Kaliumnitraat

Uit Wikipedia, de vrije encyclopedie
Ga naar: navigatie, zoeken
Kaliumnitraat
Structuurformule en molecuulmodel
Structuurformule van kaliumnitraat
Structuurformule van kaliumnitraat
Kaliumnitraat-kristallen
Kaliumnitraat-kristallen
Algemeen
Molecuulformule
     (uitleg)
KNO3
IUPAC-naam kaliumnitraat
Andere namen salpeter
Molmassa 101,1032 g/mol
SMILES
[N+](=O)([O-])[O-].[K+]
InChI
1S/K.NO3/c;2-1(3)4/q+1;-1
CAS-nummer 7757-79-1
PubChem 24434
Vergelijkbaar met ammoniumnitraat, kaliumnitriet, natriumnitraat, zilvernitraat
Waarschuwingen en veiligheidsmaatregelen
Oxiderend
Waarschuwing
H-zinnen H272
EUH-zinnen geen
P-zinnen P220
EG-Index-nummer 231-818-8
LD50 (ratten) (oraal 3750 mg/kg
LD50 (konijnen) 1901 mg/kg
Fysische eigenschappen
Aggregatietoestand vast
Kleur wit
Dichtheid 2,109 g/cm³
Smeltpunt 334 °C
Kookpunt (ontleedt) 400 °C
Oplosbaarheid in water 316 g/L
Goed oplosbaar in water
Geometrie en kristalstructuur
Kristalstructuur orthorombisch
Waar mogelijk zijn SI-eenheden gebruikt. Tenzij anders vermeld zijn standaardomstandigheden gebruikt (298,15 K of 25 °C, 1 bar).
Portaal  Portaalicoon   Scheikunde

Kaliumnitraat (KNO3), ook wel (kali)salpeter genoemd, is het kaliumzout van salpeterzuur. De stof komt voor als een kleurloos tot wit kristallijn poeder, dat goed oplosbaar is in water. Derhalve wordt het in de natuur in zuivere vorm niet in grote hoeveelheden aangetroffen.

Synthese[bewerken]

Er zijn zeer veel methoden om kaliumnitraat te bereiden:

  • Reactie van kalium met salpeterzuur:
\mathrm{2\ K\ +\ 2\ HNO_3\ \longrightarrow\ 2\ KNO_3\ +\ H_2}
\mathrm{KCl\ +\ NaNO_3\ \longrightarrow\ KNO_3\ +\ NaCl}
\mathrm{KCl\ +\ NH_4NO_3\ \longrightarrow\ 2\ KNO_3\ +\ NH_4Cl}
\mathrm{K_2CO_3\ +\ 2\ HNO_3\ \longrightarrow\ 2\ KNO_3\ +\ H_2O\ +\ CO_2}
  • Reactie van kaliumcarbonaat met ammoniumnitraat:
\mathrm{K_2CO_3\ +\ 2\ NH_4NO_3\ \longrightarrow\ 2\ KNO_3\ +\ (NH_4)_2CO_3}
\mathrm{2\ KOH\ +\ N_2O_5\ \longrightarrow\ 2\ KNO_3\ +\ H_2O}
  • Reactie van kaliumhydroxide met salpeterzuur:
\mathrm{KOH\ +\ HNO_3\ \longrightarrow\ KNO_3\ +\ H_2O}
  • Reactie van kaliumhydroxide met ammoniumnitraat:
\mathrm{KOH\ +\ NH_4NO_3\ \longrightarrow\ KNO_3\ +\ NH_3\ +\ H_2O}
\mathrm{K_2O\ +\ 2\ HNO_3\ \longrightarrow\ 2\ KNO_3\ +\ H_2O}
\mathrm{KI\ +\ AgNO_3\ \longrightarrow\ KNO_3\ +\ AgI}

Eigenschappen en reacties[bewerken]

Kaliumnitraat is uiterst goed oplosbaar in water: bij 0°C lost in 1 liter water 130 gram kaliumnitraat op. Bij 100°C is dat reeds 2,455 kilogram. Toch is kaliumnitraat beduidend minder hygroscopisch dan andere nitraten van alkalimetalen.

Bij verhitting ontleedt kaliumnitraat in kaliumnitriet en zuurstofgas:

\mathrm{2\ KNO_3\ \xrightarrow{\ \ \Delta T \ \ }\ 2\ KNO_2\ +\ O_2}

Toepassingen[bewerken]

Meststof[bewerken]

Het wordt gebruikt als meststof (bron van stikstof en kalium). Salpeter werd heel lang moeizaam gefabriceerd door het laten rotten van stikstofrijk organisch materiaal (urine, mest) waarbij bacteriën stikstofverbindingen in nitraat omzetten, dat oploste en zich op muren rond de mesthopen door verdamping als een fijn wit poeder afzette. Daar kon het worden afgeschraapt en door omkristallisatie worden gezuiverd. Dit gebeurde bijvoorbeeld in een instelling zoals de Salpêtrière in Parijs. Kaliumnitraat werd ook gewonnen uit zeewier. Daarbij werd toevallig het element jood ontdekt.

Later stapte men over op een ander product, namelijk natriumnitraat. Natriumnitraat is echter door het ontbreken van kalium niet ideaal als meststof. Daarom werd het vaak eerst omgezet in kaliumnitraat, door middel van een ander kaliumzout zoals kaliumchloride of kaliumcarbonaat. Tegenwoordig worden nitraten (kunstmest) op grote schaal bereid door het onder hoge druk en temperatuur in gasvorm te oxideren vanuit ammoniak met behulp van een katalysator. Hierbij ontstaat salpeterzuur, in een vervolgstap wordt met extra ammoniak ammoniumnitraat gevormd. Ammoniumnitraat is wel nog geschikt als meststof, wegens de grote abundantie van stikstof in de verbinding.

Buskruit[bewerken]

Kaliumnitraat wordt verwerkt in zwart buskruit. Kaliumnitraat wordt daartoe gemengd met houtskool en zwavel in de massaverhouding 75/15/10. Natriumnitraat en ammoniumnitraat zijn voor gebruik in buskruit te hygroscopisch.

Synthese van salpeterzuur[bewerken]

Kaliumnitraat wordt in het laboratorium soms gebruikt om salpeterzuur te bereiden door middel van een reactie met zwavelzuur:

\mathrm{KNO_3\ +\ H_2SO_4\longrightarrow\ HNO_3\ +\ KHSO_4}

Kaliumnitraat wordt op die manier uit zijn zout verdreven: dat wil zeggen dat een geconjugeerde base van een sterk zuur (nitraat) als base optreedt voor een nog sterker zuur (zwavelzuur). Het gevormde salpeterzuur wordt door destillatie onder vacuüm of onder atmosferische druk verwijderd. Dit is echter niet een van de eenvoudigste methoden, omdat de reactieproducten eerst nog gescheiden moeten worden. Het ontstane kaliumwaterstofsulfaat met name is lastig te verwijderen, aangezien de destillatie relatief veel energie kost. Deze methode is dus te duur om te gebruiken op industriële schaal.

Vuurwerk[bewerken]

Kaliumnitraat is één van de meest gebruikte oxidatoren in vuurwerk, omdat de stof zeer stabiel is, niet reageert met de andere chemicaliën in de sas (zoals zwavel) en in staat is binnen korte tijd veel zuurstof te leveren. Nog een groot voordeel van kaliumnitraat is dat het in tegenstelling tot natriumnitraat of ammoniumnitraat niet hygroscopisch is. Het massapercentage zuurstof bedraagt ongeveer 47,5%, waarvan het ongeveer 33,3% afstaat bij normale reductie.

Toxicologie en veiligheid[bewerken]

Kaliumnitraat moet gescheiden worden opgeslagen van sterke reductors, zoals metaalpoeders (aluminium, magnesium en ijzer), en oxideerbare organische verbindingen, zoals houtskool, koolwaterstoffen en suikers (glucose, sacharose en dextrine).

Kaliumnitraat is in tegenstelling tot sommige andere nitraten, zoals bariumnitraat, niet extreem giftig of schadelijk, maar inwendig of oraal contact moet zo veel mogelijk worden vermeden.

Externe links[bewerken]