KALIUMNITRAAT (KNO3): STRUCTUUR, GEBRUIK, EIGENSCHAPPEN - CHEMIE - 2026

Het kaliumnitraat is een metaalalkali en nitraatoxoanionkalium ternair verbindingszout. De chemische formule KNO ₃ , wat betekent dat voor elk ionen K ⁺ , er is een ion NO ₃ ^- interactie met deze. Daarom is het een ionisch zout en vormt het een van de alkalimetalen (LiNO ₃ , NaNO ₃ , RBNO ₃ …).

KNO ₃ is een sterk oxidatiemiddel door de aanwezigheid van het nitraatanion. Dat wil zeggen, het functioneert als een reserve voor vaste en watervrije nitraationen, in tegenstelling tot andere sterk in water oplosbare of sterk hygroscopische zouten. Veel van de eigenschappen en toepassingen van deze verbinding zijn te wijten aan het nitraatanion in plaats van aan het kaliumkation.

KNO _3- kristallen met naaldvormen worden geïllustreerd in de bovenstaande afbeelding . De natuurlijke bron van KNO ₃ is de salpeter, in het Engels bekend onder de namen Salpeter of salpetre. Dit element wordt ook wel potasnitraat of nitromineraal genoemd.

Het wordt gevonden in droge of woestijngebieden, evenals uitslag van holle muren. Een andere belangrijke bron van KNO ₃ is guano, de uitwerpselen van dieren die in droge omgevingen leven.

Chemische structuur

In de bovenste afbeelding is de kristalstructuur van KNO ₃ weergegeven . De paarse bollen komen overeen met de K ⁺ -ionen , terwijl de rode en blauwe respectievelijk de zuurstof- en stikstofatomen zijn. De kristallijne structuur is bij kamertemperatuur van het orthorhombische type.

De geometrie van het anion NO ₃ ^- is die van een trigonaal vlak, met de zuurstofatomen op de hoekpunten van de driehoek en het stikstofatoom in het midden. Het heeft één positieve formele lading op het stikstofatoom en twee negatieve formele ladingen op twee zuurstofatomen (1-2 = (-1)).

Deze twee negatieve ladingen van NO ₃ ^- delokaliseren tussen de drie zuurstofatomen, waarbij altijd de positieve lading op stikstof behouden blijft. Als een gevolg hiervan, de ionen K ⁺ in het glas te voorkomen geplaatst boven of onder stikstof anionen NO ₃ ^- .

In feite laat de afbeelding zien hoe de K ⁺ -ionen worden omgeven door de zuurstofatomen, de rode bollen. Concluderend zijn deze interacties verantwoordelijk voor de kristalarrangementen.

Andere kristallijne fasen

Variabelen zoals druk en temperatuur kunnen deze arrangementen wijzigen en verschillende structurele fasen voor KNO _{3 veroorzaken} (fasen I, II en III). Zo is fase II die van de afbeelding, terwijl fase I (met trigonale kristalstructuur) wordt gevormd wanneer de kristallen worden verwarmd tot 129 ºC.

Fase III is een overgangsvaste stof die wordt verkregen door koeling in fase I, en studies hebben aangetoond dat het enkele belangrijke fysische eigenschappen vertoont, zoals ferro-elektriciteit. In deze fase vormt het kristal lagen van kalium en nitraten, mogelijk gevoelig voor elektrostatische afstoting tussen de ionen.

In de lagen van fase III verliezen de NO ₃ ^- anionen een beetje van hun vlakheid (de driehoek buigt licht) om deze opstelling mogelijk te maken, die bij elke mechanische storing de structuur van fase II wordt.

Toepassingen

Zout is van groot belang omdat het wordt gebruikt bij veel menselijke activiteiten, die zich manifesteren in de industrie, landbouw, voedsel, enz. Deze toepassingen omvatten het volgende:

- Het conserveren van voedsel, vooral vlees. Ondanks het vermoeden dat het betrokken is bij de vorming van nitrosamine (een kankerverwekkende stof), wordt het nog steeds gebruikt in delicatessenzaken.

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

- Versnelt de verbranding, kan explosies veroorzaken als het brandbare materiaal omvangrijk is of als het fijn verdeeld is (groter oppervlak, grotere reactiviteit). Bovendien is het een van de belangrijkste componenten van buskruit.

- Vergemakkelijkt het verwijderen van stronken van gekapte bomen. Nitraat levert de stikstof die schimmels nodig hebben om stamhout te vernietigen.

- Het komt tussen in het verminderen van de tandgevoeligheid door het in tandpasta's te gebruiken, wat de bescherming verhoogt tegen de pijnlijke sensaties van de tand veroorzaakt door kou, hitte, zuur, snoep of contact.

- Het werkt als een hypotensief in de regulering van de bloeddruk bij mensen. Dit effect zou worden gegeven of in verband staan ​​met een verandering in de uitscheiding van natrium. De aanbevolen dosis voor de behandeling is 40-80 mEq / dag kalium. In dit verband wordt erop gewezen dat kaliumnitraat een diuretische werking zou hebben.

Hoe is het gedaan?

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

NH ₄ NO ₃ (aq) + KOH (aq) => NH ₃ (aq) + KNO ₃ (aq) + H ₂ O (l)

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

KOH (aq) + HNO ₃ (conc) => KNO ₃ (aq) + H ₂ O (l)

Op industriële schaal wordt kaliumnitraat geproduceerd door een dubbele verdringingsreactie.

NaNO ₃ (aq) + KCl (aq) => NaCl (aq) + KNO ₃ (aq)

De belangrijkste bron van KCl is van het mineraal silvin, en niet van andere mineralen zoals carnaliet of cainiet, die ook zijn samengesteld uit ionisch magnesium.

Fysische en chemische eigenschappen

Kaliumnitraat in vaste toestand verschijnt als een wit poeder of in de vorm van kristallen met een orthorhombische structuur bij kamertemperatuur en trigonaal bij 129 ºC. Het heeft een molecuulgewicht van 101,1032 g / mol, is geurloos en heeft een scherpe zoute smaak.

Het is een zeer oplosbare verbinding in water (316-320 g / liter water, bij 20 ºC), vanwege zijn ionische aard en het gemak dat watermoleculen hebben om het K ⁺ -ion ​​te solvateren .

De dichtheid is 2,1 g / cm ³ bij 25 ° C. Dit betekent dat het ongeveer twee keer zo dicht is als water.

Hun smeltpunten (334 ºC) en kookpunten (400 ºC) zijn indicatief voor de ionische bindingen tussen K ⁺ en NO ₃ ^- . Ze zijn echter laag in vergelijking met die van andere zouten, omdat de kristallijne roosterenergie lager is voor eenwaardige ionen (dat wil zeggen met ± 1 ladingen), en ze hebben ook niet erg vergelijkbare afmetingen.

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

KNO ₃ (s) => KNO ₂ (s) + O ₂ (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). Feiten over salpeter of kaliumnitraat. Opgehaald op 12 april 2018, van: thoughtco.com
3. K. Nimmo en BW 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). Kaliumnitraatkristallen. . Opgehaald op 12 april 2018, van: https://commons.wikimedia.org
5. Acta Cryst. (2009). Groei en enkelkristalverfijning van fase III kaliumnitraat, KNO ₃ . B65, 659-663.
6. Marni Wolfe. (3 oktober 2017). Risico's van kaliumnitraat. Opgehaald op 12 april 2018, van: livestrong.com
7. Amethyst Galleries, Inc. (1995-2014). De minerale niter. Opgehaald op 12 april 2018, van: galleries.com