Нітрат кальцію

Матеріал з Вікіпедії — вільної енциклопедії.
Перейти до: навігація, пошук
Нітрат кальцію
Calcium nitrate.png
Структурна формула йонів
Dusičnan vápenatý.JPG
Назва за IUPAC Кальцій нітрат
Інші назви Кальцієва селітра, нітрокальцит, норвезька селітра, вапнякова селітра
Ідентифікатори
Номер CAS 10124-37-5
PubChem 24963
RTECS EW2985000
SMILES
InChI
Властивості
Молекулярна формула Ca(NO3)2
Молярна маса 164,088 г/моль (безводний)
236,15 г/моль (тетрагідрат)
Зовнішній вигляд білі кубічні кристали
Густина 2,504 г/см3 (безводний)
1,896 г/см3 (тетрагідрат)
Тпл 561 °C (безводний)
42,7 °C (тетрагідрат)
Ткип розкладається (безводний)
132 °C (тетрагідрат)
Розчинність (вода) безводний:
121,2 г/100 мл(20 °C)
271,0 г/100 мл (40° C)
тетрагідрат:
102 г/100 мл (0 °C)
129 г/100 мл (20 °C)
363 г/100 мл (100 °C)
Розчинність розчиняється в метанолі, етанолі та ацетоні
Структура
Кристалічна структура кубічна (безводний)
моноклинна (тетрагідрат)
Небезпеки
MSDS ICSC 1037
NFPA 704
NFPA 704.svg
0
1
3
OX
Температура спалаху Не займистий
Пов'язані речовини
Інші аніони Нітрит кальцію
Оксид кальцію
Інші катіони Нітрат магнію
Якщо не зазначено інше, дані приведені для речовин у стандартному стані (за 25 °C, 100 кПа)
Інструкція з використання шаблону
Примітки картки

Нітра́т ка́льцію, ка́льцій нітра́т (кальцієва селітра, азотнокислий кальцій, вапнякова селітра, норвезька селітра) — неорганічна сіль нітратної кислоти складу Са(NO3)2. Представляє собою білі кристали, сильно гігроскопічні, які легко утворюють кристалогідрати. Для уникнення цього речовину зберігають без доступу вологи. Широко використовується як добриво, а також у виготовленні бетону і вибухівки.

Фізичні властивості[ред.ред. код]

Нітрат кальцію є високогігроскопічною сполукою, яка може утворювати кристалогідрати, зв'язуючи до чотирьох молекул води. Якщо водний розчин нітрату кальцію упарювати до температури 40 °C, то випадатимуть кристали Ca(NO3)2·4H2O, при підвищенні температури до 45 °C виділятиметься Ca(NO3)2·3H2O, при 51 °C — Ca(NO3)2·2H2O, а вище 55 °C — безводні кристали Ca(NO3)2.

Отримання[ред.ред. код]

У промислових масштабах нітрат кальцію отримують дією нітратної кислоти на вапняки:

\mathrm{ CaCO_3 + 2HNO_3 \xrightarrow{} Ca(NO_3)_2 + CO_2 + H_2O}

Історично цей метод вперше застосували норвезькі промисловці, тому сполука отримала назву "норвезька селітра". Іншим методом отримання нітрату є обробка оксидом азоту(IV) деяких сполук кальцію:

\mathrm{ CaO + 3NO_2 \xrightarrow{} Ca(NO_3)_2 + NO}
\mathrm{ Ca(OH)_2 + 3NO_2 \xrightarrow{} Ca(NO_3)_2 + NO + H_2O}

Виробляють сполуку у гранульованій формі та у вигляді лусочок. З огляду на гігроскопічність нітрату, іноді, для її зменшення, Ca(NO3)2 змішують з гідрофобними добавками — 4-7% нітрату амонію NH4NO3, а також 0,5—1,0% парафінистого мазуту.

Хімічні властивості[ред.ред. код]

При нагріванні не вище 500 °C нітрат кальцію розкладається на нітрит кальцію та кисень, а за температури більше 561 °C утворюється оксид кальцію:

\mathrm{ 2Ca(NO_3)_2 \xrightarrow{450-500^oC} 2Ca(NO_2)_2 + 2O_2}
\mathrm{ 2Ca(NO_3)_2 \xrightarrow{>561^oC} 2CaO + 4NO_2 + O_2}

При відновленні активним воднем, отриманим в результаті взаємодії металу з кислотою, нітрат кальцію відновлюється до нітриту:

\mathrm{ Ca(NO_3)_2 + 4H \xrightarrow{Zn + HCl} Ca(NO_2)_2 + 2H_2O}

Застосування[ред.ред. код]

Ca(NO3)2 широко застосовується у сільському господарстві в якості нітрогеновмісного добрива. Також сполука знайшла застосування у виготовленні бетону та вибухівки.

Див. також[ред.ред. код]

Джерела[ред.ред. код]

  • Lide, D. R., ed. (2005). CRC Handbook of Chemistry and Physics (86th ed.). Boca Raton (FL): CRC Press. p. 4.70. ISBN 0-8493-0486-5.
  • Реми Г. Курс неорганической химии. Том 1. Пер. с нем. — М.: ИИЛ, 1963. — 922 с., ил.
  • Р. Рипан, И. Чертяну. Неорганическая химия: Химия металлов: В 2 т. — М.: Изд. «Мир», 1971. — Т. 1. — 561 с.
  • Химические свойства неорганических веществ: Учеб. пособие для вузов. 3-е изд., испр./Р. А. Лидин, В. А. Молочко, Л. Л. Андреева; Под ред. Р. А. Лидина. — М.: Химия, 2000. 480 с.: ил. — ISBN 5-7245-1163-0.
  • Химический энциклопедический словарь. Гл. ред. Л. Кнунянц. — М.: Сов. энциклопедия, 1983 — 792 с.