Соли аммония - очень своеобразные. Все они легко разлагаются, причем некоторые самопроизвольно, например карбонат аммония:
(NH4)2CО3 = 2NH3 + Н2О + СО2 (реакция ускоряется при нагревании).
Другие соли, например хлорид аммония (нашатырь), возгоняются при нагревании, т. е. сначала разлагаются на аммиак и хлористый под действием нагревания, а при понижении температуры вновь на холодных частях сосуда образуется хлорид аммония:
нагревание
NH4Cl ⇄ NH3 + НСl
охлаждение
Нитрат аммония при нагревании разлагается на закись азота и воду. Эта реакция может происходить со взрывом:
NH4NО3 = N2О + Н2О
Нитрит аммония NH4NО2 разлагается при нагревании с образованием азота и воды, поэтому им пользуются в лаборатории для получения азота.
При действии на соли аммония щелочей выделяется аммиак:
NH4Cl + NaOH = NaCl + NH3 + H2О
Выделение аммиака - характерный признак для распознавания солей аммония. Все соли аммония являются соединениями комплексного характера.

Аммиак и соли аммония находят широкое применение. Аммиак используется как сырье для получения азотной кислоты и ее солей, а также солей аммония, которые служат хорошими азотными удобрениями. Таким удобрением являются сульфат аммония (NH4)2SО4 и особенно нитрат аммония NH4NО3 или аммиачная селитра, в состав молекулы которой входят два атома азота: один аммиачный, другой нитратный. Растения вначале усваивают аммиачный , и затем нитратный. Этот вывод принадлежит основоположнику русской агрохимии акад. Д. Н. Прянишникову, посвятившему свои труды физиологии растений и обосновавшему значение минеральных удобрений в сельском хозяйстве.
Аммиак в виде нашатырного спирта применяется в медицине. Жидкий аммиак используется в холодильных установках. Хлорид аммония применяется для изготовления сухого гальванического элемента Лекланше. Смесь нитрата аммония с алюминием и углем, называемая аммоналом, является сильным взрывчатым веществом.
Карбонат аммония применяется в кондитерской промышленности как разрыхлитель теста.

■ 25. На каком свойстве карбоната аммония основано его использование для разрыхления теста?
26. Как обнаружить в составе соли ион аммония?
27. Как осуществить ряд превращений:
N2 ⇄ NH3 → NO
↓
NH4N03

Кислородные соединения азота

Образует с кислородом несколько соединений, в которых проявляет различные степени окисления.
Существует закись азота N2О, или, как ее называют, «веселящий газ». В ней проявляет степень окисления + 1. В окиси азота NO азот проявляет степень окисления + 2, в азотистом ангидриде N2О3 - + 3, в двуокиси азота NО2 - +4, в пятиокиси азота, или азотном
ангидриде, N2О5 - +5.
Закись азота N2О - несолеобразующий окисел. Это газ, довольно хорошо растворимый в воде, но в реакцию с водой не вступающий. Закись азота в смеси с кислородом (80% N2O и 20% О2) производит наркотизирующее действие и применяется для так называемого газового наркоза, преимущество которого в том, что он не имеет длительного последействия.
Остальные азота сильно ядовиты. Ядовитое действие их сказывается обычно через несколько часов после вдыхания. Первая помощь состоит в приеме внутрь большого количества молока, вдыхании чистого кислорода, пострадавшему должен быть обеспечен покой.

■ 28. Перечислите возможные степени окисления азота и , отвечающие этим степеням окисления.
29. Какие меры первой помощи следует принимать при отравлениях окислами азота?

Наиболее интересными и важными окислами азота являются окись и двуокись азота, которые мы и будем изучать.
Окись азота NО образуется из азота и кислорода при сильных электрических разрядах. В воздухе во время грозы наблюдается иногда образование окиси азота, но в очень небольших количествах. Окись азота бесцветный газ, не имеющий запаха. В воде окись азота нерастворима, поэтому ее можно собирать над водой в тех случаях, когда получение ведется лабораторным способом. В лаборатории окись азота получают из умеренно концентрированной азотной кислоты действием ее на :
HNО3 + Сu → Cu(NO3)2 + NO + Н2О
В этом уравнении самостоятельно расставьте коэффициенты.
Окись азота можно получить и другими способами, например в пламени электрической дуги:
N2 + O2 ⇄ 2NO.
В производстве азотной кислоты окись азота получают каталитическим окислением аммиака, о котором говорилось в § 68, стр. 235.
Окись азота является несолеобразующим окислом. Она легко окисляется кислородом воздуха и превращается при этом в двуокись азота NO2. Если окисление производить в стеклянном сосуде, бесцветная окись азота превращается в бурый газ - двуокись азота.

■ 30. При взаимодействии меди с азотной кислотой выделилось 5,6 л окиси азота. Рассчитайте, сколько прореагировало меди и сколько образовалось соли.

Двуокись азота NO2 - бурый газ с характерным запахом. Хорошо растворяется в воде, так как реагирует с водой по уравнению:
3NO2 + Н2O = 2HNO3 + NO
В присутствии кислорода можно получить только азотную кислоту:
4NO2 + 2Н2О + O2 = 4HNO3
Молекулы двуокиси азота NO2 довольно легко соединяются попарно и образуют четырехокись азота N2O4 - бесцветную жидкость, структурная формула которой

Этот процесс происходит на холоде. При нагревании четырехокись азота вновь переходит в двуокись.
Двуокись азота - кислотный окисел, так как может реагировать с щелочами, образуя соль и воду. Однако вследствие того, что атомы азота в модификации N2O4 имеют различное число валентных связей, при взаимодействии двуокиси азота со щелочью образуются две соли - нитрат и нитрит:
2NO2 + 2NaOH = NaNO3 + NaNO2 + H2O
Получают двуокись азота, как уже говорилось выше, окислением окиси:
2NO + О2 = 2NO2
Кроме того, двуокись азота получают действием концентрированной азотной кислоты на :
Сu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
(конц.)
или лучше прокаливанием нитрата свинца:
2Pb(NO3)2 = 2РbO + 4NO2 + О2

■ 31. Перечислите способы получения двуокиси азота, приведя уравнения соответствующих реакций.

32. Изобразите схему строения атома азота в степени окисления +4 и объясните, каким должно быть его поведение в окислительно-восстановительных реакциях.
33. В концентрированную азотную кислоту поместили 32 г смеси меди и окиси меди. Содержание меди в смеси 20%. Какой объем какого газа при этом выделится. Сколько грамм-молекул соли при этом получается?

Азотистая кислота и нитриты

Азотистая кислота HNO2 - очень слабая неустойчивая кислота. Она существует лишь в разбавленных растворах ( а =6,3% в 0,1 н. растворе). Азотистая кислота легко разлагается с образованием окиси и двуокиси азота
2HNO2 = NO + NO2 + Н2O.
Степень окисления азота в азотистой кислоте +3. При такой степени окисления условно можно считать, что с внешнего слоя атома азота отдано 3 электрона и еще осталось 2 валентных электрона. В связи с этим для N+3 в окислительно-восстановительных реакциях существуют две возможности: он может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства в зависимости от того, в какую среду-окислительную или восстановительную - попадает.
Соли азотистой кислоты называются нитритами. Действуя на нитриты серной кислотой, можно получить азотистую кислоту:
2NaNO2 + H2SO4 = Na2SO4 + 2HNO2.
Нитриты представляют собой соли, довольно хорошо растворимые в воде. Как и сама азотистая кислота, нитриты могут проявлять окислительные свойства при реакции с восстановителями, например:
NaNO2 + KI + H2SO4 → I2 + NO…

Найти конечные продукты и расставить коэффициенты на основе электронного баланса попытайтесь самостоятельно.

Поскольку выделяющийся легко обнаружить с помощью крахмала, данная реакция может служить способом обнаружения даже незначительных количеств нитритов в питьевой воде, присутствие которых нежелательно из-за ядовитости. С другой стороны, нитритный азот может окисляться до N +5 под действием сильного окислителя.
NaNO2 + K2Cr2O7 + H2SO4 → NaNO3 + Cr2(SO4)3 + …

Остальные продукты реакции найдите самостоятельно, составьте электронный баланс и расставьте коэффициенты.

■ 34. Закончите уравнение.
HNO2 + KMnO4 + H2SO4 → … (N +5 , Мn +2).
35. Перечислите свойства азотистой кислоты и нитритов.

Азотная кислота

HNO3 - сильный электролит. Это летучая жидкость. Чистая кипит при температуре 86°, не имеет цвета; плотность ее 1,53. В лаборатории обычно поступает 65% HNO3 с плотностью 1,40.
дымит на воздухе, так как ее пары, поднимаясь в воздух и соединяясь с парами воды, образуют капельки тумана. Азотная кислота смешивается с водой в любых соотношениях. Она имеет резкий запах, легко испаряется, поэтому переливать концентрированную азотную кислоту следует лишь под тягой. При попадании на кожу азотная кислота может причинить сильные ожоги. Небольшой ожог дает о себе знать характерным желтым пятном на коже. Сильные ожоги могут вызвать образование язв. При попадании на кожу азотной кислоты ее следует быстро смыть большим количеством воды, а затем нейтрализовать слабым раствором соды.

Концентрированная 96-98% азотная кислота поступает в лабораторию редко и при хранении довольно легко, особенно на свету разлагается по уравнению:
4HNO3 = 2Н2O + 4NO2 + O2
Она постоянно окрашена двуокисью азота в желтый цвет. Избыток двуокиси азота и постепенно улетучиваются из раствора, в растворе накапливается , а кислота продолжает разлагаться. В связи с этим концентрация азотной кислоты постепенно уменьшается. При концентрации 65% азотная кислота может сохраняться длительное время.
Азотная кислота является одним из сильнейших окислителей. Она реагирует почти со всеми металлами, но без выделения водорода. Ярко выраженные окислительные свойства азотной кислоты оказывают на некоторые ( , ) так называемое пассивирующее действие. Это особенно характерно для концентрированной кислоты. При ее воздействии на поверхности металла образуется очень плотная не растворимая в кислотах оксидная пленка, защищающая металл от дальнейшего воздействия кислоты. Металл становится «пассивным». .
Однако с большинством металлов азотная кислота реагирует. Во всех реакциях с металлами в азотной кислоте восстанавливается азот и тем полнее, чем разбавлен-нее кислота и чем активнее металл.

Концентрированная кислота восстанавливается до двуокиси азота. Примером этого может служить реакция с медью, приведенная выше (см. § 70). Разбавленная азотная кислота с медью восстанавливается до окиси азота (см. § 70). Более активные , например , восстанавливают разбавленную азотную кислоту до закиси азота.
Sn + HNO3 → Sn(NO3)2 + N2O
При очень сильном разбавлении с активным металлом, например с цинком, реакция доходит до образования соли аммония:
Zn + HNO3 → Zn(NO3)2 + NH4NO3

Во всех приведенных схемах реакций расставьте коэффициенты, составив электронный баланс самостоятельно.

■ 36. Почему при хранении в лаборатории даже в хорошо закупоренной посуде концентрация азотной кислоты понижается?
37. Почему концентрированная азотная кислота имеет желтовато-бурую окраску?
38. Напишите уравнение реакции разбавленной азотной кислоты с железом. Продуктами реакции являются нитрат железа (III), и выделяется газ бурого цвета.
39. Выпишите в тетрадь все уравнения реакций, характеризующие взаимодействие азотной кислоты с металлами. Перечислите, какие , помимо нитратов металлов, образуются в этих реакциях.

Многие могут гореть в азотной кислоте, например уголь и :
С + HNO3 → NO + СО2
Р + HNO3 → NO + H3PO4

Свободный при этом окисляется до фосфорной кислоты. при кипячении в азотной кислоте превращается в S+6 и из свободной серы образуется :
HNO3 + S → NO + H2SO4

Закончите уравнения реакций самостоятельно.

Сложные также могут гореть в азотной кислоте. Например, в азотной кислоте горят скипидар, нагретые древесные опилки.
Азотная кислота может также окислять соляную кислоту. Смесь трех частей соляной и одной части азотной кислоты называется «царской водкой». Такое название дано потому, что эта смесь окисляет и платину, на которые никакие кислоты не действуют. Реакция протекает по таким стадиям: в самой смеси происходит окисление иона хлора в свободный и восстановление азота до образования хлористого нитрозила:
HNO3 + 3НСl ⇄ Сl2 + 2Н2O + NOCl
царская водка хлористый нитрозил
Последний легко разлагается на окись азота и свободный по уравнению:
2NOCl = 2NO + Сl2
Помещенное в «царскую водку» металлическое легко окисляется хлористым нитрозилом:
Au + 3NOCl = АuСl3 + 3NO
Азотная кислота может вступать в реакцию нитрования с органическими веществами. При этом обязательно должна присутствовать концентрированная . Смесь концентрированных азотной и серной кислот, называется нитрующей смесью. С помощью такой смеси можно получить из глицерина нитроглицерин, из бензола - нитробензол, из клетчатки - нитроклетчатку и т. д. В сильно разбавленном состоянии азотная кислота проявляет характерные свойства кислот.

■ 40. Примеры типичных свойств кислот применительно к азотной кислоте приведите самостоятельно. Уравнения напишите в молекулярной и. ионной формах.
41. Почему склянки с концентрированной азотной кислотой запрещается перевозить упакованными в древесные стружки?
42. При испытании фенолфталеином концентрированной азотной кислоты фенолфталеин приобретает оранжевую окраску, а не остается бесцветным. Чем это объясняется?

Получить азотную кислоту в лаборатории очень легко. Обычно ее получают путем вытеснения из ее солей серной кислотой, например:
2KNО3 + H2SО4 = K2SО4 + 2HNО3
На рис. 61 изображена лабораторная установка для получения азотной кислоты.
В промышленности сырьем для получения азотной кислоты служит аммиак. В результате окисления аммиака в присутствии платинового катализатора образуется окись азота:
4NH3 + 5О2 = 4NO + 6Н2О
Как было указано выше, окись азота легко окисляется кислородом воздуха в двуокись азота:
2NO + О2 = 2NO2
а двуокись азота, соединяясь с водой, образует азотную кислоту и снова окись азота по уравнению:

3NО2 + Н2О = 2HNО3 + NO.
Затем окись азота снова подается на окисление:
Первая стадия процесса - окисление аммиака в окись азота - осуществляется в контактном аппарате при температуре 820°. Катализатором служат сетки из платины с примесью родия, которые нагревают перед запуском аппарата. Так как реакция экзотермична, в дальнейшем сетки нагреваются за счет тепла самой реакции. Вышедшую из контактного аппарата окись азота охлаждают до температуры около 40°, так как процесс окисления окиси азота идет быстрее при более низкой температуре. При температуре 140° образующаяся двуокись азота разлагается снова на окись азота и кислорода.

Окисление окиси азота в двуокись осуществляется в башнях, называемых абсорберами, обычно под давлением 8-10 атм. В них одновременно происходит и поглощение (абсорбция) образующейся двуокиси азота водой. Для лучшего поглощения двуокиси азота раствор охлаждают. Получается 50-60% азотная кислота.
Концентрирование азотной кислоты проводят в присутствии концентрированной^серной кислоты в ректификационных колоннах. образует с имеющейся водой гидраты с температурой кипения более высокой, чем у азотной кислоты, поэтому из смеси довольно легко выделяются пары азотной кислоты. При конденсации этих паров можно получить 98-99% азотную кислоту. Обычно более концентрированная кислота применяется редко.

■ 43. Запишите в тетрадь все уравнения реакций, происходящих при получении азотной кислоты лабораторным и промышленным способами.
44. Как осуществить ряд превращений:

45. Сколько 10% раствора можно приготовить из азотной кислоты, полученной взаимодействием 2,02 кг нитрата калия с избытком серной кислоты?
46. Определите молярность 63% азотной кислоты.
47. Сколько азотной кислоты можно получить из 1 т аммиака при 70% выходе?
48. Цилиндр заполнили окисью азота путем вытеснения воды. Затем, не вынимая из воды, под него подвели трубку от газометра
(см. рис. 34) и начали пропускать . Опишите, что должно наблюдаться в цилиндре, если избытка кислорода не допускалось. Обоснуйте свой ответ уравнениями реакций.

Рис. 62. Горение угля в расплавленной селитре. 1 - расплавленная селитра; 2 - горящий уголек; 3 - песок.

Соли азотной кислоты

Соли азотной кислоты называются нитратами. Нитраты щелочных металлов, а также кальция и аммония называются селитрами. Например, KNО3 - калийная селитра, NH4NО3 - аммиачная селитра. Природные залежи нитрата натрия имеются в огромном количестве в Чили, в связи с чем эта соль получила название чилийской селитры.

Рис. 62. Горение угля в расплавленной селитре. 1 - расплавленная селитра; 2 - горящий уголек; 3 - песок.

Соли азотной кислоты, как и она сама, являются сильными окислителями. Например, соли щелочных металлов при плавлении выделяют по уравнению:

2KNО3 = 2KNO2+ О2

Благодаря этому уголь, и другие горючие вещества горят в расплавленной селитре (рис. 62).
Соли тяжелых металлов также разлагаются с выделением кислорода, но по другой схеме.
2Pb(NО3)2 = 2РbО + 4NO2 + О2

Рис. 63. Круговорот азота в природе

Калийная селитра применяется для изготовления черного пороха. Для этого ее смешивают с углем и серой. для этой цели не используется, так как она гигроскопична. Черный порох при поджигании интенсивно сгорает по уравнению:
2KNO3 + 3С + S = N2 + 3CO2 + K2S
Нитраты кальция и аммония - очень хорошие азотные удобрения. В последнее время получил распространение в качестве удобрения и нитрат калия.
Азотная кислота широко применяется в производстве химико-фармацевтических препаратов (стрептоцид), органических красителей, целлулоида, кино- и фотопленок. Соли азотной кислоты широко используются в пиротехнике.
В природе существует круговорот азота, при котором растения при отмирании возвращают обратно в почву полученный из нее азот. Животные, питаясь растениями, возвращают азот в почву в виде испражнений, а после смерти их трупы перегнивают и тем самым также возвращают почве полученный от нее азот (рис.63). Снимая урожай, человек вмешивается в этот круговорот, нарушает его и тем самым обедняет почву азотом, поэтому приходится вносить азот на поля в виде минеральных удобрений.

■ 49. Как осуществить ряд превращений

Соли азотистой и азотной кислот

Азотные удобрения

9 класс

Тип урока – изучение нового материала.

Вид урока – беседа.

Цели и задачи урока.

Обучающие . Познакомить учащихся со способами получения, свойствами и областями применения нитратов и нитритов. Рассмотреть проблему повышенного содержания нитратов в сельскохозяйственной продукции. Дать представление об азотных удобрениях, их классификации и представителях.

Развивающие . Продолжить развитие умений: выделять главное, устанавливать причинно-следственные связи, вести конспект, проводить эксперимент, применять знания на практике.

Воспитательные. Продолжить формирование научного мировоззрения, воспитание положительного отношения к знаниям.

Методы и методические приемы. Самостоятельная работа учащихся с научно-популярной литературой, подготовка сообщений, выполнение лабораторных опытов и демонстрационного эксперимента, диалогический метод изложения знаний с элементами исследования, текущий контроль знаний с помощью теста.

Структура урока.

Объявление темы, целей.

Сообщение домашнего задания и комментарий к нему.

Изложение нового материала (эвристическаябеседа с опорой на эксперимент).

Текущий контроль знаний с помощью теста.

Подведение итогов урока.

Оборудование и реактивы. Плакат по технике безопасности; таблицы «Разложение нитратов при нагревании», «Классификация азотных удобрений», «Вытеснительный ряд кислот»; тест «Азот и его соединения» (два варианта); карточки с условиями задач.

Для демонстрационного эксперимента : демонстрационный штатив для пробирок, спиртовка, спички, держатель для пробирок, тигельные щипцы, железная ложечка для сжигания веществ, лучина, железный лист для сжигания черного пороха, большие пробирки, вата, пропитанная концентрированным раствором щелочи, чашка с песком, три лабораторных штатива; концентрированные растворы гидроксида натрия и серной кислоты, кристаллические соли – нитрат калия, нитрат меди(II), нитрат серебра; древесный уголек, медная пластина, сера, раствор дифениламина в концентрированной серной кислоте (темная склянка, 0,1 г дифениламина на
10 мл H 2 SO 4 (конц.); растворы йодида калия, разбавленной серной кислоты, нитрита калия; в демонстрационных пробирках – растительные соки капусты, кабачка, тыквы; йодкрахмальная бумажка.

Для лабораторных опытов: пробирка с двумя гранулами цинка, три пустые пробирки, стеклянные палочки, две пробирки с кристаллическими нитратами (объемом с горошину) – нитрата бария и нитрата алюминия, лакмус, растворы нитрата меди(II), нитрата серебра, соляной кислоты, хлорида бария, дистиллированная вода.

Эпиграф. «Ни одна наука не нуждается в эксперименте в такой степени как химия» (Майкл Фарадей).

ХОД УРОКА

Сведения по технике безопасности

Все нитраты относятся к огневзрывчатым веществам. Хранить нитраты необходимо отдельно от органических и неорганических веществ. Все опыты с образованием оксида азота(IV) необходимо проводить в больших пробирках, закрытых ватными тампонами, смоченными концентрированным раствором щелочи. Азотную кислоту следует хранить в темных склянках, беречь от огня. Особенно токсичны нитриты.

Домашнее задание

Учебник О.С.Габриеляна «Химия-9», § 26, упр. 7. Сильные ученики получают индивидуальные задания.

Индивидуальные задания

1. Переведите с алхимического языка такую запись: «“Крепкая водка” пожирает “луну”, выпуская “лисий хвост”. Сгущение полученной жидкости порождает “адский камень”, который чернит ткань, бумагу и руки. Чтобы “луна” опять взошла, прокаливай “адский камень” в печи».

Ответ .

«Адский камень» – нитрат серебра – при нагревании разлагается с образованием серебра – «луна взошла»:

2АgNO 3 (кр.) 2Аg + 2NO 2 + O 2 .

2. В одном старинном научном трактате описан опыт получения «красного преципитата»*: «Ртуть растворяют в азотной кислоте, раствор выпаривают и остаток нагревают, пока он не сделается “красным”». Что представляет собой «красный преципитат»? Напишите уравнения реакций, ведущих к его образованию, учитывая, что ртуть в образующихся соединениях имеет степень окисления +2 и что при действии азотной кислоты на ртуть выделяется газ, буреющий на воздухе.

Ответ . Уравнения реакций :

Оксид ртути(II) HgO в зависимости от способа получения бывает красного или желтого цвета (Hg 2 O – черного цвета). На воздухе ртуть при комнатной температуре не окисляется. При продолжительном нагревании ртуть соединяется с кислородом воздуха, образуя красный оксид ртути(II) – НgО, который при более сильном нагревании снова разлагается на ртуть и кислород:

2НgО = 2Нg + O 2 .

Изучение нового материала

Состав и номенклатура солей азотной кислоты

Учитель. Что означают латинское название «нитрогениум» и греческое «нитрат»?

Ученик. «Нитрогениум» означает «рождающий селитру», а «нитрат» означает «селитра».

Учитель. Нитраты калия, натрия, кальция и аммония называют селитрами . Например, селитры: KNO 3 – нитрат калия (индийская селитра) , NаNО 3 – нитрат натрия (чилийская селитра) , Са(NО 3) 2 – нитрат кальция (норвежская селитра) , NH 4 NO 3 – нитрат аммония (аммиачная или аммонийная селитра, ее месторождений в природе нет). Германская промышленность считается первой в мире, получившей соль NH 4 NO 3 из азота N 2 воздуха и водорода воды, пригодную для питания растений .

Физические свойства нитратов

Учитель. О том, какая взаимосвязь существует между строением вещества и его свойствами, мы узнаем из лабораторного опыта .

Физические свойства нитратов

Задание. В двух пробирках содержатся кристаллические нитраты: Ва(NO 3) 2 и Al(NO 3) 3 . В каждую пробирку прилить по 2 мл дистиллированной воды, перемешать стеклянной палочкой. Наблюдать процесс растворения солей. Растворы хранить до исследования характера среды.

Учитель. Что называют солями?

Ученик . Соли – это сложные вещества, состоящие из ионов металлов и ионов кислотных остатков .

Учитель. Нужно построить логическую цепочку: вид химической связи – тип кристаллической решетки – силы взаимодействия между частицами в узлах решетки – физические свойства веществ .

Ученик. Нитраты относятся к классу солей, поэтому для них характерны ионная связь и ионная кристаллическая решетка, в которой ионы удерживаются электростатическими силами. Нитраты – твердые кристаллические вещества, тугоплавки, растворимы в воде, сильные электролиты .

Получение нитратов и нитритов

Учитель. Назовите десять способов получения солей, основанных на химических свойствах важнейших классов неорганических соединений .

Ученик.

1) Металл + неметалл = соль;

2) металл + кислота = соль + водород;

3) оксид металла + кислота = соль + вода;

4) гидроксид металла + кислота = соль + вода;

5) гидроксид металла + кислотный оксид = соль + вода;

6) оксид металла + оксид неметалла = соль;

7) соль 1 + гидроксид металла (щелочь) = соль 2 + гидроксид металла (нерастворимое основание);

8) соль 1 + кислота (сильная) = соль 2 + кислота (слабая);

10) соль 1 + металл (активный) = соль 2 + металл (менее активный).

Специфические способы получения солей:

12) соль 1 + неметалл (активный) = соль 2 + неметалл (менее активный);

13) амфотерный металл + щелочь = соль + водород;

14) неметалл + щелочь = соль + водород.

Специфический способ получения нитратов и нитритов:

оксид азота(IV) + щелочь = соль1 + соль2 + вода, например (пишет на доске):

Это – окислительно-восстановительная реакция, ее тип – дисмутация, или диспропорционирование.

В присутствии кислорода из NO 2 и NaOH получается не две соли, а одна:

Тип окислительно-восстановительной реакции – межмолекулярный.

Учитель. Почему опыты с образованием оксида азота(IV) следует проводить в больших пробирках, закрытых ватными тампонами, смоченными водной щелочью?

Ученик. Оксид азота(IV) – ядовитый газ, он взаимодействует со щелочью и обезвреживается.

Химические свойства нитратов

Учащиеся выполняют лабораторные опыты по напечатанной методике.

Свойства нитратов, общие с другими солями

Взаимодействие нитратов с металлами,
кислотами, щелочами, солями

Задание. Отметить признаки каждой реакции, записать молекулярные и ионные уравнения, соответствующие схемам:

Cu(NO 3) 2 + Zn … ,

AgNO 3 + HCl … ,

Cu(NO 3) 2 + NaOH … ,

AgNO 3 + BaCl 2 … .

Гидролиз нитратов

Задание. Определить реакцию среды предложенных растворов солей: Ва(NO 3) 2 и Al(NO 3) 3 . Записать молекулярное и ионные уравнения возможных реакций с указанием среды раствора.

Специфические свойства нитратов и нитритов

Учитель. Все нитраты термически неустойчивы. При нагревании они разлагаются с образованием кислорода. Характер других продуктов реакции зависит от положения металла, образующего нитрат, в электрохимическом ряду напряжений:

Особое положение занимает нитрат аммония, разлагающийся без твердого остатка:

NH 4 NO 3 (кр.) N 2 O + 2H 2 O.

Учитель проделывает демонстрационные опыты.

Опыт 1. Разложение нитрата калия. В большую пробирку поместить 2–3 г кристаллического нитрата калия, нагреть до расплавления соли. В расплав бросить предварительно нагретый в железной ложечке древесный уголек. Учащиеся наблюдают яркую вспышку и горение угля. Под пробирку необходимо подставить чашку с песком.

Учитель. Почему уголек, опущенный в расплавленную калийную селитру, мгновенно сгорает?

Ученик. Селитра разлагается с образованием газа кислорода, поэтому предварительно нагретый уголек мгновенно сгорает в нем:

С + О 2 = СО 2 .

Опыт 2. Разложение нитрата меди(II). В большую пробирку поместить кристаллический нитрат меди(II) (объемом с горошину), пробирку закрыть ватным тампоном, смоченным концентрированным раствором щелочи. Закрепить пробирку в штативе горизонтально и нагреть.

Учитель. Обратите внимание на признаки реакции .

Учащиеся наблюдают образование бурого газа NО 2 и черного оксида меди(II) СuО.

Ученик у доски составляет уравнение реакции:

Тип окислительно-восстановительной реакции – внутримолекулярный.

Опыт 3. Разложение нитрата серебра. Накалить в пробирке, закрытой ватным тампоном, смоченным концентрированным раствором щелочи, несколько кристалликов нитрата серебра.

Учитель. Какие выделяются газы? Что осталось в пробирке?

Ученик у доски отвечает на вопросы, составляет уравнение реакции:

Тип окислительно-восстановительной реакции – внутримолекулярный. В пробирке остался твердый остаток – серебро.

Учитель. Качественная реакция на нитрат-ион NO 3 – – взаимодействие нитратов c металлической медью при нагревании в присутствии концентрированной серной кислоты или с раствором дифениламина в Н 2 SO 4 (конц.).

Опыт 4. Качественная реакция на ион NO 3 – . В большую сухую пробирку поместить зачищенную медную пластинку, несколько кристалликов нитрата калия, прилить несколько капель концентрированной серной кислоты. Пробирку закрыть ватным тампоном, смоченным концентрированным раствором щелочи и нагреть.

Учитель. Назовите признаки реакции.

Ученик. В пробирке появляются бурые пары оксида азота(IV), что лучше наблюдать на белом экране, а на границе медь – реакционная смесь появляются зеленоватые кристаллы нитрата меди(II) .

Учитель (демонстрирует схему уменьшения относительной силы кислот). В cоответствии с рядом кислот каждая предыдущая кислота может вытеснить из соли последующую .

Ученик у доски составляет уравнения реакций:

КNO 3 (кр.) + Н 2 SO 4 (конц.) = КНSО 4 + НNО 3 ,

Тип окислительно-восстановительной реакции – межмолекулярный.

Учитель. Вторую качественную реакцию на нитрат-ион NO 3 – проведем чуть позже, при исследовании содержания нитратов в продуктах питания .

Качественная реакция на нитрит-ион NO 2 – – взаимодействие нитритов с раствором йодида калия КI, подкисленным разбавленной серной кислотой.

Опыт 5. Качественная реакция на ион NO 2 – . Взять 2–3 капли раствора йодида калия, подкисленного разбавленной серной кислотой, и прилить несколько капель раствора нитрита калия. Нитриты в кислой среде способны окислять йодид-ион I – до свободного I 2 , который обнаруживается йодкрахмальной бумажкой, смоченной в дистиллированной воде.

Учитель. Как должна изменить окраску йодкрахмальная бумажка под действием свободного I 2 ?

Ученик. Простое вещество I 2 обнаруживается по посинению крахмала .

Учитель составляет уравнение реакции:

Учитель. В этой реакции NO 2 – является окислителем. Однако существуют и другие качественные реакции на ион NO 2 – , в которых он является восстановителем. Отсюда можно сделать вывод, что ион NO 3 – проявляет только окислительные свойства, а ион NO 2 – – как окислительные, так и восстановительные свойства .

Применение нитратов и нитритов

Учитель (задает проблемный вопрос). Почему азота в природе много (он входит в состав атмосферы), а растения часто дают плохой урожай из-за азотного голодания?

Ученик. Растения не могут усваивать молекулярный азот N 2 из воздуха. Это проблема «связанного азота». При недостатке азота задерживается образование хлорофилла, поэтому растения имеют бледно-зеленую окраску, как следствие, задерживается рост и развитие растения. Азот – жизненно важный элемент. Без белка нет жизни, а без азота нет белка .

Учитель. Назовите способы усвоения атмосферного азота .

Ученик. Часть связанного азота поступает в почву во время гроз. Химия процесса такова:

Учитель. Какие растения способны повышать плодородие почвы и в чем их особенность?

Ученик. Эти растения (люпин, люцерна, клевер, горох, вика) относятся к семейству бобовых (мотыльковые), на корнях которых развиваются клубеньковые бактерии, способные связывать атмосферный азот, переводя его в соединения, доступные для растений .

Учитель. Снимая урожаи, человек ежегодно уносит вместе с ними огромные количества связанного азота. Эту убыль он покрывает внесением не только органических, но и минеральных удобрений (нитратных, аммиачных, аммонийных). Азотные удобрения вносят под все культуры. Азот усваивается растениями в виде катиона аммония и нитрат-аниона NO 3 – .

Учитель демонcтрирует схему «Классификация азотных удобрений».

Схема

Учитель. Одной из важных характеристик является содержание питательного элемента в удобрении. Расчет питательного элемента для азотных удобрений ведут по содержанию азота .

Растения, связывающие атмосферный азот

Задача . Какова массовая доля азота в жидком аммиаке и аммиачной селитре?

Формула аммиака – NH 3 .

Массовая доля азота в аммиаке:

(N) = A r (N)/M r (NH 3) 100%,

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

Формула аммиачной селитры – NH 4 NO 3 .

Массовая доля азота в аммиачной селитре:

(N) = 2A r (N)/M r (NH 4 NO 3) 100%,

Влияние нитратов на окружающую среду и организм человека

1-й ученик. Азот как основной питательный элемент влияет на рост вегетативных органов – зеленых стеблей и листьев. Азотные удобрения не рекомендуется вносить поздней осенью или ранней весной, т. к. талые воды смывают до половины удобрений. Важно соблюдать нормы и сроки внесения удобрений, вносить их не сразу, а в несколько приемов. Применять медленно действующие формы удобрений (гранулы, покрытые защитной пленкой), при посадке использовать сорта, склонные к низкому накоплению нитратов. Коэффициент использования азотных удобрений – 40–60%. Избыточное употребление азотных удобрений не только ведет к аккумуляции нитратов в растениях, но и приводит к загрязнению ими водоемов и грунтовых вод. Антропогенными источниками загрязнения водоемов нитратами являются также металлургия, химическая, в том числе целлюлозно-бумажная, и пищевая отрасли промышленности. Одним из признаков загрязнения водоемов является «цветение» воды, вызванное бурным размножением синезеленых водорослей. Особенно интенсивно оно происходит во время таяния снега, летних и осенних дождей. Предельно допустимая концентрация (ПДК) нитратов регламентируется ГОСТом. Для суммы нитрат-ионов в почве принято значение 130 мг/кг, в воде разных водоисточников – 45 мг/л. (Ученики записывают в тетради: ПДК (NO 3 – в почве) – 130 мг/кг, ПДК (NO 3 – в воде) – 45 мг/л.)

Для самих растений нитраты безвредны, а вот для человека и травоядных животных они опасны. Смертельная доза нитратов для человека – 8–15 г, допустимое суточное потребление – 5 мг/кг. Многие растения способны накапливать большие количества нитратов, например: капуста, кабачки, петрушка, укроп, свекла столовая, тыква и др.

Такие растения называют нитратонакопителями. В организм человека 70% нитратов поступает с овощами, 20% – с водой, 6% – с мясом и рыбой. Попадая в организм человека, часть нитратов всасывается в желудочно-кишечном тракте в неизмененном виде, другая часть, в зависимости от присутствия микроорганизмов, значения рН и других факторов, может превращаться в более ядовитые нитриты, аммиак, гидроксиламин NН 2 ОН; в кишечнике из нитратов могут образоваться вторичные нитрозамины R 2 N–N=О, обладающие высокой мутагенной и канцерогенной активностью. Признаки небольшого отравления – слабость, головокружение, тошнота, расстройство желудка и т. д. Снижается работоспособность, возможна потеря сознания.

В организме человека нитраты взаимодействуют с гемоглобином крови, превращая его в метгемоглобин, в котором железо окислено до Fe 3+ и не может служить переносчиком кислорода. Именно поэтому один из признаков острого отравления нитратами – синюшность кожных покровов. Выявлена прямая зависимость между случаями появления злокачественных опухолей и интенсивностью поступления в организм нитратов при избытке их в почве.

Опыт. Исследование содержания нитратов в продуктах питания
(качественная реакция на нитрат-ион NO 3 –)

В три большие демонстрационные пробирки поместить по 10 мл растительного сока капусты, кабачка, тыквы (на белом фоне). В каждую пробирку прилить по нескольку капель раствора дифениламина в концентрированной серной кислоте.

Синяя окраска раствора будет указывать на присутствие нитрат-ионов:

NO 3 – + дифениламин вещество интенсивного синего цвета.

Синяя окраска присутствовала только в растительном соке кабачка, причем окраска была неинтенсивно-синяя. Следовательно, содержание нитратов в кабачке незначительное, а в капусте с тыквой – и того меньше.

Первая помощь при отравлении нитратами

2-й ученик. Первая помощь при отравлении нитратами – это обильное промывание желудка, прием активированного угля, солевых слабительных – глауберовой соли Na 2 SO 4 10H 2 O и английской соли (горькая соль) MgSO 4 7H 2 O, cвежий воздух .

Уменьшить вредное влияние нитратов на организм человека можно с помощью аскорбиновой кислоты (витамина С); если ее соотношение с нитратами составляет 2:1, то нитрозамины не образуются. Доказано, что прежде всего витамин С, а также витамины Е и А являются ингибиторами – веществами, предотвращающими и тормозящими процессы преобразования нитратов и нитритов в организме человека. Необходимо ввести в рацион питания побольше черной и красной смородины, других ягод и фруктов (кстати, в висячих плодах нитратов практически нет). И еще один естественный нейтрализатор нитратов в организме человека – это зеленый чай .

Причины накопления нитратов в овощах
и способы выращивания экологически чистой
продукции растениеводства

3-й ученик. Наиболее интенсивно азот поглощается во время роста и развития стеблей и листьев. При созревании семян потребление азота из почвы практически прекращается. Плоды, достигшие полной зрелости, уже не содержат нитратов – происходит полное превращение соединений азота в белки. Но у многих овощей ценится именно незрелый плод (огурцы, кабачки). Удобрять такие культуры азотными удобрениями желательно не позднее чем за 2–3 недели до уборки урожая. Кроме того, полному превращению нитратов в белки препятствуют плохая освещенность, избыточная влажность и несбалансированность питательных элементов (недостаток фосфора и калия). Не следует увлекаться внесезонными тепличными овощами. Например, 2 кг тепличных огурцов, съеденных за один прием, могут вызвать опасное для жизни отравление нитратами. Надо также знать, преимущественно в каких частях растения накапливаются нитраты: у капусты – в кочерыжке, у моркови – в сердцевине, у кабачков, огурцов, арбузов, дыни, картофеле – в кожуре. У дыни и арбуза не следует есть незрелую мякоть, прилежащую к корке. Огурцы лучше почистить и срезать место прикрепления их к стеблю. У зеленных культур нитраты накапливаются в стеблях (петрушка, салат, укроп, сельдерей). Содержание нитратов в различных частях растений неравномерно: в черешках листьев, стебле, корне содержание их в 1,5–4,0 раза выше, чем в листьях. Всемирная организация здравоохранения считает допустимым содержание нитратов в диетических продуктах до 300 мг NO 3 – на 1 кг сырого вещества. (Ученики записывают в тетради: ПДК (NO 3 – в диетических продуктах) – 300 мг/кг.)

Если самое высокое содержание нитратов отмечается в свекле, капусте, салате, зеленом луке, то самое низкое содержание нитратов – в репчатом луке, томатах, чесноке, перце, фасоли.

Чтобы вырастить экологически чистую продукцию, прежде всего необходимо грамотно вносить азотные удобрения в почву: в строго рассчитанных дозах и в оптимальные сроки. Выращивать овощи, особенно зеленные культуры, надо при хорошей освещенности, оптимальных показателях влажности почвы и температуры. И все же для уменьшения содержания нитратов овощные культуры лучше подкармливать органическими удобрениями. Несвоевременное внесение удобрений, особенно в избыточных дозах, в том числе и органического удобрения – навоза, приводит к тому, что поступившие в растение минеральные соединения азота не успевают полностью превратиться в белковые.

4-й ученик. Весной на прилавках магазинов и рынков появляются зеленные культуры: салат, шпинат, зеленый лук, огурцы, выращенные в теплице, в закрытом грунте. Как уменьшить содержание нитратов в них? Перечислим некоторые из них.

1. Такие ранние культуры, как зелень петрушки, укропа, сельдерея, необходимо поставить как букет в воду на прямой солнечный свет. В таких условиях нитраты в листьях в течение 2–3 ч полностью перерабатываются и потом практически не обнаруживаются. После этого зелень можно без опасений употреблять в пишу.

2. Свеклу, кабачки, тыкву перед приготовлением необходимо порезать мелкими кубиками и 2–3 раза залить теплой водой, выдерживая по 5–10 минут. Нитраты хорошо растворимы в воде, особенно теплой, и вымываются водой (посмотрите таблицу растворимости кислот, оснований, солей). При мытье и чистке теряется 10–15% нитратов.

3. Варка овощей снижает содержание нитратов на 50–80%.

4. Уменьшает количество нитратов в овощах квашение, соление, маринование.

5. При долгом хранении содержание нитратов в овощах уменьшается.

А вот сушка, приготовление соков и пюре, наоборот, повышают количество нитратов.

1) варка овощей;

2) очистка от кожуры;

3) удаление участков наибольшего скопления нитратов;

4) вымачивание.

Для того чтобы оценить, насколько реальна опасность отравления нитратами, учащимся предлагается расчетная задача.

Задача . В столовой свекле содержится в среднем 1200 мг нитрат-ионов на 1 кг. При очистке свеклы теряется 10% нитратов, а при варке – еще 40%. Будет ли превышена суточная норма потребления нитратов (325 мг), если ежедневно съедать по 200 г вареной свеклы?

Дано:

m(свеклы) = 1 кг,

с (NO 3 –) = 1200 мг/кг,

m макс (NO 3 – в сутки) = 325 мг,

m (свеклы) = 200 г (0,2 кг),

(потерь при очистке) = 10%,

(потерь при варке) = 40%.

__________________________________

Найти: m (NO 3 – в 200 г вареной свеклы).

Решение

1 кг свеклы – 1200 мг NO 3 – ,

0,2 кг свеклы – х мг NO 3 – .

Отсюда х = 240 мг (NO 3 –).

Общая доля потерь нитрат-ионов:

(потерь NO 3 –) = 10% + 40% = 50%.

Следовательно, в организм попадает половина от 240 мг или 120 мг NO 3 – .

Ответ. После очистки и варки свеклы суточная норма по нитратам (325 мг), содержащимся в 200 г готового продукта (120 мг NO 3 –), не превышена, употреблять в пищу ее можно.

Нитраты в производстве взрывчатых веществ

Учитель. Многие взрывчатые смеси содержат в своем составе окислитель (нитраты металлов или аммония и др.) и горючее (дизельное топливо, алюминий, древесную муку). Поэтому соли – нитрат калия, нитрат бария, нитрат стронция и другие – применяются в пиротехнике .

Какое азотное удобрение вместе с алюминием и древесным углем входит в состав взрывчатой смеси – аммонала?

Ученик. Аммонал содержит также нитрат аммония. Основная реакция, которая протекает при взрыве:

3NН 4 NО 3 + 2Аl 3N 2 + 6Н 2 О + Аl 2 O 3 + Q .

Высокая теплота сгорания алюминия повышает энергию взрыва. Применение нитрата аммония в составе аммонала основано на его свойстве разлагаться при детонации с образованием газообразных веществ:

2NН 4 NО 3 (кр.) = 2N 2 + 4Н 2 О + O 2 .

В руках террористов взрывчатые вещества приносят мирным людям только страдания.

Шесть веков продолжалось господство черного пороха в военном деле. Теперь его применяют в качестве взрывчатого вещества в горном деле, в пиротехнике (ракеты, фейерверки), а также как охотничий порох. Черный или дымный порох – это смесь 75% нитрата калия, 15% древесного угля и 10% серы.

Опыт. Горение черного или дымного пороха

Готовят черный порох смешиванием 7,5 г нитрата калия, 1 г серы и 1,5 г древесного угля. Перед смешиванием каждое вещество измельчают в фарфоровой ступке. Во время демонстрации опыта смесь горочкой помещают на железный лист и поджигают горящей лучиной. Смесь сгорает, образуя облако дыма (тяга).

Учитель. Какую роль играет селитра?

Ученик. Селитра выступает в роли окислителя при нагревании :

Применение нитратов и нитритов в медицине

5-й ученик. Нитрат серебра AgNO 3 , который чернит ткань, бумагу, парты и руки (ляпис), применяют как противомикробное средство для лечения кожных язв, для прижигания бородавок (учитель демонстрирует технику прижигания бородавок на своей руке) и в качестве противовоспалительного средства при хроническом гастрите и язве желудка: пациентам назначают пить 0,05%-й раствор АgNO 3 . Порошкообразные металлы Zn, Мg, Al, cмешанные с нитратом серебра, используют в петардах .

Основный нитрат висмута Вi(ОН) 2 NО 3 назначают внутрь при язвенной болезни желудка и двенадцатиперстной кишки в качестве вяжущего и антисептического средства. Наружно – в мазях, присыпках при воспалительных заболеваниях кожи.

Соль нитрит натрия NaNО 2 применяют в медицине как спазмолитическое средство .

Применение нитритов в пищевой отрасли промышленности

6-й ученик. Нитриты применяют в колбасном производстве: 7 г на 100 кг фарша. Нитриты придают колбасе розовый цвет, без них она серая, как вареное мясо, и не имеет товарного вида. К тому же присутствие нитритов в колбасе необходимо еще и по другой причине: они предотвращают развитие микроорганизмов, выделяющих токсичные яды .

Контроль знаний с помощью теста «Азот и его соединения»

Вариант I

1. Наиболее прочная молекула:

а) Н 2 ; б) F 2 ; в) О 2 ; г) N 2 .

2. Окраска фенолфталеина в растворе аммиака:

а) малиновая; б) зеленая;

в) желтая; г) синяя.

3. Степень окисления +3 у атома азота в соединении:

а) NH 4 NO 3 ; б) NaNО 3 ; в) NО 2 ; г) КNO 2 .

4. При термическом разложении нитрата меди(II) образуются:

а) нитрит меди(II) и О 2 ;

б) оксид азота(IV) и О 2 ;

в) оксид меди(II), бурый газ NO 2 и О 2 ;

г) гидроксид меди(II), N 2 и О 2 .

5. Какой ион образован по донорно-акцепторному механизму?

а) ; б) NO 3 – ; в) Сl – ; г) SO 4 2– .

6. Укажите сильные электролиты:

а) азотная кислота;

б) азотистая кислота;

в) водный раствор аммиака;

г) нитрат аммония.

7. Водород выделяется при взаимодействии:

а) Zn + HNO 3 (разб.);

б) Cu + HCl (р-р);

в) Al + NaOH + H 2 O;

г) Zn + H 2 SO 4 (разб.);

д) Fe + HNO 3 (конц.).

8. Составьте уравнение реакции цинка с очень разбавленной азотной кислотой, если один из продуктов реакции – нитрат аммония. Укажите коэффициент, стоящий перед окислителем.

9.

Дайте названия веществам А, В, С.

Вариант II

1. Cпособом вытеснения воды нельзя собрать:

а) азот; б) водород;

в) кислород; г) аммиак.

2. Реактивом на ион аммония служит раствор:

а) сульфата калия; б) нитрата серебра;

в) гидроксида натрия; г) хлорида бария.

3. При взаимодействии НNО 3 (конц.) с медной стружкой образуется газ:

а) N 2 O; б) NН 3 ; в) NO 2 ; г) Н 2 .

4. При термическом разложении нитрата натрия образуется:

а) оксид натрия, бурый газ NO 2 , O 2 ;

б) нитрит натрия и О 2 ;

в) натрий, бурый газ NO 2 , O 2 ;

г) гидроксид натрия, N 2 , О 2 .

5. Cтепень окисления азота в сульфате аммония:

а) –3; б) –1; в) +1; г) +3.

6. С какими из указанных веществ реагирует концентрированная HNO 3 при обычных условиях?

а) NаОН; б) АgСl; в) Al; г) Fе; д) Сu.

7. Укажите число ионов в сокращенном ионном уравнении взаимодействия сульфата натрия и нитрата серебра:

а) 1; б) 2; в) 3; г) 4.

8. Составьте уравнение взаимодействия магния с разбавленной азотной кислотой, если один из продуктов реакции – простое вещество. Укажите коэффициент, стоящий в уравнении перед окислителем.

9. Напишите уравнения реакций для следующих превращений:

Дайте названия веществам А, В, С, D.

Ответы на вопросы тестов

Вариант I

1 – г; 2 – а; 3 – г; 4 – в; 5 – а; 6 – а, г; 7 – в, г; 8 – 10,

9. А – NH 3 , B – NH 4 NO 3 , C – NO,

Вариант II

1 – г; 2 – в; 3 – в; 4 – б; 5 – а; 6 – а, д; 7 – в,

2Ag + + SO 4 2– = Ag 2 SO 4 ;

8 – 12,

9. А – NO, B – NO 2 , C – HNO 3 , D – NH 4 NO 3 ,

В заключение урока учитель высказывает свое отношение к проделанной учащимися работе, оценивает их выступления и ответы.

ЛИТЕРАТУРА

Габриелян О.С . Химия-9. М.: Дрофа, 2001; Габриелян О.С, Остроумов И.Г . Настольная книга учителя. Химия. 9 класс. М.: Дрофа, 2002; Пичугина Г.В . Обобщение знаний о превращении соединений азота в почве и в растениях. Химия в школе, 1997, № 7; Харьковская Н.Л .,
Ляшенко Л.Ф., Баранова Н.В . Осторожно – нитраты! Химия в школе, 1999, № 1; Железнякова Ю.В., Назаренко В.М . Учебно-исследовательские экологические проекты. Химия в школе, 2000, № 3.

*«Красный преципитат» – это одна из модификаций оксида ртути(II) HgO. (Прим. ред .)

HNO 2 Физические свойства Состояние твёрдое Молярная масса 47.0134 г/моль Плотность 1.685 (жидк) Термические свойства Т. плав. 42.35 °C Т. кип. 158 °C Химические свойства pK a 3.4 Растворимость в воде 548 г/100 мл Классификация Рег. номер CAS Приводятся данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа) , если не указано иного.

Азо́тистая кислота HNO 2 - слабая одноосновная кислота , существует только в разбавленных водных растворах, окрашенных в слабый голубой цвет, и в газовой фазе. Соли азотистой кислоты называются нитритами или азотистокислыми. Нитриты гораздо более устойчивы, чем HNO 2 , все они токсичны.

Строение

В газовой фазе планарная молекула азотистой кислоты существует в виде двух конфигураций цис- и транс- .

цис-изомер	транс-изомер

При комнатной температуре преобладает транс-изомер: эта структура является более устойчивой. Так, для цис-HNO 2 (г) DG° f = −42,59 кДж/моль, а для транс-HNO 2 (г) DG = −44,65 кДж/моль.

Химические свойства

В водных растворах существует равновесие:

$\backslash mathsf\{2HNO\_2\; \backslash rightleftarrows\; N\_2O\_3\; +\; H\_2O\; \backslash rightleftarrows\; NO\; \backslash uparrow\; +\; NO\_2\; \backslash uparrow\; +\; H\_2O\}$

При нагревании раствора азотистая кислота распадается с выделением и образованием азотной кислоты :

$\backslash mathsf\{3HNO\_2\; \backslash rightleftarrows\; HNO\_3\; +\; 2NO\; \backslash uparrow\; +\; H\_2O\}$

HNO 2 является слабой кислотой. В водных растворах диссоциирует (K D =4,6·10 −4), немного сильнее уксусной кислоты . Легко вытесняется более сильными кислотами из солей :

$\backslash mathsf\{H\_2SO\_4\; +\; 2NaNO\_2\; \backslash rightarrow\; Na\_2SO\_4\; +\; 2HNO\_2\}$

Азотистая кислота проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства. При действии более сильных окислителей (пероксид водорода , хлор , перманганат калия) окисляется в азотную кислоту:

$\backslash mathsf\{HNO\_2\; +\; H\_2O\_2\; \backslash rightarrow\; HNO\_3\; +\; H\_2O\}$ $\backslash mathsf\{HNO\_2\; +\; Cl\_2\; +\; H\_2O\backslash rightarrow\; HNO\_3\; +\; 2HCl\}$ $\backslash mathsf\{5HNO\_2\; +\; 2KMnO\_4\; +\; HNO\_3\; \backslash rightarrow\; 2Mn(NO\_3)\_2\; +\; 2KNO\_3\; +\; 3H\_2O\}$

В то же время она способна окислять вещества, обладающие восстановительными свойствами:

\mathsf{2HNO_2 + 2HI \rightarrow 2NO\uparrow + I_2 +2H_2O}

Получение

Азотистую кислоту можно получить при растворении оксида азота (III) N 2 O 3 в воде :

$\backslash mathsf\{N\_2O\_3\; +\; H\_2O\; \backslash rightarrow\; 2HNO\_2\}$ $\backslash mathsf\{2NO\_2\; +\; H\_2O\; \backslash rightarrow\; HNO\_3\; +\; HNO\_2\}$

Применение

Азотистая кислота применяется для диазотирования первичных ароматических аминов и образования солей диазония . Нитриты применяются в органическом синтезе при производстве органических красителей.

Физиологическое действие

Азотистая кислота токсична, причём обладает ярко выраженным мутагенным действием , поскольку является деаминирующим агентом .

Источники

• Карапетьянц М. Х. , Дракин С. И. Общая и неорганическая химия. М.: Химия1994

Напишите отзыв о статье "Азотистая кислота"

Ссылки

• // Энциклопедический словарь Брокгауза и Ефрона : в 86 т. (82 т. и 4 доп.). - СПб. , 1890-1907.

Это заготовка статьи о неорганическом веществе . Вы можете помочь проекту, дополнив её.

Отрывок, характеризующий Азотистая кислота

Соня, как бы не веря своим ушам, смотрела во все глаза на Наташу.
– А Болконский? – сказала она.
– Ах, Соня, ах коли бы ты могла знать, как я счастлива! – сказала Наташа. – Ты не знаешь, что такое любовь…
– Но, Наташа, неужели то всё кончено?
Наташа большими, открытыми глазами смотрела на Соню, как будто не понимая ее вопроса.
– Что ж, ты отказываешь князю Андрею? – сказала Соня.
– Ах, ты ничего не понимаешь, ты не говори глупости, ты слушай, – с мгновенной досадой сказала Наташа.
– Нет, я не могу этому верить, – повторила Соня. – Я не понимаю. Как же ты год целый любила одного человека и вдруг… Ведь ты только три раза видела его. Наташа, я тебе не верю, ты шалишь. В три дня забыть всё и так…
– Три дня, – сказала Наташа. – Мне кажется, я сто лет люблю его. Мне кажется, что я никого никогда не любила прежде его. Ты этого не можешь понять. Соня, постой, садись тут. – Наташа обняла и поцеловала ее.
– Мне говорили, что это бывает и ты верно слышала, но я теперь только испытала эту любовь. Это не то, что прежде. Как только я увидала его, я почувствовала, что он мой властелин, и я раба его, и что я не могу не любить его. Да, раба! Что он мне велит, то я и сделаю. Ты не понимаешь этого. Что ж мне делать? Что ж мне делать, Соня? – говорила Наташа с счастливым и испуганным лицом.
– Но ты подумай, что ты делаешь, – говорила Соня, – я не могу этого так оставить. Эти тайные письма… Как ты могла его допустить до этого? – говорила она с ужасом и с отвращением, которое она с трудом скрывала.
– Я тебе говорила, – отвечала Наташа, – что у меня нет воли, как ты не понимаешь этого: я его люблю!
– Так я не допущу до этого, я расскажу, – с прорвавшимися слезами вскрикнула Соня.
– Что ты, ради Бога… Ежели ты расскажешь, ты мой враг, – заговорила Наташа. – Ты хочешь моего несчастия, ты хочешь, чтоб нас разлучили…
Увидав этот страх Наташи, Соня заплакала слезами стыда и жалости за свою подругу.
– Но что было между вами? – спросила она. – Что он говорил тебе? Зачем он не ездит в дом?
Наташа не отвечала на ее вопрос.
– Ради Бога, Соня, никому не говори, не мучай меня, – упрашивала Наташа. – Ты помни, что нельзя вмешиваться в такие дела. Я тебе открыла…
– Но зачем эти тайны! Отчего же он не ездит в дом? – спрашивала Соня. – Отчего он прямо не ищет твоей руки? Ведь князь Андрей дал тебе полную свободу, ежели уж так; но я не верю этому. Наташа, ты подумала, какие могут быть тайные причины?
Наташа удивленными глазами смотрела на Соню. Видно, ей самой в первый раз представлялся этот вопрос и она не знала, что отвечать на него.
– Какие причины, не знаю. Но стало быть есть причины!
Соня вздохнула и недоверчиво покачала головой.
– Ежели бы были причины… – начала она. Но Наташа угадывая ее сомнение, испуганно перебила ее.
– Соня, нельзя сомневаться в нем, нельзя, нельзя, ты понимаешь ли? – прокричала она.
– Любит ли он тебя?
– Любит ли? – повторила Наташа с улыбкой сожаления о непонятливости своей подруги. – Ведь ты прочла письмо, ты видела его?
– Но если он неблагородный человек?
– Он!… неблагородный человек? Коли бы ты знала! – говорила Наташа.

Азотистая кислота HN0 2 известна лишь в разбавленных растворах. Она неустойчива, поэтому в чистом виде не существует. Формула азотистой кислоты может быть представлена в виде двух таутомерных форм:

Нитрит-ион N0 2 имеет угловую форму:

При нагревании азотистая кислота расщепляется:

Азот в азотистой кислоте имеет степень окисления +3, что соответствует промежуточному состоянию между наивысшей (+5) и низшей (-3) степенями окисления. Поэтому азотистая кислота проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства.

Окислитель:

Восстановитель:

Соли азотистой кислоты - нитриты - являются устойчивыми соединениями и за исключением AgN0 2 легко растворимы в воде. Как и сама азотистая кислота, нитриты обладают окислительно-восстановительными свойствами.

Окислитель:

Восстановитель:

Реакция с KI в кислой среде находит широкое применение в аналитической химии для обнаружения нитрит-иона N0 2 (выделяющийся свободный иод окрашивает раствор крахмала).

Большинство солей азотистой кислоты ядовиты. Наибольшее применение имеет нитрит натрия NaN0 2 , который широко используют в производстве органических красителей, лекарственных веществ, в аналитической химии. В медицинской практике применяется как сосудорасширяющее средство при стенокардии.

Азотную кислоту HN0 3 в лабораторных условиях можно получить действием концентрированной серной кислоты на NaN0 3:

Азотную кислоту в промышленных масштабах получают каталитическим окислением аммиака кислородом воздуха. Этот метод получения HN() 3 состоит из нескольких стадий. Вначале смесь аммиака с воздухом пропускают над платиновым катализатором при 800°С. Аммиак при этом окисляется до NO:

При охлаждении происходит дальнейшее окисление NO до N0 2:

Образующийся N0 2 растворяется в воде с образованием HN0 3:

Чистая азотная кислота - это бесцветная жидкость, которая при 42°С переходит в кристаллическое состояние. На воздухе она «дымит», так как пары ее с влагой воздуха образуют мелкие капельки тумана. С водой смешивается в любых соотношениях. HN0 3 имеет плоское строение:

Азот в HN0 3 является однозарядным и четырехковалентным. Нитрат- ион N0 3 имеет форму плоского треугольника, что объясняется ^-гибридизацией валентных орбиталей азота:

Азотная кислота относится к числу наиболее сильных кислот. В водных растворах она полностью диссоциирована на ионы Н + и N0 3 .

Для азотной кислоты характерны исключительно окислительные свойства. Азот в азотной кислоте находится в состоянии наивысшего окисления +5, поэтому он может только присоединять электроны. Уже под влиянием света азотная кислота разлагается с выделением N0 2 и 0 2:

В зависимости от концентрации азотной кислоты и природы восстановителя образуются различные продукты, где азот проявляет степень окисления от +4 до

Концентрированная азотная кислота окисляет большинство металлов (кроме золота и платины).

При взаимодействии концентрированной HN0 3 с малоактивными металлами, как правило, образуется N0 2:

Однако разбавленная азотная кислота в этом случае восстанавливается до NO:

Если в реакцию окисления с разбавленной азотной кислотой вступают более активные металлы, то выделяется N 3 0:

Очень разбавленная азотная кислота при взаимодействии с активными металлами восстанавливается до солей аммония:

Железо легко взаимодействует с разбавленной азотной кислотой и не реагирует на холоде с концентрированной. Аналогично ведут себя хром и алюминий. Объясняется это тем, что на поверхности этих металлов образуются оксидные пленки, которые и тормозят дальнейшее окисление металла (пассивация металла).

Таким образом, при взаимодействии азотной кислоты с металлами водород не выделяется.

Неметаллы при нагревании с HN0 3 окисляются до кислородных кислот. В зависимости от концентрации азотная кислота восстанавливается до N0 2 или NO:

Смесь, состоящая из одного объема азотной и трех объемов концентрированной соляной кислоты, называется царской водкой. Эта смесь - более сильный окислитель и растворяет такие благородные металлы, как золото и платину. Действие царской водки основано на том, что HN0 3 окисляет НС1 с выделением нитрозилхлорида, разлагающегося с образованием атомарного хлора и NO. Роль окислителя при взаимодействии с металлами выполняет хлор:

Взаимодействие с золотом протекает по реакции

Азотная кислота в зависимости от концентрации по-разному ведет себя по отношению к сульфидам, проявляющим восстановительные свойства. Так, разбавленная азотная кислота (до 20%) окисляет сульфид-ион S 2- до нейтральной серы, а сама восстанавливается до NO. Более концентрированная азотная кислота (30%-ный раствор) окисляет S 2 до SOf , восстанавливаясь при этом до NO:

В безводной азотной кислоте протекают следующие равновесные процессы:

Для распознавания нитрат-иона N0 3 и отличия его от нитрит-иона N0 2 пользуются несколькими реакциями:

а) нитраты в щелочной среде могут быть восстановлены до аммиака металлами - цинком или алюминием:

• (выделяющийся газообразный аммиак можно обнаружить по посинению влажной лакмусовой бумаги);
• б) сульфат железа(П) в кислой среде окисляется азотной кислотой до сульфата железа(Ш). Азотная кислота восстанавливается до NO, который с избытком FeSO^ образует комплексное соединение бурого цвета:

Соли азотной кислоты, называемые нитратами, - кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде. При нагревании они разлагаются с выделением 0 9 . Нитраты, содержащие щелочные металлы и металлы, стоящие в ряду стандартных электродных потенциалов левее магния (включая магний), с отщеплением кислорода переходят в соответствующие нитриты:

Нитраты металлов, стоящих в ряду стандартных электродных потенциалов правее меди, расщепляются с образованием свободных металлов:

Нитраты остальных металлов разлагаются до оксидов:

Для качественного обнаружения применяется реакция

в результате которой выделяется бурый газ (N0 9).

Так как нитраты легко отщепляют кислород при высоких температурах и, следовательно, являются окислителями, то их применяют для изготовления легко воспламеняющихся и взрывчатых смесей. Например, порох представляет собой смесь состава 68% KN0 3 , 15% S и 17% С.

Наиболее важное значение имеют NaNO ;j (чилийская селитра), KN0 3 (калийная селитра), NH 4 N0 3 (аммонийная селитра) и Ca(NO:i) 2 (кальциевая селитра). Все эти соединения используются в сельском хозяйстве в качестве удобрений.

Биологическая роль азота. Азот - это макроэлемент, входит в состав аминокислот белков, РНК и ДНК, гормонов, ферментов, витаминов и многих других жизненно важных субстратов.

Если нагревать калиевую или натриевую селитру, они теряют часть своего кислорода и переходят в соли азотистой кислоты HNO 2 . Разложение идет легче в присутствии свинца, связывающего выделяющийся :

KNO 3 + Pb = KNO 2 + PbO

Соли азотистой кислоты - нитриты - кристаллические , хорошо растворимые в воде (за исключением серебряной соли). NaNO 2 широко применяется при производстве различных красителей.

При действии на раствор какого-нибудь нитрита разбавленной серной кислотой получается свободная азотистая кислота:

2NaNO 2 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2HNO 2

Она принадлежит к числу слабых кислот (К = 5 10 -4) и известна только в сильно разбавленных водных растворах. При концентрировании раствора или при его нагревании азотистая кислота распадается с выделением окиси и двуокиси азота:

2HNO 2 = NO + NO 2 + H 2 O

Азотистая кислота - сильный , но в же время при действии других, более энергичных окислителей сама может окисляться в азотную кислоту.

Вы читаете, статья на тему Азотистая кислота HNO2