Шалитра

Калијум нитрат[1]
Potassium nitrate
Називи
IUPAC назив
Калијум нитрат
Други називи
шалитра
нитратна шалитра[2]
Идентификација
3Д модел (Jmol)
ChemSpider
ECHA InfoCard 100.028.926
EC број 231-818-8
Е-бројеви E252 (конзерванси)
KEGG[3]
RTECS TT3700000
UNII
UN број 1486
  • InChI=1S/K.NO3/c;2-1(3)4/q+1;-1 ДаY
    Кључ: FGIUAXJPYTZDNR-UHFFFAOYSA-N ДаY
  • InChI=1/K.NO3/c;2-1(3)4/q+1;-1
    Кључ: FGIUAXJPYTZDNR-UHFFFAOYAM
  • [K+].[O-][N+]([O-])=O
Својства
KNO3
Моларна маса 101,1032 g/mol
Агрегатно стање бела чврста материја
Мирис безукусна
Густина 2,109 g/cm³ (16 °C)
Тачка топљења 334 °C (633 °F; 607 K)
Тачка кључања 400 °C (752 °F; 673 K) (разлаже се)
133 g/L (0 °C)
316 g/L (20 °C)
383 g/L (25 °C)
2439 g/L (100 °C)[6]
Растворљивост донекле растворна у етанолу
растворна у глицеролу, амонијаку
Базност (pKb) 15,3[7]
Магнетна сусцептибилност −33,7·10−6 cm³/mol
Индекс рефракције (nD) 1,335, 1,5056, 1,5604
Структура
Кристална решетка/структура Орторомбична, арагонит
Термохемија
Специфични топлотни капацитет, C 95,06 J/mol K
-494,00 kJ/mol
Опасности
Главне опасности Оксиданс, штетан ако се прогута, удахне или апсорбује на кожи. Изазива иритацију коже и подручја око очију.
Безбедност приликом руковања ICSC 0184
ГХС пиктограми The flame-over-circle pictogram in the Globally Harmonized System of Classification and Labelling of Chemicals (GHS) The exclamation-mark pictogram in the Globally Harmonized System of Classification and Labelling of Chemicals (GHS)
H272, H315, H319, H335
P102, P210, P220, P221, P280
NFPA 704
Тачка паљења незапаљив (оксидант )
Смртоносна доза или концентрација (LD, LC):
1901 mg/kg (орално, зец)
3750 mg/kg (орално, пацов)[8]
Сродна једињења
Други анјони
 Калијум нитрит
Други катјони
 Литијум нитрит
натријум нитрит
рубидијум нитрат
цезијум нитрат
Сродна једињења
 Калијум сулфат
калијум хлорид
Уколико није другачије напоменуто, подаци се односе на стандардно стање материјала (на 25°C [77°F], 100 kPa).
ДаY верификуј (шта је ДаYНеН ?)
Референце инфокутије

Калијум нитрат, познат и као шалитра, је со чија је молекулска формула KNO3. Раствара се у води (на температури 20 °C - 31,6 g/100 cm³; на температури 100 °C - 246 g/100 cm³).[9][10] Калијум нитрат се јавља у природи у малим количинама у облику минерала нитрокалита у крајевима са сувом и топлом климом, између осталог у Кини и Индији.[11] Из ових држава је доношен у Европу, због чега је и добио име „индијска шалитра“. Сада се углавном добија реакцијом натријум нитрата и калијум хлорида:

NaNO3 + KCl → KNO3 + NaCl

Калијум нитрат је безбојна или бела кристална супстанција. Њена температура топљења износи 334 °C. При загревању до 400 °C разлаже се на калијум нитрит и кисеоник:

2KNO3 → 2KNO2 + O2

Калијум нитрат је оксиданс, који се од давнина користи за прављење барута.[12] Такође се у пиротехници користи и мешавина KNO3 са шећером у размери 1:1 за прављење дима. До почетка 20. века користио се за добијање азотне киселине. Сада се углавном користи за производњу калијум нитрита, као ђубриво (садржи 13% азота и 45% калијум оксида), и за конзервисање хране (E252).[13]

Особине и својства

Кристална структура KNO3

Кориштењем израза „шалитра”" битно је нагласити „калијумска шалитра”, из разлога што постоји „чилска шалитра” и „нордијска шалитра”.

Калијум нитрат долази у облику белог нехигроскопног кристалног праха. Јак је оксиданс и лако се отапа у води при чему се вода хлади (ендотермна реакција). Слабије се раствара у етанолу и глицеролу. У 100g (или 100ml) воде при 50 °C раствара се 80g калијум нитрата.

Температура талишта му је око 337 °C, а изнад 350 °C почиње да отпушта кисеоник.

Након загрејавања на температуру изнад 560 °C, мења се у калијум нитрит, производећи кисеоник:

2 KNO3 → 2 KNO2 + O2

Водени раствор је готово неутралан, има pH 6,2 при температури од 14 °C за 10% раствор. Није пуно хидроскопан, апсорбује око 0,03% воде при 80% влажности током 50 дана. Није растворан у алкохолу и није отрован; може експлозивно да реагује са другим материјама, али сам није експлозиван.

Производња

Калијум нитрат се може направити комбинацијом амонијум нитрата и калијум хидроксида:

NH4NO3 (aq) + KOH (aq) → NH3 (g) + KNO3 (aq) + H2O (l)

Алтернативни начин производње калијум нитрата без нуспродукта амонијака је комбинација амонијум нитрата и калијум хлорида:

NH4NO3 (aq) + KCl (aq) → NH4Cl (aq) + KNO3 (aq)

Калијум нитрат се такође може произвести неутрализацијом азотне киселине са калијум хидроксидом. Ова је реакција јако егзотермна.

KOH (aq) + HNO3 → KNO3 (aq) + H2O (l)

Употреба

Калијум нитрат налази бројне примене, углавном као извор нитрата.

KNO3 иначе користи и за добијање азотне киселине (поступци који се темеље и на кориштењу H2SO4 као једног од реактаната), користи се као вештачко ђубриво јер има висок удео азота, као оксидационо средство у чврстим композитним ракетним горивима, као адитив у прехрани (Е 252). Користи се и у производњи сладоледа и паста за зубе.

Ђубриво

Калијум нитрат је често користи као ђубриво, као извор азота и калијума, два важна храњива састојка за биљке.

Оксиданс

С обзиром да је јако оксидационо средство, (узрокује оксидацију других материја), често се користи у пиротехничким смесама у којима је често помешан с разним другим материјама, у различитим односима. Саставни је део великог броја пиротехничких смеса, али за ту сврху мора бити чист, јер загађења утичу на хидроскопност или мењају боју пламена смесе (Na и Ca једињења). Једно од њих, међу осталим познатог састава, је црни барут, који је у ствари смеша калијум нитрата, сумпора и угљеника (најчешће у облику угљена). Калијум нитрат је делотворан оксиданс, пламен боји бледо љубичасто (јер је калијумова со), у додиру с природним оксидансима (нпр. шећер), црвено.

Такође је једна од три компоненте барута, заједно са угљеником (углавном угљеном) и сумпором.[14] Као такав барут се користи као ракетно гориво, али такође и у комбинацијама са шећером. Такође се користи у пиротехници, као мешавина калијум нитрата и сахарозе.[15] Također se dodaje u cigarete kako bi zapalio duhan.[16]

Чување хране

У процесу чувања хране калијум нитрат је уобичајени састојак усољеног меса још од средњег века,[17] али је његова употреба је углавном укинута због недоследних резултата у поређењу с модернијим нитратима и нитритима. Натријум нитрат је углавном потиснуо калијум нитрат у кулинарској употреби, зато што је ефикаснији од калијум нитрата (шалитре) у превенцији бактеријских инфекција. Када се користи као адитив храни у Европској унији,[18] познат је под именом Е252. Такође је одобрен у САД[19] Аустралији и Новом Зеланду[20] (где је познат као ИНС252).

Гашење пожара

Калијум нитрат је главни чврсти састојак кондензираних аеросоли за сузбијање пожара, али када изгара, реагује са слободним радикалима ватре и производи калијум карбонат.

Уклањање пањева стабла

Калијум нитрат је главна компонента (углавном око 98%) течности за уклањање пањева, зато што убрзава природни распад пања додајући азот гљивама које нападају пањеве.[21]

Топлотна обрада метала

Калијум нитрат је често кориштен у топлотној обради метала као отапало. Оксидирање, растворност у води и ниске цене чине га идеалним за краткорочну заштиту од рђе.

Похрана соларне енергије

Натријум и калијум нитрат су припремају у растаљеном стању са похрањеном соларном енергијом прикупљеном у соларној електрани у Шпанији. Постоје тернарне соли, које уз додатак калцијум нитрата или литијум нитрата, који побољшава капацитет топлоте у растопљеној соли.[22]

Фармакологија

Калијум нитрат се може пронаћи у неким пастама за зубе за осетљиве зубе.[23] Недавно, употреба калијум нитрата у зубним пастама за лечење осетљивих зуба се повећала и то би могло бити делотворно лечење.[24][25]

Калијум нитрат у неким зубним пастама може изазвати нападаје астме код неких особа. Пре је био кориштен за лечење астме и артритиса. Калијум нитрат је користан за високи крвни притисак. Други нитрати и нитрити су још у употеби за лечење ангина. Некада се мислило да калијум нитрат узрокује импотенцију, и још увек се избегава у прехрани војника, иако нема научног доказа за таква својства.[26][27]

Види још

Референце

  1. ^ Record of Potassium nitrate in the GESTIS Substance Database from the IFA, accessed on 2007-03-09
  2. ^ Gustafson, A. F. (1949). Handbook of Fertilizers - Their Sources, Make-Up, Effects, And Use. стр. 25. ISBN 9781473384521. Архивирано из оригинала 2017-02-17. г. 
  3. ^ Joanne Wixon; Douglas Kell (2000). „Website Review: The Kyoto Encyclopedia of Genes and Genomes — KEGG”. Yeast. 17 (1): 48—55. doi:10.1002/(SICI)1097-0061(200004)17:1<48::AID-YEA2>3.0.CO;2-H. 
  4. ^ Li Q, Cheng T, Wang Y, Bryant SH (2010). „PubChem as a public resource for drug discovery.”. Drug Discov Today. 15 (23-24): 1052—7. PMID 20970519. doi:10.1016/j.drudis.2010.10.003.  уреди
  5. ^ Evan E. Bolton; Yanli Wang; Paul A. Thiessen; Stephen H. Bryant (2008). „Chapter 12 PubChem: Integrated Platform of Small Molecules and Biological Activities”. Annual Reports in Computational Chemistry. 4: 217—241. doi:10.1016/S1574-1400(08)00012-1. 
  6. ^ B. J. Kosanke; B. Sturman; K. Kosanke; I. von Maltitz; T. Shimizu; M. A. Wilson; N. Kubota; C. Jennings-White; D. Chapman (2004). „2”. Pyrotechnic Chemistry. Journal of Pyrotechnics. стр. 5—6. ISBN 978-1-889526-15-7. Архивирано из оригинала 2016-05-05. г. 
  7. ^ Kolthoff, Treatise on Analytical Chemistry, New York, Interscience Encyclopedia, Inc., 1959.
  8. ^ chem.sis.nlm.nih.gov Архивирано 2014-08-12 на сајту Wayback Machine
  9. ^ Lide David R., ур. (2006). CRC Handbook of Chemistry and Physics (87th изд.). Boca Raton, FL: CRC Press. ISBN 978-0-8493-0487-3. 
  10. ^ Susan Budavari, ур. (2001). The Merck Index: An Encyclopedia of Chemicals, Drugs, and Biologicals (13th изд.). Merck Publishing. ISBN 0911910131. 
  11. ^ Shorter Oxford English dictionary (6th изд.). United Kingdom: Oxford University Press. 2007. стр. 3804. ISBN 9780199206872. 
  12. ^ Lauer, Klaus (1991). „The history of nitrite in human nutrition: A contribution from German cookery books”. Journal of Clinical Epidemiology. 44 (3): 261—264. ISSN 0895-4356. PMID 1999685. doi:10.1016/0895-4356(91)90037-a. 
  13. ^ Haldane, J. (1901). „The Red Colour of Salted Meat”. The Journal of Hygiene. 1 (1): 115—122. ISSN 0022-1724. PMC 2235964 Слободан приступ. PMID 20474105. doi:10.1017/S0022172400000097. 
  14. ^ Jai Prakash Agrawal (2010). High Energy Materials: Propellants, Explosives and Pyrotechnics. Wiley-VCH. стр. 69. ISBN 978-3-527-32610-5. 
  15. ^ Amthyst Galleries, Inc.
  16. ^ Inorganic Additives for the Improvement of Tobacco Архивирано 2007-11-01 на сајту Wayback Machine, TobaccoDocuments.org
  17. ^ "Meat Science", University of Wisconsin
  18. ^ UK Food Standards Agency. „Current EU approved additives and their E Numbers”. Приступљено 2011-10-27. 
  19. ^ US Food and Drug Administration. „Listing of Food Additives Status Part II”. Приступљено 2011-10-27. 
  20. ^ Australia New Zealand Food Standards Code„Standard 1.2.4 - Labelling of ingredients”. Приступљено 2011-10-27. 
  21. ^ Roark, Stan. „Stump Removal for Homeowners”. Alabama Cooperative Extension System. Архивирано из оригинала 2012-03-23. г. Приступљено 2011-09-26. 
  22. ^ „GEMASOLAR, THE FIRST TOWER THERMOSOLAR COMMERCIAL PLANT WITH MOLTEN SALT STORAGE SYSTEM” (PDF). Архивирано из оригинала (PDF) 2012-03-09. г. Приступљено 2011-12-20. 
  23. ^ „Sensodyne Toothpaste for Sensitive Teeth”. 2008-08-03. Архивирано из оригинала 2007-08-07. г. Приступљено 2008-08-03. 
  24. ^ „The Effect of Potassium Nitrate and Silica Dentifrice in the Surface of Dentin”. Архивирано из оригинала 2010-01-11. г. Приступљено 2010-07-16. 
  25. ^ Orchardson, R.; Gillam, D. G. (2006). „Managing dentin hypersensitivity”. Gillam J Am Dent Assoc. 137 (7): 990—998. PMID 16803826. doi:10.14219/jada.archive.2006.0321. 
  26. ^ „The Straight Dope: Does saltpeter suppress male ardor?”. 1989-06-16. Архивирано из оригинала 11. 10. 2007. г. Приступљено 2007-10-19. 
  27. ^ Jones, Richard E.; Kristin H. López (2006). Human Reproductive Biology, Third Edition. Elsevier/Academic Press. стр. 225. ISBN 0120884658. 

Литература

Спољашње везе

Strategi Solo vs Squad di Free Fire: Cara Menang Mudah!