Солі азотистої та азотної кислот

Азотні добрива

9 клас

Тип уроку – вивчення нового матеріалу.

Вигляд уроку- Бесіда.

Цілі та завдання уроку.

Навчальні. Ознайомити учнів зі способами отримання, властивостями та областями застосування нітратів та нітритів. Розглянути проблему підвищеного вмісту нітратів у сільськогосподарській продукції. Дати уявлення про азотні добрива, їх класифікацію та представників.

Розвиваючі. Продовжити розвиток умінь: виділяти головне, встановлювати причинно-наслідкові зв'язки, вести конспект, проводити експеримент, застосовувати знання практично.

Виховні. Продовжити формування наукового світогляду, виховання позитивного ставлення до знань.

Методи та методичні прийоми. Самостійна роботаучнів із науково-популярною літературою, підготовка повідомлень, виконання лабораторних дослідів та демонстраційного експерименту, діалогічний метод викладу знань з елементами дослідження, поточний контроль знань за допомогою тесту.

Структура уроку.

Оголошення теми, цілей.

Повідомлення домашнього завдання та коментар до нього.

Викладення нового матеріалу (евристична бесіда з опорою на експеримент).

Поточний контроль знань за допомогою тесту.

Підбиття підсумків уроку.

Обладнання та реактиви.Плакат з техніки безпеки; таблиці «Розкладання нітратів при нагріванні», «Класифікація азотних добрив», «Витискальний ряд кислот»; тест «Азот та його сполуки» (два варіанти); картки з умовами завдань.

Для демонстраційного експерименту: демонстраційний штатив для пробірок, спиртовка, сірники, тримач для пробірок, тигельні щипці, залізна ложечка для спалювання речовин, лучина, залізний лист для спалювання чорного пороху, великі пробірки, вата, просочена концентрованим розчином лугу, чашка з піском, три; концентровані розчини гідроксиду натрію та сірчаної кислоти, кристалічні солі – нітрат калію, нітрат міді(II), нітрат срібла; деревний куточок, мідна пластина, сірка, розчин дифеніламіну в концентрованій сірчаній кислоті (темна склянка, 0,1 г дифеніламіну на
10 мл H 2 SO 4 (конц.); розчини йодиду калію, розведеної сірчаної кислоти, нітриту калію; у демонстраційних пробірках – рослинні соки капусти, кабачка, гарбуза; йодкрохмальний папірець.

Для лабораторних дослідів:пробірка з двома гранулами цинку, три порожні пробірки, скляні палички, дві пробірки з кристалічними нітратами (об'ємом з горошину) – нітрату барію та нітрату алюмінію, лакмусу, розчину нітрату міді(II), нітрату срібла, соляної кислоти, хлориду барію .

Епіграф.«Жодна наука не потребує експерименту такою мірою як хімія» (Майкл Фарадей).

ХІД УРОКУ

Відомості з техніки безпеки

Усі нітрати відносяться до вогневибухових речовин. Зберігати нітрати необхідно окремо від органічних та неорганічних речовин. Усі досліди з утворенням оксиду азоту(IV) необхідно проводити у великих пробірках, закритих ватними тампонами, змоченими концентрованим розчином лугу. Азотну кислоту слід зберігати у темних склянках, берегти від вогню. Особливо токсичні нітрити.

Домашнє завдання

Підручник О.С.Габрієляна «Хімія-9», § 26, упр. 7. Сильні учні одержують індивідуальні завдання.

Індивідуальні завдання

1. Перекладіть з алхімічної мови такий запис: "Міцна горілка" пожирає "місяць", випускаючи "лисий хвіст". Згущення отриманої рідини породжує “пекельний камінь”, який чорнить тканину, папір та руки. Щоб “місяць” знову зійшов, прожарюй “пекельний камінь” у печі».

Відповідь.

«Пекельний камінь» - нітрат срібла - при нагріванні розкладається з утворенням срібла - «місяць зійшов»:

2АgNO 3 (кр.) 2Аg + 2NO 2 + O 2 .

2. В одному старовинному науковому трактаті описаний досвід отримання «червоного преципітату»*: «Ртуть розчиняють в азотній кислоті, розчин випарюють і залишок нагрівають, поки він не стане червоним». Що є «червоним преципітатом»? Напишіть рівняння реакцій, що ведуть до його утворення, враховуючи, що ртуть у сполуках, що утворюються, має ступінь окислення +2 і що при дії азотної кислоти на ртуть виділяється газ, що буріє на повітрі.

Відповідь. Рівняння реакцій:

Оксид ртуті(II) HgO в залежності від способу отримання буває червоного або жовтого кольору(Hg 2 O - Чорного кольору). На повітрі ртуть за кімнатної температури не окислюється. При тривалому нагріванні ртуть з'єднується з киснем повітря, утворюючи червоний оксид ртуті (II)НgО, який при більш сильному нагріванні знову розкладається на ртуть та кисень:

2НgО = 2Нg + O2.

Вивчення нового матеріалу

Склад та номенклатура солей азотної кислоти

Вчитель. Що означають латинську назву «нітрогеніум» та грецьку «нітрат»?

Учень. "Нітрогеніум" означає "що народжує селітру", а "нітрат" означає "селітра".

Вчитель. Нітрати калію, натрію, кальцію та амонію називають селітрами. Наприклад, селітри: KNO 3 – нітрат калію (індійська селітра), NаNО 3 – нітрат натрію (чілійська селітра), Са(NО 3) 2 – нітрат кальцію (норвезька селітра), NH 4 NO 3 – нітрат амонію (аміачна або амонійна селітра, її родовищ у природі немає). Німецька промисловість вважається першою у світі, що отримала сіль NH 4 NO 3 з азоту N 2 повітря та водню води, придатну для живлення рослин.

Фізичні властивості нітратів

Вчитель. Про те, який взаємозв'язок існує між будовою речовини та її властивостями, ми дізнаємось із лабораторного досвіду.

Фізичні властивості нітратів

Завдання. У двох пробірках містяться кристалічні нітрати: (NO 3) 2 і Al (NO 3) 3 . У кожну пробірку долити по 2 мл дистильованої води, перемішати скляною паличкою. Спостерігати процес розчинення солей. Розчини зберігати до вивчення характеру середовища.

Вчитель. Що називають солями?

Учень. Солі – це складні речовини, що складаються з іонів металів та іонів кислотних залишків.

Вчитель. Потрібно побудувати логічний ланцюжок: вид хімічного зв'язку– тип кристалічних ґрат – сили взаємодії між частинками у вузлах ґрат – фізичні властивості речовин.

Учень. Нітрати відносяться до класу солей, тому для них характерні іонний зв'язокта іонна кристалічна решітка, В якій іони утримуються електростатичними силами. Нітрати – тверді кристалічні речовини, тугоплавки, розчинні у воді, сильні електроліти.

Отримання нітратів та нітритів

Вчитель. Назвіть десять способів одержання солей, заснованих на хімічних властивостях найважливіших класів неорганічних сполук.

Учень.

1) Метал + неметал = сіль;

2) метал + кислота = сіль + водень;

3) оксид металу + кислота = сіль + вода;

4) гідроксид металу + кислота = сіль + вода;

5) гідроксид металу + кислотний оксид = сіль + вода;

6) оксид металу + оксид неметалу = сіль;

7) сіль 1 + гідроксид металу (луг) = сіль 2 + гідроксид металу (нерозчинна основа);

8) сіль 1+ кислота (сильна) = сіль 2+ кислота (слабка);

10) сіль 1 + метал (активний) = сіль 2 + метал (менш активний).

Специфічні способи одержання солей:

12) сіль 1 + неметал (активний) = сіль 2 + неметал (менш активний);

13) амфотерний метал + луг = сіль + водень;

14) неметал + луг = сіль + водень.

Специфічний спосіб отримання нітратів та нітритів:

оксид азоту(IV) + луг = сіль1 + сіль2 + вода, наприклад (пише на дошці):

Це – окисно-відновна реакція, її тип – дисмутація, або диспропорціонування.

У присутності кисню з NO 2 і NaOH виходить не дві солі, а одна:

Тип окиснювально-відновної реакції – міжмолекулярний.

Вчитель. Чому досліди з утворенням оксиду азоту(IV) слід проводити у великих пробірках, закритих ватними тампонами, змоченими водним лугом?

Учень. Оксид азоту(IV) – отруйний газ, він взаємодіє зі лугом і знешкоджується.

Хімічні властивостінітратів

Учні виконують лабораторні досліди за надрукованою методикою.

Властивості нітратів, спільні з іншими солями

Взаємодія нітратів з металами,
кислотами, лугами, солями

Завдання. Відзначити ознаки кожної реакції, записати молекулярні та іонні рівняння, що відповідають схемам:

Cu(NO 3) 2 + Zn … ,

AgNO 3 + HCl … ,

Cu(NO 3) 2 + NaOH … ,

AgNO 3 + BaCl 2 ….

Гідроліз нітратів

Завдання. Визначити реакцію середовища запропонованих розчинів солей: (NO 3) 2 і Al (NO 3) 3 . Записати молекулярне та іонні рівняння можливих реакційіз зазначенням середовища розчину.

Специфічні властивості нітратів та нітритів

Вчитель. Усі нітрати термічно нестійкі. При нагріваннівони розкладаютьсяіз заснуванням кисню. Характер інших продуктів реакції залежить від положення металу, що утворює нітрат, в електрохімічному ряду напруг:

Особливе становище займає нітрат амонію, що розкладається без твердого залишку:

NH 4 NO 3 (кр.) N 2 O + 2H 2 O.

Вчитель робить демонстраційні досліди.

Досвід 1. Розкладання нітрату калію. У велику пробірку помістити 2-3 г кристалічного нітрату калію, нагріти до розплавлення солі. У розплав залишити заздалегідь нагрітий в металевій ложечці дерев'яний куточок. Учні спостерігають яскравий спалах та горіння вугілля. Під пробірку необхідно підставити чашку з піском.

Вчитель. Чому вугілля, опущене в розплавлену калійну селітру, миттєво згорає?

Учень. Селітра розкладається з утворенням газу кисню, тому попередньо нагрітий вугілля миттєво згорає в ньому:

З + О2 = СО2.

Досвід 2. Розкладання нітрату міді (ІІ). У велику пробірку помістити кристалічний нітрат міді (II) (об'ємом з горошину), закрити пробірку ватним тампоном, змоченим концентрованим розчином лугу. Закріпити пробірку в штативі горизонтально та нагріти.

Вчитель. Зверніть увагу на ознаки реакції.

Учні спостерігають утворення бурого газу NО 2 та чорного оксиду міді(II) СuО.

Учень біля дошки становить рівняння реакції:

Тип окиснювально-відновної реакції – внутрішньомолекулярний.

Досвід 3. Розкладання нітрату срібла. Загострити у пробірці, закритій ватним тампоном, змоченим концентрованим розчином лугу, кілька кристаликів нітрату срібла.

Вчитель. Які гази виділяються? Що залишилося у пробірці?

Учень біля дошки відповідає питанням, становить рівняння реакції:

Тип окиснювально-відновної реакції – внутрішньомолекулярний. У пробірці залишився твердий залишок – срібло.

Вчитель. Якісна реакція на нітрат-іон NO 3 – – взаємодія нітратів з металевою міддю при нагріванні у присутності концентрованої сірчаної кислоти або з розчином дифеніламіну в Н 2 SO 4 (Конц.).

Досвід 4. Якісна реакція на іон NO 3 – . У велику суху пробірку помістити зачищену мідну пластинку, кілька кристаликів калію нітрату, прилити кілька крапель концентрованої сірчаної кислоти. Пробірку закрити ватним тампоном, змоченим концентрованим розчином лугу та нагріти.

Вчитель. Назвіть ознаки реакції.

Учень. У пробірці виникають бурі пари оксиду азоту(IV), що краще спостерігати білому екрані, але в межі мідь – реакційна суміш виникають зелені кристали нітрату міді(II).

Вчитель(Демонструє схему зменшення відносної сили кислот). Відповідно до низки кислот кожна попередня кислота може витіснити з солі наступну.

Учень біля дошки складає рівняння реакцій:

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

Тип окиснювально-відновної реакції – міжмолекулярний.

Вчитель. Другу якісну реакцію на нітрат-іон NO 3 – проведемо трохи пізніше, при дослідженні вмісту нітратів у продуктах харчування.

Якісна реакція на нітрит-іон NO 2 –– взаємодія нітритів із розчином йодиду каліюКI , підкисленим розведеною сірчаною кислотою.

Досвід 5. Якісна реакція на іон NO 2 - . Взяти 2-3 краплі розчину йодиду калію, підкисленого розведеною сірчаною кислотою, і долити кілька крапель розчину нітриту калію. Нітрити в кислому середовищі здатні окислювати йодид-іон I – до вільного I 2 , який виявляється йодкрохмальним папірцем, змоченим у дистильованій воді.

Вчитель. Як має змінити забарвлення йодкрохмальний папірець під дією вільного I 2?

Учень. Проста речовина I 2 виявляється з посинення крохмалю.

Вчитель складає рівняння реакції:

Вчитель. У цій реакції NO 2 – є окисником. Однак існують інші якісні реакції на іон NO 2 – , У яких він є відновником. Звідси можна зробити висновок, що іон NO 3 – виявляє лише окисні властивості, а іон NO 2 – – як окисні, так і відновлювальні властивості.

Застосування нітратів та нітритів

Вчитель(Задає проблемне питання). Чому азоту у природі багато (він входить до складу атмосфери), а рослини часто дають поганий урожай через азотне голодування?

Учень. Рослини не можуть засвоювати молекулярний азот N 2 з повітря. Це проблема «пов'язаного азоту». При нестачі азоту затримується утворення хлорофілу, тому рослини мають блідо-зелене забарвлення, як наслідок, затримується зростання та розвиток рослини. Азот – життєво важливий елемент. Без білка немає життя, а без азоту немає білка.

Вчитель. Назвіть способи засвоєння атмосферного азоту.

Учень. Частина зв'язаного азоту надходить у ґрунт під час гроз. Хімія процесу така:

Вчитель. Які рослини здатні підвищувати родючість ґрунту і в чому їхня особливість?

Учень. Ці рослини (люпин, люцерна, конюшина, горох, вика) відносяться до сімейства бобових (метеликові), на коренях яких розвиваються бульбочкові бактерії, здатні пов'язувати атмосферний азот, переводячи його в сполуки, доступні для рослин.

Вчитель. Знімаючи врожаї, людина щороку забирає разом з ними величезну кількість зв'язаного азоту. Цей спад він покриває внесенням не тільки органічних, а й мінеральних добрив (нітратних, аміачних, амонійних). Азотні добрива вносять під усі культури. Азот засвоюється рослинами у вигляді катіону амоніюта нітрат-аніону NO 3 -.

Вчитель демонструє схему «Класифікація азотних добрив».

Схема

Вчитель. Однією з важливих характеристик є вміст живильного елемента у добривах. Розрахунок поживного елемента для азотних добрив ведуть за вмістом азоту.

Рослини, що пов'язують атмосферний азот

Завдання. Яка масова частка азоту в рідкому аміаку та аміачній селітрі?

Формула аміаку - NH3.

Масова частка азоту в аміаку:

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

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

Формула аміачної селітри – NH 4 NO 3 .

Масова частка азоту в аміачній селітрі:

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

Вплив нітратів на довкілля та організм людини

1-й учень.Азот як основний поживний елемент впливає зростання вегетативних органів – зелених стебел і листя. Азотні добрива не рекомендується вносити пізньої осені або напровесні, тому що талі води змивають до половини добрив. Важливо дотримуватися норм і термінів внесення добрив, вносити їх не відразу, а кілька прийомів. Застосовувати повільно діючі форми добрив (гранули, покриті захисною плівкою), при посадці використовувати сорти, схильні до низького накопичення нітратів. Коефіцієнт використання азотних добрив – 40–60%. Надмірне вживання азотних добрив як веде до акумуляції нітратів у рослинах, а й призводить до забруднення ними водойм і грунтових вод. Антропогенними джерелами забруднення водойм нітратами є також металургія, хімічна, у тому числі целюлозно-паперова, та харчова галузі промисловості. Однією з ознак забруднення водойм є «цвітіння» води, викликане бурхливим розмноженням синьо-зелених водоростей. Особливо інтенсивно воно відбувається під час танення снігу, літніх та осінніх дощів. Гранично допустима концентрація (ГДК) нітратів регламентується ГОСТом. Для суми нітрат-іонів у ґрунті прийнято значення 130 мг/кг, у воді різних вододжерел – 45 мг/л.(Учні записують у зошиті: ГДК (NO 3 – у ґрунті) – 130 мг/кг, ГДК (NO 3 – у воді) – 45 мг/л.)

Для самих рослин нітрати нешкідливі, а ось для людини та травоїдних тварин вони небезпечні. Смертельна дозанітратів для людини – 8–15 г, допустиме добове споживання – 5 мг/кг. Багато рослин здатні накопичувати великі кількості нітратів, наприклад: капуста, кабачки, петрушка, кріп, буряк столовий, гарбуз та ін.

Такі рослини називають нітратонакопичувачами. В організм людини 70% нітратів надходить із овочами, 20% – з водою, 6% – з м'ясом та рибою. Потрапляючи в організм людини, частина нітратів всмоктується в шлунково-кишковому тракті в незміненому вигляді, інша частина, залежно від присутності мікроорганізмів, значення рН та інших факторів, може перетворюватися на отруйні нітрити, аміак, гідроксиламін. NН 2 ВІН ; у кишечнику з нітратів можуть утворитися вторинні нітрозаміни R 2 N–N=О , що володіють високою мутагенною та канцерогенною активністю. Ознаки невеликого отруєння – слабкість, запаморочення, нудота, розлад шлунка тощо. буд. Знижується працездатність, можлива непритомність.

В організмі людини нітрати взаємодіють з гемоглобіном крові, перетворюючи його на метгемоглобін, в якому залізо окислене до Fe 3+ і може служити переносником кисню. Ось тому одна з ознак гострого отруєння нітратами – синюшність шкірних покривів. Виявлено пряму залежність між випадками появи злоякісних пухлин та інтенсивністю надходження в організм нітратів при надлишку їх у ґрунті.

Досвід. Дослідження вмісту нітратів у продуктах харчування
(якісна реакція на нітрат-іон NO 3 –)

Три великі демонстраційні пробірки помістити по 10 мл рослинного соку капусти, кабачка, гарбуза (на білому тлі). У кожну пробірку прилити по кілька крапель розчину дифеніламіну в концентрованій сірчаній кислоті.

Синє забарвлення розчину вказуватиме на присутність нітрат-іонів:

NO 3 – + дифеніламін – речовина інтенсивного синього кольору.

Синє забарвлення було тільки в рослинному соку кабачка, причому забарвлення було неінтенсивно-синє. Отже, вміст нітратів у кабачку незначний, а в капусті з гарбузом – і того менше.

Перша допомога при отруєнні нітратами

2-й учень.Перша допомога при отруєнні нітратами - це промивання шлунка, прийом активованого вугілля, сольових проносних - глауберової солі. Na 2 SO 4 10H 2 O та англійської солі (гірка сіль) MgSO 4 7H 2 O , свіже повітря.

Зменшити шкідливий вплив нітратів на організм людини за допомогою аскорбінової кислоти (вітаміну С); якщо її співвідношення з нітратами становить 2:1, то нітрозаміни не утворюються. Доведено, що насамперед вітамін С, а також вітаміни Е та А є інгібіторами – речовинами, що запобігають та гальмують процеси перетворення нітратів і нітритів в організмі людини. Необхідно ввести в раціон харчування якомога більше чорної та червоної смородини, інших ягід і фруктів (до речі, у висячих плодах нітратів практично немає). І ще один природний нейтралізатор нітратів в організмі людини – це зелений чай.

Причини накопичення нітратів в овочах
та способи вирощування екологічно чистої
продукції рослинництва

3-й учень. Найбільш інтенсивно азот поглинається під час зростання та розвитку стебел та листя. При дозріванні насіння споживання азоту із ґрунту практично припиняється. Плоди, що досягли повної зрілості, вже не містять нітратів – відбувається повне перетворення сполук азоту на білки. Але багато овочів цінується саме незрілий плід (огірки, кабачки). Удобрювати такі культури азотними добривами бажано не пізніше ніж за 2-3 тижні до збирання врожаю. Крім того, повному перетворенню нітратів на білки перешкоджають погана освітленість, надмірна вологість і незбалансованість поживних елементів (недолік фосфору та калію). Не слід захоплюватися позасезонними тепличними овочами. Наприклад, 2 кг тепличних огірків, з'їдених за прийом, можуть викликати небезпечне життя отруєння нітратами. Потрібно також знати, переважно в яких частинах рослини накопичуються нітрати: у капусти – у качанчику, у моркви – у серцевині, у кабачків, огірків, кавунів, дині, картоплі – у шкірці. У дині та кавуна не слід їсти незрілу м'якоть, що прилягає до кірки. Огірки краще почистити та зрізати місце прикріплення їх до стебла. У зелених культур нітрати накопичуються в стеблах (петрушка, салат, кріп, селера). Зміст нітратів у різних частинах рослин нерівномірний: у черешках листя, стеблі, корені вміст їх у 1,5–4,0 рази вище, ніж у листі. Всесвітня організація охорони здоров'я вважає допустимим вміст нітратів у дієтичних продуктах до 300 мг NO 3 – на 1 кг сирої речовини.(Учні записують у зошиті: ГДК (NO 3 – у дієтичних продуктах) – 300 мг/кг.)

Якщо найвищий вміст нітратів відзначається у буряках, капусті, салаті, зеленій цибулі, то найнижчий вміст нітратів – у ріпчастій цибулі, томатах, часнику, перці, квасолі.

Щоб виростити екологічно чисту продукцію, насамперед необхідно грамотно вносити азотні добрива у ґрунт: у строго розрахованих дозах та в оптимальні терміни. Вирощувати овочі, особливо зелені культури, треба при хорошому освітленні, оптимальних показниках вологості ґрунту та температури. І все ж таки для зменшення вмісту нітратів овочеві культури краще підгодовувати органічними добривами. Несвоєчасне внесення добрив, особливо в надлишкових дозах, у тому числі і органічного добрива – гною, призводить до того, що мінеральні сполуки азоту, що надійшли в рослину, не встигають повністю перетворитися на білкові.

4-й учень.Навесні на прилавках магазинів та ринків з'являються зелені культури: салат, шпинат, зелена цибуля, огірки, вирощені у теплиці, у закритому ґрунті. Як зменшити вміст нітратів у них? Перерахуємо деякі з них.

1. Такі ранні культури, як зелень петрушки, кропу, селери, необхідно поставити як букет у воду на пряме сонячне світло. У таких умовах нітрати в листі протягом 2-3 годин повністю переробляються і потім практично не виявляються. Після цього зелень можна без побоювань вживати в пишу.

2. Буряк, кабачки, гарбуз перед приготуванням необхідно нарізати дрібними кубиками і 2-3 рази залити теплою водою, витримуючи по 5-10 хвилин. Нітрати добре розчиняються у воді, особливо теплою, і вимиваються водою (дивіться таблицю розчинності кислот, основ, солей). При миття та чищенні втрачається 10-15% нітратів.

3. Варіння овочів знижує вміст нітратів на 50-80%.

4. Зменшує кількість нітратів у овочах квашення, соління, маринування.

5. При тривалому зберіганні вміст нітратів у овочах зменшується.

А ось сушіння, приготування соків та пюре, навпаки, підвищують кількість нітратів.

1) варіння овочів;

2) очищення від шкірки;

3) видалення ділянок максимального накопичення нітратів;

4) вимочування.

Щоб оцінити, наскільки реальна небезпека отруєння нітратами, учням пропонується розрахункове завдання.

Завдання. У столових буряках міститься в середньому 1200 мг нітрат-іонів на 1 кг. При очищенні буряка губиться 10% нітратів, а при варінні – ще 40%. Чи буде перевищено добову норму споживання нітратів (325 мг), якщо щодня з'їдати по 200 г вареного буряка?

Дано:

m(буряки) = 1 кг,

з(NO 3 –) = 1200 мг/кг,

mмакс (NO 3 - на добу) = 325 мг,

m(буряка) = 200 г (0,2 кг),

(Втрат при очищенні) = 10%,

(Втрат при варінні) = 40%.

__________________________________

Знайти: m(NO 3 – у 200 г вареного буряка).

Рішення

1 кг буряків – 1200 мг NO 3 – ,

0,2 кг буряків – хмг NO 3 – .

Звідси х= 240 мг (NO 3 –).

Загальна частка втрат нітрат-іонів:

(Втрата NO 3 –) = 10% + 40% = 50%.

Отже, до організму потрапляє половина від 240 мг або 120 мг NO 3 – .

Відповідь.Після очищення та варіння буряків добова норма за нітратами (325 мг), що містяться в 200 г готового продукту (120 мг NO 3 –), не перевищена, вживати її можна.

Нітрати у виробництві вибухових речовин

Вчитель. Багато вибухових сумішей містять у своєму складі окислювач (нітрати металів або амонію та ін) і пальне (дизельне паливо, алюміній, деревне борошно). Тому солі – нітрат калію, нітрат барію, нітрат стронцію та інші – застосовуються у піротехніці.

Яке азотне добриво разом з алюмінієм та деревним вугіллям входить до складу вибухової суміші – аммоналу?

Учень. Аммонал містить також нітрат амонію. Основна реакція, яка протікає під час вибуху:

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

Висока теплота згоряння алюмінію збільшує енергію вибуху. Застосування нітрату амонію у складі амоналу засноване на його властивості розкладатися при детонації з утворенням газоподібних речовин:

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

У руках терористів вибухові речовини приносять мирним людям лише страждання.

Шість століть тривало панування чорного пороху у військовій справі. Тепер його застосовують як вибухову речовину в гірській справі, у піротехніці (ракети, феєрверки), а також як мисливський порох. Чорний або димний порох – це суміш 75% нітрату калію, 15% деревного вугілля та 10% сірки.

Досвід. Горіння чорного або димного пороху

Готують чорний порох змішуванням 7,5 г нітрату калію, 1 г сірки та 1,5 г деревного вугілля. Перед змішуванням кожну речовину подрібнюють у фарфоровій ступці. Під час демонстрації досвіду суміш гіркою поміщають на залізний лист і підпалюють лучиною, що горить. Суміш згорає, утворюючи хмару диму (потяг).

Вчитель. Яку роль відіграє селітра?

Учень. Селітра виступає у ролі окислювача при нагріванні:

Застосування нітратів та нітритів у медицині

5-й учень. Нітрат срібла AgNO 3 , який чорнить тканину, папір, парти та руки (ляпис), застосовують як протимікробний засібдля лікування шкірних виразок, для припікання бородавок(Вчитель демонструє техніку припікання бородавок на руці) і як протизапальний засіб при хронічному гастриті та виразці шлунка: пацієнтам призначають пити 0,05%-й розчинАgNO 3 . Порошкоподібні метали Zn, Мg, Al, змішані з нітратом срібла, використовують у петардах.

Основний нітрат вісмутуВi(ОН) 2 NО 3 призначають внутрішньо при виразкової хворобишлунка та дванадцятипалої кишки як в'яжучий та антисептичний засіб. Зовнішньо – у мазях, присипках при запальних захворюваннях шкіри.

Сіль нітрит натрію NaNО 2 застосовують у медицині як спазмолітичний засіб.

Застосування нітритів у харчовій галузі промисловості

6-й учень. Нітрити застосовують у ковбасному виробництві: 7 г на 100 кг фаршу. Нітрити надають ковбасі рожевого кольору, без них вона сіра, як варене м'ясо, і не має товарного вигляду. До того ж присутність нітритів у ковбасі потрібна ще й з іншої причини: вони запобігають розвитку мікроорганізмів, що виділяють токсичні отрути.

Контроль знань за допомогою тесту «Азот та його сполуки»

Варіант I

1. Найбільш міцна молекула:

а) Н 2; б) F 2; в) Про 2; г) N 2.

2. Забарвлення фенолфталеїну в розчині аміаку:

а) малинова; б) зелена;

в) жовта; г) синя.

3. Ступінь окиснення +3 у атома азоту в поєднанні:

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

4. При термічному розкладанні нітрату міді(II) утворюються:

а) нітрит міді(II) та Про 2 ;

б) оксид азоту(IV) та Про 2 ;

в) оксид міді(II), бурий газ NO 2 і 2 ;

г) гідроксид міді(II), N 2 та О 2 .

5. Який іон утворений за донорно-акцепторним механізмом?

а); б) NO 3 -; в) Сl -; г) SO 4 2-.

6. Вкажіть сильні електроліти:

а) азотна кислота;

б) азотиста кислота;

в) водний розчин аміаку;

г) нітрат амонію.

7. Водень виділяється при взаємодії:

а) Zn + HNO 3 (розб.);

б) Cu + HCl (р-р);

в) Al + NaOH + H2O;

г) Zn + H 2 SO 4 (розб.);

д) Fe + HNO 3 (Конц.).

8. Складіть рівняння реакції цинку з дуже розведеною азотною кислотою, якщо один із продуктів реакції – нітрат амонію. Вкажіть коефіцієнт, що стоїть перед окислювачем.

9.

Дайте назви речовин А, В, С.

Варіант ІІ

1. Засобом витіснення води не можна зібрати:

а) азот; б) водень;

в) кисень; г) аміак.

2. Реактивом на іон амонію служить розчин:

а) сульфату калію; б) нітрат срібла;

в) гідроксиду натрію; г) хлориду барію.

3. При взаємодії НNО 3 (конц.) з мідною стружкою утворюється газ:

а) N 2 O; б) NН 3; в) NO 2; г) Н2.

4. При термічному розкладанні нітрату натрію утворюється:

а) оксид натрію, бурий газ NO 2, O 2;

б) нітрит натрію та Про 2 ;

в) натрій, бурий газ NO 2, O 2;

г) гідроксид натрію, N 2 , Про 2 .

5. Ступінь окислення азоту в сульфаті амонію:

а) -3; б) -1; в) +1; г) +3.

6. З якими із зазначених речовин реагує концентрована HNO 3 за звичайних умов?

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

7. Вкажіть кількість іонів у скороченому іонному рівнянні взаємодії сульфату натрію та нітрату срібла:

а) 1; б) 2; у 3; г) 4.

8. Складіть рівняння взаємодії магнію з розведеною азотною кислотою, якщо один із продуктів реакції – проста речовина. Вкажіть коефіцієнт, що стоїть у рівнянні перед окислювачем.

9. Напишіть рівняння реакцій для наступних перетворень:

Дайте назви речовин А, В, С, D.

Відповіді на запитання тестів

Варіант 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,

Варіант ІІ

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,

На закінчення уроку вчитель висловлює своє ставлення до виконаної учнями роботі, оцінює їх виступи та відповіді.

ЛІТЕРАТУРА

Габрієлян О.С. Хімія-9. М: Дрофа, 2001; Габрієлян О.С, Остроумов І.Г. Настільна книга вчителя. Хімія. 9 клас. М: Дрофа, 2002; Пічугіна Г.В. Узагальнення знань про перетворення сполук азоту у ґрунті та в рослинах. Хімія у школі, 1997 № 7; Харківська Н.Л.,
Ляшенко Л.Ф., Баранова Н.В. Обережно – нітрати! Хімія у школі, 1999 № 1; Железнякова Ю.В., Назаренко В.М. Навчально-дослідницькі екологічні проекти. Хімія у школі, 2000, № 3.

*«Червоний преципітат» – це одна з модифікацій оксиду ртуті(II) HgO. ( Прим. ред.)

Солі амонію – дуже своєрідні. Всі вони легко розкладаються, причому деякі мимоволі, наприклад, карбонат амонію:
(NH4)2CO3 = 2NH3 + Н2О + СО2 (реакція прискорюється при нагріванні).
Інші солі, наприклад хлорид амонію (нашатир), виганяються при нагріванні, тобто спочатку розкладаються на аміак і хлористий під дією нагрівання, а при зниженні температури знову на холодних частинах судини утворюється хлорид амонію:
нагрівання
NH4Cl ⇄ NH3 + НСl
охолодження
Нітрат амонію при нагріванні розкладається на закис азоту та воду. Ця реакція може відбуватися із вибухом:
NH4NО3 = N2О + Н2О
Нітрит амонію NH4NО2 розкладається при нагріванні з утворенням азоту та води, тому ним користуються в лабораторії для одержання азоту.
При дії на солі амонію лугів виділяється аміак:
NH4Cl + NaOH = NaCl + NH3 + H2О
Виділення аміаку - характерна ознака розпізнавання солей амонію. Усі солі амонію є сполуками комплексного характеру.

Аміак та солі амонію знаходять широке застосування. Аміак використовується як сировина для отримання азотної кислоти та її солей, а також солей амонію, які є хорошими азотними добривами. Таким добривом є сульфат амонію (NH4)2SO4 і особливо нітрат амонію NH4NO3 або аміачна селітра, до складу молекули якої входять два атоми азоту: один аміачний, інший нітратний. Рослини спочатку засвоюють аміачний і потім нітратний. Цей висновок належить основоположнику російської агрохімії акад. Д. Н. Прянишникову, який присвятив свої праці фізіології рослин і обгрунтував значення мінеральних добрив у сільському господарстві.
Аміак у вигляді нашатирного спирту застосовується у медицині. Рідкий аміак використовується у холодильних установках. Хлорид амонію застосовується виготовлення сухого гальванічного елемента Лекланше. Суміш нітрату амонію з алюмінієм та вугіллям, звана амоналом, є сильною вибуховою речовиною.
Карбонат амонію застосовується в кондитерській промисловості як розпушувач тесту.

■ 25. На якій властивості карбонату амонію ґрунтується його використання для розпушування тіста?
26. Як знайти у складі солі іон амонію?
27. Як здійснити низку перетворень:
N2 ⇄ NH3 → NO
↓
NH4N03

Кисневі сполуки азоту

Утворює з киснем кілька сполук, у яких виявляє різні ступені окислення.
Існує закис азоту N2О, або, як його називають, «звеселяючий газ». У ній виявляє ступінь окислення + 1. В окису азоту NO азот виявляє ступінь окислення + 2, в азотистому ангідриді N2О3 - + 3, у двоокису азоту NО2 - +4, у п'ятиокисі азоту, або азотному
ангідриді, N2О5 - +5.
Закис азоту N2О - несолетворний окис. Це газ, досить добре розчинний у воді, але реакцію з водою не вступає. Закис азоту в суміші з киснем (80% N2O та 20% О2) справляє наркотизуючу дію і застосовується для так званого газового наркозу, перевага якого в тому, що він не має тривалої післядії.
Інші азоту сильно отруйні. Отруйна дія їх дається взнаки зазвичай через кілька годин після вдихання. Перша допомога полягає у прийомі внутрішньо великої кількості молока, вдиханні чистого кисню, потерпілому повинен бути забезпечений спокій.

■ 28. Перерахуйте можливі ступеня окиснення азоту та , що відповідають цим ступеням окиснення.
29. Які заходи першої допомоги слід вживати при отруєннях оксидами азоту?

Найбільш цікавими та важливими оксидами азоту є окис та двоокис азоту, які ми й вивчатимемо.
Окис азоту NО утворюється з азоту та кисню за сильних електричних розрядів. У повітрі під час грози іноді спостерігається утворення окису азоту, але в дуже невеликих кількостях. Окис азоту безбарвний газ, що не має запаху. У воді окис азоту нерозчинний, тому його можна збирати над водою у випадках, коли отримання ведеться лабораторним способом. У лабораторії окис азоту отримують з помірно концентрованої азотної кислоти дією її на:
HNО3 + Сu → Cu(NO3)2 + NO + Н2О
У цьому рівнянні самостійно розставте коефіцієнти.
Окис азоту можна отримати й іншими способами, наприклад, в полум'ї електричної дуги:
N2 + O2 ⇄ 2NO.
У виробництві азотної кислоти окис азоту одержують каталітичним окисненням аміаку, про яке йшлося в § 68, стор 235.
Окис азоту є несолетворним окисом. Вона легко окислюється киснем повітря і перетворюється при цьому на двоокис азоту NO2. Якщо окислення виробляти у скляній посудині, безбарвний окис азоту перетворюється на бурий газ - двоокис азоту.

■ 30. При взаємодії міді із азотною кислотою виділилося 5,6 л окису азоту. Розрахуйте, скільки прореагувало міді та скільки утворилося солі.

Двоокис азоту NO2 - бурий газ із характерним запахом. Добре розчиняється у воді, тому що реагує з водою за рівнянням:
3NO2 + Н2O = 2HNO3 + NO
У присутності кисню можна отримати лише азотну кислоту:
4NO2 + 2Н2О + O2 = 4HNO3
Молекули двоокису азоту NO2 досить легко з'єднуються попарно і утворюють чотирикис азоту N2O4 - безбарвну рідину, структурна формула якої

Цей процес відбувається на холоді. При нагріванні чотирикіс азоту знову переходить у двоокис.
Двоокис азоту - кислотний окис, тому що може реагувати з лугами, утворюючи сіль та воду. Однак внаслідок того, що атоми азоту в модифікації N2O4 мають різну кількість валентних зв'язків, при взаємодії двоокису азоту з лугом утворюються дві солі - нітрат і нітрит:
2NO2 + 2NaOH = NaNO3 + NaNO2 + H2O
Отримують двоокис азоту, як говорилося вище, окисленням окису:
2NO + О2 = 2NO2
Крім того, двоокис азоту отримують дією концентрованої азотної кислоти на :
Сu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
(Конц.)
або краще прожарювання нітрату свинцю:
2Pb(NO3)2 = 2РbO + 4NO2 + О2

■ 31. Перерахуйте способи одержання двоокису азоту, привівши рівняння відповідних реакцій.

32. Зобразіть схему будови атома азоту в ступені окислення +4 і поясніть, якою має бути його поведінка в окисно-відновних реакціях.
33. У концентровану азотну кислоту помістили 32 г суміші міді та окису міді. Вміст міді у суміші 20%. Який обсяг якого газу у своїй виділиться. Скільки грам молекул солі при цьому виходить?

Азотиста кислота та нітрити

Азотиста кислота HNO2 – дуже слабка нестійка кислота. Вона існує лише в розведених розчинах (а = 6,3% 0,1 н. розчині). Азотиста кислота легко розкладається з утворенням окису та двоокису азоту
2HNO2 = NO + NO2 + Н2O.
Ступінь окиснення азоту в азотистій кислоті +3. При такій мірі окислення умовно вважатимуться, що з зовнішнього шару атома азоту віддано 3 електрона і залишилося 2 валентних электрона. У зв'язку з цим для N+3 в окиснювально-відновних реакціях існують дві можливості: він може виявляти як окисні, так і відновлювальні властивості залежно від того, в яке середовище-окисне або відновне - потрапляє.
Солі азотистої кислоти називаються нітритами. Діючи на нітрити сірчаною кислотою, можна отримати азотисту кислоту:
2NaNO2 + H2SO4 = Na2SO4 + 2HNO2.
Нітрити є солі, досить добре розчинні у воді. Як і сама азотиста кислота, нітрити можуть виявляти окисні властивості при реакції з відновниками, наприклад:
NaNO2 + KI + H2SO4 → I2 + NO…

Знайти кінцеві продукти та розставити коефіцієнти на основі електронного балансу спробуйте самостійно.

Оскільки що виділяється легко виявити за допомогою крохмалю, дана реакція може бути способом виявлення навіть незначних кількостей нітритів у питній воді, присутність яких небажана через отруйність. З іншого боку, нітритний азот може окислюватися до N+5 під впливом сильного окислювача.
NaNO2 + K2Cr2O7 + H2SO4 → NaNO3 + Cr2(SO4)3 + …

Інші продукти реакції знайдіть самостійно, складіть електронний баланс і розставте коефіцієнти.

■ 34. Закінчіть рівняння.
HNO2 + KMnO4 + H2SO4 → … (N+5, Мn+2).
35. Перерахуйте властивості азотистої кислоти та нітритів.

Азотна кислота

HNO3 – сильний електроліт. Це летюча рідина. Чиста кипить при температурі 86 °, немає кольору; густина її 1,53. У лабораторії зазвичай надходить 65% HNO3 із щільністю 1,40.
димить у повітрі, оскільки її пари, піднімаючись у повітря і з'єднуючись із парами води, утворюють крапельки туману. Азотна кислота поєднується з водою в будь-яких співвідношеннях. Вона має різкий запах, що легко випаровується, тому переливати концентровану азотну кислоту слід лише під тягою. При потраплянні на шкіру азотна кислота може спричинити сильні опіки. Невеликий опік дається взнаки характерною жовтою плямою на шкірі. Сильні опіки можуть спричинити утворення виразок. У разі потрапляння на шкіру азотної кислоти її слід швидко змити великою кількістю води, а потім нейтралізувати слабким розчином соди.

Концентрована 96-98% азотна кислота надходить до лабораторії рідко і при зберіганні досить легко, особливо на світлі розкладається за рівнянням:
4HNO3 = 2Н2O + 4NO2 + O2
Вона постійно пофарбована двоокис азоту в жовтий колір. Надлишок двоокису азоту і поступово випаровуються з розчину, в розчині накопичується, а кислота продовжує розкладатися. У зв'язку з цим концентрація азотної кислоти поступово зменшується. При концентрації 65% азотна кислота може зберігатися тривалий час.
Азотна кислота є одним із найсильніших окислювачів. Вона реагує майже з усіма металами, але без виділення водню. Яскраво виражені окисні властивості азотної кислоти надають на деякі ( , ) так звану пасивуючу дію. Це особливо притаманно концентрованої кислоти. При її впливі на поверхні металу утворюється дуже щільна оксидна плівка, що захищає метал від подальшого впливу кислоти. Метал стає "пасивним". .
Однак із більшістю металів азотна кислота реагує. У всіх реакціях з металами в азотній кислоті відновлюється азот і тим повніше, чим розбавлене кислота і чим активніший метал.

Концентрована кислота відновлюється до двоокису азоту. Приклад цього може бути реакція з міддю, наведена вище (див. § 70). Розведена азотна кислота з міддю відновлюється до окису азоту (див. § 70). Більш активні, наприклад, відновлюють розведену азотну кислоту до закису азоту.
Sn + HNO3 → Sn(NO3)2 + N2O
При дуже сильному розведенні з активним металом, наприклад, з цинком, реакція доходить до утворення солі амонію:
Zn + HNO3 → Zn(NO3)2 + NH4NO3

У всіх наведених схемах реакцій розставте коефіцієнти, склавши електронний баланс самостійно.

■ 36. Чому при зберіганні в лабораторії навіть у добре закупореному посуді концентрація азотної кислоти знижується?
37. Чому концентрована азотна кислота має жовтувато-буре забарвлення?
38. Напишіть рівняння реакції розведеної азотної кислоти із залізом. Продуктами реакції є нітрат заліза (III) і виділяється газ бурого кольору.
39. Випишіть у зошит усі рівняння реакцій, що характеризують взаємодію азотної кислоти з металами. Перерахуйте, які , крім нітратів металів, утворюються цих реакціях.

Багато хто може горіти в азотній кислоті, наприклад, вугілля і :
З + HNO3 → NO + СО2
Р + HNO3 → NO + H3PO4

Вільний у своїй окислюється до фосфорної кислоти. при кип'ятінні в азотній кислоті перетворюється на S+6 і з вільної сірки утворюється:
HNO3 + S → NO + H2SO4

Закінчіть рівняння реакцій самостійно.

Складні можуть горіти в азотній кислоті. Наприклад, в азотній кислоті горять скипидар, нагріте тирсу.
Азотна кислота може окислювати соляну кислоту. Суміш трьох частин соляної та однієї частини азотної кислоти називається «царською горілкою». Така назва дана тому, що ця суміш окислює і платину, на які жодні кислоти не діють. Реакція протікає за такими стадіями: у самій суміші відбувається окислення іона хлору у вільний та відновлення азоту до утворення хлористого нітрозилу:
HNO3 + 3НСl ⇄ Сl2 + 2Н2O + NOCl
царська горілка хлористий нітрозил
Останній легко розкладається на окис азоту та вільний за рівнянням:
2NOCl = 2NO + Сl2
Поміщене в «царську горілку» металеве легко окислюється хлористим нітрозилом:
Au + 3NOCl = АuСl3 + 3NO
Азотна кислота може вступати у реакцію нітрування з органічними речовинами. При цьому обов'язково повинна бути концентрована. Суміш концентрованих азотної та сірчаної кислот, називається нітруючої сумішшю. За допомогою такої суміші можна отримати з гліцерину нітрогліцерин, з бензолу - нітробензол, з клітковини - нітроклітковину і т. д. У сильно розведеному стані азотна кислота виявляє характерні властивості кислот.

■ 40. Приклади типових властивостей кислот стосовно азотної кислоти наведіть самостійно. Рівняння напишіть у молекулярній та. іонної форми.
41. Чому склянки із концентрованою азотною кислотою забороняється перевозити упакованими у деревні стружки?
42. При випробуванні фенолфталеїном концентрованої азотної кислоти фенолфталеїн набуває помаранчевого забарвлення, а не залишається безбарвним. Чим це пояснюється?

Отримати азотну кислоту у лабораторії дуже легко. Зазвичай її отримують шляхом витіснення з її солей сірчаною кислотою, наприклад:
2KNО3 + H2SО4 = K2SО4 + 2HNО3
На рис. 61 зображено лабораторну установку для отримання азотної кислоти.
У промисловості сировиною отримання азотної кислоти служить аміак. В результаті окислення аміаку у присутності платинового каталізатора утворюється окис азоту:
4NH3 + 5О2 = 4NO + 6Н2О
Як було зазначено вище, окис азоту легко окислюється киснем повітря в двоокис азоту:
2NO + О2 = 2NO2
а двоокис азоту, з'єднуючись з водою, утворює азотну кислоту і знову окис азоту за рівнянням:

3NО2 + Н2О = 2HNО3 + NO.
Потім окис азоту знову подається на окислення:
Перша стадія процесу - окиснення аміаку в окис азоту здійснюється в контактному апараті при температурі 820°. Каталізатором є сітки з платини з домішкою родію, які нагрівають перед запуском апарату. Оскільки реакція екзотермічна, сітки нагріваються за рахунок тепла самої реакції. Вийшла з контактного апаратуоксид азоту охолоджують до температури близько 40°, так як процес окислення окису азоту йде швидше за більш низької температури. При температурі 140° двоокис азоту, що утворюється, розкладається знову на окис азоту і кисню.

Окислення окису азоту двоокис здійснюється в вежах, званих абсорберами, зазвичай під тиском 8-10 атм. У них одночасно відбувається і поглинання (абсорбція) двоокису азоту, що утворюється, водою. Для кращого поглинання двоокису азоту розчин охолоджують. Виходить 50-60% азотна кислота.
Концентрування азотної кислоти проводять у присутності концентрованої сірчаної кислоти в ректифікаційних колонах. утворює з наявною водою гідрати з температурою кипіння більш високою, ніж у азотної кислоти, тому суміші досить легко виділяються пари азотної кислоти. При конденсації цих пар можна отримати 98-99% азотну кислоту. Зазвичай концентрована кислота застосовується рідко.

■ 43. Запишіть у зошит усі рівняння реакцій, що відбуваються при отриманні азотної кислоти лабораторним та промисловим засобами.
44. Як здійснити низку перетворень:

45. Скільки 10% розчину можна приготувати з азотної кислоти, одержаної взаємодією 2,02 кг нітрату калію з надлишком сірчаної кислоти?
46. ​​Визначте молярність 63% азотної кислоти.
47. Скільки азотної кислоти можна отримати з 1 т аміаку за 70% виходу?
48. Циліндр заповнили окис азоту шляхом витіснення води. Потім, не виймаючи з води, під нього підвели трубку від газометра.
(див. рис. 34) і почали пропускати . Опишіть, що слід спостерігатися в циліндрі, якщо надлишку кисню не допускалося. Обґрунтуйте свою відповідь рівняннями реакцій.

Рис. 62. Горіння вугілля у розплавленій селітрі. 1 – розплавлена ​​селітра; 2 - вогник, що горить; 3 – пісок.

Солі азотної кислоти

Солі азотної кислоти називаються нітратами. Нітрати лужних металів, а також кальцію та амонію називаються селітрами. Наприклад, KNО3 – калійна селітра, NH4NО3 – аміачна селітра. Природні поклади нітрату натрію є у великій кількості в Чилі, у зв'язку з чим ця сіль отримала назву чилійської селітри.

Рис. 62.Горіння вугілля у розплавленій селітрі. 1 – розплавлена ​​селітра; 2 - вогник, що горить; 3 – пісок.

Солі азотної кислоти, як вона сама, є сильними окислювачами. Наприклад, солі лужних металів при плавленні виділяють за рівнянням:

2KNО3 = 2KNO2+ О2

Завдяки цьому вугілля та інші горючі речовини горять у розплавленій селітрі (рис. 62).
Солі важких металів також розкладаються із кисню, але з інший схемою.
2Pb(NО3)2 = 2РbО + 4NO2 + О2

Рис. 63. Кругообіг азоту в природі

Калійна селітра застосовується виготовлення чорного пороху. Для цього її змішують з вугіллям та сіркою. для цієї мети не використовується, тому що вона гігроскопічна. Чорний порох при підпалюванні інтенсивно згорає за рівнянням:
2KNO3 + 3С + S = N2 + 3CO2 + K2S
Нітрати кальцію та амонію – дуже хороші азотні добрива. Останнім часом набув поширення як добрива та нітрат калію.
Азотна кислота широко застосовується у виробництві хіміко-фармацевтичних препаратів (стрептоцид), органічних барвників, целулоїду, кіно- та фотоплівок. Солі азотної кислоти широко використовуються у піротехніці.
У природі існує кругообіг азоту, при якому рослини при відмиранні повертають назад у ґрунт отриманий з неї азот. Тварини, харчуючись рослинами, повертають азот у ґрунт у вигляді випорожнень, а після смерті їх трупи перегнивають і тим самим також повертають ґрунті отриманий від нього азот (рис.63). Знімаючи врожай, людина втручається в цей кругообіг, порушує його і тим самим збіднює ґрунт азотом, тому доводиться вносити азот на поля у вигляді мінеральних добрив.

■ 49. Як здійснити низку перетворень

Якщо нагрівати калієву або натрієву селітру, вони втрачають частину свого кисню і переходять у солі азотистої кислоти HNO2. Розкладання йде легше в присутності свинцю, що зв'язує :

KNO 3 + Pb = KNO 2 + PbO

Солі азотистої кислоти – нітрити – кристалічні, добре розчинні у воді (за винятком срібної солі). NaNO 2 широко застосовується під час виробництва різних барвників.

При дії на розчин якогось нітриту розведеною сірчаною кислотою виходить вільна азотиста кислота:

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

Вона належить до слабких кислот (До= 5 10 -4) і відома лише сильно розведених водних розчинах. При концентруванні розчину або при його нагріванні азотиста кислота розпадається з виділенням окису та двоокису азоту:

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

Азотиста кислота - сильний, але в той же час при дії інших, більш енергійних окислювачів сама може окислюватися в азотну кислоту.

Ви читаєте, стаття на тему Азотіста кислота HNO2

HNO 2 має слабкий характер. Дуже нестійка, можливо тільки в розведених розчинах:

2 HNO 2 NO + NO 2 + H 2 O.

Солі азотистої кислоти називаються нітритамиабо азотистокислими. Нітрити набагато стійкіші, ніж HNO 2, вони всі токсичні.

2HNO 2 + 2HI = I 2 + 2NO + 2H 2 O,

HNO 2 + H 2 O 2 = HNO 3 + H 2 O,

5KNO 2 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 5KNO 3 + K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 3H 2 O.

Будова азотистої кислоти.

У газовій фазі планарна молекула азотистої кислоти існує у вигляді двох конфігурацій цис-і транс-:

При кімнатній температурі переважає трансізомер: ця структура є більш стійкою. Так, для ціс - HNO 2(г) DG° f= −42,59 кДж/моль, а для транс- HNO 2(г) DG= −44,65 кДж/моль.

Хімічні властивості азотистої кислоти.

У водних розчинах існує рівновага:

Нагріваючись розчин азотистої кислоти розпадається з виділенням NOта утворенням азотної кислоти:

HNO 2у водних розчинах дисоціює ( K D=4,6·10 −4), трохи сильніший за оцтову кислоту. Легко витісняється сильнішими кислотами із солей:

Азотиста кислота виявляє окисні та відновлювальні властивості. При дії сильніших окислювачів (пероксид водню, хлор, перманганат калію) відбувається окислення в азотну кислоту:

Крім того, вона може окислювати речовини, які мають відновлювальні властивості:

Одержання азотистої кислоти.

Азотисту кислоту одержують при розчиненні оксиду азоту (III) N 2 O 3у воді:

Крім того, вона утворюється при розчиненні у воді оксиду азоту (IV) NO 2:

.

Застосування азотистої кислоти.

Азотиста кислота застосовується для діазотування первинних ароматичних амінів та утворення солей діазонію. Нітрити застосовуються в органічний синтезу виробництві органічних барвників.

Фізіологічна дія азотистої кислоти.

Азотиста кислота є токсичною і має яскраво виражену мутагенну дію, тому що є деамінуючим агентом.

Три з п'яти оксидів азоту реагують з водою, утворюючи азотисту Н1М0 2 та азотну HN0 3 кислоти.

Азотиста кислота слабка та нестійка. Вона може бути лише у невеликій концентрації в охолодженому водному розчині. Майже її отримують дією сірчаної кислоти на розчин солі (найчастіше NaN0 2) при охолодженні майже до 0°С. При спробі підвищення концентрації азотистої кислоти з розчину на дно судини виділяється синя рідина – оксид азоту (Ш). При підвищенні температури азотна кислота розкладається але реакції

Оксид азоту(1У) реагує із водою, даючи дві кислоти (див. вище). Але з урахуванням розкладання азотистої кислоти сумарна реакція N 2 0 4 з водою при нагріванні записується так:

Солі азотистої кислоти (нітрити) є досить стійкими. Нітрити калію або натрію можна отримати розчиненням оксиду азоту(1У) у лугу:

Утворення суміші солей цілком зрозуміло, оскільки реагуючи з водою, N 2 0 4 утворює дві кислоти. Нейтралізація лугом запобігає розкладу нестійкої азотистої кислоти і призводить до зміщення рівноваги реакції N 204 з водою повністю вправо.

Нітрити лужних металів виходять також при термічному розкладанні їх нітратів:

Солі азотистої кислоти добре розчиняються у воді. Розчинність деяких нітритів винятково висока. Наприклад, при 25°З коефіцієнт розчинності нітриту калію дорівнює 314, тобто. у 100 г води розчиняється 314 г солі. Нітрити лужних металів термічно стійкі та плавляться без розкладання.

У кислому середовищі нітрити діють як досить сильні окисники. Фактично окисні властивості виявляє слабка азотиста кислота, що утворюється. З розчинів йодидів виділяється йод:

Йод виявляється за фарбуванням, а оксид азоту - за характерним запахом. Азот переходить із СО+3 в СО +2.

Окислювачі сильніші, ніж азотиста кислота, окислюють нітрити до нітратів. У кислому середовищі розчин перманганату калію знебарвлюється при додаванні нітриту натрію:

Азот переходить із СО+3 в СО+5. Таким чином, азотиста кислота та нітрити виявляють окисно-відновну двоїстість.

Нітрити отруйні, тому що вони окислюють в гемоглобіні залізо(П) до заліза(Н1) і гемоглобін втрачає здатність приєднувати та переносити кисень у крові. Застосування великої кількості азотних добрив значно прискорює зростання рослин, але вони містять у підвищеної концентрації нітрати і нітрити. Вживання вирощених таким чином овочів та ягід (кавуни, дині) призводить до отруєнь.

Величезне практичного значення має азотна кислота. У її властивостях поєднуються сила кислоти (практично повна іонізація у водному розчині), сильні окисні властивості та здатність передавати нітрогрупу N0 2 + іншим молекулам. Азотну кислоту застосовують у великих кількостях для добрив. У цьому випадку вона є джерелом необхідного для рослин азоту. Її застосовують для розчинення металів та отримання добре розчинних солей – нітратів.

Надзвичайно важливим напрямком використання азотної кислоти є нітрування органічних речовин для отримання різноманітних органічних продуктів, що містять нітрогрупи. Серед органічних нітросполук є лікарські речовини, барвники, розчинники, вибухові речовини Щорічно світове виробництво азотної кислоти перевищує 30 млн.т.

У період до промислового освоєння синтезу аміаку та його окиснення азотну кислоту отримували з нітратів, наприклад, з чилійської селітри NaN0 3 . Селітру нагрівали з концентрованою сірчаною кислотою:

Пари азотної кислоти, що виділяються, в охолоджуваному приймачі конденсуються в рідину з високим вмістом HN0 3 .

В даний час азотну кислоту одержують за різними варіантами методу, в якому вихідною речовиною є оксид азоту (П). Як випливає з розгляду властивостей азоту, його оксид NO можна отримати з азоту та кисню за температури понад 2000°С. Підтримка така високої температурипотребує великої витрати енергії. Метод був технічно здійснений у 1905 р. у Норвегії. Нагріте повітря проходило через зону горіння вольтової дуги за температури 3000-3500°С. Гази, що виходять з пристрою, містили всього 2-3% оксиду азоту(Н). До 1925 р. світове виробництво азотних добрив з цього методу досягло 42 000 т. За сучасними масштабами виробництва добрив - це дуже мало. Надалі розширення виробництва азотної кислоти пішло шляхом окислення аміаку до оксиду азоту(І).

При звичайному горінні аміаку утворюються азот та вода. Але при проведенні реакції при нижчій температурі із застосуванням каталізатора окиснення аміаку закінчується утворенням NO. Поява NO при пропусканні суміші аміаку і кисню через платинову сітку було відомо вже давно, але цей каталізатор не дає достатньо високого виходу оксиду. Використовувати цей процес для заводського виробництва вдалося лише у XX ст., коли було знайдено більш ефективний каталізатор – сплав платини та родію. Метал родій, що виявився надзвичайно необхідним у виробництві азотної кислоти, приблизно в 10 разів рідкіший, ніж платина. З каталізатором Pt/Rh у суміші аміаку та кисню певного складу при 750°С реакція

дає вихід NO до 98%. Цей процес термодинамічно менш вигідний, ніж згоряння аміаку до азоту та води (див. вище), але каталізатор забезпечує швидке з'єднання атомів азоту, що залишаються після втрати водню молекулою аміаку, з киснем, запобігаючи утворенню молекул N 2 .

При охолодженні суміші, що містить оксид азоту(П) та кисень, утворюється оксид азоту(1У) N0 2 . Далі застосовуються різні варіантиперетворення N0 2 в азотну кислоту. Розведену азотну кислоту отримують розчиненням NQ 2 у воді за підвищеної температури. Реакцію наведено вище (с. 75). Азотну кислоту з масовою часткою до 98% отримують реакції в суміші рідкого N 2 0 4 з водою в присутності газоподібного кисню під великим тиском. У цих умовах оксид азоту(П), що утворюється одночасно з азотною кислотою, встигає окислюватися киснем до N0 2 , який відразу ж реагує з водою. Виходить наступна сумарна реакція:

Весь ланцюжок послідовних реакцій перетворення атмосферного азоту на азотну кислоту можна так:

Реакції оксиду азоту(1У) з водою і киснем йдуть досить повільно, і майже вдається досягти повного його перетворення на азотну кислоту. Тому на заводах, що виробляють азотну кислоту, завжди відбувається викид оксидів азоту в атмосферу. Із заводської труби виходить рудуватий дим – «лисий хвіст». Забарвлення диму обумовлено присутністю N0 2 . На значному просторі довкола великого заводу від оксидів азоту гинуть ліси. Особливо чутливі до дії N02 хвойні породи дерев.

Безводна азотна кислота - безбарвна рідина з щільністю 1,5 г/см 3 , що кипить при 83°З замерзає при -41,б°С в прозору кристалічну речовину. На повітрі азотна кислота подібно до концентрованої соляної кислоти диміт, так як пари кислоти утворюють з водяною парою повітря краплі туману. Тому азотна кислота з малим вмістом води називається димлячої.Вона, зазвичай, має жовте забарвлення, оскільки під впливом світла розкладається з утворенням N0 2 . Димна кислота застосовується порівняно рідко.

Зазвичай азотна кислота випускається промисловістю як водного розчину з масовою часткою 65-68%. Такий розчин називають концентрованою азотною кислотою. Розчини з масовою часткою HN03 менше 10% - розбавлена ​​азотна кислота. Розчин з масовою часткою 68,4% (щільність 1,41 г/см 3) є азеотропну суміш, що кипить при 122°С. Азеотропна суміш характеризується однаковим складом як рідини, так і пари над нею. Тому перегонка азеотропної суміші не призводить до зміни її складу. У концентрованій кислоті поряд із звичайними молекулами HN0 3 присутні малодисоціювальні молекули ортоазотної кислоти H 3 N0 4 .

Концентрована азотна кислота пасивуєповерхню деяких металів, наприклад, заліза, алюмінію, хрому. При контакті цих металів із концентрованою HN() 3 хімічна реакція не йде. Це означає, що вони перестають реагувати із кислотою. Азотну кислоту можна транспортувати у сталевих цистернах.

Як димна, і концентрована азотна кислота є сильним окислювачем. Тліючий вугілля спалахує при зіткненні з азотною кислотою. Краплі скипидару, потрапляючи в азотну кислоту, спалахують, утворюючи велике полум'я (рис. 20.3). Концентрована кислота окислює при нагріванні сірку та фосфор.

Рис. 20.3.

Азотна кислота у суміші з концентрованою сірчаною кислотою виявляє основні властивості. Від молекули HN0 3відщеплюється гідроксид-іон, і утворюється іон нітроїл (нітроній) NOJ:

Рівноважна концентрація нітронію невелика, але така суміш нітрує органічні речовини за участю цього іона. З цього прикладу випливає, що в залежності від характеру розчинника поведінка речовини може докорінно змінитися. У воді HN0 3 виявляє властивості сильної кислоти, а сірчаної кислоті виявляється основою.

У розведених водяних розчинах азотна кислота практично повністю іонізована.

У концентрованих розчинах азотної кислоти як окислювач діють молекули HN0 3 , а розведених - іони N0 3 за підтримки кислого середовища. Тому азот залежно від концентрації кислоти та природи металу відновлюється до різних продуктів. У нейтральному середовищі, тобто в солях азотної кислоти, іон N0 3 стає слабким окислювачем, але при додаванні сильної кислоти до нейтральних розчинів нітратів останні діють як азотна кислота. За силою окисних властивостей у кислому середовищі іон N0 3 сильніше, ніж Н+. Звідси випливає важливе слідство.

При дії азотної кислоти на метали замість водню виділяються різні оксиди азоту, а реакціях з активними металами азот відновлюється до іона NH*.

Розглянемо найважливіші приклади реакцій металів із азотною кислотою. Мідь реакції з розведеною кислотою відновлює азот до NO (див. вище), а реакції з концентрованою кислотою - до N0 2:

Залізо пасивується концентрованою азотною кислотою, а кислотою середньої концентрації окислюється до ступеня окиснення +3:

Алюміній реагує з сильно розведеною азотною кислотою без виділення газу, оскільки азот відновлюється до СО-3, утворюючи сіль амонію:

Солі азотної кислоти, або нітрати, відомі всім металів. Нерідко застосовується стара назва деяких нітратів - селітра(Натрієва селітра, калійна селітра). Це єдине сімейство солей, в якому всі солі розчиняються у воді. Іон N0 3 не забарвлений. Тому нітрати або виявляються безбарвними солями, або мають забарвлення катіону, що входить до їх складу. Більшість нітратів виділяються з водних розчинів у вигляді кристалогідратів. Безводними нітратами є NH 4 N0 3і нітрати лужних металів, крім LiN0 3*3H 2 0.

Нітрати часто застосовують щодо обмінних реакцій у розчинах. Нітрати лужних металів, кальцію та амонію у великих кількостях використовуються як добрива. Протягом кількох століть нітрат калію мав велике значення у військовій справі, оскільки був компонентом єдиного вибухового складу – пороху. Його отримували головним чином із сечі коней. Що міститься в сечі азот з участю бактерій у спеціальних селитряних купах переходив у нітрати. При випарюванні рідини, що виходила, в першу чергу кристалізувався нітрат калію. Цей

приклад показує, наскільки були обмежені джерела отримання сполук азоту до освоєння промисловістю синтезу аміаку.

Термічне розкладання нітратів відбувається за температур нижче 500°С. При нагріванні нітратів активних металів вони перетворюються на нітрити з кисню (див. вище). Нітрати менш активних металів при термічному розкладанні дають оксид металу, оксид азоту(1 У) та кисень: