Sales de ácidos nitroso y nítrico

Fertilizantes nitrogenados

Grado 9

Tipo de lección: aprender material nuevo.

Tipo de lección- conversacion.

Metas y objetivos de la lección.

Educativo... Familiarizar al alumno con los métodos de obtención, propiedades y campos de aplicación de nitratos y nitritos. Considere el problema del aumento del contenido de nitratos en los productos agrícolas. Dar una idea de los fertilizantes nitrogenados, su clasificación y representantes.

Desarrollando. Continuar con el desarrollo de habilidades: resaltar lo principal, establecer relaciones de causa y efecto, tomar notas, realizar un experimento, aplicar el conocimiento en la práctica.

Educativo. Continuar la formación de una cosmovisión científica, fomentando una actitud positiva hacia el conocimiento.

Métodos y técnicas metodológicas. Trabajo independiente estudiantes con literatura de divulgación científica, preparación de mensajes, realización de experimentos de laboratorio y un experimento de demostración, método dialógico de presentación de conocimientos con elementos de investigación, control actual del conocimiento mediante una prueba.

Estructura de la lección.

Anuncio del tema, metas.

Mensaje de tarea y comentario al respecto.

Presentación de material nuevo (conversación heurística basada en experimentos).

Control actual del conocimiento mediante una prueba.

Resumiendo la lección.

Equipos y reactivos. Póster de seguridad; tablas "Descomposición de nitratos por calentamiento", "Clasificación de fertilizantes nitrogenados", "Serie de desplazamiento de ácidos"; prueba "Nitrógeno y sus compuestos" (dos opciones); tarjetas con condiciones problemáticas.

Para un experimento de demostración: una gradilla de demostración para tubos de ensayo, una lámpara de alcohol, fósforos, un soporte para tubos de ensayo, pinzas para crisol, una cuchara de hierro para quemar sustancias, una astilla, una plancha de hierro para quemar pólvora negra, tubos de ensayo grandes, algodón empapado en un concentrado solución alcalina, una taza de arena, tres gradillas de laboratorio; soluciones concentradas de hidróxido de sodio y ácido sulfúrico, sales cristalinas: nitrato de potasio, nitrato de cobre (II), nitrato de plata; carbón, placa de cobre, azufre, solución de difenilamina en ácido sulfúrico concentrado (botella oscura, 0,1 g de difenilamina por
10 ml de H _ {2} SO _ {4} (conc.); soluciones de yoduro de potasio, ácido sulfúrico diluido, nitrito de potasio; en tubos de ensayo de demostración: jugos de verduras de repollo, calabacín, calabaza; papel de almidón y yodo.

Para experimentos de laboratorio: un tubo de ensayo con dos gránulos de zinc, tres tubos de ensayo vacíos, varillas de vidrio, dos tubos de ensayo con nitratos cristalinos (un volumen de guisante) - nitrato de bario y nitrato de aluminio, tornasol, soluciones de nitrato de cobre (II), nitrato de plata, de ácido clorhídrico, cloruro de bario, agua destilada.

Epígrafe.“Ninguna ciencia necesita tanto experimentación como la química” (Michael Faraday).

DURANTE LAS CLASES

Información de seguridad

Todos los nitratos están clasificados como explosivos de fuego. Es necesario almacenar los nitratos por separado de los orgánicos y sustancias inorgánicas... Todos los experimentos con la formación de óxido nítrico (IV) deben realizarse en grandes tubos de ensayo cubiertos con hisopos de algodón humedecidos con una solución alcalina concentrada. Almacene el ácido nítrico en frascos oscuros y manténgalo alejado del fuego. Los nitritos son especialmente tóxicos.

Tarea

Libro de texto de OS Gabrielyan "Chemistry-9", § 26, ejercicio. 7. Los estudiantes fuertes reciben asignaciones individuales.

Tareas individuales

1. Traduce el siguiente registro del lenguaje alquímico: ““ Vodka fuerte ”devora la“ luna ”, soltando la“ cola de zorro ”. El espesamiento del líquido resultante crea una "piedra del infierno" que ennegrece la tela, el papel y las manos. Para que la “luna” vuelva a salir, enciende la “piedra del infierno” en el horno ”.

Respuesta.

"Hellstone" - nitrato de plata - se descompone cuando se calienta para formar plata - "la luna ha salido":

2ÀgNO 3 (cr.) 2Àg + 2NO 2 + O 2.

2. Un antiguo tratado científico describe la experiencia de obtener un "precipitado rojo" *: "El mercurio se disuelve en ácido nítrico, la solución se evapora y el residuo se calienta hasta que se vuelve" rojo ". ¿Qué es el Precipitado Rojo? Escribe las ecuaciones de las reacciones que conducen a su formación, teniendo en cuenta que el mercurio en los compuestos resultantes tiene un estado de oxidación de +2 y que la acción del ácido nítrico sobre el mercurio produce un gas que se vuelve marrón en el aire.

Respuesta. Ecuaciones de reacción:

Óxido de mercurio (II) HgO dependiendo del método de producción, puede ser rojo o amarillo(Hg 2 O - de color negro). El mercurio no se oxida en el aire a temperatura ambiente. Con un calentamiento prolongado, el mercurio se combina con el oxígeno atmosférico para formar óxido rojo de mercurio (II) -НgО, que, al calentarse más fuerte, se descompone nuevamente en mercurio y oxígeno:

2HgO = 2Hg + O2.

Aprendiendo material nuevo

Composición y nomenclatura de las sales de ácido nítrico

Maestro. ¿Qué significan el nombre latino "nitrogenium" y el nombre griego "nitrato"?

Estudiante. "Nitrogenio" significa "dar a luz al salitre" y "nitrato" significa "salitre".

Maestro. Los nitratos de potasio, sodio, calcio y amonio se denominan nitratos.. Por ejemplo, salitre: KNO 3 - nitrato de potasio (nitrato indio), NаNО 3 - nitrato de sodio (nitrato de Chile), Ca (NO 3) 2 - nitrato de calcio (nitrato noruego), NH 4 NO 3 - nitrato de amonio (amonio o nitrato de amonio, no hay depósitos en la naturaleza). La industria alemana es considerada la primera del mundo en recibir sal NH 4 NO 3 de nitrógeno N 2 aire y agua hidrogenada adecuado para la nutrición vegetal.

Propiedades físicas de los nitratos

Maestro. Aprendemos sobre la relación entre la estructura de la materia y sus propiedades a partir de la experiencia de laboratorio..

Propiedades físicas de los nitratos

La tarea. Dos tubos de ensayo contienen nitratos cristalinos: Ba (NO 3) 2 y Al (NO 3) 3. Agregue 2 ml de agua destilada a cada tubo, mezcle con una varilla de vidrio. Observe el proceso de disolución de sales. Almacene las soluciones hasta que se examine la naturaleza del medio ambiente.

Maestro. ¿Qué se llaman sales?

Estudiante. Las sales son sustancias complejas que consisten en iones metálicos e iones de residuos ácidos..

Maestro. Necesitas construir una cadena lógica: ver enlace químico- un tipo red cristalina- fuerzas de interacción entre partículas en nodos de celosía - propiedades físicas de las sustancias.

Estudiante. Los nitratos pertenecen a la clase de sales, por lo que se caracterizan por enlace iónico y una red cristalina iónica en la que los iones se mantienen unidos por fuerzas electrostáticas. Nitratos: sustancias sólidas cristalinas, refractarias, solubles en agua, electrolitos fuertes..

Obtención de nitratos y nitritos

Maestro. Nombra diez formas de obtener sales basadas en las propiedades químicas de las clases más importantes de compuestos inorgánicos..

Estudiante.

1) Metal + no metal = sal;

2) metal + ácido = sal + hidrógeno;

3) óxido metálico + ácido = sal + agua;

4) hidróxido de metal + ácido = sal + agua;

5) hidróxido de metal + óxido ácido = sal + agua;

6) óxido metálico + óxido no metálico = sal;

7) sal 1 + hidróxido de metal (álcali) = sal 2 + hidróxido de metal (base insoluble);

8) sal 1 + ácido (fuerte) = sal 2 + ácido (débil);

10) sal 1 + metal (activo) = sal 2 + metal (menos activo).

Métodos específicos de obtención de sales:

12) sal 1 + no metálico (activo) = sal 2 + no metálico (menos activo);

13) metal anfótero + álcali = sal + hidrógeno;

14) no metal + álcali = sal + hidrógeno.

Método específico de obtención de nitratos y nitritos:

óxido nítrico (IV) + álcali = sal1 + sal2 + agua, por ejemplo (escribe en la pizarra):

Esta es una reacción redox, su tipo es dismutación o desproporción.

En presencia de oxígeno de NO 2 y NaOH resulta que no son dos sales, sino una:

El tipo de reacción redox es intermolecular.

Maestro. ¿Por qué deberían realizarse experimentos con la formación de óxido nítrico (IV) en grandes tubos de ensayo cubiertos con hisopos de algodón humedecidos con álcali acuoso?

Estudiante. El óxido nítrico (IV) es un gas venenoso, interactúa con el álcali y se vuelve inofensivo.

Propiedades químicas nitratos

Los estudiantes realizan experimentos de laboratorio utilizando un método impreso.

Propiedades de los nitratos en común con otras sales.

Interacción de nitratos con metales,
ácidos, álcalis, sales

La tarea. Marque los signos de cada reacción, anote las ecuaciones moleculares e iónicas correspondientes a los esquemas:

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

AgNO 3 + HCl ...,

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

AgNO 3 + BaCl 2….

Hidrólisis de nitratos

La tarea. Determinar la reacción del ambiente de las soluciones de sales propuestas: Ba (NO 3) 2 y Al (NO 3) 3. Escriba las ecuaciones moleculares e iónicas de posibles reacciones con una indicación del medio de solución.

Propiedades específicas de nitratos y nitritos

Maestro. Todos los nitratos son térmicamente inestables. Cuando se calienta ellos descomponer con la formación de oxígeno. La naturaleza de otros productos de reacción depende de la posición del metal que forma el nitrato en la serie electroquímica de voltajes:

Una posición especial la ocupa el nitrato de amonio, que se descompone sin dejar residuos sólidos:

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

El maestro está haciendo experimentos de demostración.

Experimento 1. Descomposición de nitrato de potasio. Coloque 2-3 g de nitrato de potasio cristalino en un tubo de ensayo grande, caliente hasta que la sal se derrita. Eche un carbón precalentado en una cuchara de hierro en la masa fundida. Los estudiantes observan un destello brillante y la quema de carbón. Coloque una taza de arena debajo del tubo de ensayo.

Maestro. ¿Por qué un carbón sumergido en nitrato de potasio fundido se quema instantáneamente?

Estudiante. El salitre se descompone con la formación de gas oxígeno, por lo que el carbón precalentado se quema instantáneamente en él:

C + O 2 = CO 2.

Experiencia 2. Descomposición del nitrato de cobre (II). Coloque nitrato de cobre (II) cristalino (aproximadamente un guisante) en un tubo de ensayo grande, cierre el tubo de ensayo con un hisopo de algodón humedecido con una solución alcalina concentrada. Fijar el tubo horizontalmente en la rejilla y calentar.

Maestro. Esté atento a los signos de reacción.

Los estudiantes observan la formación de gas marrón NO 2 y óxido de cobre negro (II) CuO.

El alumno de la pizarra elabora la ecuación de reacción:

El tipo de reacción redox es intramolecular.

Experiencia 3. Descomposición del nitrato de plata. Calentar varios cristales de nitrato de plata en un tubo de ensayo cubierto con un hisopo de algodón humedecido con una solución alcalina concentrada.

Maestro. ¿Qué gases se emiten? ¿Qué queda en el tubo de ensayo?

El estudiante en la pizarra responde a las preguntas, elabora la ecuación de reacción:

El tipo de reacción redox es intramolecular. En el tubo de ensayo quedó un residuo sólido: plata.

Maestro. Reacción cualitativa al ion nitrato NUMERO 3 - - interacción de nitratos con cobre metálico cuando se calienta en presencia de ácido sulfúrico concentrado o con una solución de difenilamina en N 2 SO 4 (conc.).

Experiencia 4. Reacción cualitativa al ion NO 3 -. En un tubo de ensayo grande y seco, coloque una placa de cobre limpia, unos cristales de nitrato de potasio, agregue unas gotas de ácido sulfúrico concentrado. Cerrar el tubo de ensayo con un hisopo de algodón humedecido con una solución alcalina concentrada y calentar.

Maestro. ¿Cuáles son los signos de una reacción?

Estudiante. Aparecen vapores marrones de óxido nítrico (IV) en el tubo de ensayo, que se observa mejor en una pantalla blanca, y aparecen cristales verdosos de nitrato de cobre (II) en el límite de la mezcla de reacción de cobre.

Maestro(demuestra un esquema para disminuir la fuerza relativa de los ácidos). De acuerdo con una serie de ácidos, cada ácido anterior puede desplazar al siguiente..

El estudiante en la pizarra inventa las ecuaciones de reacción:

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

El tipo de reacción redox es intermolecular.

Maestro. Segunda reacción cualitativa al ion nitrato NUMERO 3 - lo llevaremos a cabo un poco más tarde, al examinar el contenido de nitratos en los alimentos..

Reacción cualitativa al ion nitrito NO 2 -- interacción de nitritos con solución de yoduro de potasio KI acidificado con ácido sulfúrico diluido.

Experimento 5. Reacción cualitativa al ion NO 2 -. Tome 2-3 gotas de solución de yoduro de potasio acidificada con ácido sulfúrico diluido y agregue unas gotas de solución de nitrito de potasio. Los nitritos en un medio ácido son capaces de oxidar el ión yoduro I - para liberar I 2, que es detectado por el papel de almidón y yodo sumergido en agua destilada.

Maestro. ¿Cómo debería cambiar de color el papel de almidón yodado bajo la influencia de Yo 2?

Estudiante. Sustancia simple Yo 2 detectado por tinción azul del almidón.

El profesor elabora la ecuación de reacción:

Maestro. En esta reacción NO 2 - es un agente oxidante. Sin embargo, existen otras reacciones cualitativas al ion NO 2 - en el que es un agente reductor. Por tanto, podemos concluir que el ion NUMERO 3 - exhibe solo propiedades oxidantes, y el ion NO 2 - - propiedades tanto oxidantes como reductoras.

Aplicación de nitratos y nitritos

Maestro(hace una pregunta problemática). ¿Por qué hay mucho nitrógeno en la naturaleza (es parte de la atmósfera) y las plantas a menudo dan escasos rendimientos debido a la falta de nitrógeno?

Estudiante. Las plantas no pueden asimilar el nitrógeno molecular. N 2 de la nada. Este es un problema de "nitrógeno ligado". Con la falta de nitrógeno, la formación de clorofila se retrasa, por lo tanto, las plantas tienen un color verde pálido, como resultado, se retrasa el crecimiento y desarrollo de la planta. El nitrógeno es un elemento vital. Sin proteína no hay vida y sin nitrógeno no hay proteína.

Maestro. ¿Cuáles son las formas de asimilación del nitrógeno atmosférico?.

Estudiante. Parte del nitrógeno unido ingresa al suelo durante las tormentas eléctricas. La química del proceso es la siguiente:

Maestro. ¿Qué plantas son capaces de aumentar la fertilidad del suelo y cuál es su característica?

Estudiante. Estas plantas (chocho, alfalfa, trébol, guisantes, arveja) pertenecen a la familia de las leguminosas (polilla), en cuyas raíces se desarrollan bacterias nódulos que pueden unirse al nitrógeno atmosférico, convirtiéndolo en compuestos disponibles para las plantas..

Maestro. Al despegar los cultivos, una persona se lleva anualmente grandes cantidades de nitrógeno unido. Cubre esta disminución introduciendo no solo fertilizantes orgánicos, sino también minerales (nitrato, amoniaco, amonio). Los fertilizantes nitrogenados se aplican a todos los cultivos. El nitrógeno es asimilado por las plantas en forma de catión amonio.y anión nitrato NUMERO 3 -.

El profesor demuestra el esquema "Clasificación de fertilizantes nitrogenados".

Esquema

Maestro. Una de las características importantes es el contenido de nutrientes en el fertilizante. El cálculo del nutriente para fertilizantes nitrogenados se basa en el contenido de nitrógeno..

Plantas que se unen al nitrógeno atmosférico

Una tarea. ¿Cuál es la fracción másica de nitrógeno en el amoníaco líquido y el nitrato de amonio?

La fórmula del amoníaco es NH 3.

Fracción de masa de nitrógeno en amoníaco:

(N) = A r(N) / Señor(NH 3) 100%,

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

La fórmula del nitrato de amonio es NH 4 NO 3.

Fracción másica de nitrógeno en nitrato de amonio:

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

Influencia de los nitratos en el medio ambiente y el cuerpo humano.

1er alumno.El nitrógeno, como principal nutriente, afecta el crecimiento de los órganos vegetativos: tallos y hojas verdes. No se recomienda aplicar fertilizantes nitrogenados a fines del otoño o principios de la primavera, ya que el agua derretida elimina hasta la mitad de los fertilizantes. Es importante cumplir con las tasas y el momento de la fertilización, para aplicarlas no de inmediato, sino en varias etapas. Use formas de fertilizantes de acción lenta (gránulos cubiertos con una película protectora), al plantar, use variedades propensas a una baja acumulación de nitratos. La tasa de utilización de fertilizantes nitrogenados es del 40-60%. El uso excesivo de fertilizantes nitrogenados no solo conduce a la acumulación de nitratos en las plantas, sino que también conduce a la contaminación de los cuerpos de agua y las aguas subterráneas. Las fuentes antropogénicas de contaminación por nitratos de los cuerpos de agua también son la metalurgia, la química, incluida la pulpa y el papel, y las industrias alimentarias. Uno de los signos de la contaminación del agua es la "floración" del agua provocada por la rápida reproducción de las algas verdiazules. Ocurre especialmente intensamente durante el derretimiento de la nieve, las lluvias de verano y otoño. La concentración máxima permitida (MPC) de nitratos está regulada por GOST. Para la suma de iones de nitrato en el suelo, se toma un valor de 130 mg / kg, en el agua de diferentes fuentes de agua: 45 mg / l.(Los estudiantes escriben en un cuaderno: MPC (NO 3 - en suelo) - 130 mg / kg, MPC (NO 3 - en agua) - 45 mg / l.)

Para las plantas mismas, los nitratos son inofensivos, pero para los humanos y los herbívoros son peligrosos. La dosis letal de nitratos para los seres humanos es de 8 a 15 g, la ingesta diaria permitida es de 5 mg / kg. Muchas plantas son capaces de acumular grandes cantidades de nitratos, por ejemplo: repollo, calabacín, perejil, eneldo, remolacha, calabaza, etc.

Estas plantas se denominan acumuladores de nitratos. El 70% de los nitratos ingresan al cuerpo humano con vegetales, 20% - con agua, 6% - con carne y pescado. Una vez en el cuerpo humano, parte de los nitratos se absorbe en el tracto gastrointestinal sin cambios, la otra parte, dependiendo de la presencia de microorganismos, pH y otros factores, puede convertirse en nitritos más tóxicos, amoniaco, hidroxilamina. NH 2 OH ; Las nitrosaminas secundarias se pueden formar en el intestino a partir de nitratos. R 2 N - N = О con alta actividad mutagénica y cancerígena. Signos de envenenamiento leve - debilidad, mareos, náuseas, indigestión, etc. La eficiencia disminuye, es posible la pérdida del conocimiento.

En el cuerpo humano, los nitratos interactúan con la hemoglobina sanguínea, convirtiéndola en metahemoglobina, en la que el hierro se oxida a Fe 3+. y no puede servir como portador de oxígeno. Es por eso que uno de los signos de la intoxicación aguda por nitratos es la cianosis de la piel. Se reveló una relación directa entre la aparición de tumores malignos y la intensidad de los nitratos que ingresan al cuerpo con un exceso de ellos en el suelo.

Una experiencia. Estudio del contenido de nitratos en los alimentos
(reacción cualitativa al ion nitrato NO 3 -)

Coloque 10 ml de jugo de verduras de repollo, calabacín, calabaza (sobre un fondo blanco) en tres tubos grandes de demostración. Agregue unas gotas de una solución de difenilamina en ácido sulfúrico concentrado a cada tubo.

Un color azul de la solución indicará la presencia de iones nitrato:

NO 3 - + difenilamina sustancia azul intenso.

El color azul estaba presente solo en el jugo de vegetales de la calabaza, y el color no era azul intenso. En consecuencia, el contenido de nitratos en el calabacín es insignificante, y menos aún en el repollo con calabaza.

Primeros auxilios para la intoxicación por nitratos

2do alumno.Los primeros auxilios para la intoxicación por nitratos son el lavado gástrico abundante, la ingesta de carbón activado, laxantes salinos: sal de Glauber Na 2 SO 4 10H 2 O y sales de Epsom (sal amarga) MgSO 4 7H 2 O , aire fresco.

Disminución mala influencia los nitratos en el cuerpo humano se pueden hacer con ácido ascórbico (vitamina C); si su relación con los nitratos es 2: 1, entonces no se forman nitrosaminas. Se ha comprobado que, en primer lugar, la vitamina C, así como las vitaminas E y A, son inhibidores, sustancias que previenen e inhiben los procesos de conversión de nitratos y nitritos en el cuerpo humano. Es necesario introducir más grosellas negras y rojas, otras bayas y frutas en la dieta (por cierto, prácticamente no hay nitratos en las frutas colgantes). Y otro neutralizador natural de nitratos en el cuerpo humano es el té verde..

Razones de la acumulación de nitratos en vegetales.
y métodos de cultivo respetuosos con el medio ambiente.
productos de cultivo

3er alumno. El nitrógeno se absorbe más intensamente durante el crecimiento y desarrollo de tallos y hojas. Cuando las semillas maduran, prácticamente cesa el consumo de nitrógeno del suelo. Las frutas que han alcanzado la madurez completa ya no contienen nitratos; hay una conversión completa de compuestos nitrogenados en proteínas. Pero en muchas verduras, es la fruta inmadura (pepinos, calabacín) la que se valora. Es aconsejable fertilizar dichos cultivos con fertilizantes nitrogenados a más tardar 2-3 semanas antes de la cosecha. Además, la poca luz, el exceso de humedad y el desequilibrio de nutrientes (falta de fósforo y potasio) impiden la conversión completa de los nitratos en proteínas. No debe dejarse llevar por las verduras de invernadero fuera de temporada. Por ejemplo, 2 kg de pepinos de invernadero consumidos de una vez pueden causar una intoxicación por nitratos potencialmente mortal. También necesita saber en qué partes de la planta se acumulan los nitratos: en el repollo, en el muñón, en las zanahorias, en el núcleo, en el calabacín, pepinos, sandías, melones, patatas, en la piel. El melón y la sandía no deben tener pulpa verde adyacente a la cáscara. Es mejor pelar los pepinos y cortar el lugar de su unión al tallo. En los cultivos verdes, los nitratos se acumulan en los tallos (perejil, lechuga, eneldo, apio). El contenido de nitratos en diferentes partes de las plantas es desigual: en los pecíolos de las hojas, el tallo y la raíz, su contenido es 1,5–4,0 veces mayor que en las hojas. La Organización Mundial de la Salud considera el contenido permisible de nitratos en productos dietéticos hasta 300 mg. NUMERO 3 - por 1 kg de materia prima.(Los estudiantes escriben en un cuaderno: MPC (NO 3 - en productos dietéticos) - 300 mg / kg.)

Si el mas alto contenido los nitratos se encuentran en la remolacha, el repollo, la lechuga, las cebollas verdes, el contenido más bajo de nitratos está en cebollas, tomates, ajo, pimiento, frijoles.

Para cultivar productos ecológicos, en primer lugar, es necesario aplicar correctamente fertilizantes nitrogenados al suelo: en dosis estrictamente calculadas y en el momento óptimo. Es necesario cultivar vegetales, especialmente cultivos verdes, con buena iluminación, humedad y temperatura óptimas del suelo. Sin embargo, para reducir el contenido de nitratos cultivos de hortalizas es mejor alimentar con fertilizantes orgánicos. La aplicación intempestiva de fertilizantes, especialmente en dosis excesivas, incluido el fertilizante orgánico, el estiércol, conduce al hecho de que los compuestos de nitrógeno mineral que han ingresado a la planta no tienen tiempo para convertirse por completo en proteínas.

4to alumno.En la primavera, los cultivos verdes aparecen en los estantes de las tiendas y mercados: lechuga, espinaca, cebollas verdes, pepinos cultivados en invernadero, en invernadero. ¿Cómo reducir el contenido de nitratos en ellos? Enumeremos algunos de ellos.

1. Los cultivos tempranos como el perejil, el eneldo y el apio deben colocarse como un ramo en el agua a la luz solar directa. En tales condiciones, los nitratos en las hojas se procesan completamente en 2-3 horas y luego prácticamente no se detectan. Después de eso, las verduras se pueden usar de manera segura en los alimentos.

2. Antes de cocinar, la remolacha, el calabacín y la calabaza deben cortarse en cubos pequeños y cubrirse con agua tibia 2-3 veces, manteniendo durante 5-10 minutos. Los nitratos son fácilmente solubles en agua, especialmente en agua tibia, y se lavan con agua (consulte la tabla de solubilidad de ácidos, bases, sales). Al lavar y limpiar, se pierde del 10 al 15% de los nitratos.

3. Hervir verduras reduce el contenido de nitratos entre un 50 y un 80%.

4. Reduce la cantidad de nitratos en los vegetales encurtidos, encurtidos, encurtidos.

5. Con un almacenamiento prolongado, el contenido de nitratos en las verduras disminuye.

Pero el secado, el jugo y el puré de papas, por el contrario, aumentan la cantidad de nitratos.

1) cocinar verduras;

2) pelado;

3) remoción de áreas de mayor acumulación de nitratos;

4) remojo.

Para evaluar qué tan real es el peligro de intoxicación por nitratos, se ofrece a los estudiantes un problema de cálculo.

Una tarea. La remolacha contiene una media de 1200 mg de iones nitrato por 1 kg. Al pelar las remolachas, se pierde el 10% de los nitratos y, durante la cocción, otro 40%. ¿Se superará la ingesta diaria de nitratos (325 mg) si como 200 g de remolacha hervida al día?

Dado:

m (remolacha) = 1 kg,

con(NO 3 -) = 1200 mg / kg,

metro max (NO 3 - por día) = 325 mg,

metro(remolacha) = 200 g (0,2 kg),

(pérdidas de limpieza) = 10%,

(pérdida durante la cocción) = 40%.

__________________________________

Encontrar: metro(NO 3 - en 200 g de remolacha hervida).

Solución

1 kg de remolacha - 1200 mg NO 3 -,

0,2 kg de remolacha - NS mg NO 3 -.

De aquí NS= 240 mg (NO 3 -).

La proporción total de pérdidas de iones nitrato:

(Pérdidas de NO 3 -) = 10% + 40% = 50%.

En consecuencia, la mitad de 240 mg o 120 mg de NO 3 ingresa al cuerpo.

Respuesta. Después de limpiar y hervir las remolachas, no se excede la norma diaria de nitratos (325 mg) contenidos en 200 g del producto terminado (120 mg NO 3 -), se puede comer.

Nitratos en la producción de explosivos

Maestro. Muchas mezclas explosivas contienen un agente oxidante (nitratos de metal o amonio, etc.) y combustible (combustible diesel, aluminio, harina de madera). Por lo tanto, las sales (nitrato de potasio, nitrato de bario, nitrato de estroncio y otras) se utilizan en pirotecnia..

¿Qué fertilizante nitrogenado, junto con el aluminio y el carbón vegetal, se incluye en la mezcla explosiva, amoniacal?

Estudiante. El amonio también contiene nitrato de amonio. La principal reacción que ocurre durante una explosión:

3NН 4 NO 3 + 2Аl 3N 2 + 6Н 2 О + Аl 2 O 3 + Q.

El alto calor de combustión del aluminio aumenta la energía de la explosión. El uso de nitrato de amonio en la composición de amoniaco se basa en su propiedad de descomponerse tras la detonación con la formación de sustancias gaseosas:

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

En manos de los terroristas, los explosivos solo traen sufrimiento a las personas pacíficas.

El predominio de la pólvora negra en los asuntos militares duró seis siglos. Ahora se utiliza como explosivo en minería, en pirotecnia (cohetes, fuegos artificiales) y también como pólvora de caza. El polvo negro o negro es una mezcla de 75% de nitrato de potasio, 15% de carbón vegetal y 10% de azufre.

Una experiencia. Pólvora negra o negra ardiente

El polvo negro se prepara mezclando 7,5 g de nitrato de potasio, 1 g de azufre y 1,5 g de carbón vegetal. Antes de mezclar, cada sustancia se muele en un mortero de porcelana. Durante la demostración del experimento, la mezcla se coloca en un montón sobre una plancha de hierro y se prende fuego con una antorcha encendida. La mezcla arde para formar una nube de humo (corriente de aire).

Maestro. ¿Qué papel juega el salitre?

Estudiante. El salitre actúa como agente oxidante cuando se calienta.:

El uso de nitratos y nitritos en medicina.

5º alumno. Nitrato de plata AgNO 3, que ennegrece la tela, el papel, los escritorios y las manos (lapislázuli), se utiliza como agente antimicrobiano para el tratamiento de úlceras cutáneas, para la cauterización de verrugas(el maestro demuestra la técnica de cauterizar las verrugas en su brazo) y como agente antiinflamatorio para la gastritis crónica y las úlceras de estómago: se prescribe a los pacientes que beban una solución al 0.05% AgNO 3. Metales en polvo Zn, Mg, Al, mezclado con nitrato de plata, utilizado en petardos.

Nitrato de bismuto básico Bi (OH) 2 NO 3 prescrito internamente para úlcera gástrica y úlcera duodenal como astringente y antiséptico. Exteriormente: en ungüentos, polvos para enfermedades inflamatorias de la piel.

Sal nitrito de sodio NaNO 2 utilizado en medicina como agente antiespasmódico.

El uso de nitritos en la industria alimentaria.

6º alumno. Los nitritos se utilizan en la producción de embutidos: 7 g por 100 kg de carne picada. El nitrito imparte a la salchicha color rosa, sin ellos, es gris, como carne hervida, y no tiene presentación. Además, la presencia de nitritos en el embutido también es necesaria por otro motivo: impiden el desarrollo de microorganismos que emiten venenos tóxicos..

Control del conocimiento mediante la prueba "Nitrógeno y sus compuestos"

Opcion I

1. Molécula más fuerte:

a) H2; b) F 2; c) O 2; d) N 2.

2. Coloración de fenolftaleína en solución de amoníaco:

a) frambuesa; b) verde;

c) amarillo; d) azul.

3. El estado de oxidación es +3 en el átomo de nitrógeno del compuesto:

a) NH 4 NO 3; b) NaNO 3; c) NO 2; d) KNO 2.

4. La descomposición térmica del nitrato de cobre (II) produce:

a) nitrito de cobre (II) y O 2;

b) óxido nítrico (IV) y O 2;

c) óxido de cobre (II), gas marrón NO 2 y O 2;

d) hidróxido de cobre (II), N 2 y O 2.

5. ¿Qué ion forma el mecanismo donante-aceptor?

pero) ; b) NO 3 -; c) Cl -; d) SO 4 2–.

6. Indicar electrolitos fuertes:

pero) Ácido nítrico;

b) ácido nitroso;

c) una solución acuosa de amoniaco;

d) nitrato de amonio.

7. El hidrógeno se libera durante la interacción:

a) Zn + HNO3 (diluido);

b) Cu + HCl (solución);

c) Al + NaOH + H2O;

d) Zn + H 2 SO 4 (fraccionado);

e) Fe + HNO 3 (conc.).

8. Escriba la ecuación para la reacción del zinc con ácido nítrico muy diluido si uno de los productos de reacción es nitrato de amonio. Indique el coeficiente frente al oxidante.

9.

Dar nombres a las sustancias A, B, C.

Opción II

1. El desplazamiento de agua no puede recolectar:

a) nitrógeno; b) hidrógeno;

c) oxígeno; d) amoniaco.

2. Una solución sirve como reactivo para el ion amonio:

a) sulfato de potasio; b) nitrato de plata;

c) hidróxido de sodio; d) cloruro de bario.

3. Cuando el HNO 3 (conc.) Interactúa con virutas de cobre, se forma un gas:

a) N 2 O; b) NH3; c) NO 2; d) H 2.

4. La descomposición térmica de las formas de nitrato de sodio:

a) óxido de sodio, gas marrón NO 2, O 2;

b) nitrito de sodio y O 2;

c) sodio, gas marrón NO 2, O 2;

d) hidróxido de sodio, N 2, O 2.

5. Grado de oxidación del nitrógeno en sulfato de amonio:

a) –3; b) –1; c) +1; d) +3.

6. ¿Con cuál de estas sustancias reacciona el HNO 3 concentrado en condiciones normales?

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

7. Especifique el número de iones en la ecuación iónica abreviada para la interacción del sulfato de sodio y el nitrato de plata:

a) 1; b) 2; a las 3; d) 4.

8. Escriba una ecuación para la interacción del magnesio con ácido nítrico diluido si uno de los productos de reacción es una sustancia simple. Indique el coeficiente frente al oxidante en la ecuación.

9. Escribe las ecuaciones de reacción para las siguientes transformaciones:

Dar nombres a las sustancias A, B, C, D.

Respuestas a las preguntas de la prueba

Opcion I

1 - G; 2 - pero; 3 - G; 4 - en; 5 - pero; 6 - a, d; 7 - CD; 8 – 10,

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

Opción II

1 - G; 2 - en; 3 - en; 4 - B; 5 - pero; 6 - a, d; 7 - en,

2Ag + + SO 4 2– = Ag 2 SO 4;

8 – 12,

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

Al final de la lección, el profesor expresa su actitud hacia el trabajo realizado por los estudiantes, evalúa sus actuaciones y respuestas.

LITERATURA

Gabrielyan O.S.... Química-9. M.: Avutarda, 2001; Gabrielyan O.S., Ostroumov I.G.... Manual del profesor. Química. Grado 9. M.: Avutarda, 2002; Pichugina G.V.... Generalización del conocimiento sobre la conversión de compuestos nitrogenados en suelos y plantas. Química en la escuela, 1997, nº 7; Kharkovskaya N.L.,
Lyashenko L.F., Baranova N.V.... Precaución: ¡nitratos! Química en la escuela, 1999, núm. 1; Zheleznyakova Yu.V., Nazarenko V.M.... Proyectos ambientales educativos y de investigación. Química en la escuela, 2000, no. 3.

* "Precipitado rojo" es una de las modificaciones del óxido de mercurio (II) HgO. ( Aprox. ed.)

HNO 2 tiene un carácter débil. Es muy inestable, solo puede estar en soluciones diluidas:

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

Las sales de ácido nitroso se llaman nitritos o nitroso... El nitrito es mucho más estable que HNO 2, todos son tóxicos.

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.

La estructura del ácido nitroso.

En la fase gaseosa, la molécula plana de ácido nitroso existe en forma de dos configuraciones, cis- y trans-:

A temperatura ambiente predomina el isómero trans: esta estructura es más estable. Entonces, para cis - HNO 2(GRAMO) DG ° f= −42.59 kJ / mol, y para trans- HNO 2(GRAMO) DG= −44,65 kJ / mol.

Propiedades químicas del ácido nitroso.

En soluciones acuosas, hay un equilibrio:

Cuando se calienta, la solución de ácido nitroso se descompone con la liberación NO y la formación de ácido nítrico:

HNO 2 se disocia en soluciones acuosas ( K D= 4,6 10 −4), ligeramente más fuerte ácido acético... Se desplaza fácilmente sobre ácidos fuertes de sales:

El ácido nitroso presenta propiedades oxidantes y reductoras. Bajo la acción de oxidantes más fuertes (peróxido de hidrógeno, cloro, permanganato de potasio), se produce la oxidación a ácido nítrico:

Además, puede oxidar sustancias que tienen propiedades reductoras:

Obtención de ácido nitroso.

El ácido nitroso se obtiene disolviendo el óxido nítrico (III) N 2 O 3 en agua:

Además, se forma cuando el óxido nítrico (IV) se disuelve en agua. NO 2:

.

El uso de ácido nitroso.

El ácido nitroso se utiliza para la diazotación de aminas aromáticas primarias y para la formación de sales de diazonio. Los nitritos se utilizan en síntesis orgánica en la producción de tintes orgánicos.

Acción fisiológica del ácido nitroso.

El ácido nitroso es tóxico y tiene un efecto mutagénico pronunciado, ya que es un agente desaminante.

Si se calientan el nitrato de potasio o sodio, pierden algo de su oxígeno y pasan al ácido nitroso HNO 2. La descomposición es más fácil en presencia de plomo, que une lo liberado:

KNO 3 + Pb = KNO 2 + PbO

Sales de ácido nitroso - nitritos - cristalinas, fácilmente solubles en agua (a excepción de la sal de plata). El NaNO 2 se usa ampliamente en la producción de varios tintes.

Cuando se actúa sobre una solución de algún nitrito con ácido sulfúrico diluido, se obtiene ácido nitroso libre:

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

Pertenece al grupo de los ácidos débiles. (PARA= 5 10 -4) y se conoce solo en soluciones acuosas muy diluidas. Cuando la solución se concentra o cuando se calienta, el ácido nitroso se descompone con la liberación de óxido y dióxido de nitrógeno:

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

El ácido nitroso es fuerte, pero al mismo tiempo, bajo la acción de otros oxidantes más energéticos, puede oxidarse en ácido nítrico.

Estás leyendo un artículo sobre ácido nitroso HNO2

El ácido nítrico (HNO2) solo puede existir como solución o gas. La solución tiene un agradable tinte azul y es estable a cero grados. La fase gaseosa del ácido nítrico se ha estudiado mucho mejor que. Su molécula tiene una estructura plana. Los ángulos de enlace formados por los átomos son 102ᵒ y 111ᵒ, respectivamente. El átomo de nitrógeno se encuentra en un estado de hibridación sp2 y tiene un par de electrones que no están unidos a la molécula en sí. Su estado de oxidación en ácido nitroso es +3. La longitud del enlace de los átomos no supera los 0,143 nm. Esto explica los valores de los puntos de fusión y ebullición de este ácido, que son de 42 y 158 grados, respectivamente.

El estado de oxidación del nitrógeno en el compuesto no es ni más alto ni más bajo. Esto significa que el ácido nitroso puede presentar propiedades tanto oxidantes como reductoras. Cuando se calienta su solución, se forman ácido nítrico (su químico HNO3), dióxido de nitrógeno NO, un gas venenoso incoloro y agua. Sus propiedades oxidantes se manifiestan en la reacción con ácido yodhídrico (se forman agua, yodo y NO).

Reacciones reductoras El ácido nitroso se reduce a la producción de ácido nítrico. Tras la reacción con peróxido de hidrógeno, se forma una solución acuosa de ácido nítrico. La interacción con ácido manganeso fuerte conduce a la liberación de solución acuosa nitrato de manganeso y ácido nítrico.

El ácido nitroso, cuando ingresa al cuerpo humano, causa cambios mutagénicos, es decir, varias mutaciones. Se convierte en la causa de un cambio cualitativo o cuantitativo en los cromosomas.

Sales de ácido nitroso

Las sales de ácido nitroso se denominan nitritos. Son más resistentes a las altas temperaturas. Algunos de ellos son tóxicos. Al reaccionar con ácidos fuertes, forman sulfatos de los metales correspondientes y ácido nitroso, que es desplazado por ácidos más fuertes. Muchos se utilizan en la fabricación de ciertos tintes, así como en medicina.

El nitrito de sodio se utiliza en la industria alimentaria (aditivo E250). Es un polvo higroscópico blanco o amarillento que se oxida en el aire a nitrato de sodio. Es capaz de matar bacterias y prevenir procesos de oxidación. Debido a estas propiedades, también se utiliza en medicina como antídoto para el envenenamiento de personas o animales con cianuro.

Ácido nitroso en forma pura no aislado y existe solo en soluciones que se obtienen en el frío acidificando las soluciones de sus sales:

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

Estas soluciones son de color azul, son relativamente estables a 0 ° C y cuando se calientan a temperatura ambiente se descomponen: 3HNO 2 = HNO 3 + 2NO + H 2 O

El ácido nitroso es fácilmente desproporcionado.

Propiedades oxidantes y las fuerzas de HNO 3 y HNO 2 se comparan convenientemente usando un diagrama de voltios equivalentes - estado de oxidación. Es fácil ver que el valor del equivalente en voltios de HNO 2 se encuentra por encima de la línea recta que conecta los valores del equivalente en voltios de NO y HNO 3. Como consecuencia, GRAMO la reacción de desproporción resulta ser menor que cero, es decir, el HNO 2 es un ácido inestable y tiende a desproporcionarse con NO y HNO 3. Además, en soluciones diluidas de la misma concentración (0,1 M), el HNO 2 resulta ser un agente oxidante fuerte, superando incluso al HNO 3 en fuerza. Entonces, 0.05 M HNO 2 oxida instantáneamente yoduro de potasio:

2NaNO 2 + 2H 2 SO 4 + 2KI = I 2 + 2NO + K 2 SO 4 + Na 2 SO 4 + 2H 2 O

y el ácido nítrico de la misma concentración no reacciona con el KI. Esto también se deduce del diagrama del estado de oxidación equivalente en voltios. De hecho, la pendiente de la línea recta que conecta los valores de los voltios equivalentes de HNO 2 y NO resulta ser más pronunciada que en el caso de un par de HNO 3 y NO. El átomo de nitrógeno en HNO 2 se encuentra en un estado de oxidación intermedio, por lo tanto, no solo las propiedades oxidantes, sino también reductoras son características del ácido nitroso y sus sales. Entonces, los nitritos decoloran una solución acidificada de permanganato de potasio: 5KNO 2 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5KNO 3 + K 2 SO 4 + 3H 2 O

Nitritos alcalinos, metales alcalinotérreos y amonio: sustancias cristalinas incoloras o amarillentas, fácilmente solubles en agua y que se funden sin descomponerse. Los nitritos de metales de transición son ligeramente solubles en agua y se descomponen fácilmente cuando se calientan.

La relación entre los nitratos metálicos y el calentamiento.

Yo ubicado a la izquierda de Mg (excepto Li): MeNO 2 + O 2

Yo entre (y Li): MeO + NO 2 + O 2

Me ubicado a la derecha de Cu: Me + NO 2 + O 2

Ácido nitrogenado (hipo-nitrogenado) H 2 N 2 O 2. Cristales incoloros Ácido hipnótico - débil y muy inestable. Ella y sus sales muestran propiedades reconstituyentes. Cuando se deshidrata H 2 N 2 O 2 con H 2 SO 4 concentrado, se forma óxido de nitrógeno N 2 O, que formalmente se puede considerar como su anhídrido.

Ácido nitroxílico H 4 N 2 O 4. EN forma libre, es inestable.

2. Todos los metales alcalinos interactúan con el agua y liberan hidrógeno:

2Ме + 2H 2 O = 2МеOH + H 2

Esta reacción exotérmica es muy rápida, el sodio a menudo se enciende y los metales más pesados ​​reaccionan explosivamente. La actividad relativamente baja del litio en relación con el agua está determinada principalmente por razones cinéticas más que termodinámicas: el litio es el más duro de todos. Metales alcalinos y tiene el punto de fusión más alto, por lo que se descompone más lentamente en gotitas y reacciona con más calma que otros metales alcalinos.

La composición de los productos formados durante la combustión de metales alcalinos en aire u oxígeno depende de la naturaleza del metal. Entonces, el litio forma óxido Li 2 O, sodio - peróxido Na 2 O 2, potasio, rubidio y cesio - superóxidos (superóxidos) KO 2, RbO 2, CsO 2. Todas estas sustancias tienen una red cristalina iónica. Peróxidos: st. -1, y superóxidos (superóxidos) st.

5 interacciones con azufre : Cuando el sodio se fusiona con azufre, se forman persulfuros como Na 2 S 2, Na 2 S 3, Na 2 S 4 y Na 2 S 5.

Li no forma polisulfuros. La forma de descanso: K 2 S + nS = K 2 S n

E 2 S se hidroliza lentamente, se oxida a tiosulfatos:

2Na 2 S + 2O 2 + H 2 O = Na 2 S 2 O 3 + 2NaOH

Interacción con el hidrógeno:

Obtener: Li (derretir) + H 2 = 2LiH

NaH, KH, Cs, Rb se descomponen cuando se calienta. Todos se hidrolizan en agua: 2LiH + 2H 2 O = 2LiOH + H 2

Interacción con halógenos:

LiF es ligeramente soluble. LiCl, LiBr, LiI son higroscópicos y forman hidratos cristalinos.

NaH, KG, CsG, RbG son sales fácilmente solubles.

La fuerza del enlace Li-G en la serie F, Cl, Br, I disminuye, la razón es el fuerte efecto polarizador del ion litio.

Interacción con nitrógeno:

El Li 3 N se sintetiza en condiciones normales. El resto de los nitruros se obtienen mediante la acción de una descarga eléctrica silenciosa sobre vapores de metales alcalinos en atmósfera de nitrógeno. No son sostenibles. Hidrolizado en agua: Li 3 N + 3H 2 O = 3LiOH + NH 3

Óxidos, hidróxidos, sales.

Los óxidos M 2 O pueden obtenerse por oxidación medida de metales, sin embargo, en

En este caso, el producto final contendrá impurezas. Cambios en el color del óxido

del blanco (Li 2 O y Na 2 O) al amarillo (K 2 O, Rb 2 O) y naranja (Cs 2 O). Una forma conveniente de obtener óxido de sodio es la interacción del sodio con el hidróxido de sodio fundido: 2NaOH + 2Na = 2Na 2 O + H 2

Para todos los metales alcalinos se obtuvieron ozonidas de MO 3, que incluyen un ion paramagnético -. KO 3, RbO 3, CsO 3 salinos se obtienen por la acción del ozono sobre peróxidos, superóxidos o hidróxidos: KO 2 + O 3 = KO 3 + O 2

Todos los ozónidos son sustancias cristalinas de color rojo anaranjado. Son extremadamente explosivos e inestables.

Los peróxidos, superóxidos y ozónidos de metales alcalinos se descomponen cuando se calientan. Su estabilidad térmica aumenta al aumentar el radio de cationes. Los peróxidos, superóxidos y ozónidos son agentes oxidantes fuertes:

Na 2 O 2 + CO = Na 2 CO 3

Los hidróxidos de los elementos del primer grupo son bases fuertes. Son sustancias higroscópicas incoloras que se esparcen fácilmente en el aire y se convierten gradualmente en carbonatos. Los hidróxidos de metales alcalinos son muy solubles en agua.

Los hidróxidos de sodio, potasio, rubidio y cesio se funden sin descomponerse, mientras que el LiOH libera agua tras la calcinación: 2LiOH = Li 2 O + H 2 O

La interacción de hidróxidos de metales alcalinos con ácidos y óxidos ácidos conduce a la formación de sales.

Los nitratos alcalinos Me se descomponen cuando se calienta:

4LiNO 3 = 2Li 2 O + 4NO 2 + O 2

Pero el resto: 2NaNO 3 = 2NaNO 2 + O 2

Na 2 CO 3 * 10H 2 O - sosa cristalina

NaHCO 3 - bicarbonato de sodio (Obtención - método de amoniaco, método Solvay:

NaCl + NH 3 + CO 2 + H 2 O = NaHCO 3 + NH 4 Cl

2NaHCO 3 = Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O (cuando se calienta)

El litio Li se diferencia de otros metales alcalinos por un mayor valor de la energía de ionización y un pequeño tamaño del átomo y del ión. El litio se parece al magnesio en propiedades (similitud diagonal en la tabla periódica).

3. El proceso redox siempre involucra dos (conjugado)

vapores, cada uno de los cuales incluye un agente oxidante y un agente reductor. El proceso de formación de iones se ve facilitado por un aumento en la entropía (la entropía de los iones en una solución es mucho mayor que la entropía de un metal) y la formación de hidratos, y los procesos de ionización (la energía de ionización es lo suficientemente alta) y se obstaculiza la destrucción de la red cristalina. En un estado de equilibrio, se localiza una carga positiva en la placa, que se compensa con contraiones en la solución. Así es como doble capa eléctrica, caracterizado por algún salto de potencial que depende de la naturaleza del metal, la temperatura y la concentración de iones metálicos en la solución. La magnitud no se puede medir ni calcular. Sin embargo, si tal media celda conecte con un conductor a otro medio elemento (por ejemplo, entonces una corriente eléctrica fluirá entre ellos, debido a la diferencia de potencial. (MI) proceso, por ejemplo una reacción:

será igual con un alto grado de aproximación a la diferencia de potencial de los medios elementos:

¡Este valor, la fuerza electromotriz, se puede medir! Por lo tanto, para caracterizar semiceldas (pares redox), se utiliza el valor EMF entre esta semicelda y el llamado electrodo de referencia. Se toma el electrodo de referencia electrodo de hidrógeno estándar

2H + (p) + 2e - = H 2 0

y la actividad de H + igual a 1. La EMF de un circuito compuesto por un electrodo de hidrógeno estándar y un electrodo en estudio se llama potencial de electrodo el último. Si las actividades (concentraciones) de los iones son iguales a la unidad, entonces este potencial se llama

estándar (E °). Entonces, para un par redox Cu 2+ / Cu °, en

[Si 2+] = 1 mol / L: E == E °(Cu 2+ / Cu °).

La ecuación 1 para el proceso redox en su conjunto se puede escribir de la siguiente manera:

o más generalmente: E = Eok-Evos

donde Eok- potencial de electrodo vapores que actúan como agentes oxidantes; Evos- potencial de electrodo de un par que actúa como agente reductor.

Reactividad P parece ser más alto que el nitrógeno. P interactúa con los metales para formar fosfuros. Se obtienen calentando una mezcla de pnictógeno con un metal en atmósfera inerte o en una ampolla sellada.

Hidrólisis de fosfuro: Mg 3 P 2 + 6H 2 O = 2PH 3 + 3Mg (OH) 2

Mg 3 P 2 + 6HCl = 2PH 3 + 3MgCl 2

Fósforo desproporcionado

Р 4 + 6Н 2 O = РН 3 + ÇН 3 PO 2

En medios ácidos y neutros, el equilibrio se desplaza fuertemente hacia la izquierda y la reacción prácticamente no prosigue. El equilibrio se desplaza hacia la derecha debajo de la acción.

álcalis: P 4 + ZKON + ZH 2 O = PH 3 + ZKN 2 PO 2

La fosfina forma mezclas explosivas con el aire y, cuando se enciende, se quema y se convierte en ácido metafosfórico: PH 3 + 2O 2 = NRO 3 + H 2 O

La fosfina es poco soluble en agua. Reacciona solo con ácidos muy fuertes (HI, HClO 4)

Alotropía de fósforo.

Fósforo blanco. Sustancia cristalina blanda con olor desagradable a ajo, prácticamente insoluble en agua, ligeramente soluble en benceno, bien soluble en disulfuro de carbono. Es muy venenoso, arde en el aire. Tiene una red molecular en cuyos nodos hay moléculas tetraédricas.

P 4. Alta reactividad.

Fósforo rojo. P ∞ Se forma cuando el blanco se calienta a 320 grados sin acceso al aire. Es insoluble en disulfuro de carbono, pero se disuelve en bismuto y plomo fundidos.

Fósforo negro. Cuando se calienta a 200 aproximadamente C y una presión de 1200 atm. El rojo se convierte en fósforo negro, una forma termodinámicamente más favorable. Se parece al grafito.

Óxidos.

Óxidos E 2 O 3 conseguir a través de la interacción sustancias simples con oxigeno. El óxido de fósforo (III) es un polvo cristalino blanco friable, que se sublima fácilmente. El óxido de fósforo (III) se llama anhídrido de fósforo, ya que reacciona con el agua fría para formar ácido fosforoso:

P 4 O 6 + 6H 2 O = 4H 3 PO 3

Los óxidos de fósforo (III) exhiben propiedades ácidas

Óxidos E 2 O 5 (E 4 O 10). El óxido de fósforo (V) (o anhídrido fosfórico) es

un polvo blanco suelto. El óxido de fósforo (V) es extremadamente ávido por agregar agua. La reacción va acompañada de un fuerte calentamiento y conduce a la formación.

una mezcla compleja que consiste en ácidos metafosfóricos de diferente composición, que, al hervir, se hidrolizan a ácido fosfórico H 3 PO 4.