Азотистая кислота существует либо в растворе, либо в газовой фазе. Она неустойчива и при нагревании распадается в парах:

2HNO 2 «NO+NO 2 +Н 2 О

Водные растворы этой кислоты при нагревании разлагаются:

3HNO 2 «HNO 3 +H 2 O+2NO

Эта реакция обратимая, поэтому, хотя растворение NO 2 и со­провождается образованием двух кислот: 2NO 2 + Н 2 O=HNO 2 +HNO 3

практически взаимодействием NO 2 с водой получают HNO 3:

3NO 2 +H 2 O=2HNO 3 +NO

По кислотным свойствам азотистая кислота лишь немного сильнее уксусной. Соли ее называются нитритами и в отличие от самой кислоты являются устойчивыми. Из растворов ее солей можно добавлением серной кислоты получить раствор HNO 2:

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

На основе данных о ее соединениях предполагают два типа структуры азотистой кислоты:

которым соответствуют нитриты и нитросоединения. Нитриты активных металлов имеют структуру I типа, а малоактивных ме­таллов - II типа. Почти все соли этой кислоты хорошо раствори­мы, но нитрит серебра труднее всех. Все соли азотистой кислоты ядовиты. Для химической технологии важны KNO 2 и NaNO 2 , которые необходимы для производства органических красите­лей. Обе соли получают из оксидов азота:

NO+NO 2 +NaOH=2NaNO 2 +Н 2 О или при нагревании их нитратов:

KNO 3 +Pb=KNO 2 +PbO

Pb необходим для связывания выделяющегося кислорода.

Из химических свойств HNO 2 сильнее выражены окислитель­ные, при этом сама она восстанавливается до NO:

Однако можно привести много примеров таких реакций, где азотистая кислота проявляет восстановительные свойства:

Определить присутствие азотистой кислоты и ее солей в рас­творе можно, если прибавить раствор иодида калия и крахмала. Нитрит-ион окисляет анион иода. Эта реакция требует присутст­вия Н + , т.е. протекает в кислой среде.

Азотная кислота

В лабораторных условиях азотную кислоту можно получить действием концентрированной серной кислоты на нитраты:

NaNO 3 +H 2 SO 4(к) =NaHSO 4 +HNO 3 Реакция протекает при слабом нагревании.

Получение азотной кислоты в промышленных масштабах осуществляется каталитическим окислением аммиака кислоро­дом воздуха:

1. Вначале смесь аммиака с воздухом пропускают над платино­вым катализатором при 800°С. Аммиак окисляется до оксида азота (II):

4NH 3 + 5O 2 =4NO+6Н 2 О

2 . При охлаждении происходит дальнейшее окисление NO до NO 2: 2NO+O 2 =2NO 2

3. Образующийся оксид азота (IV) растворяется в воде в присутст­вии избытка О 2 с образованием HNO 3: 4NO 2 +2Н 2 O+O 2 =4HNO 3

Исходные продукты - аммиак и воздух - тщательно очища­ют от вредных примесей, отравляющих катализатор (сероводо­род, пыль, масла и т.п.).

Образующаяся кислота является разбавленной (40-60% -ной). Концентрированную азотную кислоту (96-98% -ную) получают перегонкой разбавленной кислоты в смеси с концентрированной серной кислотой. При этом испаряется только азотная кислота.

Физические свойства

Азотная кислота - бесцветная жидкость, с едким запахом. Очень гигроскопична, «дымит» на воздухе, т.к. ее пары с влагой воздуха образуют капли тумана. Смешивается с водой в любых соотношениях. При -41,6°С переходит в кристаллическое состо­яние. Кипит при 82,6°С.

В HNO 3 валентность азота равна 4, степень окисления +5. Структурную формулу азотной кислоты изображают так:

Оба атома кислорода, связанные только с азотом, равноцен­ны: они находятся на одинаковом расстоянии от атома азота и несут каждый по половинному заряду электрона, т.е. четвертая часть азота разделена поровну между двумя атомами кислорода.

Электронную структуру азотной кислоты можно вывести так:

1. Атом водорода связывается с атомом кислорода ковалентной связью:

2. За счет неспаренного электрона атом кислорода образует кова­лентную связь с атомом азота:

3. Два неспаренных электрона атома азота образуют ковалентную связь со вторым атомом кислорода:

4. Третий атом кислорода, возбуждаясь, образует свободную 2р- орбиталь путем спаривания электронов. Взаимодействие непо­деленной пары азота со свободной орбиталью третьего атома кис­лорода приводит к образованию молекулы азотной кислоты:

Химические свойства

1. Разбавленная азотная кислота проявляет все свойства кислот. Она относится к сильным кислотам. В водных растворах диссо­циирует:

HNO 3 «Н + +NO - 3 Под действием теплоты и на свету частично разлагается:

4HNO 3 =4NO 2 +2Н 2 O+O 2 Поэтому хранят ее в прохладном и темном месте.

2. Для азотной кислоты характерны исключительно окислитель­ные свойства. Важнейшим химическим свойством является взаимодействие почти со всеми металлами. Водород при этом никогда не выделяется. Восстановление азотной кислоты зави­сит от ее концентрации и природы восстановителя. Степень окисления азота в продуктах восстановления находится в ин­тервале от +4 до -3:

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

Продукты восстановления при взаимодействии азотной кисло­ты разной концентрации с металлами разной активности при­ведены ниже в схеме.

Концентрированная азотная кислота при обычной температу­ре не взаимодействует с алюминием, хромом, железом. Она пере­водит их в пассивное состояние. На поверхности образуется плен­ка оксидов, которая непроницаема для концентрированной кислоты.

3. Азотная кислота не реагирует с Pt, Rh, Ir, Та, Au. Платина и золото растворяются в «царской водке» - смеси 3 объемов концентрированной соляной кислоты и 1 объема концентриро­ванной азотной кислоты:

Au+НNO 3 +3НСl= AuСl 3 +NO­+2Н 2 О НСl+AuСl 3 =H

3Pt+4HNO 3 +12НСl=3PtCl 4 +4NO­+8H 2 O 2HCl+PtCl 4 =H 2

Действие «царской водки» заключается в том, что азотная кис­лота окисляет соляную до свободного хлора:

HNO 3 +HCl=Сl 2 +2Н 2 О+NOCl 2NOCl=2NO+Сl 2 Выделяющийся хлор соединяется с металлами.

4. Неметаллы окисляются азотной кислотой до соответствующих кислот, а она в зависимости от концентрации восстанавливает­ся до NO или NO 2:

S+бНNO 3(конц) =H 2 SO 4 +6NO 2 ­+2Н 2 ОР+5НNO 3(конц) =Н 3 РO 4 +5NO 2 ­+Н 2 О I 2 +10HNO 3(конц) =2HIO 3 +10NO 2 ­+4Н 2 О 3Р+5HNO 3(p азб) +2Н 2 О= 3Н 3 РО 4 +5NO­

5. Она также взаимодействует с органическими соединениями.

Соли азотной кислоты называются нитратами, представляют собой кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде. Их получают при действии HNO 3 на металлы, их оксиды и гидрокси­ды. Нитраты калия, натрия, аммония и кальция называются се­литрами. Селитры используются главным образом как минераль­ные азотные удобрения. Кроме того, KNO 3 применяют для приготовления черного пороха (смесь 75% KNO 3 , 15% С и 10% S). Из NH 4 NO 3 , порошка алюминия и тринитротолуола изготавлива­ют взрывчатое вещество аммонал.

Соли азотной кислоты при нагревании разлагаются, причем продукты разложения зависят от положения солеобразующего металла в ряду стандартных электродных потенциалов:

Разложение при нагревании (термолиз) - важное свойство солей азотной кислоты.

2KNO 3 =2KNO 2 +O 2 ­

2Cu(NO 3) 2 =2CuO+NO 2 ­+O 2 ­

Соли металлов, расположенных в ряду левее Mg, образуют нитриты и кислород, от Mg до Cu - оксид металла, NO 2 и кисло­род, после Си - свободный металл, NO 2 и кислород.

Применение

Азотная кислота - важнейший продукт химической про­мышленности. Большие количества расходуются на приготовле­ние азотных удобрений, взрывчатых веществ, красителей, пласт­масс, искусственных волокон и др. материалов. Дымящая

азотная кислота применяется в ракетной технике в качестве окис­лителя ракетного топлива.

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. HNO 2 имеет слабый характер. Весьма неустойчива, может быть только в разбавленных растворах:

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

Соли азотистой кислоты называются нитритами или азотистокислыми . Нитриты гораздо более устойчивы, чем HNO 2 , все они токсичны.

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.

Строение азотистой кислоты.

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

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 азотистой кислоты.

В водных растворах существует равновесие:

Нагреваясь, раствор азотистой кислоты распадается с выделением NO и образованием азотной кислоты:

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

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

Кроме того, она может окислять вещества, которые обладают восстановительными свойствами:

Получение азотистой кислоты.

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

Кроме того, она образуется при растворении в воде оксида азота (IV) NO 2 :

.

Применение азотистой кислоты.

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

Физиологическое действие азотистой кислоты.

Азотистая кислота является токсичной и обладает ярко выраженным мутагенным действием, так как является деаминирующим агентом.

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 .)

Азотистая кислота - это одноосновная слабая кислота, которая может существовать только в разбавленных водных растворах голубого цвета и в газовой форме. Соли данной кислоты называют азотистокислым или нитритами. Они токсичны и более устойчивы, чем сама кислота. Химическая формула данного вещества выглядит так: HNO2.

Физические свойства:
1. Молярная масса равна 47 г/моль.
2. равна 27 а.е.м.
3. Плотность составляет 1,6.
4. Температура плавления равна 42 градусам.
5. Температура кипения равна 158 градусам.

Химические свойства азотистой кислоты

1. Если раствор с азотистой кислотой нагреть, то произойдет следующая химическая реакция:
3HNO2 (азотистая кислота) = HNO3 (кислота азотная) + 2NO выделяется в виде газа)+ H2O (вода)

2. В водных растворах диссоциирует и легко вытесняется из солей более сильными кислотами:
H2SO4 (серная кислота) + 2NaNO2 (нитрит натрия) = Na2SO4 (сульфат натрия) + 2HNO2 (азотистая кислота)

3. Рассматриваемое нами вещество может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. При воздействии на него более сильных окислителей (например: хлор, пероксид водорода H2O2, окисляется до азотной кислоты (в некоторых случаях происходит образование соли азотной кислоты):

Восстановительные свойства:

HNO2 (азотистая кислота) + H2O2 (пероксид водорода) = HNO3 (азотная кислота) + H2O (вода)
HNO2 + Cl2 (хлор) + H2O (вода) = HNO3 (кислота азотная) + 2HCl (соляная кислота)
5HNO2 (азотистая кислота)+ 2HMnO4 = 2Mn(NO3)2 (нитрат марганца, соль азотной кислоты) + HNO3 (кислота азотная) + 3H2O (вода)

Окислительные свойства:

2HNO2 (азотистая кислота)+ 2HI = 2NO (оксид кислорода, в виде газа) + I2 (йод) + 2H2O (вода)

Получение азотистой кислоты

Данное вещество можно получить несколькими способами:

1. При растворении азота оксида (III) в воде:

N2O3 (оксид азота) + H2O (вода) = 2HNO3 (азотистая кислота)

2. При растворении азота оксида (IV) в воде:
2NO3 (оксид азота) + H2O (вода) = HNO3 (азотная кислота) + HNO2 (азотистая кислота)

Применение азотистой кислоты:
- диазотирование ароматических первичных аминов;
- производство солей диазония;
- в синтезе органических веществ (например, для производства органических красителей).

Воздействие азотистой кислоты на организм

Данное вещество токсично, обладает ярким мутагенным эффектом, так как по сути своей является деаминирующим агентом.

Что такое нитриты

Нитриты - это различные соли азотистой кислоты. К воздействию температур они менее устойчивы, чем нитраты. Необходимы при производстве некоторых красителей. Применяются в медицине.

Особенное значение приобрел для человека нитрит натрия. Это вещество имеет формулу NaNO2. Используется в качестве консерванта в пищевой промышленности при производстве изделий из рыбы и мяса. Представляет собой порошок чистого белого или слегка желтоватого цвета. Нитрит натрия гигроскопичен (исключение составляет очищенный нитрит натрия) и хорошо растворяется в H2O (воде). На воздухе способен постепенно окислиться до имеет сильные восстановительные свойства.

Натрия нитрит применяется в:
- химическом синтезе: для получения диазо-аминных соединений, для дезактивирования избытка натрия азида, для получения кислорода, натрия оксида и натрия азота, для поглощения углекислого газа;
- в производстве пищевых продуктов (пищевая добавка Е250): в качестве антиокислителя и антибактериального агента;
- в строительстве: в качестве противоморозной добавки к бетону в изготовлении конструкций и строительных изделий, в синтезе органических веществ, в роли ингибитора коррозии атмосферной, в производстве каучуков, попперсов, раствора добавки для взрывчатых веществ; при обработке металла для снятия слоя олова и при фосфатировании;
- в фотографии: как антиокислитель и реагент;
- в биологии и медицине: сосудорасширяющее, спазмолитическое, слабительное, бронхолитическое; как антидот при отравлении животного или человека цианидами.

В настоящее время также используются и другие соли азотистой кислоты (например, нитрит калия).