Stabilitatea acidului azot. Acid azot: proprietăți chimice și fizice. Obținerea acidului azot

Săruri ale acizilor nitric și azotic

îngrășăminte cu azot

Clasa a 9-a

Tipul de lecție - învățarea de material nou.

Tipul de lecție- conversație.

Scopurile și obiectivele lecției.

Educational. Să familiarizeze elevii cu metodele de obținere, proprietăți și aplicații ale nitraților și nitriților. Luați în considerare problema conținutului ridicat de nitrați în produsele agricole. Dați o idee despre îngrășămintele cu azot, clasificarea și reprezentanții acestora.

Educational. Continuați să dezvoltați abilitățile: evidențiați principalul lucru, stabiliți relații cauză-efect, luați notițe, efectuați un experiment, aplicați cunoștințele în practică.

Educational. Pentru a continua formarea unei viziuni științifice asupra lumii, creșterea unei atitudini pozitive față de cunoaștere.

Metode și tehnici metodologice. Muncă independentă studenți cu literatură populară, pregătirea mesajelor, efectuarea experimentelor de laborator și a unui experiment demonstrativ, o metodă dialogică de prezentare a cunoștințelor cu elemente de cercetare, controlul curent al cunoștințelor cu ajutorul unui test.

Structura lecției.

Anunțul subiectului, obiectivelor.

Mesaj și comentarii despre teme.

Prezentarea de material nou (conversație euristică bazată pe experiment).

Controlul curent al cunoștințelor cu ajutorul unui test.

Rezumând lecția.

Echipamente și reactivi. Afiș de siguranță; tabele „Descompunerea nitraților în timpul încălzirii”, „Clasificarea îngrășămintelor cu azot”, „Seria de deplasare a acizilor”; testul „Azot și compușii săi” (două opțiuni); carduri de sarcini.

Pentru experiment demonstrativ: un stand demonstrativ pentru eprubete, o lampă cu spirt, chibrituri, un suport pentru eprubete, cleste pentru creuzet, o lingură de fier pentru arderea substanțelor, o torță, o foaie de fier pentru arderea pulberii negre, eprubete mari, vată înmuiată într-un soluție concentrată de alcali, o cană cu nisip, trei standuri de laborator; soluții concentrate de hidroxid de sodiu și acid sulfuric, săruri cristaline - azotat de potasiu, azotat de cupru (II), azotat de argint; cărbune, placă de cupru, sulf, o soluție de difenilamină în acid sulfuric concentrat (sticlă întunecată, 0,1 g de difenilamină per
10 ml H2S04 (conc.); soluții de iodură de potasiu, acid sulfuric diluat, nitrit de potasiu; în eprubete demonstrative - sucuri de legume de varză, dovlecel, dovleac; hârtie amidon iod.

Pentru experimente de laborator: o eprubetă cu două granule de zinc, trei eprubete goale, baghete de sticlă, două eprubete cu nitrați cristalini (de mărimea unui bob de mazăre) - azotat de bariu și azotat de aluminiu, turnesol, soluții de azotat de cupru (II), nitrat de argint, de acid clorhidric, clorură de bariu, apă distilată.

Epigraf.„Nici o știință nu are nevoie de experimente la fel de mult ca chimia” (Michael Faraday).

ÎN CURILE CURĂRILOR

Informații de siguranță

Toți nitrații sunt inflamabili. Nitrații trebuie depozitați separat de substanțele organice și anorganice. Toate experimentele cu formarea oxidului de azot (IV) trebuie efectuate în eprubete mari închise cu tampoane de bumbac umezite cu o soluție alcalină concentrată. Acidul azotic trebuie păstrat în sticle închise la culoare, ferite de foc. Nitriții sunt deosebit de toxici.

Teme pentru acasă

Manualul lui O.S. Gabrielyan „Chimie-9”, § 26, exercițiu. 7. Elevii puternici primesc sarcini individuale.

Sarcini individuale

1. Traduceți următoarea intrare din limbajul alchimic: „„Vodcă puternică” devorează „luna”, eliberând „coada de vulpe”. Îngroșarea lichidului rezultat generează o „piatră a iadului” care înnegrește țesătura, hârtia și mâinile. Pentru ca „luna” să răsară din nou, coaceți „piatra iadului” în cuptor.

Răspuns.

"Hellstone" - azotat de argint - se descompune atunci când este încălzit pentru a forma argint - "luna a răsărit":

2AgNO3 (cr.) 2Ag + 2NO2 + O2.

2. Un vechi tratat științific descrie experiența obținerii unui „precipitat roșu” *: „Mercurul se dizolvă în acid azotic, soluția se evaporă și reziduul este încălzit până devine „roșu””. Ce este un „precipitat roșu”? Scrieți ecuațiile pentru reacțiile care duc la formarea lui, ținând cont de faptul că mercurul din compușii rezultați are o stare de oxidare de +2 și că acțiunea acidului azotic asupra mercurului eliberează un gaz care devine maro în aer.

Răspuns. Ecuații de reacție:

Oxid de mercur (II). HgO in functie de metoda de obtinere este rosu sau galben(Hg 2O - culoare neagră). Mercurul nu se oxidează în aer la temperatura camerei. La încălzire prelungită, mercurul se combină cu oxigenul atmosferic, formând oxid roșu de mercur (II) - HgO, care, atunci când este încălzit mai puternic, se descompune din nou în mercur și oxigen:

2HgO \u003d 2Hg + O 2.

Învățarea de materiale noi

Compoziția și nomenclatura sărurilor acidului azotic

Profesor. Ce înseamnă numele latin „nitrogeniu” și grecescul „nitrat”?

Student. „Nitrogeniu” înseamnă „născând salitrul”, iar „nitrat” înseamnă „salpetru”.

Profesor. Nitrații de potasiu, sodiu, calciu și amoniu sunt numiți salpetri. De exemplu, salitrul: KNO 3 - azotat de potasiu (salpetru indian), NaNO 3 - azotat de sodiu (salpetru chilian), Ca(NO 3) 2 - azotat de calciu (salpetru norvegian), NH 4 NO 3 - azotat de amoniu (nitrat de amoniu sau amoniu, nu există depozite ale acestuia în natură). Industria germană este considerată prima din lume care a primit sare NH4NO3 din azot N 2 aer și apă cu hidrogen potrivit pentru hrana plantelor.

Proprietățile fizice ale nitraților

Profesor. Învățăm despre relația dintre structura unei substanțe și proprietățile acesteia din experiența de laborator..

Proprietățile fizice ale nitraților

Exercițiu. Două eprubete conțin nitrați cristalini: Ba(NO3)2 și Al(NO3)3. Se toarnă 2 ml de apă distilată în fiecare eprubetă, se amestecă cu o baghetă de sticlă. Observați procesul de dizolvare a sărurilor. Soluțiile trebuie păstrate până când se studiază natura mediului.

Profesor. Ce se numesc săruri?

Student. Sarea este substanțe complexe, constând din ioni metalici și ioni de reziduuri acide.

Profesor. Este necesar să se construiască un lanț logic: tip de legătură chimică - tip de rețea cristalină - forțe de interacțiune între particule la nodurile rețelei - proprietăți fizice ale substanțelor.

Student. Nitrații aparțin clasei de săruri, prin urmare, se caracterizează prin legături ionice și o rețea cristalină ionică în care ionii sunt ținuți de forțe electrostatice. Nitrați - substanțe solide cristaline, refractare, solubile în apă, electroliți puternici.

Obținerea nitraților și nitriților

Profesor. Numiți zece modalități de obținere a sărurilor pe baza proprietăților chimice ale celor mai importante clase de compuși anorganici..

Student.

1) Metal + nemetal = sare;

2) metal + acid = sare + hidrogen;

3) oxid de metal + acid = sare + apă;

4) hidroxid de metal + acid = sare + apă;

5) hidroxid de metal + oxid de acid = sare + apă;

6) oxid metalic + oxid nemetal = sare;

7) sare 1 + hidroxid de metal (alcalin) = sare 2 + hidroxid de metal (bază insolubilă);

8) sare 1 + acid (puternic) = sare 2 + acid (slab);

10) sare 1 + metal (activ) = sare 2 + metal (mai puțin activ).

Modalități specifice de obținere a sărurilor:

12) sare 1 + nemetal (activ) = sare 2 + nemetal (mai puțin activ);

13) metal amfoter + alcali = sare + hidrogen;

14) nemetal + alcali \u003d sare + hidrogen.

O modalitate specifică de a obține nitrați și nitriți:

oxid nitric (IV) + alcali \u003d sare1 + sare2 + apă, de exemplu (scrie pe tablă):

Aceasta este o reacție redox, tipul ei este dismutarea sau disproporționarea.

În prezența oxigenului din NO2 și NaOH se dovedește că nu două săruri, ci una:

Tipul de reacție redox este intermoleculară.

Profesor. De ce ar trebui efectuate experimente cu formarea de oxid nitric (IV) în eprubete mari închise cu tampoane de bumbac umezite cu alcali apos?

Student. Oxidul nitric (IV) este un gaz otrăvitor, interacționează cu alcalii și devine inofensiv.

Proprietățile chimice ale nitraților

Elevii efectuează experimente de laborator după metoda tipărită.

Proprietățile nitraților în comun cu alte săruri

Interacțiunea nitraților cu metalele,
acizi, alcaline, săruri

Exercițiu. Marcați semnele fiecărei reacții, notați ecuațiile moleculare și ionice corespunzătoare schemelor:

Cu(NO 3) 2 + Zn ...,

AgNO3 + HCI...,

Cu(NO3)2 + NaOH...,

AgNO 3 + BaCl 2 ....

Hidroliza nitraților

Exercițiu. Determinați reacția mediului a soluțiilor de săruri propuse: Ba (NO 3) 2 și Al (NO 3) 3. Notați ecuațiile moleculare și ionice ale posibilelor reacții care indică mediul soluției.

Proprietăți specifice ale nitraților și nitriților

Profesor. Toți nitrații sunt instabili termic. Când este încălzit ei descompune cu formarea oxigenului. Natura altor produși de reacție depinde de poziția metalului care formează nitratul în seria electrochimică de tensiuni:

O poziție specială este ocupată de azotatul de amoniu, care se descompune fără reziduu solid:

NH4NO3 (cr.) N2O + 2H2O.

Profesorul face experimente demonstrative.

Experiență 1. Descompunerea azotatului de potasiu. Puneți 2-3 g de azotat de potasiu cristalin într-o eprubetă mare, încălziți până se topește sarea. Se aruncă cărbunele preîncălzit într-o lingură de fier în topitură. Elevii urmăresc un fulger strălucitor și cărbune care arde. Înlocuiți o cană cu nisip sub eprubetă.

Profesor. De ce arde instantaneu un jar înmuiat în nitrat de potasiu topit?

Student. Salpetrul se descompune cu formarea de oxigen gazos, astfel încât cărbunele preîncălzit arde instantaneu în el:

C + O 2 \u003d CO 2.

Experimentul 2. Descompunerea azotatului de cupru(II). Puneți nitrat de cupru (II) cristalin (de mărimea unui bob de mazăre) într-o eprubetă mare, închideți eprubeta cu un tampon de vată umezit cu o soluție concentrată de alcali. Fixați tubul într-un suport orizontal și încălziți.

Profesor. Căutați semne de reacție.

Elevii observă formarea gazului brun NO 2 și a oxidului negru de cupru (II) CuO.

Elevul de la tablă scrie ecuația reacției:

Tipul de reacție redox este intramoleculară.

Experiența 3. Descompunerea azotatului de argint. Incandescent într-o eprubetă, închis cu un tampon de vată umezit cu o soluție concentrată de alcali, câteva cristale de azotat de argint.

Profesor. Ce gaze sunt eliberate? Ce a mai rămas în eprubetă?

Elevul de la tablă răspunde la întrebări, întocmește o ecuație pentru reacția:

Tipul de reacție redox este intramoleculară. Un reziduu solid a rămas în eprubetă - argint.

Profesor. Reacția calitativă la ionul nitrat NUMARUL 3 - - interacțiunea nitraților cu cuprul metalic la încălzire în prezența acidului sulfuric concentrat sau cu o soluție de difenilamină în H 2 SO 4 (conc.).

Experiența 4. Reacția calitativă la ionul NO 3 - . Puneți o placă de cupru curățată, câteva cristale de azotat de potasiu și câteva picături de acid sulfuric concentrat într-o eprubetă mare uscată. Închideți eprubeta cu un tampon de vată umezit cu o soluție concentrată de alcali și încălziți.

Profesor. Enumerați semnele unei reacții.

Student. În eprubetă apar vapori maro de oxid nitric (IV), care se observă mai bine pe un ecran alb, iar cristale verzui de azotat de cupru (II) apar la limita amestecului de reacție cupru..

Profesor(demonstrează o schemă de reducere a tăriei relative a acizilor). În conformitate cu un număr de acizi, fiecare acid anterior îl poate înlocui pe următorul din sare..

Elevul de la tablă compune ecuațiile de reacție:

KNO 3 (cr.) + H 2 SO 4 (conc.) \u003d KHSO 4 + HNO 3,

Tipul de reacție redox este intermoleculară.

Profesor. A doua reacție calitativă la ionul nitrat NUMARUL 3 - vom petrece puțin mai târziu, când vom studia conținutul de nitrați din alimente.

Reacția calitativă la ionul nitrit NR 2 -– interacțiunea nitriților cu o soluție de iodură de potasiu KI acidulat cu acid sulfuric diluat.

Experiența 5. Reacția calitativă la ionul NO 2 - . Se iau 2-3 picături de soluție de iodură de potasiu, acidulată cu acid sulfuric diluat și se adaugă câteva picături de soluție de azotat de potasiu. Nitriții într-un mediu acid sunt capabili să oxideze ionul de iodură I - pentru a elibera I 2, care este detectat de hârtie amidon iod înmuiată în apă distilată.

Profesor. Cum ar trebui să schimbe culoarea hârtiei cu iod amidon sub acțiunea liberului eu 2?

Student. substanță simplă eu 2 detectat de amidonul albastru.

Profesorul scrie ecuația reacției:

Profesor. În această reacție NR 2 - este un agent oxidant. Cu toate acestea, există și alte reacții calitative la ion NR 2 - în care este un agent reducător. Din aceasta se poate concluziona că ionul NUMARUL 3 - prezintă numai proprietăți oxidante, iar ionul NR 2 - - proprietăți atât oxidante, cât și reducătoare.

Utilizarea nitraților și nitriților

Profesor(seturi problemă problematică). De ce există mult azot în natură (face parte din atmosferă), iar plantele dau adesea o recoltă slabă din cauza lipsei de azot?

Student. Plantele nu pot absorbi azotul molecular N 2 din aer. Aceasta este problema „azotului legat”. Cu o lipsă de azot, formarea clorofilei este întârziată, astfel încât plantele au o culoare verde pal, ca urmare, creșterea și dezvoltarea plantei este întârziată. Azotul este un element vital. Fără proteine ​​nu există viață, iar fără azot nu există proteine..

Profesor. Care sunt căile de asimilare a azotului atmosferic.

Student. O parte din azotul legat intră în sol în timpul furtunilor. Chimia procesului este:

Profesor. Ce plante sunt capabile să mărească fertilitatea solului și care este particularitatea lor?

Student. Aceste plante (lupin, lucernă, trifoi, mazăre, măzică) aparțin familiei de leguminoase (fluturi), pe ale căror rădăcini se dezvoltă bacterii nodulare care pot lega azotul atmosferic, transformându-l în compuși disponibili pentru plante..

Profesor. La recoltare, o persoană duce anual cu ea cantități uriașe de azot legat. El acoperă această pierdere introducând nu numai îngrășăminte organice, ci și minerale (nitrat, amoniac, amoniu). Îngrășămintele cu azot se aplică tuturor culturilor. Azotul este preluat de plante sub forma cationului de amoniu.și anion nitrat NUMARUL 3 -.

Profesorul demonstrează schema „Clasificarea îngrășămintelor cu azot”.

Sistem

Profesor. Una dintre caracteristicile importante este conținutul de nutrienți al îngrășământului. Calculul elementului nutritiv pentru îngrășămintele cu azot se efectuează în funcție de conținutul de azot.

Plante care fixează azotul atmosferic

Sarcină. Care este fracția de masă a azotului din amoniacul lichid și nitratul de amoniu?

Formula pentru amoniac este NH3.

Fracția de masă a azotului în amoniac:

(N) = A r(N)/ Domnul(NH3) 100%,

(N) = 14/17 100% = 82%.

Formula azotatului de amoniu este NH4NO3.

Fracția de masă a azotului în azotat de amoniu:

(N) = 2 A r(N)/ Domnul(NH4NO3) 100%,

Impactul nitraților asupra mediului și asupra corpului uman

1 elev.Azotul ca principal nutrient afectează creșterea organelor vegetative - tulpini și frunze verzi. Îngrășămintele cu azot nu sunt recomandate a fi aplicate la sfârșitul toamnei sau la începutul primăverii, deoarece apele de topire spală până la jumătate din îngrășăminte. Este important să respectați normele și termenii de aplicare a îngrășămintelor, să le aplicați nu imediat, ci în mai mulți pași. Aplicați forme de îngrășământ cu acțiune lentă (granule acoperite cu o peliculă de protecție), la plantare, utilizați soiuri predispuse la o acumulare scăzută de nitrați. Rata de utilizare a îngrășămintelor cu azot este de 40-60%. Utilizarea excesivă a îngrășămintelor cu azot nu numai că duce la acumularea de nitrați în plante, dar duce și la poluarea corpurilor de apă și panza freatica. Sursele antropogenice de poluare a apei cu nitrați sunt, de asemenea, industria metalurgică, chimică, inclusiv celuloza și hârtie, și industria alimentară. Unul dintre semnele poluării apei este „înflorirea” apei cauzată de reproducerea rapidă a algelor albastre-verzi. Apare mai ales intens în timpul topirii zăpezii, a ploilor de vară și de toamnă. Concentrația maximă admisă (MPC) de nitrați este reglementată de GOST. Pentru suma ionilor de azotat din sol se accepta valoarea de 130 mg/kg, in apa diferitelor surse de apa - 45 mg/l.(Elevii scriu în caiete: MPC (NO 3 - în sol) - 130 mg / kg, MPC (NO 3 - în apă) - 45 mg / l.)

Pentru plante în sine, nitrații sunt inofensivi, dar pentru oameni și ierbivore sunt periculoși. Doza letală de nitrați pentru oameni este de 8-15 g, aportul zilnic admis este de 5 mg/kg. Multe plante sunt capabile să acumuleze cantități mari de nitrați, de exemplu: varză, dovlecel, pătrunjel, mărar, sfeclă de masă, dovleac etc.

Astfel de plante se numesc acumulatori de nitrați. 70% dintre nitrați intră în corpul uman cu legume, 20% cu apă, 6% cu carne și pește. Odată ajuns în corpul uman, o parte din nitrați este absorbită în tractul gastrointestinal nemodificat, cealaltă parte, în funcție de prezența microorganismelor, valoarea pH-ului și alți factori, se poate transforma în nitriți mai toxici, amoniac, hidroxilamină. NH2OH ; nitrozaminele secundare se pot forma în intestine din nitrați R2N–N=O cu activitate mutagenă și carcinogenă ridicată. Semnele unei ușoare intoxicații sunt slăbiciune, amețeli, greață, indigestie etc. Capacitatea de lucru scade, este posibilă pierderea conștienței.

În corpul uman, nitrații interacționează cu hemoglobina din sânge, transformându-l în methemoglobină, în care fierul este oxidat la Fe 3+. și nu poate servi ca purtător de oxigen. De aceea, unul dintre semnele intoxicației acute cu nitrați este cianoza pielii. S-a relevat o relație directă între apariția tumorilor maligne și intensitatea aportului de nitrați în organism cu excesul acestora în sol.

Experienţă. Studiul conținutului de nitrați din alimente
(reacție calitativă la ionul de azotat NO 3 -)

Pune 10 ml suc de legume de varză, dovlecei, dovleac (pe fond alb) în trei tuburi mari demonstrative. Se toarnă câteva picături dintr-o soluție de difenilamină în acid sulfuric concentrat în fiecare eprubetă.

Culoarea albastră a soluției va indica prezența ionilor de nitrat:

NO 3 - + substanță difenilamină de culoare albastru intens.

Culoarea albastră era prezentă doar în sucul de măduvă de legume, iar culoarea nu era un albastru intens. În consecință, conținutul de nitrați din dovlecel este nesemnificativ și cu atât mai puțin în varza cu dovleac.

Primul ajutor pentru otrăvirea cu nitrați

al 2-lea elev.Primul ajutor pentru otrăvirea cu nitrați este o spălare gastrică copioasă, cărbune activat, laxative saline - sarea Glauber Na2S0410H20 și săruri Epsom (sare amară) MgS047H20 , aer proaspat.

Este posibil să se reducă efectele nocive ale nitraților asupra organismului uman cu ajutorul acidului ascorbic (vitamina C); dacă raportul său cu nitrații este de 2:1, atunci nu se formează nitrozamine. S-a dovedit că, în primul rând, vitamina C, precum și vitaminele E și A, sunt inhibitori - substanțe care previn și inhibă conversia nitraților și nitriților în organismul uman. Este necesar să se introducă mai multe coacăze negre și roșii, alte fructe de pădure și fructe în dietă (apropo, practic nu există nitrați în fructele suspendate). Și un alt neutralizator natural de nitrați în corpul uman este ceaiul verde..

Motive pentru acumularea de nitrați în legume
și metode de cultivare organică
producție vegetală

al 3-lea elev. Azotul este absorbit cel mai intens în timpul creșterii și dezvoltării tulpinilor și frunzelor. Când semințele se coc, consumul de azot din sol se oprește practic. Fructele care au atins maturitatea deplină nu mai conțin nitrați - are loc o conversie completă a compușilor de azot în proteine. Dar pentru multe legume, fructele imature (castraveți, dovlecei) sunt cele care sunt apreciate. Este recomandabil să fertilizați astfel de culturi cu îngrășăminte cu azot cel târziu cu 2-3 săptămâni înainte de recoltare. În plus, conversia completă a nitraților în proteine ​​este împiedicată de iluminarea slabă, umiditatea excesivă și dezechilibrul nutrienților (lipsa de fosfor și potasiu). Nu ar trebui să te lași dus de legume de seră în afara sezonului. De exemplu, 2 kg de castraveți de seră consumați odată pot provoca intoxicații cu nitrați care pun viața în pericol. De asemenea, trebuie să știți în ce părți ale plantei se acumulează nitrații în principal: în varză - în tulpină, în morcovi - în miez, în dovlecei, castraveți, pepeni, pepeni, cartofi - în coajă. Pepenele galben și pepenele nu ar trebui să mănânce carnea imatură adiacentă coajei. Este mai bine să curățați castraveții și să tăiați locul în care sunt atașați de tulpină. În culturile verzi, nitrații se acumulează în tulpini (pătrunjel, salată verde, mărar, țelină). Conținutul de nitrați în diverse părți plante neuniform: în pețiolele frunzelor, tulpină, rădăcină, conținutul lor este de 1,5–4,0 ori mai mare decât în ​​frunze. Organizația Mondială a Sănătății consideră că conținutul de nitrați din produsele alimentare de până la 300 mg este acceptabil. NUMARUL 3 - la 1 kg de materie primă.(Elevii scriu în caiete: MPC (NO 3 - în produsele alimentare) - 300 mg / kg.)

Dacă cel mai mare conținut de nitrați este observat în sfeclă, varză, salată verde, ceapă verde, atunci cel mai mic conținut de nitrați este în ceapă, roșii, usturoi, ardei și fasole.

Pentru a crește produse ecologice, în primul rând, este necesară aplicarea corectă a îngrășămintelor cu azot în sol: în doze strict calculate și la momente optime. Este necesar să se cultive legume, în special culturi verzi, în lumină bună, indicatori optimi ai umidității și temperaturii solului. Cu toate acestea, pentru a reduce conținutul de nitrați culturi de legume este mai bine să se hrănească cu îngrășăminte organice. Aplicarea intempestivă a îngrășămintelor, mai ales în doze în exces, inclusiv îngrășământ organic - gunoi de grajd, duce la faptul că compușii minerali de azot care au intrat în plantă nu au timp să se transforme complet în cei proteici.

al 4-lea elev.Primavara, pe rafturile magazinelor si pietelor apar culturi verzi: salata verde, spanac, ceapa verde, castraveti cultivati ​​in sera, in teren inchis. Cum să reduceți conținutul de nitrați din ele? Să enumerăm câteva dintre ele.

1. Astfel de culturi timpurii precum pătrunjelul, mărarul, țelina trebuie așezate sub formă de buchet în apă pe linie dreaptă. lumina soarelui. În astfel de condiții, nitrații din frunze sunt complet procesați în 2-3 ore și apoi practic nu sunt detectați. După aceea, verdele pot fi folosite în siguranță în scris.

2. Înainte de gătit, sfecla, dovlecelul, dovleacul trebuie tăiate cubulețe mici și turnate de 2-3 ori apa caldaținând 5-10 minute. Nitrații sunt foarte solubili în apă, în special în apă caldă, și sunt spălați cu apă (vezi tabelul de solubilitate a acizilor, bazelor, sărurilor). La spălare și curățare se pierd 10-15% din nitrați.

3. Fierberea legumelor reduce conținutul de nitrați cu 50-80%.

4. Reduce cantitatea de nitrați din fermentarea legumelor, sărare, decapare.

5. La depozitare îndelungată, conținutul de nitrați din legume scade.

Dar uscarea, stoarcerea și piureul, dimpotrivă, cresc cantitatea de nitrați.

1) gătit legume;

2) peeling;

3) îndepărtarea zonelor cu cea mai mare acumulare de nitrați;

4) înmuiere.

Pentru a evalua cât de real este pericolul intoxicației cu nitrați, elevilor li se oferă o sarcină de calcul.

Sarcină. Sfecla de masă conține în medie 1200 mg de ioni de azotat la 1 kg. La curățarea sfeclei se pierd 10% din nitrați, iar în timpul gătitului, încă 40%. Va fi depășit doza zilnică de nitrați (325 mg) dacă se consumă zilnic 200 g de sfeclă fiartă?

Dat:

m(sfecla) = 1 kg,

cu(NO 3 -) \u003d 1200 mg / kg,

m max (NO 3 - pe zi) = 325 mg,

m(sfeclă) \u003d 200 g (0,2 kg),

(pierdere în timpul curățării) = 10%,

(pierdere în timpul gătirii) = 40%.

__________________________________

A găsi: m(NO 3 - în 200 g sfeclă fiartă).

Decizie

1 kg de sfeclă - 1200 mg NO 3 -,

0,2 kg sfeclă - X mg NO 3 -.

De aici X= 240 mg (N03-).

Pierderea totală de ioni de nitrat:

(PIERDERE NR 3 -) = 10% + 40% = 50%.

În consecință, jumătate din 240 mg sau 120 mg NO 3 - intră în organism.

Răspuns. După curățarea și fierberea sfeclei, nu se depășește norma zilnică pentru nitrați (325 mg) conținute în 200 g de produs finit (120 mg NO 3 -), acesta poate fi consumat.

Nitrații în producția de explozivi

Profesor. Multe amestecuri explozive conțin un agent oxidant (nitrați de metal sau de amoniu etc.) și combustibil (combustibil diesel, aluminiu, făină de lemn). Prin urmare, sărurile - azotat de potasiu, azotat de bariu, azotat de stronțiu și altele - sunt folosite în pirotehnică..

Ce îngrășământ cu azot, împreună cu aluminiu și cărbune, face parte din amestecul exploziv - amonial?

Student. Ammonal conține și nitrat de amoniu. Principala reacție care are loc în timpul exploziei:

3NH 4 NO 3 + 2Al 3N 2 + 6H 2 O + Al 2 O 3 + Q.

Căldura mare de ardere a aluminiului mărește energia exploziei. Utilizarea azotatului de amoniu în compoziția amonialului se bazează pe capacitatea sa de a se descompune în timpul detonării cu formarea de substanțe gazoase:

2NH 4 NO 3 (cr.) \u003d 2N 2 + 4H 2 O + O 2.

În mâinile teroriştilor, explozivii aduc doar suferinţă oamenilor paşnici.

Timp de șase secole, dominația pulberii negre în afacerile militare a continuat. Acum este folosit ca exploziv în minerit, în pirotehnie (rachete, artificii), dar și ca praf de pușcă de vânătoare. Pulberea neagră sau neagră este un amestec de 75% azotat de potasiu, 15% cărbune și 10% sulf.

Experienţă. Arde pulbere neagră sau neagră

Se prepară pulbere neagră amestecând 7,5 g de azotat de potasiu, 1 g de sulf și 1,5 g de cărbune. Înainte de amestecare, fiecare substanță este măcinată într-un mortar de porțelan. În timpul demonstrației experimentului, amestecul este pus într-o grămadă pe o foaie de fier și se dă foc cu o torță aprinsă. Amestecul arde, formând un nor de fum (împingere).

Profesor. Ce rol are salitrul?

Student. Salpetrul acționează ca un agent oxidant atunci când este încălzit:

Utilizarea nitraților și nitriților în medicină

al 5-lea elev. Nitrat de argint AgNO3, care înnegrește țesăturile, hârtia, birourile și mâinile (lapis), este folosit ca agent antimicrobian pentru tratamentul ulcerelor cutanate, pentru cauterizarea verucilor(profesorul demonstrează tehnica de cauterizare a negilor pe mână) și ca agent antiinflamator pentru gastrită cronică și ulcer gastric: pacienților li se prescrie o soluție de 0,05% AgN03. Metale pulbere Zn, Mg, Al, amestecat cu nitrat de argint, folosit la petarde.

Nitrat de bismut de bază Bi (OH) 2 NO 3 este prescris pe cale orală pentru ulcerul peptic al stomacului și duodenului ca agent astringent și antiseptic. În exterior - în unguente, pulberi pentru boli inflamatorii ale pielii.

Sare nitrit de sodiu NaNO2 folosit în medicină ca antispastic.

Utilizarea nitriților în industria alimentară

al 6-lea elev. În producția de cârnați se folosesc nitriți: 7 g la 100 kg de carne tocată. Nitriții dau cârnatului o culoare roz, fără ei este gri, ca și carnea fiartă și nu are un aspect comercializabil. În plus, prezența nitriților în cârnați este necesară din alt motiv: aceștia împiedică dezvoltarea microorganismelor care produc otrăvuri toxice..

Controlul cunoștințelor folosind testul „Azot și compușii săi”

Opțiunea I

1. Cea mai puternică moleculă

a) H2; b) F2; c) O2; d) N2.

2. Colorarea fenolftaleinei în soluție de amoniac:

a) zmeura; b) verde;

c) galben; d) albastru.

3. Starea de oxidare este +3 la atomul de azot din compus:

a) NH4N03; b) NaN03; c) NR 2; d) KNO 2.

4. În timpul descompunerii termice a nitratului de cupru (II), se formează următoarele:

a) nitrit de cupru (II) și O 2;

b) oxid nitric (IV) şi O2;

c) oxid de cupru (II), gaz brun NO2 și O2;

d) hidroxid de cupru (II), N2 și O2.

5. Ce ion este format de mecanismul donor-acceptor?

A) ; b) NO 3 -; c) CI -; d) SO 4 2–.

6. Specificați electroliți puternici:

a) acid azotic;

b) acid azotat;

c) o soluţie apoasă de amoniac;

d) azotat de amoniu.

7. Hidrogenul este eliberat în timpul interacțiunii:

a) Zn + HNO3 (razb.);

b) Cu + HCI (soluție);

c) Al + NaOH + H20;

d) Zn + H2S04 (razb.);

e) Fe + HNO3 (conc.).

8. Scrieți o ecuație pentru reacția zincului cu acidul azotic foarte diluat dacă unul dintre produșii de reacție este azotatul de amoniu. Specificați coeficientul în fața agentului de oxidare.

9.

Numiți substanțele A, B, C.

Opțiunea II

1. Metoda de deplasare a apei nu poate fi colectată:

a) azot; b) hidrogen;

c) oxigen; d) amoniac.

2. Reactivul pentru ionul de amoniu este o soluție:

a) sulfat de potasiu; b) azotat de argint;

c) hidroxid de sodiu; d) clorura de bariu.

3. Când HNO 3 (conc.) interacționează cu așchii de cupru, se formează un gaz:

a) N20; b) NH3; c) NR2; d) H2.

4. Descompunerea termică a nitratului de sodiu produce:

a) oxid de sodiu, gaz brun NO 2, O 2;

b) nitrit de sodiu si O 2;

c) sodiu, gaz brun NO2, O2;

d) hidroxid de sodiu, N2, O2.

5. Gradul de oxidare a azotului în sulfat de amoniu:

a) -3; b) -1; c) +1; d) +3.

6. Cu care dintre următoarele substanțe reacționează HNO 3 concentrat în condiții normale?

a) NaOH; b) AgCl; c) Al; d) Fe; e) Cu.

7. Specificați numărul de ioni din ecuația ionică prescurtată pentru interacțiunea sulfatului de sodiu și a azotatului de argint:

a) 1; b) 2; în 3; d) 4.

8. Scrieți o ecuație pentru interacțiunea magneziului cu acidul azotic diluat dacă unul dintre produșii de reacție este o substanță simplă. Precizați coeficientul din ecuație în fața agentului oxidant.

9. Scrieți ecuații de reacție pentru următoarele transformări:

Numiți substanțele A, B, C, D.

Răspunsuri la întrebările testului

Opțiunea I

1 - G; 2 - A; 3 - G; 4 - în; 5 - A; 6 - anunț; 7 - c, d; 8 – 10,

9. A - NH 3, B - NH 4 NO 3, C - NO,

Opțiunea II

1 - G; 2 - în; 3 - în; 4 – b; 5 - A; 6 - a, e; 7 - în,

2Ag + + SO 4 2– = Ag 2 SO 4;

8 – 12,

9. A - NO, B - NO 2, C - HNO 3, D - NH 4 NO 3,

La sfârșitul lecției, profesorul își exprimă atitudinea față de munca depusă de elevi, evaluează performanțele acestora și răspunde.

LITERATURĂ

Gabrielyan O.S.. Chimie-9. M.: Dropia, 2001; Gabrielyan O.S., Ostroumov I.G.. Manualul profesorului. Chimie. Clasa a 9-a Moscova: Dropia, 2002; Pichugina G.V.. Generalizarea cunoștințelor despre transformarea compușilor de azot în sol și în plante. Chimie la școală, 1997, Nr. 7; Harkivskaya N.L.,
Lyashenko L.F., Baranova N.V.. Atenție la nitrați! Chimie la școală, 1999, Nr. 1; Zheleznyakova Yu.V., Nazarenko V.M.. Proiecte de predare și cercetare de mediu. Chimie la școală, 2000, nr. 3.

*„Precipitatul roșu” este una dintre modificările oxidului de mercur (II) HgO. ( Notă. ed.)

Acidul azot HN0 2 este cunoscut numai în soluții diluate. Este instabil, deci nu există în forma sa pură. Formulă acid azotat poate fi reprezentat în două forme tautomere:

Ionul nitrit N0 2 are o formă unghiulară:

Când este încălzit, acidul azot se descompune:

Azotul din acidul azot are o stare de oxidare de +3, care corespunde unei stări intermediare între cele mai ridicate (+5) și cele mai scăzute (-3) stări de oxidare. Prin urmare, acidul azot prezintă atât proprietăți oxidante, cât și reducătoare.

Agent oxidant:

Agent de reducere:

Sărurile acidului azot - nitriții - sunt compuși stabili și, cu excepția AgNO 2, sunt ușor solubile în apă. Ca și acidul azot însuși, nitriții au proprietăți redox.

Agent oxidant:

Agent de reducere:

Reacția cu KI într-un mediu acid este utilizată pe scară largă în chimia analitică pentru a detecta ionul nitrit NO 2 (iod liber eliberat colorează soluția de amidon).

Majoritatea sărurilor acidului azot sunt otrăvitoare. Cea mai mare aplicație este nitritul de sodiu NaN02, care este utilizat pe scară largă în producția de coloranți organici, medicamente și în chimia analitică. În practica medicală, este folosit ca vasodilatator pentru angina pectorală.

Acidul azotic HN0 3 în condiții de laborator poate fi obținut prin acțiunea acidului sulfuric concentrat asupra NaN0 3:

Acidul azotic este produs comercial prin oxidarea catalitică a amoniacului cu oxigenul atmosferic. Această metodă de obținere a HN() 3 constă din mai multe etape. Mai întâi, un amestec de amoniac cu aer este trecut peste un catalizator de platină la 800°C. Amoniacul este oxidat la NO:

La răcire, NO este oxidat în continuare la NO 2:

NO2 rezultat se dizolvă în apă pentru a forma HN03:

Acidul azotic pur este un lichid incolor care devine cristalin la 42°C. În aer, „fumează”, deoarece vaporii săi cu umiditatea aerului formează mici picături de ceață. Este miscibil cu apa în orice raport. HN0 3 are o structură plată:

Azotul din HNO3 este încărcat individual și tetracovalent. Ionul de nitrat N0 3 are forma unui triunghi plat, care se explică prin ^-hibridarea orbitalilor de valență ai azotului:

Acidul azotic este unul dintre cei mai puternici acizi. LA solutii apoase este complet disociat în ioni H + şi N0 3.

Acidul azotic se caracterizează prin proprietăți exclusiv oxidante. Azotul din acidul azotic se află în cea mai mare stare de oxidare de +5, deci poate câștiga doar electroni. Deja sub influența luminii, acidul azotic se descompune cu eliberarea de NO 2 și 0 2:

În funcție de concentrația de acid azotic și de natura agentului reducător, se formează diverși produși, unde azotul prezintă o stare de oxidare de la +4 la

Acidul azotic concentrat oxidează majoritatea metalelor (cu excepția aurului și a platinei).

Când HN0 3 concentrat interacționează cu metale cu activitate scăzută, de regulă, se formează NO 2:

Cu toate acestea, acidul azotic diluat în acest caz este redus la NO:

Dacă mai multe metale active intră în reacția de oxidare cu acid azotic diluat, atunci se eliberează N 3 0:

Acidul azotic foarte diluat, atunci când interacționează cu metalele active, este redus la săruri de amoniu:

Fierul reacționează ușor cu acidul azotic diluat și nu reacționează cu acidul azotic concentrat la rece. Cromul și aluminiul se comportă în mod similar. Acest lucru se explică prin faptul că pe suprafața acestor metale se formează filme de oxid, care inhibă oxidarea ulterioară a metalului (pasivarea metalului).

Astfel, atunci când acidul azotic interacționează cu metalele, hidrogenul nu este eliberat.

Nemetalele, atunci când sunt încălzite cu HN0 3, sunt oxidate în acizi oxigenați. În funcție de concentrație, acidul azotic se reduce la NO 2 sau NO:

Se numește un amestec de un volum de acid azotic și trei volume de acid clorhidric concentrat vodcă regală. Acest amestec este un agent oxidant mai puternic și dizolvă metalele nobile precum aurul și platina. Acțiunea acva regiei se bazează pe faptul că HNO 3 oxidează HC1 cu eliberarea de clorură de nitrozil, care se descompune cu formarea de clor atomic și NO. Clorul joacă rolul unui agent oxidant atunci când interacționează cu metalele:

Interacțiunea cu aurul are loc în funcție de reacție

Acidul azotic, în funcție de concentrație, se comportă diferit față de sulfurile, care prezintă proprietăți reducătoare. Deci, acidul azotic diluat (până la 20%) oxidează ionul sulfurat S 2- la sulf neutru și el însuși este redus la NO. Un acid azotic mai concentrat (soluție 30%) oxidează S2 la SOf, în timp ce este redus la NO:

În acidul azotic anhidru au loc următoarele procese de echilibru:

Pentru a recunoaște ionul azotat N0 3 și a-l deosebi de ionul azotat N0 2, se folosesc mai multe reacții:

a) nitrații într-un mediu alcalin pot fi reduși la amoniac cu metale - zinc sau aluminiu:

• (amoniacul gazos eliberat poate fi detectat prin culoarea albastră a hârtiei de turnesol umede);
• b) sulfatul de fier (I) în mediu acid este oxidat de acid azotic în sulfat de fier (III). Acidul azotic este redus la NO, care cu un exces de FeSO^ formează un compus complex maro:

Sărurile acidului azotic, numite nitrați, sunt substanțe cristaline care sunt foarte solubile în apă. Când sunt încălzite, se descompun cu eliberarea de 0 9 . Nitrații care conțin metale alcaline și metale care se află în seria potențialelor standard ale electrodului din stânga magneziului (inclusiv magneziul), cu eliminarea oxigenului, trec în nitriții corespunzători:

Nitrații metalelor care se află în seria potențialelor standard ale electrodului din dreapta cuprului sunt împărțiți cu formarea de metale libere:

Nitrații altor metale se descompun în oxizi:

Pentru detecția calitativă se folosește reacția

în urma căruia se degajă gaz brun (NO 9).

Deoarece nitrații desprind cu ușurință oxigenul la temperaturi ridicate și, prin urmare, sunt agenți oxidanți, ei sunt utilizați pentru a face amestecuri inflamabile și explozive. De exemplu, praful de pușcă este un amestec de 68% KN0 3 , 15% S și 17% C.

Cele mai importante sunt NaNO ; j (nitrat chilian), KN0 3 (nitrat de potasiu), NH 4 N0 3 (nitrat de amoniu) și Ca (NO: i) 2 (nitrat de calciu). Toți acești compuși sunt utilizați în agricultură ca îngrășământ.

Rolul biologic azot. Azotul este un macroelement care face parte din aminoacizii proteinelor, ARN-ului și ADN-ului, hormonilor, enzimelor, vitaminelor și multor alte substraturi vitale.

Acid azotic. Acidul azotic pur HNO 3 este un lichid incolor cu o densitate de 1,51 g / cm la - 42 ° C, solidificându-se într-o masă cristalină transparentă. În aer, ca și acidul clorhidric concentrat, „fumă”, deoarece vaporii săi formează mici picături de ceață cu „umiditate în aer,

Acidul azotic nu diferă în putere, deja sub influența luminii, se descompune treptat:

Cu cât temperatura este mai mare și acidul este mai concentrat, cu atât descompunerea este mai rapidă. Dioxidul de azot eliberat se dizolvă în acid și îi conferă o culoare maronie.

Acidul azotic este unul dintre cei mai puternici acizi; în soluții diluate, se descompune complet în ioni H + și - NO 3.

Proprietățile oxidante ale acidului azotic. O proprietate caracteristică a acidului azotic este capacitatea sa de oxidare pronunțată. Acid azotic-un

dintre cei mai energici oxidanţi. Multe nemetale sunt ușor oxidate de acesta, transformându-se în acizii corespunzători. Deci, atunci când sulful este fiert cu acid azotic, se oxidează treptat în acid sulfuric, fosforul în acid fosforic. Un jar mocnit scufundat în HNO3 concentrat se aprinde puternic.

Acidul azotic acționează asupra aproape tuturor metalelor (cu excepția aurului, platinei, tantalului, rodiului, iridiului), transformându-le în nitrați, iar unele metale în oxizi.

HNO 3 concentrat pasivează unele metale. Lomonosov a mai descoperit că fierul, care se dizolvă ușor în acid azotic diluat, nu se dizolvă.

în HNO3 concentrat la rece. Ulterior s-a constatat că acidul azotic are un efect similar asupra cromului și aluminiului. Aceste metale merg sub

acţiunea acidului azotic concentrat în stare pasivă.

Gradul de oxidare a azotului din acidul azotic este 4-5. Acționând ca un agent oxidant, HNO3 poate fi redus la diferite produse:

chitanta.

1. În laborator, acidul azotic se obține prin reacția nitraților anhidri cu acid sulfuric concentrat:

Ba (NO 3 ) 2 + H 2 SO 4 → BaS0 4 ↓ + 2HNO 3.

2. În industrie, producția de acid azotic se desfășoară în trei etape:

1. Oxidarea amoniacului la oxid nitric (II):

4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6 H 2 O

2. Oxidarea oxidului de azot (II) în oxid de azot (IV):

2NO + O 2 → 2NO 2

3. Dizolvarea oxidului nitric (IV) în apă cu exces de oxigen:

4NO 2 + 2H 2 O + O 2 → 4HNO 3

Proprietăți chimice . Prezintă toate proprietățile acizilor. Acidul azotic este unul dintre cei mai puternici acizi minerali.

1. În soluții apoase, este complet disociat în ioni:

HNO3 → H + + NO - 3

2. Reacţionează cu oxizii metalici:

MgO + 2HNO3 → Mg (NO3)2 + H2O,

3. Reacţionează cu bazele:

Mg (OH) 2 + 2HNO 3 → Mg (NO 3) 2 + 2H 2 O,

4. HNO 3 concentrat, atunci când interacționează cu metalele cele mai active la Al, se reduce la N 2 O. De exemplu:

4Ca + 10HNO 3 → 4Ca(NO 3) 2 + N 2 O+ 5H 2 O

5. HNO 3 concentrat atunci când interacționează cu metale mai puțin active (Ni, Cu, Ag, Hg) este redus la NO 2. De exemplu:

4HNO3 + Ni → Ni(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O.

6. În mod similar, HNO3 concentrat reacționează cu nemetale. Nemetalul este oxidat. De exemplu:

5HNO 3 + Po → HP + 5O 3 + 5NO 2 + 2H 2 O.

C acid azotic olis - nitrați când sunt încălzite, se descompun conform schemei:

în stânga Mg: MeNO 3 → MeNO 2 + O 2

Mg - Cu: MeNO 3 → MeO + NO 2 + O 2

la dreapta Cu MeNO 3 → Me + NO 2 + O 2

Aplicație.

Acidul azotic este folosit pentru a produce îngrășăminte cu azot, medicamente și explozivi.

Hidrogen. Structura atomului, proprietățile fizice și chimice, producția și utilizarea hidrogenului.

HIDROGEN, H, element chimic cu număr atomic 1, masă atomică 1,00794.

Hidrogenul natural constă dintr-un amestec de doi nuclizi stabili cu numere de masă 1,007825 (99,985% în amestec) și 2,0140 (0,015%). În plus, în hidrogenul natural există întotdeauna cantități neglijabile de nuclid radioactiv - tritiu 3 H (timp de înjumătățire T1 / 2 = 12,43 ani). Deoarece nucleul atomului de hidrogen conține doar 1 proton (nu pot fi mai puțini protoni în nucleul unui atom), se spune uneori că hidrogenul formează limita inferioară naturală a sistemului periodic de elemente al lui D. I. Mendeleev (deși elementul hidrogen însuși este situat în tabelele din partea superioară). Elementul hidrogen este situat în prima perioadă a tabelului periodic. Aparține atât grupei I (grupa IA a metalelor alcaline), cât și grupei a 7-a (grupa VIIA halogenilor).

Masele atomilor din izotopii de hidrogen diferă foarte mult (de câteva ori). Acest lucru duce la diferențe vizibile în comportamentul lor în procesele fizice (distilare, electroliză etc.) și la anumite diferențe chimice (diferențele de comportament ale izotopilor unui element se numesc efecte izotopice; pentru hidrogen, efectele izotopice sunt cele mai semnificative). Prin urmare, spre deosebire de izotopii tuturor celorlalte elemente, izotopii de hidrogen au simboluri și nume speciale. Hidrogenul cu un număr de masă de 1 se numește hidrogen ușor, sau protium (lat. Protium, din grecescul protos - primul), notat cu simbolul H, iar nucleul său se numește proton, simbol p. Hidrogenul cu un număr de masă de 2 se numește hidrogen greu, deuteriu (latina Deuterium, din grecescul deuteros - al doilea), simbolurile 2 H sau D (a se citi „de”) sunt folosite pentru a-l desemna, nucleul d este deuteron. Un izotop radioactiv cu un număr de masă de 3 se numește hidrogen supergreu, sau tritiu (lat. Tritum, din grecescul tritos - al treilea), simbolul 3 H sau T (a se citi „cele”), nucleul t este un triton.

Configurația singurului strat de electroni al atomului de hidrogen neutru neexcitat este 1s1. În compuși, prezintă stări de oxidare +1 și, mai rar, -1 (valență I). Raza atomului de hidrogen neutru este de 0,0529 nm. Energia de ionizare a atomului este de 13,595 eV, afinitatea electronilor este de 0,75 eV. Pe scara Pauling, electronegativitatea hidrogenului este 2,20. Hidrogenul este unul dintre nemetale.

În forma sa liberă, este un gaz ușor, inflamabil, fără culoare, miros sau gust.

Proprietati fizice si chimice: în condiții normale, hidrogenul este un gaz incolor ușor (densitate în condiții normale 0,0899 kg/m 3). Punct de topire -259,15°C, punctul de fierbere -252,7°C. Hidrogenul lichid (la punctul de fierbere) are o densitate de 70,8 kg/m 3 și este cel mai ușor lichid. Potențialul standard al electrodului H 2 / H– într-o soluție apoasă este luat egal cu 0. Hidrogenul este slab solubil în apă: la 0 ° C, solubilitatea este mai mică de 0,02 cm 3 / ml, dar este foarte solubil în unele metale (fier burete și altele), deosebit de bun - în paladiu metalic (aproximativ 850 volume de hidrogen într-un volum de metal). Căldura de ardere a hidrogenului este de 143,06 MJ/kg.

Există sub formă de molecule diatomice de H 2. Constanta de disociere a lui H2 în atomi la 300 K este 2,56 10–34. Energia de disociere a moleculei de H 2 în atomi este de 436 kJ/mol. Distanța internucleară în molecula de H2 este de 0,07414 nm.

Deoarece nucleul fiecărui atom de H care face parte din moleculă are propriul spin, hidrogenul molecular poate fi în două forme: sub formă de ortohidrogen (o-H 2) (ambele spini au aceeași orientare) și sub formă de parahidrogen ( p-H 2 ) (spatele au orientări diferite). În condiții normale, hidrogenul normal este un amestec de 75% o-H2 și 25% p-H2. Proprietățile fizice ale p- și o-H 2 diferă ușor unele de altele. Deci, dacă punctul de fierbere al o-H 2 pur este 20,45 K, atunci pur p-n 2 - 20,26 K. Pornirea-n 2 în p-H2 este însoțită de eliberarea a 1418 J/mol de căldură.

Rezistența ridicată a legăturii chimice dintre atomi din molecula H 2 (care, de exemplu, folosind metoda orbitalului molecular, poate fi explicată prin faptul că în această moleculă perechea de electroni se află în orbitalul de legătură, iar orbitalul de slăbire este nepopulat cu electroni) duce la faptul că la temperatura camerei hidrogenul gazos este inactiv din punct de vedere chimic. Deci, fără încălzire, prin amestecare simplă, hidrogenul reacționează (cu explozie) doar cu fluorul gazos (F):

H 2 + F 2 \u003d 2HF + Q.

Dacă un amestec de hidrogen și clor (Cl) la temperatura camerei este iradiat cu lumină ultravioletă, atunci se observă o formare imediată de acid clorhidric HCl. Reacția hidrogenului cu oxigenul (O) are loc cu o explozie dacă la amestecul acestor gaze se adaugă un catalizator - paladiu metalic (Pd) (sau platină (Pt)). Când este aprins, un amestec de hidrogen și oxigen (O) (așa-numitul gaz exploziv) explodează și poate apărea o explozie în amestecuri în care conținutul de hidrogen este de la 5 la 95 procente în volum. Hidrogenul pur în aer sau în oxigen pur (O) arde în liniște cu degajarea unei cantități mari de căldură:

H 2 + 1 / 2O 2 \u003d H 2 O + 285,75 kJ / mol

Dacă hidrogenul interacționează cu alte nemetale și metale, atunci numai în anumite condiții (încălzire, presiune ridicată, prezența unui catalizator). Deci, hidrogenul reacționează reversibil cu azotul (N) la presiune ridicată (20-30 MPa și mai mult) și la o temperatură de 300-400 ° C în prezența unui catalizator - fier (Fe):

3H2 + N2 = 2NH3 + Q.

De asemenea, numai atunci când este încălzit, hidrogenul reacţionează cu sulful (S) pentru a forma hidrogen sulfurat H 2 S, cu brom (Br) - pentru a forma acid bromhidric HBr, cu iod (I) - pentru a forma hidrogen iodură HI. Hidrogenul reacţionează cu cărbunele (grafitul) formând un amestec de hidrocarburi de diferite compoziţii. Hidrogenul nu interacționează direct cu borul (B), siliciul (Si), fosforul (P), compușii acestor elemente cu hidrogenul se obțin indirect.

Când este încălzit, hidrogenul este capabil să reacționeze cu metalele alcaline, alcalino-pământoase și magneziul (Mg) pentru a forma compuși cu legături ionice, care conțin hidrogen în starea de oxidare –1. Deci, atunci când calciul este încălzit într-o atmosferă de hidrogen, se formează o hidrură asemănătoare sării cu compoziția CaH2. Hidrura polimerică de aluminiu (AlH 3) x - unul dintre cei mai puternici agenți reducători - este obținută indirect (de exemplu, folosind compuși de organoaluminiu). Cu multe metale de tranziție (de exemplu, zirconiu (Zr), hafniu (Hf) etc.), hidrogenul formează compuși cu compoziție variabilă (soluții solide).

Hidrogenul este capabil să reacționeze nu numai cu multe substanțe simple, ci și cu substanțe complexe. În primul rând, trebuie remarcată capacitatea hidrogenului de a reduce multe metale din oxizii lor (cum ar fi fier (Fe), nichel (Ni), plumb (Pb), wolfram (W), cupru (Cu) etc.) . Deci, atunci când este încălzit la o temperatură de 400-450 ° C și peste, fierul (Fe) este redus de hidrogen din oricare dintre oxizii săi, de exemplu:

Fe 2 O 3 + 3H 2 \u003d 2Fe + 3H 2 O.

Trebuie remarcat faptul că numai metalele situate în seria potențialelor standard din spatele manganului (Mn) pot fi reduse din oxizi prin hidrogen. Metalele mai active (inclusiv manganul (Mn)) nu sunt reduse la metal din oxizi.

Hidrogenul este capabil să se adauge la o legătură dublă sau triplă la mulți compuși organici (acestea sunt așa-numitele reacții de hidrogenare). De exemplu, în prezența unui catalizator de nichel, poate fi efectuată hidrogenarea etilenei C2H4 și se formează etan C2H6:

C 2 H 4 + H 2 \u003d C 2 H 6.

Interacțiunea monoxidului de carbon (II) și a hidrogenului în industrie produce metanol:

2H 2 + CO \u003d CH 3 OH.

În compușii în care un atom de hidrogen este conectat la un atom al unui element mai electronegativ E (E \u003d F, Cl, O, N), între molecule se formează legături de hidrogen (doi atomi de E ai aceluiași sau a două elemente diferite sunt interconectați). prin atomul de H: E "... N ... E"", cu toți cei trei atomi situați pe aceeași linie dreaptă). Astfel de legături există între moleculele de apă, amoniac, metanol etc. și duc la o vizibilitate creșterea punctelor de fierbere ale acestor substanțe, creșterea căldurii de evaporare etc.

Chitanță: Hidrogenul poate fi obținut în multe moduri. În industrie, gazele naturale sunt folosite pentru aceasta, precum și gazele obținute din rafinarea petrolului, cocsificarea și gazeificarea cărbunelui și a altor combustibili. În producția de hidrogen din gaze naturale (componenta principală este metanul), se realizează interacțiunea catalitică a acestuia cu vaporii de apă și oxidarea incompletă cu oxigenul (O):

CH 4 + H 2 O \u003d CO + 3H 2 și CH 4 + 1/2 O 2 \u003d CO 2 + 2H 2

Separarea hidrogenului de gazul de cocs și gazele de rafinărie se bazează pe lichefierea lor în timpul răcirii profunde și îndepărtarea din amestecul de gaze care sunt mai ușor lichefiate decât hidrogenul. În prezența energiei electrice ieftine, hidrogenul este obținut prin electroliza apei, trecând curent prin soluții alcaline. În condiții de laborator, hidrogenul este ușor de obținut prin interacțiunea metalelor cu acizii, de exemplu, zincul (Zn) cu acidul clorhidric.

Aplicație: hidrogenul este utilizat în sinteza amoniacului NH3, acid clorhidric HCl, metanol CH 3 OH, în hidrocracarea (cracarea în atmosferă de hidrogen) a hidrocarburilor naturale, ca agent reducător în producerea anumitor metale. Prin hidrogenarea uleiurilor vegetale naturale se obtine grasime tare - margarina. Hidrogenul lichid este utilizat ca combustibil pentru rachete și, de asemenea, ca lichid de răcire. La sudare se folosește un amestec de oxigen (O) și hidrogen.

La un moment dat, s-a sugerat că, în viitorul apropiat, reacția de ardere a hidrogenului va deveni principala sursă de producere a energiei, iar energia cu hidrogen va înlocui sursele tradiționale de producere a energiei (cărbune, petrol etc.). În același timp, s-a presupus că pentru producerea hidrogenului pe scară largă ar fi posibilă utilizarea electroliza apei. Electroliza apei este un proces destul de consumator de energie, iar în prezent este neprofitabilă obținerea hidrogenului prin electroliză la scară industrială. Dar era de așteptat ca electroliza să se bazeze pe utilizarea căldurii la temperatură medie (500-600°C), care apare în cantități mari în timpul funcționării centralelor nucleare. Această căldură are o utilizare limitată, iar posibilitatea de a obține hidrogen cu ajutorul ei ar rezolva atât problema ecologiei (când hidrogenul este ars în aer, cantitatea de substanțe dăunătoare mediului formată este minimă), cât și problema utilizării temperaturii medii. căldură. Cu toate acestea, după dezastrul de la Cernobîl, dezvoltarea energiei nucleare este restrânsă peste tot, astfel încât sursa indicată de energie devine inaccesibilă. Prin urmare, perspectivele pentru utilizarea pe scară largă a hidrogenului ca sursă de energie sunt încă în schimbare, cel puțin până la mijlocul secolului al XXI-lea.

Caracteristicile circulației : hidrogenul nu este otrăvitor, dar atunci când îl manipulăm, trebuie să ținem cont constant de pericolul ridicat de incendiu și explozie, iar riscul de explozie al hidrogenului este crescut datorită capacității mari a gazului de a difuza chiar și prin unele materiale solide. Înainte de a începe orice operațiune de încălzire într-o atmosferă de hidrogen, trebuie să vă asigurați că este curată (la aprinderea hidrogenului într-o eprubetă întoarsă cu susul în jos, sunetul trebuie să fie tern, nu lătrat).

27 Poziția microorganismelor în sistemul lumii vii. Diversitatea microorganismelor și comunitatea lor cu alte organisme. Caracteristicile esențiale ale microorganismelor sunt: ​​dimensiunea mică a celulei, activitatea metabolică ridicată, plasticitatea ridicată a metabolismului lor (adaptarea rapidă la condițiile de mediu în schimbare, „ubicuitatea”), capacitatea de a se reproduce rapid, diferențierea morfologică slabă și o varietate de procese metabolice.

Microorganismele, (microbi) - denumirea colectivă pentru un grup de organisme vii care sunt prea mici pentru a fi vizibile cu ochiul liber (dimensiunea lor caracteristică este mai mică de 0,1 mm). Compoziția microorganismelor include atât nenucleare (procariote: bacterii, arhee) cât și eucariote: unele ciuperci, protisti, dar nu viruși, care sunt de obicei izolate în grup separat. Majoritatea microorganismelor constau dintr-o singură celulă, dar există și microorganisme pluricelulare, la fel cum sunt unele macroorganisme unicelulare vizibile cu ochiul liber, precum Thiomargarita namibiensis, reprezentanți ai genului Caulerpa (sunt policarioni giganți). Microbiologia este studiul acestor organisme.

Ubicuitatea și puterea totală a potențialului metabolic al microorganismelor determină rolul lor cel mai important în circulația substanțelor și menținerea echilibrului dinamic în biosfera Pământului.

O scurtă trecere în revistă a diverșilor reprezentanți ai microcosmosului, care ocupă anumite „etaje” de dimensiune, arată că, de regulă, dimensiunea obiectelor este în mod cert legată de complexitatea lor structurală. Limita inferioară de dimensiune pentru un organism unicelular cu viață liberă este determinată de spațiul necesar pentru a împacheta în interiorul celulei aparatul necesar existenței independente. Limitarea limitei superioare a dimensiunii microorganismelor este determinată, conform conceptelor moderne, de relația dintre suprafața celulei și volum. Odată cu creșterea dimensiunilor celulare, suprafața crește în pătrat, iar volumul în cub, astfel încât raportul dintre aceste valori se deplasează către acesta din urmă.

Microorganismele trăiesc aproape peste tot unde există apă, inclusiv izvoarele termale, fundul oceanelor lumii și, de asemenea, adânc în interiorul scoarței terestre. Ele reprezintă o verigă importantă în metabolismul în ecosisteme, acționând în principal ca descompunetori, dar în unele ecosisteme sunt singurii producători de biomasă.

Microorganismele care trăiesc în diferite medii participă la ciclul sulfului, fierului, fosforului și altor elemente, descompun substanțele organice de origine animală, vegetală, precum și de origine abiogenă (metan, parafine), asigură autopurificarea apei în rezervoare.

Cu toate acestea, nu toate tipurile de microorganisme sunt benefice pentru oameni. Un număr foarte mare de specii de microorganisme este oportuniste sau patogene pentru oameni și animale. Unele microorganisme provoacă daune produselor agricole, epuizează solul cu azot, provoacă poluarea corpurilor de apă și acumularea de substanțe toxice (de exemplu, toxine microbiene) în produsele alimentare.

Microorganismele se caracterizează printr-o bună adaptabilitate la acțiunea factorilor de mediu. Diverse microorganisme pot crește la temperaturi de la -6° la +50-75°. Recordul de supraviețuire la temperatură ridicată a fost stabilit de arhee, unele dintre culturile studiate cresc pe medii nutritive peste 110 ° C, de exemplu, Methanopyrus kandleri (tulpina 116) crește la 122 ° C, o temperatură record pentru toate cele cunoscute. organisme.

În natură, habitatele cu această temperatură există sub presiune în izvoare vulcanice fierbinți de pe fundul oceanelor (fumătorii negri).

Sunt cunoscute microorganisme care prosperă la niveluri de radiații ionizante care sunt fatale pentru creaturile pluricelulare, într-o gamă largă de valori ale pH-ului, la concentrație de clorură de sodiu de 25%, în condiții de conținuturi variate de oxigen până la absența completă a acestuia (microorganisme anaerobe).

În același timp, microorganismele patogene provoacă boli la oameni, animale și plante.

Cele mai larg acceptate teorii despre originea vieții pe Pământ sugerează că protomicroorganismele au fost primele organisme vii care au apărut în procesul de evoluție.

În prezent, toate microorganismele sunt împărțite în 3 regnuri:

1. Procariota. Toate tipurile de bacterii, rickettsia, chlamydia, micoplasmele etc. pot fi atribuite acestui regat. Celulele au un nucleu cu un singur cromozom. Nucleul nu este separat de citoplasma celulei. Un simplu ciclu de împărțire prin constricție. Există o serie de organele unice, cum ar fi plasmidele, mezosomii. Nu există nicio capacitate de fotosinteză.

2. Eucariotae. Reprezentanții acestui regat sunt ciupercile și protozoarele. Celula conţine un nucleu, delimitat de citoplasmă printr-o membrană, cu mai mulţi cromozomi. Există o serie de organite caracteristice animalelor superioare: mitocondriile, reticulul endoplasmatic, aparatul Golgi. Unii reprezentanți ai acestui regat au cloroplaste și sunt capabili de fotosinteză. Au un ciclu de viață complex.

3. Vira. Virușii aparțin acestui regat. Semnul distinctiv al unui virion este prezența unui singur tip de acid nucleic: ARN sau ADN închis într-o capsidă. Este posibil ca un virus să nu aibă un înveliș exterior comun. Reproducerea virusului poate avea loc numai după încorporarea într-o altă celulă, unde are loc replicarea.

Acidul azotic (HNO2) poate exista doar ca soluție sau gaz. Soluția are o nuanță albastră plăcută și este stabilă la zero grade. Faza gazoasă a acidului azotic a fost studiată mult mai bine decât. Molecula sa are o structură plată. Unghiurile de legătură formate de atomi sunt 102ᵒ și, respectiv, 111ᵒ. Atomul de azot se află în starea de hibridizare sp2 și are o pereche de electroni nelegați de molecula însăși. Starea sa de oxidare în acidul azot este +3. Lungimea legăturii atomilor nu depășește 0,143 nm. Așa se explică punctele de topire și de fierbere ale acestui acid, care sunt de 42, respectiv 158 de grade.

Starea de oxidare a azotului din compus nu este mai mare sau mai mică. Aceasta înseamnă că acidul azotat poate prezenta atât proprietăți oxidante, cât și reducătoare. Încălzirea soluției sale produce acid azotic (substanța sa chimică HNO3), dioxid de azot NO, un gaz otrăvitor incolor și apă. Proprietățile sale oxidante se manifestă în reacția cu acidul iodhidric (se formează apă, iod și NO).

Reacțiile de reducere ale acidului azotic sunt reduse la producerea de acid azotic. Când reacţionează cu peroxid de hidrogen, se formează o soluţie apoasă de acid azotic. Interacțiunea cu acidul mangan puternic duce la eliberarea unei soluții apoase de nitrat de mangan și acid azotic.

Acidul azot, atunci când intră în corpul uman, provoacă modificări mutagene, adică. diverse mutații. Determină calitate sau schimbare cantitativă cromozomii.

Săruri ale acidului azot

Sărurile acidului azot se numesc nitriți. Sunt mai rezistente la temperaturi ridicate. Unele dintre ele sunt toxice. Când reacționează cu acizi tari, aceștia formează sulfați ai metalelor corespunzătoare și acid azotos, care este înlocuit de acizi mai puternici. Multe sunt folosite la fabricarea unor coloranți, precum și în medicină.

Nitritul de sodiu este utilizat în industria alimentară (aditiv E250). Este o pulbere higroscopică albă sau gălbuie care se oxidează în aer până la nitrat de sodiu. Este capabil să omoare bacteriile și să prevină procesele de oxidare. Datorită acestor proprietăți, este folosit și în medicină ca antidot pentru otrăvirea oamenilor sau animalelor cu cianuri.

Acidul azot există fie în soluție, fie în fază gazoasă. Este instabil și se descompune în vapori când este încălzit:

2HNO2"NO + NO2 + H2O

Soluțiile apoase ale acestui acid se descompun atunci când sunt încălzite:

3HNO2"HNO3 + H2O + 2NO

Prin urmare, această reacție este reversibilă, deși dizolvarea NO 2 este însoțită de formarea a doi acizi: 2NO 2 + H 2 O \u003d HNO 2 + HNO 3

practic prin interacțiunea NO 2 cu apa se obține HNO 3:

3NO 2 + H 2 O \u003d 2HNO 3 + NR

În ceea ce privește proprietățile acide, acidul azot este doar puțin mai puternic decât acidul acetic. Sărurile sale se numesc nitriți și, spre deosebire de acidul însuși, sunt stabile. Din soluțiile sărurilor sale, prin adăugarea de acid sulfuric, se poate obține o soluție de HNO2:

Ba(NO 2) 2 + H 2 SO 4 \u003d 2HNO 2 + BaSO 4 ¯

Pe baza datelor despre compușii săi, sunt sugerate două tipuri de structură a acidului azot:

care corespund nitriților și compușilor nitro. Nitriții metalelor active au o structură de tip I, iar metalele slab active - tipul II. Aproape toate sărurile acestui acid sunt foarte solubile, dar nitritul de argint este cel mai dificil dintre toate. Toate sărurile acidului azot sunt otrăvitoare. Pentru tehnologia chimică, KNO 2 și NaNO 2 sunt importante, care sunt necesare pentru producerea coloranților organici. Ambele săruri sunt obținute din oxizi de azot:

NO + NO 2 + NaOH \u003d 2NaNO 2 + H 2 O sau când nitrații lor sunt încălziți:

KNO 3 + Pb \u003d KNO 2 + PbO

Pb este necesar pentru a lega oxigenul eliberat.

Dintre proprietățile chimice ale HNO 2, cele oxidative sunt mai pronunțate, în timp ce el însuși este redus la NO:

Cu toate acestea, pot fi date multe exemple de astfel de reacții, în care acidul azot prezintă proprietăți reducătoare:

Prezența acidului azot și a sărurilor sale într-o soluție poate fi determinată prin adăugarea unei soluții de iodură de potasiu și amidon. Ionul nitrit oxidează anionul iod. Această reacție necesită prezența H + , adică. rulează într-un mediu acid.

Acid azotic

În condiții de laborator, acidul azotic poate fi obținut prin acțiunea acidului sulfuric concentrat asupra nitraților:

NaNO 3 + H 2 SO 4 (c) \u003d NaHSO 4 + HNO 3 Reacția continuă cu încălzire ușoară.

Obținerea acidului azotic la scară industrială se realizează prin oxidarea catalitică a amoniacului cu oxigenul atmosferic:

1. Mai întâi, un amestec de amoniac și aer este trecut peste un catalizator de platină la 800°C. Amoniacul este oxidat la oxid nitric (II):

4NH 3 + 5O 2 \u003d 4NO + 6H 2 O

2. La răcire, NO este oxidat în continuare la NO 2: 2NO + O 2 \u003d 2NO 2

3. Oxidul nitric (IV) rezultat se dizolvă în apă în prezența excesului de O 2 pentru a forma HNO 3: 4NO 2 + 2H 2 O + O 2 \u003d 4HNO 3

Produsele inițiale - amoniacul și aerul - sunt curățate temeinic impurități nocive otrăvirea catalizatorului (hidrogen sulfurat, praf, uleiuri etc.).

Acidul rezultat este diluat (40-60%). Acidul azotic concentrat (96-98%) se obține prin distilarea acidului diluat amestecat cu acid sulfuric concentrat. În acest caz, doar acidul azotic se evaporă.

Proprietăți fizice

Acidul azotic este un lichid incolor cu un miros înțepător. Foarte higroscopic, „fum” în aer, pentru că. vaporii săi împreună cu umiditatea aerului formează picături de ceață. Miscibil cu apă în orice raport. La -41,6°C trece în stare cristalină. Fierbe la 82,6°C.

În HNO3, valența azotului este 4, starea de oxidare este +5. formula structurala acidul azotic este descris după cum urmează:

Ambii atomi de oxigen, legați doar de azot, sunt echivalenti: se află la aceeași distanță de atomul de azot și poartă fiecare câte o sarcină de jumătate de electron, adică. un sfert din azot este împărțit în mod egal între cei doi atomi de oxigen.

Structura electronică a acidului azotic poate fi derivată după cum urmează:

1. Un atom de hidrogen este legat de un atom de oxigen printr-o legătură covalentă:

2. Datorită electronului nepereche, atomul de oxigen formează o legătură covalentă cu atomul de azot:

3. Doi electron nepereche atomul de azot formează o legătură covalentă cu al doilea atom de oxigen:

4. Al treilea atom de oxigen, fiind excitat, formează un liber 2p- orbital prin împerecherea electronilor. Interacțiunea unei perechi singure de azot cu un orbital liber al celui de-al treilea atom de oxigen duce la formarea unei molecule de acid azotic:

Proprietăți chimice

1. Acidul azotic diluat prezintă toate proprietățile acizilor. Aparține acizilor puternici. Se disociază în soluții apoase:

HNO 3 "H + + NO - 3 Sub influența căldurii și în lumină, se descompune parțial:

4HNO 3 \u003d 4NO 2 + 2H 2 O + O 2 Prin urmare, depozitați-l într-un loc răcoros și întunecat.

2. Acidul azotic se caracterizează prin proprietăți exclusiv oxidante. Cel mai important proprietate chimică este interacțiunea cu aproape toate metalele. Hidrogenul nu se eliberează niciodată. Recuperarea acidului azotic depinde de concentrația acestuia și de natura agentului reducător. Gradul de oxidare a azotului în produsele de reducere este în intervalul de la +4 la -3:

HN +5 O 3 ®N +4 O 2 ®HN +3 O 2 ®N +2 O®N +1 2 O®N 0 2 ®N -3 H 4 NO 3

Produșii de reducere în interacțiunea acidului azotic de diferite concentrații cu metale cu activitate diferită sunt prezentate mai jos în schemă.

Acidul azotic concentrat la temperatura normala nu interactioneaza cu aluminiul, cromul, fierul. Ea îi pune într-o stare pasivă. La suprafață se formează o peliculă de oxizi, care este impermeabilă la acidul concentrat.

3. Acidul azotic nu reacţionează cu Pt, Rh, Ir, Ta, Au. Platina și aurul sunt dizolvate în „aqua regia” - un amestec de 3 volume de acid clorhidric concentrat și 1 volum de acid azotic concentrat:

Au + HNO 3 + 3HCl \u003d AuCl 3 + NO + 2H 2 O HCl + AuCl 3 \u003d H

3Pt + 4HNO 3 + 12HCl \u003d 3PtCl 4 + 4NO + 8H 2 O 2HCl + PtCl 4 \u003d H 2

Acțiunea „vodcii regale” este aceea că acidul azotic oxidează acidul clorhidric la clor liber:

HNO 3 + HCl \u003d Cl 2 + 2H 2 O + NOCl 2NOCl \u003d 2NO + Cl 2 Clorul eliberat se combină cu metalele.

4. Nemetalele se oxidează de acid azotic la acizii corespunzători, iar în funcție de concentrație se reduce la NO sau NO 2:

S + bHNO 3 (conc) \u003d H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 SAU + 5HNO 3 (conc) \u003d H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O I 2 + 10HNO 3 (conc) \u003d 2HIO 3 + 10NO 2 + 4H 2 O 3P + 5HNO 3 (p azb) + 2H 2 O \u003d 3H 3 RO 4 + 5NO

5. De asemenea, interacționează cu compușii organici.

Sărurile acidului azotic se numesc nitrați, sunt substanțe cristaline care sunt foarte solubile în apă. Sunt obținute prin acțiunea HNO 3 asupra metalelor, a oxizilor și hidroxizilor acestora. Nitrații de potasiu, sodiu, amoniu și calciu sunt numiți salpetri. Salpetrul este folosit în principal ca îngrășământ mineral cu azot. În plus, KNO 3 este utilizat pentru prepararea pudrei negre (un amestec de 75% KNO 3 , 15% C și 10% S). Explozivul amonial este fabricat din NH4NO3, pulbere de aluminiu și trinitrotoluen.

Sărurile acidului azotic se descompun atunci când sunt încălzite, iar produsele de descompunere depind de poziția metalului care formează sare într-o serie de potențiale standard ale electrodului:

Descompunerea la încălzire (termoliza) este o proprietate importantă a sărurilor acidului azotic.

2KNO 3 \u003d 2KNO 2 + O 2

2Cu(NO 3) 2 \u003d 2CuO + NO 2 + O 2

Sărurile metalice situate în rândul din stânga Mg formează nitriți și oxigen, de la Mg la Cu - oxid de metal, NO 2 și oxigen, după Cu - metal liber, NO 2 și oxigen.

Aplicație

Acid azotic - produs esential industria chimica. Sunt cheltuite cantități mari pentru prepararea îngrășămintelor cu azot, explozivilor, coloranților, materialelor plastice, fibrelor artificiale și a altor materiale. fumegând

acidul azotic este folosit în tehnologia rachetelor ca agent oxidant pentru combustibilul rachetei.