt de verbranding en kan ontploffingen veroorzaken als het brandbare materiaal extensief is of als het fijn verdeeld is (groter oppervlak, grotere reactiviteit). Bovendien is het een van de belangrijkste componenten van buskruit.

- Het vergemakkelijkt het verwijderen van de stronken van de gevelde bomen. Nitraat levert de noodzakelijke stikstof voor de schimmels om het hout van de stronken te vernietigen.

- Het komt tussen in de vermindering van de gevoeligheid van de tanden door de opname in tandpasta, die de bescherming verhoogt van de pijnlijke gevoelens van de tand die wordt geproduceerd door koude, hitte, zuur, zoet of contact.

- Het werkt als een hypotensor bij de regulatie van de bloeddruk bij mensen. Dit effect zou worden gegeven of verband houden met een verandering in natriumuitscheiding. De aanbevolen dosis bij de behandeling is 40-80 mEq kalium per dag. In dit verband wordt opgemerkt dat kaliumnitraat diuretische werking zou hebben.

Hoe is het gedaan??

Het grootste deel van het nitraat wordt geproduceerd in de mijnen van de woestijnen in Chili. Het kan worden gesynthetiseerd door verschillende reacties:

NH₄NO₃ (ac) + KOH (ac) => NH₃ (ac) + KNO₃ (ac) + H₂O (l)

Kaliumnitraat wordt ook geproduceerd door salpeterzuur te neutraliseren met kaliumhydroxide in een sterk exotherme reactie.

KOH (ac) + HNO₃(conc) => KNO₃ (ac) + H₂O (l)

Op industriële schaal wordt kaliumnitraat geproduceerd door een dubbele verplaatsingsreactie.

NaNO₃ (ac) + KCl (ac) => NaCl (ac) + KNO₃ (Aq)

De belangrijkste bron van KCl is silvijnmineraal en geen andere mineralen zoals carnalliet of cainiet, die ook zijn samengesteld uit ionisch magnesium.

Fysische en chemische eigenschappen

Kaliumnitraat in de vaste toestand komt voor als een wit poeder of in de vorm van kristallen met een orthohombische structuur bij kamertemperatuur en trigonaal bij 129 ° C. Het heeft een molecuulgewicht van 101,1032 g / mol, is geurloos en heeft een zure smaak.

Het is een water oplosbare verbinding (316-320 g / liter water bij 20 ° C), vanwege de ionische aard en het gemak waarmee watermoleculen de ionen K solvaat⁺.

De dichtheid is 2,1 g / cm³ bij 25 ° C. Dit betekent dat het ongeveer twee keer zo dicht is als water.

Het smeltpunt (334 ° C) en het kookpunt (400 ° C) zijn indicatief voor de ionische bindingen tussen K⁺ en NO₃^-. Ze zijn echter laag in vergelijking met andere zouten, omdat het kristalrooster energie lager monovalente ionen (bijv belastingen ± 1), en zij niet zeer vergelijkbare afmetingen.

Het ontleedt bij een temperatuur dichtbij het kookpunt (400 ºC) om kaliumnitriet en moleculaire zuurstof te produceren:

KNO₃(s) => KNO₂(s) + O₂(G)

referenties

1. PubChem. (2018). Kaliumnitraat. Opgehaald op 12 april 2018, van: pubchem.ncbi.nlm.nik.gov
2. Anne Marie Helmenstine, Ph.D. (29 september 2017). Salpeter- of kaliumnitraatfeiten. Opgehaald op 12 april 2018, van: thoughtco.com
3. K. Nimmo & B. W. Lucas. (22 mei 1972). Conformatie en oriëntatie van NO3 in α-fase kaliumnitraat. Nature Physical Science 237, 61-63.
4. Adam Rędzikowski. (8 april 2017). Kaliumnitraat kristallen. [Afbeelding]. Opgehaald op 12 april 2018, vanaf: https://commons.wikimedia.org
5. Acta Cryst. (2009). Groei en eenkristalverfijning van fase-III kaliumnitraat, KNO₃. B65, 659-663.
6. Marni Wolfe. (3 oktober 2017). Kaliumnitraatrisico's. Opgehaald op 12 april 2018, vanaf: livestrong.com
7. Amethyst Galleries, Inc. (1995-2014). Het mineraal niter. Opgehaald op 12 april 2018, van: galleries.com