Фосфат кальция – формула, свойства, вред и его польза

Ортофосфат кальция 3 х замещенный. Е341 – Фосфаты кальция

Популярные материалы

Today’s:

  • Чем натереть грудь от кашля. Очень действенные рецепты растираний при кашле для детей.
  • Какие продукты выводят мочевую кислоту из организма при подагре. Чем и как вывести мочевую кислоту из организма при подагре?
  • Воспаление лимфоузлов на шее лечение в домашних условиях у взрослых быстро. Домашнее лечение лимфоузлов
  • Активность органов по часам. Суточная активность внутренних органов человека.
  • Как вылечить почки в домашних условиях народными средствами. Народные средства, как лечение почек в домашних условиях, рецепты отваров и настоев
  • Первый суп для ребенка 6 месяцев. Бульоны и супы для детей от 6 месяцев до года.
  • Гной в горле без температуры, как лечить. Причины гноя в горле и пробок в гландах
  1. Ортофосфат кальция 3 х замещенный. Е341 – Фосфаты кальция
    • Общая информация
    • Влияние на организм
    • Вред
    • Польза
    • Использование
    • Законодательство
  2. Фосфат кальция польза и вред. Как фосфаты влияют на кальций
  3. Фосфат кальция вред. Что такое фосфаты
  4. Фосфат кальция минерал. Краткая характеристика фосфата кальция:

Ортофосфат кальция 3 х замещенный. Е341 – Фосфаты кальция

Вещество, выступающее в классификационной таблице пищевых добавок под маркировочным кодовым номером Е 341 является консервантом, который обладает свойствами антиоксидантного характера и применяется как разрыхлитель в пищевых производствах.

К данному веществу применимо еще одно название – фосфаты кальция. Множество качеств, которыми обладает Е 341, сделали добавку весьма популярной во многих отраслях промышленности. Она нашла свое применение, как эмульгатор, разрыхлитель, а также уплотнитель.

Используется продукт в качестве стабилизатора, регулятора кислотности и фиксатора окраски.

Категория добавки: консервант-разрыхлитель, с антиоксидантными свойствами;

Опасность: крайне низкого уровня, практически нулевая ;

Синонимические названия: фосфат кальция, Е341, фосфат кальцію, Е-341, Calcium phosphates, monocalcium phosphate, ортофосфат кальция однозамещенный.

Общая информация

Е341 классифицируется, как вещество неорганическое. Химическая формула представлена такими символами – Ca3(РO4)2. Получается антиоксидант в результате синтеза. Исходным сырьем для производства Е341 являются минералы. Ими могут быть апатиты, фосфориты, а также гидроксилапатиты.

Процесс получения конечного продукта , предполагает гидротермический обжиг исходного природного материала с последующим добавлением кислоты полугидратной фосфорной. Полученное в результате определенных химпроцессов вещество – достаточно аморфный порошок, имеющий, как правило, белый окрас. В кислотах растворяется довольно активно, чего нельзя сказать о воде.

Е341 имеет несколько подвидов. Это Е341(і), а еще Е341(іі) и Е341(ііі). Они предполагают разные химформулы. Е341(і), являющийся однозамещенным отрофосфатом – это Ca ( H2PO4)2. Ортофосфат двузамещенный имеет иную формулу – CaHPO4. Ca3O8P2– химформула кальция ортофосфата трехзамещенного. В разных отраслях жизнедеятельности человека нашли применение все категории Е341.

Влияние на организм

Многочисленные исследования и тестирования, которые проводятся в отношении Е341, длятся уже около 50 лет. Основательной доказательной базы для того чтобы классифицировать добавку, как наносящую вред организму на данный момент нет.

Но мнение о вреде Е341, все-таки имеет место. Некоторые исследователи доказывают негативное воздействие продукта на ЖКТ, появление в организме излишков холестерина.

Польза

Ортофосфат кальция считается одним из главных элементов для нормального функционирования организма. Он принимает участие в целом ряде важнейших физиологических процессов. Такой немаловажный компонент, как кальций предполагает свое существование в организме в категории именно фосфатов кальция. Из них же на 70% состоят человеческие кости. Эмаль зубов также состоит в большинстве из этого компонента. Ортофосфат кальция является элементом, который больше всего устойчив к влиянию внеклеточных жидкостей.

Использование

Продукт, имеющий маркировку Е341, находит применение во многих отраслях пищевой промышленности. Чаще всего к помощи добавки прибегают в производствах хлебобулочных, а также при изготовлении сухого молока, завтраков, именно сухих, чаев из трав также сухих, сливок (сухих), кондитерки. В сыры плавленые добавляется как эмульгирующая соль, а в сгущенное молоко, как антикристаллизатор.

В состав овощных и фруктовых консервов также входит Е341. Применяется добавка и в ликероводочной промышленности, в изготовлении иных напитков (безалкогольных), в частности, для спортсменов. Добавляют ее в продукцию мясную, рыбную.

Особенно распространены ортофосфаты кальция в приготовлении кормов для животных. Не обходятся без Е341 и производители разного рода удобрений. Есть добавка в порошках зубных, а также в пасте. Активно прибегают к помощи фосфата кальция в отраслях керамической, при производстве материалов абразивных, стекла.

Законодательство

В качестве добавки Е – 341 законодательством разрешается для использования в разных отраслях промышленности, пищевой в том числе, во многих странах. Россия и Украина исключением не являются.

Фосфат кальция польза и вред. Как фосфаты влияют на кальций

Такой дисбаланс в рационе питания при систематическом употреблении содержащих избыток фосфора продуктов рано или поздно приведет к нарушениям фосфорно-кальциевого обмена.

При избытке фосфора на фоне недостатка кальция, последний покидает депо — говоря упрощенно, «вымывается» из костей, вплоть до развития остеопороза, который, в свою очередь, определяет риск переломов даже при незначительных травмах. У пожилых людей такие переломы нередко приводят к фатальному исходу — кости долго не срастаются, а длительно прикованный к постели человек может умереть от гипостатической пневмонии.

Читайте также:
Соляная кислота: описание вещества, интересные факты

А для ребенка или подростка дисбаланс между поступлением фосфора и кальция с пищей чреват нарушениями при формировании скелета.

Широкое использование фосфатов пищевой промышленностью специалисты считают сегодня одной из причин того, что остеопороз перестал быть старческой болезнью и значительно «помолодел»: по данным НЦ здоровья детей, более чем у 40 % подростков педиатры сегодня обнаруживают сниженную плотность костной ткани.

Можно добавить к этому, что фосфорная кислота в составе напитков считается дополнительным фактором риска в отношении кариеса зубов.

В пищевой промышленности разрешены следующие соединения фосфора:

Фосфорная (ортофосфорная) кислота (E338) — регулятор кислотности, антиокислитель;
Фосфат (ортофосфат) аммония (Е342) — регулятор кислотности, вещество для обработки муки;
Фосфат (ортофосфат) калия (Е340) — регулятор кислотности, эмульгатор, агент влагоудерживающий, стабилизатор, эмульгирующая соль;
Фосфат (ортофосфат) кальция (Е341, Е542)* — регулятор кислотности, вещество для обработки муки, стабилизатор, разрыхлитель, агент антислеживающий, агент влагоудерживающий, эмульгирующая соль, носитель;
Фосфат (ортофосфат) магния (Е343) — регулятор кислотности, агент антислеживающий;
Фосфат (ортофосфат) натрия (Е339) — регулятор кислотности, эмульгатор, агент влагоудерживающий, стабилизатор, эмульгирующая соль;
Пирофосфаты (Е450) — эмульгатор, стабилизатор, регулятор кислотности, разрыхлитель, агент влагоудерживающий;
Трифосфаты (Е451) — регулятор кислотности;
Полифосфаты (Е452) — эмульгатор, стабилизатор, агент влагоудерживающий.

*Справедливости ради стоит сказать, что в фосфате кальция (Е341, Е542) содержится также и кальций, причем его даже больше, чем фосфора, благодаря чему внесение этой добавки сдвигает баланс кальция и фосфора в сторону первого и может даже рассматриваться как обогащение продукта кальцием.

Фосфат кальция вред. Что такое фосфаты

Как мы уже сказали, фосфаты представляют собой соли фосфорных кислот. То есть, это основа фосфора – одного из ключевых макроэлементов, без которого просто невозможна жизнь человека. Макроэлементы – это это химические элементы, требуемая суточная доза потребления которых составляет более 200 мг, соответственно микроэлементы – менее 200 мг.

Ключевая роль этого вещества отводится метаболическим процессам, поддержанию функции нервной системы и выработке энергии. Достаточное количество фосфора позволяет своевременно восстанавливать и обновлять мышечную и костную ткань, а также клетки почек и печени. Кроме того, под воздействием солей фосфорной кислоты образуются гормональные соединения и важные для желудка ферменты, нуклеиновые кислоты и витамины группы B. Наконец, достаточное количество фосфора в организме чрезвычайно важно для хорошей наследственности, а значит, если вы хотите иметь здоровое потомство, в вашем рационе обязательно должны присутствовать продукты содержащие фосфаты.

К слову, природа позаботилась об обеспечении нашего организма солями фосфорной кислоты. Для этого необходимо достаточно регулярно употреблять различные виды мяса, рыбы и птицы, зерновые и бобовые культуры (особенно горох и чечевицу), а также всевозможную зелень. При этом, по словам ученых, больше всего фосфора организму дают зерновые и бобовые культуры (оставляют 90% от изначального содержания фосфора), а также животные продукты (70%), а вот растительная пища, богатая клетчаткой, оставляет организму совсем мало фосфора (40%).

Фосфат кальция минерал. Краткая характеристика фосфата кальция:

Фосфат кальция – неорганическое вещество бесцветного либо белого цвета, соль металла кальция и ортофосфорной кислоты.

Фосфат кальция представляет собой бесцветные кристаллы.

Фосфат кальция существует в виде двух модификациях (α и β), отличающихся физическими свойствами (плотностью и температурой плавления). α-модификация фосфата кальция имеет моноклинную сингонию. β-модификация фосфата кальция имеет гексагональная сингонию.

Плохо растворим в воде. В отличие от многих химических веществ растворимость фосфата кальция падает с увеличением температуры.

Не растворим в жидком аммиаке, ацетоне, диэтиловом эфире, этаноле и пр. органических растворителях.

В пищевой промышленности используется 3 типа фосфатов кальция , согласно степени замещения атомов водорода:

– добавка Е341(i) – ортофосфат кальция 1-замещенный (Monocalcium ortophosphate) с химической формулой Ca(Н2PO4)2;

– добавка Е341(ii) – ортофосфат кальция 2-замещенный (Dicalcium ortophosphate) с химической формулой CaНPO4;

– добавка Е341(iii) – ортофосфат кальция 3-замещенный (Tricalcium ortophosphate) с химической формулой Ca3(PO4)2.

Фосфат кальция широко распространён в природе. Входит в состав минералов фосфорита, апатита, гидроксиапатита. Фосфаты кальция содержатся в коровьем молоке. В организме человека кальций существует в основном в виде фосфатов кальция. Кости человека на семьдесят процентов состоят из фосфатов кальция. Зубная эмаль тоже состоит в основном из гидроксиапатитов (соединений фосфата кальция).

Химические свойства фосфата кальция — формула, применение в фармакологии и пищевой промышленности

Фосфорная кислота представляет собой 3-основное соединение с кальцием. Она образует три разновидности солей — фосфат, гидрофосфат и дигидрофосфат кальция. Речь идёт о неорганическом веществе, которое принимает твёрдое состояние во время пребывания в стандартных условиях. Его молярная масса составляет 310,2 г/моль, а плотность равна 2,81 г/см³. Фосфат кальция присутствует в различных минералах.

Что такое фосфат кальция

Каждый организм остро нуждается в витаминах и минералах для нормальной жизнедеятельности. Фосфат кальция – это неорганическое соединение (абразив), которое активно используется при сельском хозяйстве как эффективное минеральное удобрение. Для кулинарии тоже незаменимое средство – улучшает качество теста, в промышленности служит эмульгатором, фиксатором краски. Вещество по структуре кристаллическое, имеет белый цвет и сыпучий вид, получается из минерала натурального происхождения. Растворяется в воде, если находится под воздействием повышенной температуры.

Читайте также:
Спирты, классификация и применение, реакции и окисление

Формула фосфат кальция

Возникновение соединения происходит при лабораторных условиях. Кальция фосфат входит в состав минералов фосфорита и апатита, дигидратов. Месторождение – земная кора, причем у окружающей природы имеется ряд источников для получения будущего фосфатного соединения лабораторными методами. Если говорить о производстве ортофосфат кальция, агрегат получен методом взаимодействия суспензии гидроксида кальция и ортофосфорной кислоты с дальнейшей фильтрацией, сушкой и размолом. Молекулярная формула фосфат кальция имеет такой вид: Са3(РО4)2. Молярная масса — 310,18 а.е.м.

Ключевые источники

Молочная продукция необычайно богата фосфатом кальция. Также он присутствует в большом количестве в следующих изделиях:

  • филе сардины и лосося;
  • анчоусы;
  • крупяные каши;
  • обогащенные соки.

    Соль присутствует в большом количестве в козьем молоке. Соединение представлено в виде мицелл. Это особые частицы, у которых ядро отличается уменьшенными размерами и является нерастворимым. Его окружают адсорбирующие ионы и молекулы растворителя. Соль входит в состав казеината кальция, составного ингредиента молока, относящегося к группе фосфопротеинов.

    Несмотря на столь очевидную пользу, специалисты рекомендуют не допускать избытка фосфата кальция в ежедневном меню. Не стоит принимать без назначения врача специальные добавки и обогащенные продукты.

    Запрет особенно актуален для людей с камнями в почках, патологиями паращитовидных желез. То же самое можно сказать относительно людей, проходящих лечение тетрациклиновыми антибиотиками.

    Применение фосфата кальция

    Это неорганическое соединение относится к незаменимым компонентам сельского хозяйства, промышленности, кулинарии, серийного производства. Его требуется включить в состав прикормки, минеральных удобрений домашних животных и птиц, для качественного удобрения сниженной кислотности грунта. Кроме того, регулярное применение фосфата кальция уместно в следующих направлениях жизнедеятельности человека:

    • производство стекла и керамики;
    • сырье для получения фосфорной кислоты;
    • удобрение для кислых почв;
    • устойчивый фиксатор окраски;
    • структурная единица прикорма (дикальцийфосфат кормовой);
    • строительный материал для зубов, костей;
    • сырье для плавленых сыров, эмульгирующей соли;
    • компонент сухого, сгущенного молока;
    • процесс консервирования овощей, фруктов.

    Свойства и область применения Е341

    Фосфорнокислые соли используются во многих отраслях. Кроме пищевого назначения их добавляют в таблетки и капсулы как наполнитель, в зубных порошках и пастах они выступают абразивным компонентом. Ca3(PO4)2 используется при производстве керамики, стекла. Чистящие свойства порошка нашли применение для полировки металлических поверхностей. Еще из него изготавливают протезы и элементы костей.

    В пищевой промышленности

    При производстве продуктов питания фосфорная соль очень востребована, поскольку выполняет такие функции:

    • регулирует кислотность (рН);
    • улучшает показатели муки, способствует получению более пышного хлеба;
    • стабилизирует консистенцию;
    • работает как отвердитель, разрыхлитель;
    • препятствует слеживанию, комкованию порошков (муки, сахарной пудры), сохраняет их сыпучесть;
    • выступает как носитель ароматизаторов, особенно для мясных изделий;
    • в смеси с другими веществами используется как соли плавители для изготовления плавленых сыров;
    • очищает сахарный сироп при изготовлении рафинада;
    • удерживает влагу в мясных и рыбных изделиях.

    Кроме Ca3(PO4)2 в пищевой промышленности применяют фосфорные соли натрия, калия, аммония, магния. Они имеют индексы Е339, Е340, Е342, Е343 соответственно.

    Не стоит рассматривать пищевую добавку как поставщика минералов для организма: его концентрация не большая, к тому же макроэлемент намного лучше усваивается из натуральных источников. Подробнее о том, в каких продуктах больше всего кальция, читайте по ссылке.

    Допустимые нормы по содержанию Е341 сильно отличаются для разных категорий. Больше всего его можно добавлять в ароматизаторы, сахарную пудру, сухие смеси для выпечки. Также широко применяют ингредиент при изготовлении стерилизованного и сухого молока, питания для детей, подмешивают его в сливки и плавленые сыры, мясные и рыбные полуфабрикаты, колбасы, крабовые палочки, соусы, маргарины.

    Еще в сферу применения соли попадают БАДы, спортивное питание, очищенный протеин и другие оздоровительные продукты. Все пищевые добавки, включая консерванты, красители, улучшители консистенции должны быть указаны в составе.

    В сельском хозяйстве

    В этой отрасли calcium orthophosphate применяют в двух направлениях:

    1. Как добавка к рациону для сельскохозяйственных животных. Кормовой кальций фосфат изготавливают по ГОСТ 23999-80. Вещество хорошо тем, что выступает одновременно источником двух важных минералов, отличается низкой себестоимость и доступностью. Его использование повышает продуктивность птиц и скота. Нормы введения в рацион: козам в сутки на одно животное по 2 г, коровам по 80-100 г, овцам по 2-3 г. Трикальцийфосфат для кур имеет особое значение, ведь при недостатке макроэлементов сильно снижается яйценоскость. Соединение добавляют в корм в количестве до 2%, одновременно включая мел или ракушку до 1,5%. На одну птицу в сутки не более 5 г.
    Читайте также:
    Аморфные вещества ℹ определение, строение, общая характеристика, химические и физические свойства, отличия от твердых тел, способы и примеры применения

  • Как удобрение. Фосфор вместе с азотом – два наиболее важных биогенных элемента, которые активизируют рост растений. Поэтому кроме нитратов в почву вносят еще и фосфаты. Они подходят для любых садовых культур, овощей, ягод, цветов и декоративных растений.
  • Широкое применение Е341 имеет негативные последствия для природы, в первую очередь из-за использования его в сельском хозяйстве и применения фосфатов натрия и калия (более растворимых) для умягчения воды.

    Ранее соли фосфорной кислоты широко использовались в составе стиральных порошков. Удобрения вымываются с полей и попадают в водоемы, туда же сбрасываются не до конца очищенные бытовые стоки. Это приводит к повышению содержания минерала в реках, отчего они активно зарастают водорослями и превращаются в болото. Этот процесс называется эвтрофикация.

    Получение фосфора из фосфата кальция

    Еще одна польза соли состоит в том, что из нее получают фосфор. Уравнение реакции выглядит так:

    2Ca3(PO4)2 + 6SiO2 + 10C = 6CaSiO3 + P4 + 10CO

    Как восстановитель добавляют чистый углерод (кокс) и обязательно применяют песок, чтобы он связывал кальций. Таким методом добывают белый фосфор, светящийся в темноте и являющийся смертельным ядом для человека. Технология была разработана еще в 17 веке.

    Фосфаты в продуктах питания

    Такой ценный компонент врачи рекомендуют умеренно отнести к повседневному рациону, чтобы предотвратить ряд серьезных заболеваний, наладить работу внутренних органов и систем. Поэтому требуется регулярно употреблять продукты, содержащие фосфаты, которые обеспечивают устойчивый лечебный, профилактический эффект в организме каждого человека. Название таких пищевых ингредиентов всем известно, представлены ниже:

    • твердые сорта сыра;
    • грецкие орехи, арахис;
    • горох, бобовые культуры;
    • практически все морепродукты;
    • рыбная продукция;
    • семена подсолнечника;
    • рафинированные масла;
    • осетровая икра;
    • зародыши пшеницы.

    Кальция фосфат в таких продуктах питания не составляет весомую угрозу для человеческого здоровья. Больше опасаться требуется химических соединений, полученных лабораторным путем. Суточный рацион подбирать так, что он был не только сытным, но и сбалансированным. Обязательно включать кальция фосфат. Организм одинаково нуждается в кальции и фосфоре, как основе костно-мышечной системы, связочного аппарата.

    • Что значит две макушки на голове
    • Креветки в кляре — рецепты с фото. Как приготовить кляр для креветок и пожарить на сковороде или во фритюре
    • Аципол — инструкция по применению. Как принимать Аципол взрослым и детям при диарее и дисбактериозе

    Как бороться с избытком фосфатов в организме

    Проблему “перебора” по веществу можно решить, ограничивая его поступление или снижая всасывание, допустимо комбинирование методов. Основные способы уменьшения концентрации фосфатов в организме:

    • прием препаратов, которые связывают минерал (карбонаты, ацетаты, гидроксиды);
    • использование мочегонных средств;
    • диета с пониженным содержанием фосфора, когда исключают из рациона продукты с большим количеством добавки Е341 (колбасы, сладкие газированные напитки);
    • устранение ощелачивающей еды при формировании фосфатных камней (молоко, яйца, грибы, копченые продукты, специи);
    • питье окисляющей минеральной воды, увеличение количества кислых ягод и фруктов в меню.

    Одновременный прием препаратов кальция вместе с употреблением белковой пищи позволяет выводить фосфаты в связанной форме с калом, они не всасываются в кишечнике.

    Пищевая добавка Е341

    Употреблять фосфаты в пищевых продуктах разрешено, но умеренно – вредные компоненты тоже присутствуют. Указанное неорганическое соединение будет адсорбировать в органы ЖКТ организма, принимать его требуется в строго ограниченных количествах. Пищевую добавку Е341 можно использовать в качестве разрыхлителя, регулятора кислотности блюд, антиоксиданта, уплотнителя отдельных блюд. Пищевые фосфаты могут применяться для производства плавленых сыров, сухого и сгущенного молока, сливок. Они связывают компоненты блюда, придают ему однородную консистенцию.

    Литература

    • Рипан Р., Четяну И.
      Неорганическая химия. Химия металлов. — М.: Мир, 1972. — Т. 2. — 871 с.
    • Химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И.Л. и др.. — М.: Советская энциклопедия, 1992. — Т. 3. — 639 с. — ISBN 5-82270-039-8.
    • Справочник химика / Редкол.: Никольский Б.П. и др.. — 2-е изд., испр. — М.-Л.: Химия, 1966. — Т. 1. — 1072 с.
    • Справочник химика / Редкол.: Никольский Б.П. и др.. — 3-е изд., испр. — Л.: Химия, 1971. — Т. 2. — 1168 с.
    Это заготовка статьи по химии. Вы можете помочь проекту, дополнив её.

    Влияние на организм Е341

    Фосфорнокислый кальций технического производства в составе блюд лучше не задействовать, это сырье для сельского хозяйства, промышленности. А вот поступление пищевой добавки не запрещено в строго дозированных порциях. Влияние на организм Е341 положительное при формировании и укреплении костной ткани, для больных зубов (препятствует процессу разложения эмали). Даже в составе некоторых антибиотиков преобладает это неорганическое соединение, которое в нормальных условиях не растворяется, но усиливает общий терапевтический эффект.

    Общая информация

    Е-341(іі) является популярным антиоксидантом, который, благодаря своим свойствам (стабилизатор, фиксатор окраски, разрыхлитель, эмульгатор, антислеживатель и так далее) находит применение в разных сферах жизнедеятельности человека.

    Читайте также:
    Карбоновые кислоты - определение в химии, формула, свойства

    Продукт являет собой кристаллического вида вещество (то есть, рассыпчатый порошок), белого цвета, которое растворяется в кислотах, но проявляет высокую устойчивость к водной среде. Не растворяется этот порошок также и в этаноле.

    Химическая формула Е – 341( іі) выражается такой символикой – CaHPO4.Существуют природные места «обитания» ортофосфата кальция. Это минералы. Среди них апатиты, фосфориты, гидроксиапатиты.

    Одной из химических особенностей гидроортофосфата кальция является то, что он поглощает из воздуха аммиак (медленно). Вещество также не устойчиво термически.

    Вред пищевой добавки Е341

    Поскольку кальция фосфат не растворятся водой, а выпадает на дно осадком, его вред для здоровья человека очевидный. Очень скоро человек страдает от зашлакованности и избыточного скопления солей в организме, что заметно нарушает работу внутренних органов, систем. Вред пищевой добавки Е341 для взрослых и детей заключается в следующем: эта минеральная соль радикально меняет состав биологических жидкостей, негативно сказывается на работе органов ЖКТ, способствует отложению солей в организме, обострение сопровождающих их заболеваний.

    Исследования в отношении Е341(іі) ведутся довольно продолжительное время. По некоторым данным начало им было положено в 70-х годах предыдущего столетия. Достаточной доказательной базы, которая бы подтверждала опасность добавки, на данный момент не существует.

    Есть источники, которые все-таки настаивают на вреде для организма Е341(і і ). Особенно если антиоксидант употребляется в чрезмерных дозах. В этой связи могут возникать нежелательные расстройства желудочно-кишечного тракта. Есть сведения о появления заболеваний пищеварительной системы. Добавка способна спровоцировать также повышение уровня «плохого» холестерина в крови.

    Рекомендации к применению

    Фосфат кальция применяется как биологическая добавка при нехватке кальция и фосфора. Рекомендуется при переломах костей, ломкости ногтей. Используют при таком заболевании как остеопороз. Добавки, содержащие это вещество и его аналоги, советуют принимать в период беременности и лактации.

    Входит в состав таких препаратов, как фтизион, остеогенон и множества БАДов (например, Camosten, Arthromil). Чаще всего при этом используется дикальцийфосфат. Для полноценного усвоения этих добавок стоит придерживаться рекомендаций:

    1. Употреблять лучше натощак, до приема пищи.
    2. Кальций полноценно усваивается организмом в сочетании с витамином D, поэтому лучше употреблять препараты, которые содержат этот витамин. Если же используются другие, то витамин D стоит принять отдельно, за 1–2 часа до приема кальциевых препаратов.
    3. Противопоказания для приема – заболевания паращитовидных желез, мочекаменная болезнь, индивидуальная непереносимость.

    Аналогами фосфата кальция являются гидроксиапатит и глицерофосфат (правда, они стоят несколько дороже). Также в качестве кальциевых добавок употребляют цитрат и карбонат этого металла, которые хорошо усваиваются, но не содержат фосфора. Глюконат кальция, популярный в качестве источника этого элемента, относится к плохо усваиваемым препаратам.

    Азотная кислота: получение и химические свойства

    Строение молекулы и физические свойства

    Азотная кислота HNO3 – это сильная одноосновная кислота-гидроксид. При обычных условиях бесцветная, дымящая на воздухе жидкость, температура плавления −41,59 °C, кипения +82,6 °C ( при нормальном атмосферном давлении). Азотная кислота смешивается с водой во всех соотношениях. На свету частично разлагается.

    Валентность азота в азотной кислоте равна IV, так как валентность V у азота отсутствует. При этом степень окисления атома азота равна +5. Так происходит потому, что атом азота образует 3 обменные связи и одну донорно-акцепторную, является донором электронной пары.

    Поэтому строение молекулы азотной кислоты можно описать резонансными структурами:

    Обозначим дополнительные связи между азотом и кислородом пунктиром. Этот пунктир по сути обозначает делокализованные электроны. Получается формула:

    Способы получения

    В лаборатории азотную кислоту можно получить разными способами:

    1. Азотная кислота образуется при действии концентрированной серной кислоты на твердые нитраты металлов. При этом менее летучая серная кислота вытесняет более летучую азотную.

    Например , концентрированная серная кислота вытесняет азотную из кристаллического нитрата калия:

    2. В промышленности азотную кислоту получают из аммиака . Процесс осуществляется постадийно.

    1 стадия. Каталитическое окисление аммиака.

    2 стадия. Окисление оксида азота (II) до оксида азота (IV) кислородом воздуха.

    3 стадия. Поглощение оксида азота (IV) водой в присутствии избытка кислорода.

    Химические свойства

    Азотная кислота – это сильная кислота . За счет азота со степенью окисления +5 азотная кислота проявляет сильные окислительные свойства .

    1. Азотная кислота практически полностью диссоциирует в водном растворе.

    2. Азотная кислота реагирует с основными оксидами, основаниями, амфотерными оксидами и амфотерными гидроксидами.

    Например , азотная кислота взаимодействует с оксидом меди (II):

    Еще пример : азотная кислота реагирует с гидроксидом натрия:

    3. Азотная кислота вытесняет более слабые кислоты из их солей (карбонатов, сульфидов, сульфитов).

    Например , азотная кислота взаимодействует с карбонатом натрия:

    4. Азотная кислота частично разлагается при кипении или под действием света:

    5. Азотная кислота активно взаимодействует с металлами. При этом никогда не выделяется водород! При взаимодействии азотной кислоты с металлами окислителем всегда выступает азот +5. Азот в степени окисления +5 может восстанавливаться до степеней окисления -3, 0, +1, +2 или +4 в зависимости от концентрации кислоты и активности металла.

    Читайте также:
    Что такое ph в химии ℹ как рассчитать водородный показатель, как определить показатель ph раствора, шкала кислотности среды

    металл + HNO3 → нитрат металла + вода + газ (или соль аммония)

    С алюминием, хромом и железом на холоду концентрированная HNO3 не реагирует – кислота «пассивирует» металлы, т.к. на их поверхности образуется пленка оксидов, непроницаемая для концентрированной азотной кислоты. При нагревании реакция идет. При этом азот восстанавливается до степени окисления +4:

    Золото и платина не реагируют с азотной кислотой, но растворяются в «царской водке» – смеси концентрированных азотной и соляной кислот в соотношении 1 : 3 (по объему):

    HNO3 + 3HCl + Au → AuCl3 + NO + 2H2O

    Концентрированная азотная кислота взаимодействует с неактивными металлами и металлами средней активности (в ряду электрохимической активности после алюминия). При этом образуется оксид азота (IV), азот восстанавливается минимально:

    С активными металлами (щелочными и щелочноземельными) концентрированная азотная кислота реагирует с образованием оксида азота (I):

    Разбавленная азотная кислота взаимодействует с неактивными металлами и металлами средней активности (в ряду электрохимической активности после алюминия). При этом образуется оксид азота (II).

    С активными металлами (щелочными и щелочноземельными), а также оловом и железом разбавленная азотная кислота реагирует с образованием молекулярного азота:

    При взаимодействии кальция и магния с азотной кислотой любой концентрации (кроме очень разбавленной) образуется оксид азота (I):

    Очень разбавленная азотная кислота реагирует с металлами с образованием нитрата аммония:

    Таблица . Взаимодействие азотной кислоты с металлами.

    Азотная кислота
    Концентрированная Разбавленная
    с Fe, Al, Cr с неактивными металлами и металлами средней активности (после Al) с щелочными и щелочноземельными металлами с неактивными металлами и металлами средней активности (после Al) с металлами до Al в ряду активности, Sn, Fe
    пассивация при низкой Т образуется NO2 образуется N2O образуется NO образуется N2

    6. Азотная кислота окисляет и неметаллы (кроме кислорода, водорода, хлора, фтора и некоторых других). При взаимодействии с неметаллами HNO3 обычно восстанавливается до NO или NO2, неметаллы окисляются до соответствующих кислот, либо оксидов (если кислота неустойчива).

    Например , азотная кислота окисляет серу, фосфор, углерод, йод:

    Безводная азотная кислота – сильный окислитель. Поэтому она легко взаимодействует с красным и белым фосфором . Реакция с белым фосфором протекает очень бурно. Иногда она сопровождается взрывом.

    Видеоопыт взаимодействия фосфора с безводной азотной кислотой можно посмотреть здесь.

    Видеоопыт взаимодействия угля с безводной азотной кислотой можно посмотреть здесь.

    7. Концентрированная а зотная кислота окисляет сложные вещества (в которых есть элементы в отрицательной, либо промежуточной степени окисления): сульфиды металлов, сероводород, фосфиды, йодиды, соединения железа (II) и др. При этом азот восстанавливается до NO2, неметаллы окисляются до соответствующих кислот (или оксидов), а металлы окисляются до устойчивых степеней окисления.

    Например , азотная кислота окисляет оксид серы (IV):

    Еще пример : азотная кислота окисляет иодоводород:

    Азотная кислота окисляет углерод до углекислого газа, т.к. угольная кислота неустойчива.

    3С + 4HNO3 → 3СО2 + 4NO + 2H2O

    Сера в степени окисления -2 окисляется без нагревания до простого вещества, при нагревании до серной кислоты.

    Например , сероводород окисляется азотной кислотой без нагревания до молекулярной серы:

    При нагревании до серной кислоты:

    Соединения железа (II) азотная кислота окисляет до соединений железа (III):

    8. Азотная кислота окрашивает белки в оранжево-желтый цвет («ксантопротеиновая реакция«).

    Ксантопротеиновую реакцию проводят для обнаружения белков, содержащих в своем составе ароматические аминокислоты. К раствору белка прибавляем концентрированную азотную кислоту. Белок свертывается. При нагревании белок желтеет. При добавлении избытка аммиака окраска переходит в оранжевую.

    Видеоопыт обнаружения белков с помощью азотной кислоты можно посмотреть здесь.

    Азотная кислота – формула, свойства, способы получения

    Ключевые слова конспекта: азотная кислота, строение молекулы, физические и химические свойства, получение, применение азотной кислоты.

    СТРОЕНИЕ МОЛЕКУЛЫ И
    ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АЗОТНОЙ КИСЛОТЫ

    Высшим гидроксидом азота является азотная кислота HNO3. Азотная кислота – вещество молекулярного строения. В молекуле HNO3 химические связи ковалентные полярные. Графическая формула азотной кислоты:

    В азотной кислоте степень окисления азота равна +5, а его валентность – IV. Азот не может быть пятивалентным, так как на втором энергетическом уровне нет вакантных орбиталей, необходимых в этом случае для возбуждения атома. Одна из электронных пар атома азота принадлежит одновременно трём атомам: двум атомам кислорода и атому азота – трёхцентровая связь.

    При обычных условиях азотная кислота – бесцветная жидкость, примерно в 1,5 раза тяжелее воды, летуча, «дымит» на воздухе, смешивается с водой в любых соотношениях. Часто концентрированный раствор азотной кислоты окрашен в жёлтый цвет, который придаёт раствору оксид азота (IV) NO2, выделяющийся вследствие частичного разложения HNO3.

    ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АЗОТНОЙ КИСЛОТЫ

    Азотная кислота является сильной одноосновной кислотой, в водном растворе диссоциирует на ионы:

    Ион Н3O + можно обнаружить в растворе с помощью индикатора: лакмус меняет цвет с фиолетового на красный, метиловый оранжевый – с оранжевого на красный.

    Читайте также:
    Альдегиды - что это, применение, свойства, формула

    Азотная кислота проявляет общие свойства кислот. Она реагирует:

    • а) со щелочами (реакция нейтрализации):

    КОН + HNO3 = KNO3 + H2O
    OH – + Н + = H2O

    • б) с нерастворимыми в воде основаниями:

    Mn(OH)2 + 2HNO3 = Mn(NO3)2 + 2H2O
    Mn(OH)2 + 2Н + = Mg 2+ + 2H2O

    • в) с амфотерными гидроксидами:

    Zn(OH)2 + 2HNO3 = Zn(NO3)2 + 2H2O
    Zn(OH)2 + 2Н + = Zn 2+ + 2H2O

    • г) с основными и амфотерными оксидами:

    CuO + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + 2H2O
    CuO + 2Н + = Cu 2+ + H2O

    • д) с солями слабых и летучих кислот:

    КO3 + 2HNO3 = 2KNO3 + CO2↑ + H2O
    СО3 2– + 2Н + = CO2↑ + H2O

    В то же время в молекуле азотной кислоты содержится атом азота в высшей степени окисления, что обусловливает специфические свойства азотной кислоты.

    1. Реакция с металлами. Азотная кислота взаимодействует со многими металлами, окисляя их не за счёт Н + , а за счёт азота в высшей степени окисления (+5). В результате таких реакций водород не образуется. Продуктами реакции являются нитрат металла, продукт восстановления азота и вода. Реакция идёт по схеме:

    где Me – металл.

    В ходе реакции обычно образуется смесь продуктов восстановления азота, и, как правило, один из них преобладает. Глубину восстановления азота иллюстрирует схема:

    Восстановление азота до NO2 является менее глубоким по сравнению с восстановлением до NO и т. д.

    Глубина восстановления азота зависит:

    • от природы металла (от восстановительной способности металла; чем левее положение металла в электрохимическом ряду напряжений металлов, тем глубже восстановление азота);
    • от концентрации азотной кислоты (в более концентрированных растворах происходит менее глубокое восстановление азота);
    • от температуры (понижение температуры способствует более глубокому восстановлению);
    • от чистоты азотной кислоты.

    С азотной кислотой не реагируют:

    • а) благородные металлы Au, Ru, Rh, Os, Ir, Pt вследствие слишком малой их восстановительной способности;
    • б) некоторые металлы (Al, Сг, Fe) не реагируют с концентрированной (> 68%) азотной кислотой вследствие образования на поверхности металла плотной защитной оксидной плёнки – эти металлы пассивируются. Тем не менее при нагревании может происходить реакция окисления данных металлов.

    Чтобы определить, какой из продуктов восстановления азота преобладает, при записи уравнения реакции можно ориентироваться данными таблицы.

    Ещё раз обратим внимание, что в ходе реакции образуется смесь продуктов восстановления и преобладание того или иного продукта зависит от многих факторов.

    Классическими примерами взаимодействия азотной кислоты с металлами является растворение меди в азотной кислоте:

    1. Реакции с неметаллами. Азотная кислота реагирует с некоторыми неметаллами, способными проявлять восстановительные свойства. Например, концентрированная азотная кислота реагирует с углём, фосфором, йодом. В результате восстановления образуются NO или NO2:

    1. Реакции со сложными веществами-восстановителями. Концентрированная азотная кислота является сильным окислителем, вступает в реакции с различными веществами, обладающими восстановительными способностями.
    2. Разложение при нагревании. При хранении, на свету или при нагревании концентрированная азотная кислота разлагается:

    ПОЛУЧЕНИЕ И ПРИМЕНЕНИЕ АЗОТНОЙ КИСЛОТЫ

    В лаборатории чистую азотную кислоту получают нагреванием кристаллической натриевой или калиевой селитры (KNO3, NaNO3) с концентрированной серной кислотой:

    Образующиеся пары HNO3 конденсируют и собирают полученный продукт.

    В основе промышленного получения азотной кислоты находится цепь синтезов:

    Сырьём является азот, получаемый разделением жидкого воздуха на фракции. Сначала осуществляется синтез аммиака:

    Аммиак окисляют кислородом на платиновом катализаторе:

    Оксид азота (II) легко окисляется кислородом воздуха:

    В заключение проводят поглощение диоксида азота водой в присутствии избытка кислорода:

    Азотная кислота является одной из важнейших неорганических кислот. Её мировое производство достигает десятков миллионов тонн в год. Азотная кислота применяется для производства минеральных удобрений, нитрования органических веществ во многих органических синтезах (чаще всего для синтеза взрывчатых веществ, красителей и лекарств). Примерами органических продуктов нитрования являются нитробензол (требуется для синтеза анилина), тринитротолуол (тротил, тол), тринитроглицерин (для получения динамита), тринитрофенол (пикриновая кислота – взрывчатое вещество), тринитроцеллюлоза и т. д. Азотная кислота используется для травления металлов.

    Всё про азотную кислоту кратко в одной таблице

    Всё про азотную кислоту кратко в одной таблице

    Конспект урока «Азотная кислота: строение, свойства, получение, применение».

    Азотная кислота

    Азотная кислота является одной из самых сильных минеральных кислот, в концентрированном виде выделяет пары желтого цвета с резким запахом. За исключением золота и платины растворяет все металлы.

    Применяют азотную кислоту для получения красителей, удобрений, органических нитропродуктов, серной и фосфорной кислот. В результате ожога азотной кислотой образуется сухой струп желто-зеленого цвета.

    В промышленности азотную кислоту получают в результате окисления аммиака на платино-родиевых катализаторах.

    Чистая азотная кислота впервые была получена действием на селитру концентрированной серной кислоты:

    Является одноосновной сильной кислотой, вступает в реакции с основными оксидами, основаниями. С солями реагирует при условии выпадения осадка, выделения газа или образования слабого электролита.

    При нагревании азотная кислота распадается. На свету (hv) также происходит подобная реакция, поэтому азотную кислоту следует хранить в темном месте.

    Реакции с неметаллами

    Азотная кислота способна окислить все неметаллы, при этом, если кислота концентрированная, азот обычно восстанавливается до NO2, если разбавленная – до NO.

    Читайте также:
    Калий - конфигурация, свойства, способы применения и получения

    В любой концентрации азотная кислота проявляет свойства окислителя, при этом азот восстанавливается до степени окисления от +5 до -3. На какой именно степени окисления остановится азот, зависит от активности металла и концентрации азотной кислоты.

    Для малоактивных металлов (стоящих в ряду напряжений после водорода) реакция с концентрированной азотной кислотой происходит с образованием нитрата и преимущественно NO2.

    С разбавленной азотной кислотой газообразным продуктом преимущественно является NO.

    В реакциях с металлами, стоящими левее водорода в ряду напряжений, возможны самые разные газообразные (и не газообразные) продукты: бурый газ NO2, NO, N2O, атмосферный газ N2, NH4NO3.

    Помните о закономерности: чем более разбавлена кислота и активен металл, тем сильнее восстанавливается азот. Ниже представлены реакции цинка с азотной кислотой в различных концентрациях.

    Посмотрите на таблицу ниже, в которой также отражены изученные нами закономерности.

    Концентрированная холодная азотная кислота пассивирует хром, железо, алюминий, никель, свинец и бериллий. Это происходит за счет оксидной пленки, которой покрыты данные металлы.

    Al + HNO3(конц.) ⇸ (реакция не идет)

    При нагревании или амальгамировании (покрытие ртутью) перечисленных металлов реакция с азотной кислотой идет, так как оксидная пленка на поверхности металлов разрушается.

    Соли азотной кислоты – нитраты NO3

    Получают нитраты в ходе реакции азотной кислоты с металлами, их оксидами и основаниями.

    В реакциях с оксидами и основаниями газообразный продукт обычно не выделяется.

    Нитрат аммония получают реакция аммиака с азотной кислотой.

    Обратите внимание на следующую закономерность: концентрированная азотная кислота, как правило, окисляет железо и хром до +3. Разбавленная кислота – до +2.

      Реакции с металлами, основаниями и кислотами

    Как и для всех солей, из нитратов можно вытеснить металл другим более активным. Соли реагируют с основаниями и кислотами, если в результате реакции выпадает осадок, выделяется газ или образуется слабый электролит (вода).

    Нитраты разлагаются в зависимости от активности металла, входящего в их состав.

    © Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2021

    Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

    Азотная кислота [HNO3]: структура Льюиса / свойства / применение

    Азотная кислота – это сильная одноосновная кислота с pH около 3,01. Это “липкая” молекула, которая легко впитывается в поверхность, особенно если на поверхности есть вода. По физическому состоянию чистая азотная кислота представляет собой бесцветную жидкость, но более старые образцы часто приобретают желтоватый оттенок из-за разложения на оксиды азота и воду.

    Химическая формула азотной кислоты – HNO3, она также известна как aqua fortis, что в переводе с латинского означает «Сильная вода».

    Это очень агрессивное и токсичное вещество, которое может вызвать серьезные повреждения кожи при использовании без мер предосторожности. Кислота вступает в реакцию с оксидами, гидроксидами и металлами, такими как серебро, медь и железо, образуя нитратные соли.

    Обычно азотная кислота, доступная в магазинах, представляет собой 68-процентный водный раствор. Когда ее концентрация (в воде) превышает 86 процентов, она называется дымящейся азотной кислотой. Она хранится в плотно закрытой емкости в сухом, прохладном и хорошо проветриваемом помещении.

    Ниже мы рассмотрим, как производится эта кислота, как она выглядит в молекулярном масштабе, каковы ее химические и физические свойства и где она в основном используется.

    Азотная кислота HNO3 свойства

    Молярная масса: 63,012 г / моль
    Внешний вид: Бесцветная или дымящаяся жидкость желто-красного цвета
    Запах: неприятно горький или острый, удушающий

    Основание конъюгата: Нитратная
    Показатель кислотности (pKa): -1,4

    Температура плавления: 231 K или -42 °C.
    Температура кипения: 356 K или 83 °C (чистой кислоты).
    Плотность: 1,51 г/ см3 (чистая кислота); 1,41 г/ см3 (68% водный раствор)

    Структура

    HNO3 имеет один атом азота (синий), один атом водорода (белый) и три атома кислорода (красный). Атом азота связан со всеми тремя атомами кислорода и несет заряд +1. Один атом кислорода несет заряд -1, один связан с водородом, а другой образует двойную связь с азотом.

    Поскольку кислород имеет большую тенденцию притягивать к себе общие электроны, чем азот, он несет отрицательный заряд, а атом азота несет положительный заряд.

    Структура Льюиса

    Чтобы нарисовать льюисовскую структуру азотной кислоты, нам нужно подсчитать общее количество валентных электронов в молекуле HNO3.

    • Валентный электрон в одном атоме азота = 5
    • Валентный электрон в одном атоме водорода = 1
    • Валентный электрон в трех атомах кислорода = 18 (6*3)

    Это дает нам общее количество валентных электронов (5 + 1 + 18) в одной молекуле HNO3. Поскольку у азота больше валентных электронов, чем у кислорода, мы можем поместить атом азота в центр структуры.

    Читайте также:
    Толуол - формула, свойства, получение и применение

    Следующим шагом является формирование связи и маркировка одиночной пары на атомах. Затем идет заряд каждого атома: атом азота получит заряд +2, а два атома кислорода – заряд -1.

    Наконец, нам нужно минимизировать заряды на атомах, чтобы сделать структуру стабильной. Это может быть сделано путем преобразования одинокой пары на одном атоме кислорода в связь. Конечная структура состоит из двух одиночных связей между атомом азота и двумя атомами кислорода, а также двойной связи между атомом азота и оставшимся атомом кислорода.

    Есть два правильных способа нарисовать структуру Льюиса HNO3. Таким образом, он имеет две основные формы резонанса. Двунаправленная стрелка на изображении выше указывает на то, что существует более одного способа нарисовать структуру азотной кислоты.

    Как она производится?

    Для производства HNO3 используются два метода. Первый использует окисление, конденсацию и абсорбцию для синтеза слабой HNO3 с концентрациями от 30 до 70 процентов. Второй метод производит сильную HNO3 (с концентрацией 90 процентов) из слабой HNO3 путем объединения процессов обезвоживания, отбеливания, конденсации и абсорбции.

    Производство слабой азотной кислоты

    Большая часть азотной кислоты образуется в результате высокотемпературного каталитического окисления аммиака. Это называется процессом Оствальда. Он состоит из трех этапов:

    1) Окисление аммиака

    Смесь аммиака и воздуха (1:9) окисляется до высокой температуры (750-800 ℃) при прохождении через каталитический преобразователь. Катализатор обычно изготавливается из 90% платины и 10% родиевой сетки. Эта (экзотермическая) реакция приводит к образованию оксида азота и воды в виде пара.

    2) Окисление оксида азота

    Окись азота, образовавшаяся в предыдущей реакции, окисляется: она некаталитически реагирует с остаточным кислородом с образованием диоксида азота. Это медленная, однородная реакция, которая сильно зависит от давления и температуры. При высоком давлении и низких температурах эта реакция приводит к образованию максимального количества диоксида азота за очень короткое время.

    3) Поглощение

    В конечной реакции оксид азота поглощается водой. Это дает желаемый продукт (азотную кислоту в разбавленной форме) вместе с оксидом азота. Концентрация HNO 3 зависит от давления, температуры, количества стадий абсорбции, а также от концентрации оксидов азота, поступающих в абсорбер.

    Производство сильной азотной кислоты

    Высокопрочная HNO 3 получается путем концентрирования слабой HNO 3 экстрактивной дистилляцией. Дистилляция проводится в присутствии дегидратирующего агента, например 60% серной кислоты.

    Блок – схема высокопрочного HNO 3 производств

    Процесс протекает следующим образом: сильная серная кислота и слабая азотная кислота попадают в насадочную дегидратирующую колонну при атмосферном давлении. Концентрированная HNO 3 выходит из верхней части колонны в виде 99% пара. Он также состоит из небольшого количества кислорода и оксида азота от диссоциации азотной кислоты.

    Кислота проходит через отбеливатель и попадает в систему конденсатора, который отделяет ее от оксида азота и кислорода. Абсорбционная колонна забирает эти побочные продукты и объединяет оксид азота со вспомогательным воздухом для получения диоксида азота. Этот газообразный диоксид азота затем рекуперируется в виде слабой HNO 3, а небольшие непрореагировавшие и инертные газы выбрасываются в атмосферу.

    Производство в лаборатории

    В лаборатории HNO 3 обычно синтезируется путем термического разложения нитрата меди. Это дает оксид меди, диоксид азота и кислород. Последние два пропускаются через воду для получения азотной кислоты.

    А затем реализовать процесс Оствальда

    В последние пару десятилетий исследователи разработали электрохимические средства для получения безводной кислоты из концентрированного HNO 3. Этот процесс осуществляется путем регулирования тока электролиза до тех пор, пока не будут получены необходимые продукты.

    Свойства

    68% раствор HNO 3 имеет температуру кипения 120,5 °C при давлении 1 атм. С другой стороны, чистая HNO 3 кипит при 83 °C. При комнатной температуре эта концентрированная форма выглядит как бесцветная жидкость.

    Поскольку азотная кислота имеет свойство разлагаться на открытом воздухе, ее хранят в стеклянных бутылках.

    Оксиды азота, образующиеся в результате реакции разложения, полностью или частично растворяются в кислоте, вызывая незначительные изменения давления пара над жидкостью. Когда он остается растворенным, он дает кислотно-желтый цвет или красный при более высоких температурах.

    Концентрированная азотная кислота выделяет белые пары при контакте с воздухом, в то время как кислота, растворенная в диоксиде азота, образует красновато-коричневые пары.

    По концентрации сильную HNO 3 можно разделить на две группы: красная и белая дымящаяся азотная кислота. Первый содержит 84% азотной кислоты, 13% тетроксида диазота и 1-2% воды. Напротив, белая дымящаяся азотная кислота содержит не более 2% воды и очень небольшое количество растворенного диоксида азота (0,5%).

    HNO3 с растворенным оксидом азота

    Среди нескольких важных реакций HNO3 можно выделить следующие –

    • Нейтрализация аммиаком с образованием нитрата аммония.
    • Нитрование толуола и глицерина с образованием взрывчатого тринитротолуола (TNT) и нитроглицерина соответственно.
    • Окисление металлов до соответствующих нитратов или оксидов.
    • Приготовление нитроцеллюлозы.
    Читайте также:
    Этиленгликоль - определение, формула, виды, способы получения

    А так как это сильный окислитель, то он бурно реагирует с различными неметаллическими веществами. Продукты таких взрывных реакций зависят от температуры, концентрации кислоты и используемого восстановителя.

    Области применения

    Химические и физические свойства азотной кислоты делают ее ценным веществом. Она имеет несколько различных применений в различных областях, особенно в химической и фармацевтической промышленности.

    Удобрения: Почти 80% производимой азотной кислоты используется для производства удобрений. Точнее, она используется для производства аммиачной селитры (NH 4 NO 3) и кальций-аммиачной селитры, которые находят применение в качестве удобрений.

    Взрывчатые вещества: аммиачная селитра также используется в качестве взрывчатого вещества в горнодобывающей промышленности, гражданском строительстве, карьерах и других областях применения. Примеры взрывчатых веществ, содержащих нитрат аммония, включают ANFO, Amatol и DBX.

    Красители и пластмассы: Нитрат кальция и аммония используется в некоторых упаковках со льдом/гелем в качестве альтернативы аммиачной селитре. Она также используется для производства химикатов и растворов, которые используются в производстве красителей и пластмасс.

    Ракетное топливо: красная и белая дымящаяся азотная кислота используется в жидкостных ракетах в качестве окислителя. Во время Второй мировой войны немецкие военные использовали дымящуюся красную азотную кислоту в нескольких ракетах.

    Деревообработка: Очень слабая HNO3 (с концентрацией 10%) используется для искусственного старения древесины сосны и клена. Придает дереву винтажный вид с масляной отделкой.

    Другие применения: слегка концентрированный раствор под названием Nital используется для травления металла, чтобы выявить его структуру на микроуровне. Рефлюксная азотная кислота используется в процессах очистки углеродных нанотрубок. В электрохимии HNO3 используется в качестве химического легирующего агента для органических полупроводников.

    Вопросы и ответы

    Проводит ли HNO3 электричество?

    Как и другие сильные кислоты, азотная кислота является хорошим проводником электричества. Исследования показывают, что обработка материала этой кислотой может улучшить его электропроводность до 200 раз.

    Растворяет ли HNO3 золото?

    Азотная кислота не реагирует с некоторыми драгоценными металлами, такими как металлы платиновой группы и чистое золото. Однако она может растворять некоторые сплавы золота, содержащие менее благородные металлы, такие как серебро и медь. Цветное золото, например, растворяется в азотной кислоте и меняет цвет своей поверхности.

    Хотя чистое золото не проявляет никакого эффекта при контакте с азотной кислотой, оно реагирует с царской водкой, смесью азотной и соляной кислот, оптимально в молярном соотношении 1:3. Некоторые ювелирные магазины используют азотную кислоту как дешевое средство для быстрого обнаружения сплавов с низким содержанием золота (менее 14 карат).

    Как нейтрализуется HNO 3?

    При более высоких концентрациях выделение азотной кислоты может быть весьма значительным, и поэтому необходима хорошая вентиляция. Ее можно нейтрализовать любым неорганическим основанием, например, гидроксидом натрия или известью.

    Такие реакции нейтрализации выделяют много тепла. Например, нейтрализация 10% раствора азотной кислоты приведет к повышению температуры на 20 °C, а нейтрализация 70% раствора приведет к повышению температуры на 120 °C, что достаточно для того, чтобы вызвать паровые взрывы.

    Азотная кислота (HNO3)

    Строение молекулы азотной кислоты:

    Связь N + -O – образуются по донорно-акцепторному механизму: атом азота отдает электрон, играя роль донора и приобретая положительный заряд, атом кислорода присоединяет электрон, выступая в роли акцептора и приобретая отрицательный заряд. Атомы азота проявляют степень окисления +5 (валентность 4).

    Физические свойства азотной кислоты:

    • бесцветная маслянистая жидкость с резким запахом;
    • температура кипения 83°C
    • плотность 1,4 г/см 3 (63% HNO3);
    • с водой смешивается в любых пропорциях, проявляя в водных растворах свойства сильной кислоты;
    • легко разлагается на свету при длительном хранении, приобретая при этом желтый оттенок, в который ее окрашивает газ NO2, выделяющийся при разложении:
      4HNO3 ↔ 2H2O+4NO2↑+O2

    Химические свойства азотной кислоты

    HNO3 является одной из самых сильных кислот – в водных растворах полностью диссоциирует на катионы водорода и нитрат-ионы:
    HNO3 ↔ H + +NO3

    Азотная кислота вступает в реакции:

    Следует обратить внимание, что азотная кислота в обменных реакциях может взаимодействовать далеко не со всеми солями, а лишь только с теми, при реагировании с которыми образуются нерастворимые, слабодиссоциирующие и газообразные вещества, которые, по мере их образования, более не участвуют в реакции обмена. В обменных реакциях солями, при взаимодействии с которыми образуются растворимые в воде соли азотной кислоты, азотная кислота не участвует.

    В окислительно-восстановительных реакциях азотная кислота выступает в роли сильного окислителя. Высокие окислительные свойства HNO3 объясняются тем, что в молекуле азотной кислоты атом азота в составе кислотного остатка NO3 – имеет максимально возможную степень окисления +5. По этой причине окислительные свойства NO3 – значительно превосходят “возможности” катионов водорода H + , из-за чего азотная кислота реагирует практически со всеми металлами за исключением золота,платины, родия, рутения, иридия и тантала, стоящими в конце ряда напряжений.

    Характерной особенностью взаимодействия азотной кислоты с металлами является отсутствие выделения водорода, поскольку окислителями являются не катионы водорода, а нитрат-ионы NO3 – , которые, при взаимодействии азотной кислоты с металлами восстанавливается тем полнее, чем более активным является металл и чем более разбавленной является HNO3.

    Читайте также:
    Химические свойства алюминия ⚗ строение атома, обозначение, степень окисления, физические свойства, способы получения и применения, с какими веществами взаимодействует

    По этой причине образование тех или иных продуктов реакции азотной кислоты и металла зависит от концентрации кислоты и активности металла.

    Атом азота в молекуле азотной кислоты имеет степень окисления +5, и может принимать 1, 2, 3, 4, 5 или 8 электронов:

    Чем более концентрированной является азотная кислота, тем меньшей окислительной способностью по отношению к металлам она обладает.

    С другой стороны, чем более активным является металл, тем в большей степени он восстанавливает азотную кислоту.

    Примеры реакций азотной кислоты:

    • концентрированная HN +5 O3 с активными металлами (до алюминия в ряду напряжений) восстанавливается до N2O
      10HN +5 O3+4Ca 0 = 4Ca +2 (NO3)2+N2 +1 O↑+5H2O
    • концентрированная HN +5 O3 с неактивными металлами (Ni, Cu, Ag, Hg) восстанавливается до NO2
      4HN +5 O3+Ni 0 = Ni +2 (NO3)2+2N +4 O2↑+2H2O
    • концентрированная HN +5 O3 с неметаллами (Ni, Cu, Ag, Hg) восстанавливается до NO2
      4HN +5 O3+P 0 = HP +5 O3+5N +4 O2↑+2H2O
    • разбавленная HN +5 O3 с активными металлами (до алюминия в ряду напряжений) образует аммиак или нитрат аммония
      10HN +5 O3+4Mg 0 = 4Mg +2 (NO3)2+N -3 H4N +5 O3+3H2O
    • разбавленная HN +5 O3 с неактивными металлами образует оксид азота (II)
      8HN +5 O3+3Cu 0 = 3Cu +2 (NO3)2+2N +2 O↑+4H2O
    • разбавленная HN +5 O3 с неметаллами образует оксид азота (II)
      2HN +5 O3+S 0 = H2S +6 O4+2N +2 O↑

    Концентрированная азотная кислота пассивирует алюминий, железо и хром, образуя на их поверхности очень прочную нерастворимую оксидную пленку:
    2Al+6HNO3 = Al2O3+6NO2+3H2O

    “Царская водка” (смесь концентрированной азотной кислоты с соляной в соотношении 1:3) окисляет золото и платину:
    Au+3HNO3+3HCl = AuCl3+3NO2+3H2O

    Получение и применение азотной кислоты

    Промышленный способ получения азотной кислоты:

    • окислением аммиака на платиновом катализаторе до оксида азота (II):
      4N -3 H3+5O2 0 = 4N +2 O -2 +6H2O
    • окислением оксида азота (II) до оксида азота (IV):
      2N +2 O -2 +O2 0 = 2N +4 O2 -2
    • растворением оксида азота (IV) в воде в присутствии кислорода (автор способа И.И.Андреев, 1916 г.):
      4N +4 O2+2H2O+O2 0 = 4HN+5O3 -2

    Лабораторный способ получения азотной кислоты:

    • взаимодействием безводных нитратов с концентрированной серной кислотой:
      NaNO3+H2SO4 = NaHSO4+HNO3

    Применение азотной кислоты:

    • производство азотных удобрений;
    • в фармакологии для производства лекарственных препаратов;
    • в производстве взрывчатых веществ.

    Соли азотной кислоты

    О солях азотной кислоты, наверняка, слышали многие, ведь в последнее время так много говорят о вреде нитратов в овощах и фруктах.

    Нитраты калия, натрия, аммония и кальция называются селитрами (калийная селитра, натриевая селитра, аммонийная селитра, известковая селитра). Селитры нашли широкое применение в сельском хозяйстве в качестве минеральных азотных удобрений, что вполне логично, ибо азот является одним из основных элементов растений.

    Нитраты хорошо растворяются в воде, при этом такие растворы не обладают окислительными свойствами, а вот расплавы нитратов являются хорошими окислителями.

    Те нитраты, которые были образованы слабыми основаниями, гидролизуются, их водные растворы являются кислыми:
    Cu 2+ (NO3)2+ H2O ↔ CuOH + NO3+ H + NO3

    Соли азотной кислоты являются сильными окислителями.

    Все нитраты, за исключением нитрата аммония разлагаются с выделением кислорода, при этом образующиеся продукты разложения зависят от электроотрицательности металла (см. таблицу выше):

    • соли металлов, расположенных в ряду напряжений левее магния, при разложении образуют кроме кислорода еще и нитриты:
      MeN +5 O3 → MeN +3 O2+O2 0 ↑
      2KNO3 = 2KNO2+O2
    • соли металлов, расположенных от магния до меди – образуют оксиды металла и азота (IV):
      MeN +5 O3 → MeO+N +4 O2↑+O2 0 ↑
      2Pb(NO3)2 = 2PbO+4NO2+O2
    • соли металлов, расположенных правее меди – образуют свободный металл и оксид азота (IV):
      MeN +5 O3 → Me+N +4 O2↑+O2 0 ↑
      2AgNO3 = 2Ag+2NO2+O2
    • нитрат аммония разлагается с образованием оксида азота (I) и воды:
      NH4NO3 = N2O+2H2O

    Нитраты вступают в реакции, типичные для всех солей:

    Получение и применение нитратов

    Нитраты получают реакцией азотной кислоты:

    • Селитры используются в качестве минеральных удобрений:
      • KNO3 – калийная или индийская селитра;
      • NaNO3 – натриевая или чилийская селитра;
      • NH4NO3 – аммонийная селитра;
      • Ca(NO3)2 – известковая или норвежская селитра.
    • Калийная селитра используется для изготовления “черного пороха”.
    • Аммонийная селитра используют для изготовления взрывчатого вещества – аммонала.

    Другие соединения азота:

    Если вам понравился сайт, будем благодарны за его популяризацию :) Расскажите о нас друзьям на форуме, в блоге, сообществе. Это наша кнопочка:

    Код кнопки:
    Политика конфиденциальности Об авторе

    Рейтинг
    ( Пока оценок нет )
    Понравилась статья? Поделиться с друзьями:
    Добавить комментарий

    ;-) :| :x :twisted: :smile: :shock: :sad: :roll: :razz: :oops: :o :mrgreen: :lol: :idea: :grin: :evil: :cry: :cool: :arrow: :???: :?: :!: