Нитраты

Нитрат (лат. nitras; устар. селитры) — соль азотной кислоты, содержит однозарядный анион NO₃⁻.

Устаревшее название — селитры — в настоящее время используется преимущественно в минералогии, как название для минералов, а также для удобрений в сельском хозяйстве.

Общие химические свойства

Нитраты получают действием азотной кислоты HNO₃ на металлы, оксиды, гидроксиды, соли. Практически все нитраты хорошо растворимы в воде.

Нитраты устойчивы при обычной температуре. Они обычно плавятся при относительно низких температурах (200—600 °C), зачастую с разложением.

Разложение нитратов (термолиз нитратов)

Соли азотной кислоты при нагревании разлагаются, причём продукты разложения зависят от положения солеобразующего металла в ряду стандартных электродных потенциалов:

Соли металлов, расположенные в ряду стандартных электродных потенциалов левее Mg (кроме Li)

Li→Rb→K→Ba→Sr→Ca→Na→Mg→Al→Mn→Zn→Cr→Fe→Cd→Co→Ni→Sn→Pb→(H)→Sb→Bi→Cu→Hg→Ag→Pd→Pt→Au

При разложении образуют нитриты и кислород;

Например: Нитрат натрия при температуре 300 градусов по Цельсию разлагается:

$\mathsf{ \ 2NaNO_3 \longrightarrow\ 2NaNO_2 + O_2\uparrow}$

Соли металлов, расположенные в ряду стандартных электродных потенциалов от Mg до Cu (включая Li)

Li→Rb→K→Ba→Sr→Ca→Na→Mg→Al→Mn→Zn→Cr→Fe→Cd→Co→Ni→Sn→Pb→(H)→Sb→Bi→Cu→Hg→Ag→Pd→Pt→Au

Дают при разложении оксид металла, NO₂ и кислород.

Нитрат меди(II) при нагревании разлагается с образованием оксида меди(II) и диоксида азота:

$\mathsf{2 \ Cu(NO_3)_2 \xrightarrow{>170^\circ C} 2\ CuO + 4\ NO_2 +\ O_2}$

Соли металлов, расположенные в ряду стандартных электродных потенциалов после Cu

Li→Rb→K→Ba→Sr→Ca→Na→Mg→Al→Mn→Zn→Cr→Fe→Cd→Co→Ni→Sn→Pb→(H)→Sb→Bi→Cu→Hg→Ag→Pd→Pt→Au

Образуют свободный металл, NO₂ и кислород.

Нитрат серебра (аргентум нитрат), разлагается при температуре 170 градусов по Цельсию на свободный металл, диоксид азота и кислород.

$\mathsf{2 \ AgNO_3 \xrightarrow{>170^\circ C} 2\ Ag + 2\ NO_2 +\ O_2}$

Разложение нитрата аммония (специфические реакции)

Термическое разложение нитрата аммония может происходить по-разному, в зависимости от температуры:

1. Температура ниже 270°C:
   • $~\mathsf{NH_4NO_3 \longrightarrow \ N_2O\uparrow \ +2H_2O}$.
2. Температура выше 270 °C, или детонация:
   • $~\mathsf{2NH_4NO_3 \longrightarrow \ 2N_2+O_2+4H_2O}$.

Нитраты являются достаточно сильными окислителями в твёрдом состоянии (обычно в виде расплава), но практически не обладают окислительными свойствами в растворе, в отличие от азотной кислоты.

Применение

Основное применение нитратов — удобрения (селитры), взрывчатые вещества (аммониты) и другие.

Биологическая роль

Соли азотной кислоты, которые являются элементом минеральных удобрений. Растение использует азот из соли для построения клеток организма, создания хлорофилла. Для людей нитраты неядовиты, но в организме превращаются в нитриты.

См. также

• Органические нитраты
• Нитраты (минералы)
• Ортонитраты
• Аммоний