Схема разложения нитратов – РАЗЛОЖЕНИЕ НИТРАТОВ

Реакции разложения | CHEMEGE.RU

При выполнении различных заданий ЕГЭ по химии (например, задачи 34 или задания 32 «мысленный эксперимент») могут пригодиться знания о том, какие вещества при нагревании разлагаются и как они разлагаются.

Рассмотрим термическую устойчивость основных классов неорганических веществ. Я не указываю в условиях температуру протекания процессов, так как в ЕГЭ по химии такая информация, как правило, не встречается. Если возможны различные варианты разложения веществ, я привожу наиболее вероятные, на мой взгляд, реакции.

При нагревании разлагаются оксиды тяжелых металлов:

2Ag2O = 4Ag + O2

2HgO = 2Hg + O2

4CrO3 = 2Cr2O3 + O2

2Mn2O7 = 4MnO2 + 3O2

Как правило, при нагревании разлагаются нерастворимые гидроксиды. Исключением является гидроксид лития, он растворим, но при нагревании в твердом виде разлагается на оксид и воду:

2LiOH = Li2O + H2O

Гидроксиды других щелочных металлов при нагревании не разлагаются.

Гидроксиды серебра (I) и меди (I) неустойчивы:

2AgOH = Ag2O + H2O

2CuOH = Cu2O + H2O

Гидроксиды большинства металлов при нагревании разлагаются на оксид и воду.

В инертной атмосфере (в отсутствии кислорода воздуха) гидроксиды хрома (III) марганца (II) и железа (II) распадаются на оксид и воду:

2Cr(OH)3 = Cr2O3 + 3H2O

Mn(OH)2 = MnO + H2O

Fe(OH)2 = FeO + H2O

Большинство остальных нерастворимых гидроксидов металлов также при нагревании разлагаются:

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

2Al(OH)3 = Al2O3 + 3H2O

При нагревании разлагаются нерастворимые кислоты.

Например, кремниевая кислота:

H2SiO3 = H2O + SiO2

Некоторые кислоты неустойчивы и подвергаются разложению в момент образования. Большая часть молекул сернистой кислоты и угольной кислоты распадаются на оксид и воду в момент образования:

H2SO3 = H2O + SO2

H2CO3 = H2O + CO2

В ЕГЭ по химии лучше эти кислоты записывать в виде оксида и воды.

Например, при действии водного раствора углекислого газа на карбонат калия в качестве реагента мы указываем не угольную кислоту, а оксид углерода (IV) и воду, но подразумеваем угольную кислоту при этом:

K2CO3 + H2O + CO2 = 2KHCO3

Азотистая кислота на холоде или при комнатной температуре частично распадается уже в водном растворе, реакция протекает обратимо:

2HNO2 = H2O + NO2↑ + NO↑

При нагревании выше 100оС продукты распада несколько отличаются:

3HNO2 = H2O + HNO3↑ + 2NO↑

Азотная кислота под действием света или при нагревании частично обратимо разлагается:

4HNO3 = 2H2O + 4NO2 + O2

Разложение хлоридов

Хлориды щелочных, щелочноземельных металлов, магния, цинка, алюминия и хрома при нагревании не разлагаются.

Хлорид серебра (I) разлагается под действием света:

2AgCl → Ag + Cl2

Хлорид аммония при нагревании выше 340 оС разлагается:

NH4Cl → NH3 + HCl

Разложение нитратов

Нитраты щелочных металлов при нагревании разлагаются до нитрита металла и кислорода.

Например, разложение нитрата калия:

2KNO3 → 2KNO2 + O2

Видеоопыт разложения нитрата калия можно посмотреть здесь.

Нитраты магния, стронция, кальция и бария разлагаются до нитрита и кислорода при нагревании до 500 оС:

Ca(NO3)2 → Ca(NO2)2 + O2

Mg(NO3)2 → Mg(NO2)2 + O2

Ba(NO3)2 → Ba(NO2)2 + O2

Sr(NO3)2 → Sr(NO2)2 + O2

При более сильном нагревании (выше 500оС)  нитраты магния, стронция, кальция и бария разлагаются до оксида металла, оксида азота (IV) и кислорода:

2Ca(NO3)2 → 2CaО + 4NO2 + O2

2Mg(NO3)2 → 2MgО + 4NO2 + O2

2Sr(NO3)2 → 2SrО + 4NO2 + O2

2Ba(NO3)2 → 2BaО + 4NO2 + O2

Нитраты металлов, расположенных в ряду напряжений после магния и до меди (включительно) + нитрат лития разлагаются при нагревании до оксида металла, диоксида азота и кислорода:

2Cu(NO3)2 → 2CuО + 4NO2 + O2

2Pb(NO3)2 → 2PbО + 4NO2 + O2

4Al(NO3)3 → 2Al2O3 + 12NO2 + 3O2

4LiNO3 → 2Li2O + 4NO2 + O2

Нитраты серебра и ртути разлагаются при нагревании до оксида металла, диоксида азота и кислорода:

2AgNO3 → 2Ag + 2NO2 + O2

Hg(NO3)2 → Hg + 2NO2 + O2

Нитрат аммония разлагается при небольшом нагревании до 270оС оксида азота (I) и воды:

NH4NO3 → N2O + 2H2O

При более высокой температуре образуются азот и кислород:

2NH4NO3 → 2N2 + O2 + 4H2O

Разложение карбонатов и гидрокарбонатов

Карбонаты натрия и калия плавятся при нагревании.

Карбонаты лития, щелочноземельных металлов и магния разлагаются на оксид металла и углекислый газ:

Li2CO3 → Li2O + CO2

CaCO3 → CaO + CO2

MgCO3 → MgO + CO2

Карбонат аммония разлагается при 30оС на гидрокарбонат аммония и аммиак:

(NH4)2CO3 → NH4HCO3 + NH3

Гидрокарбонат аммония при дальнейшем нагревании разлагается на аммиак, углекислый газ и воду:

NH4HCO3 → NH3 + CO2 + H2O

Гидрокарбонаты натрия и калия при нагревании разлагаются на карбонаты, углекислый газ и воду:

2NaHCO3 → Na2CO3 + H2O + CO2

2KHCO3 → K2CO3 + H2O + CO2

Гидрокарбонат кальция при нагревании до 100оС разлагается на карбонат, углекислый газ и воду:

Ca(HCO3)2 → CaCO3 + H2O + CO2

При нагревании до 1200оС образуются оксиды:

Ca(HCO3)2 → CaO + H2O + 2CO2

Разложение сульфатов

Сульфаты щелочных металлов при нагревании не разлагаются.

Сульфаты алюминия, щелочноземельных металлов, меди, железа и магния разлагаются до оксида металла, диоксида серы и кислорода:

2MgSO4 → 2MgO + 2SO2 + O2

2CuSO4 → 2CuO + 2SO2 + O2

2BaSO4 → 2BaO + 2SO2 + O2

2Al2(SO4)3 → 2Al2O3 + 6SO2 + 3O2

2Fe2(SO4)3 → 2Fe2O3 + 6SO2 + 3O2

Сульфаты серебра и ртути разлагаются до металла, диоксида серы и кислорода:

Ag2SO4 → 2Ag + SO2 + O2

2HgSO4 → 2Hg + 2SO2 + O2

Разложение фосфатов, гидрофосфатов и дигидрофосфатов

Эти реакции, скорее всего, в ЕГЭ по химии не встретятся! Гидрофосфаты щелочных и щелочноземельных металлов разлагаются до пирофосфатов:

2Na2HPO4 →  H2O + Na4P2O7

2K2HPO4 →  H2O + K4P2O7

2CaHPO4 →  H2O + Ca2P2O7

Ортофосфаты при нагревании не разлагаются (кроме фосфата аммония).

Разложение сульфитов

Сульфиты щелочных металлов разлагаются до сульфидов и сульфатов:

4Na2SO3 →  Na2S + 3Na2SO4

Разложение солей аммония

Некоторые соли аммония, не содержащие анионы кислот-сильных окислителей, обратимо разлагаются при нагревании без изменения степени окисления. Это хлорид, бромид, йодид, дигидрофосфат аммония:

NH4Cl →  NH3 + HCl

NH4Br →  NH3 + HBr

NH4l →  NH3 + Hl

NH4H2PO4 →  NH3 + H3PO4

Cоли аммония, образованные кислотами-окислителями, при нагревании также разлагаются. При этом протекает окислительно-восстановительная реакция. Это дихромат аммония, нитрат и нитрит аммония:

NH4NO3 → N2O + 2H2O

NH4NO2 → N2 + 2H2O

Видеоопыт разложения нитрита аммония можно посмотреть здесь.

(NH4)2Cr2O7 → N2 + Cr2O3 + 4H2O

Разложение перманганата калия

2KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + O2

Разложение хлората и перхлората калия

Хлорат калия при нагревании разлагается до перхлората и хлорида:

4KClO3 → 3KClO4 + KCl

При нагревании в присутствии катализатора (оксид марганца (IV)) образуется хлорид калия и кислород:

2KClO3 → 2KCl + 3O2

Перхлорат калия при нагревании разлагается до хлорида и кислорода:

KClO4 → KCl + 2O2

Поделиться ссылкой:

chemege.ru

Термическое разложение нитратов — схема, таблица — Схемо.РФ

  • Войти
  • Регистрация
  • Схемы
    • Биология
    • География
    • История
    • Математика и алгебра
    • Медицина
    • Обществознание
    • Педагогика
    • Политология
    • Право
    • Психология
    • Русский язык
    • Социология
    • Физика
    • Философия
    • Химия
    • Экономика
    • Прочее
  • Книги
    • Биология
    • География
    • История
    • Математика и алгебра
    • Медицина
    • Обществознание
    • Педагогика
    • Политология
    • Право
    • Психология
    • Русский язык
    • Социология
    • Физика
    • Философия
    • Химия

xn--e1aogju.xn--p1ai

Нитраты — это… Что такое Нитраты?

Нитрат (лат. nitras; устар. селитры) — соль азотной кислоты, содержит однозарядный анион NO3.

Устаревшее название — селитры — в настоящее время используется преимущественно в минералогии, как название для минералов, а также для удобрений в сельском хозяйстве.

Общие химические свойства

Нитраты получают действием азотной кислоты HNO3 на металлы, оксиды, гидроксиды, соли. Практически все нитраты хорошо растворимы в воде.

Нитраты устойчивы при обычной температуре. Они обычно плавятся при относительно низких температурах (200—600 °C), зачастую с разложением.

Разложение нитратов (термолиз нитратов)

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

Соли металлов, расположенные в ряду стандартных электродных потенциалов левее Mg (кроме Li)

Li→Rb→K→Ba→Sr→Ca→Na→Mg→Al→Mn→Zn→Cr→Fe→Cd→Co→Ni→Sn→Pb→(H)→Sb→Bi→Cu→Hg→Ag→Pd→Pt→Au

При разложении образуют нитриты и кислород;

Например: Нитрат натрия при температуре 300 градусов по Цельсию разлагается:
Соли металлов, расположенные в ряду стандартных электродных потенциалов от Mg до Cu (включая Li)

Li→Rb→K→Ba→Sr→Ca→Na→Mg→Al→Mn→Zn→Cr→Fe→Cd→Co→Ni→Sn→Pb→(H)→Sb→Bi→Cu→Hg→Ag→Pd→Pt→Au

Дают при разложении оксид металла, NO2 и кислород.

Нитрат меди(II) при нагревании разлагается с образованием оксида меди(II) и диоксида азота:
Соли металлов, расположенные в ряду стандартных электродных потенциалов после Cu

Li→Rb→K→Ba→Sr→Ca→Na→Mg→Al→Mn→Zn→Cr→Fe→Cd→Co→Ni→Sn→Pb→(H)→Sb→Bi→Cu→Hg→Ag→Pd→Pt→Au

Образуют свободный металл, NO2 и кислород.

Нитрат серебра (аргентум нитрат), разлагается при температуре 170 градусов по Цельсию на свободный металл, диоксид азота и кислород.
Разложение нитрата аммония (специфические реакции)

Термическое разложение нитрата аммония может происходить по-разному, в зависимости от температуры:

  1. Температура ниже 270°C:
    • .
  2. Температура выше 270 °C, или детонация:
    • .

Нитраты являются достаточно сильными окислителями в твёрдом состоянии (обычно в виде расплава), но практически не обладают окислительными свойствами в растворе, в отличие от азотной кислоты.

Применение

Основное применение нитратов — удобрения (селитры), взрывчатые вещества (аммониты) и другие.

Биологическая роль

Соли азотной кислоты, которые являются элементом минеральных удобрений. Растение использует азот из соли для построения клеток организма, создания хлорофилла. Для людей нитраты неядовиты, но в организме превращаются в нитриты.

См. также

dic.academic.ru

Нитрит разложение — Справочник химика 21

    Качественные реакции на нитрит-ионы и отличие их от нитрат-ионов. 1. В пробирку насыпьте 1 микрошпатель нитрита натрия и растворите его при нагревании в небольшом количестве воды (5—7 капель). Подкислите раствор разбавленной серной кислотой (1 5) и опять нагрейте. Наблюдайте образование бурого газа. Напишите уравнение реакции разложения азотистой кислоты. [c.174]
    Для производства синтетических каучуков применяют соединения с сопряженной системой двойных связей дивинил (1,3-бутадиен), изопрен, хлоропрен и с одной двойной связью изобутилен, стирол, а-метилстирол, нитрил акриловой кислоты и др. Большинство из этих соединений образуется дегидрированием соответствующих углеводородов, содержащихся в промышленных нефтяных газах, попутных газах, газовом бензине, некоторых фракциях переработки нефти, а также синтетически (например, этилбензол и изопропилбензол). Получение дивинила осуществляется контактным разложением этилового спирта, а также дегидрированием бутана и бутиленов в одну или две стадии. Но наиболее экономичным методом получения бутадиена является его выделение из газов пиролиза нефтяного сырья. [c.174]

    Реакция с солями аммония — реакция разложения (удаления) нит-рит-ионов. Нитрит-ион окисляет катионы аммония NH при нагревании до свободного азота N2  [c.468]

    При расследовании комиссии не удалось установить конкретную причину взрыва в реакторе. Полагают, что разложение реакционной массы было вызвано недостаточным охлаждением и остановкой мешалки. Другой причиной взрыва могла быть быстрая подача нитруемой смеси при недостаточном теплосъеме, что привело к росту температуры и давления в аппарате. Разрыв предохранительной мембраны не обеспечил полного сброса давления, что и привело к разрушению аппарата. Комиссия установила, что нитрующим агентом по существу был ацетилнитрат, образующийся при смешении уксусного ангидрида с азотной кислотой. Известно, что ацетилнитрат СНзСО-ОЫОз мгновенно разлагается под воздействием воды при нагревании. При этом выделяется большое количество тепла и газов. В отсутствие воды ацетилнитрат может сохраняться при температуре ниже 20°С в течение нескольких суток. Как показали расчеты, теплота взрывчатого превращения нитрующей смеси равна 2180 кДж/кг (520 ккал/кг), т. е. потенциальная опасность взрыва создалась еще до начала нитрования, по окончании загрузки азотной кислоты и уксусного ангидрида. [c.362]


    Синтез нитрата аммония через нитрит аммония, полученный из воздуха и воды (без участия вспомогательных исходных веществ). Известна реакция разложения нитрита аммония [c.53]

    Надежное обнаружение нитрат-ионов возможно только в отсутствие нитрит-ионов, так как для обоих ионов характерны одни и те же реакции. На большей по сравнению с нитратами реакционной способности нитритов основан ряд методов их удаления. В качественном анализе используют разложение нитритов действием амидосерной кислоты (HSO3—Nh3) и азида натрия (NaiNa). [c.62]

    В одних случаях, например при разложении диметилового эфира при 777°К (1/ = 170+1,66-10-5 р, йразложении хлористого нитрила при 413° К (1/ = 500+1,59- 10- 1/р к = 2 Ю-з сек ), от нее наблюдаются отклонения (рис. VI, 36). [c.166]

    ПРЕДУПРЕЖДЕНИЕ ВЗРЫВНОГО РАЗЛОЖЕНИЯ НИТРИТ-НИТРАТНЫХ СОЛЕЙ [c.46]

    Известно, что при разложении нитрата щелочного металла получаются нитрит соответствующего металла и кислород  [c.86]

    Образование нитрена. Разложение ацилазидов — один из нескольких способов образования нитренов (см. т. 1, гл. 5, разд. Нитрены ). [c.111]

    Такое же благоприятное влияние оказывают галогены. Они обра-З уют свободные радикалы, как это уже известно, из реакции хлорирования.

www.chem21.info

Нитраты термическое разложение — Справочник химика 21

    Оксиды и гидроксиды. Оксиды галлия, индия и таллия получаются при взаимодействии металлов с кислородом, но чаще при термическом разложении соответствующих гидроксидов, нитратов, сульфатов. Свойства оксидов галлия, индия и таллия приведены в табл. 40. [c.336]

    Оксиды получают в лаборатории термическим разложением соответствующих карбонатов или нитратов  [c.480]


    Может быть получена термическим разложением нитрата аммония  [c.437]

    Нитриты устойчивее НЫОг (в молекуле кислоты ничтожно малый ион Н+, внедряясь в электронную оболочку атома О, ослабляет связь N—0), но только нитриты щелочных металлов плавятся без разложения. При термическом разложении нитритов образуется оксид металла,. N0 и ЫОг. Нитриты щелочных металлов разлагаются выше температуры их плавления, образуя оксиды пли пероксиды металлов, N0 и Оа (так как при высоких температурах N02 распадается на N0 и О2). Нитриты, так же как и НМОг, обладают окислительной и восстановительной активностью. В растворах они постепенно окисляются, переходя в нитраты. [c.409]

    Термическое разложение нитратов. В вытяжном шкафу нагрейте в трех пробирках соли нитратов калия, свинца и серебра. Докажите выделение кислорода при их разложении. [c.176]

    При термическом разложении нитрата меди (II) образуются оксид меди (II), оксид азота (IV) и кислород  [c.140]

    Написать уравнения реакций термического разложения нитрата и карбоната аммония. [c.139]

    Характерным свойством перекисных соединений, как простых, так и комплексных, является способность образовывать перекись водорода при взаимодействии с разбавленными растворами кислот, а также выделять кислород в активной форме при термическом разложении или действии воды и других химических агентов. Другие неорганические соединения, которые могут быть источником кислорода, как, например, нитраты, хлораты, перхлораты, перманганаты и некоторые [c.344]

    Опыт 257. Термическое разложение нитратов тяжелых металлов [c.142]

    Опыт 258. Термическое разложение нитратов щелочных металлов [c.142]

    В промышленности и лаборатории оксиды элементов подгруппы ПА получают не из металлов, а термическим разложением их карбонатов или гидроксидов. ВаО удобно также получать нагреванием нитрата. Оксиды ЭО — твердые, тугоплавкие соединения. Их химическая активность увеличивается при переходе от БеО к ВаО. На компактный оксид ВеО при комнатной температуре не действуют вода, кислоты и шелочи, MgO легко реагирует с кислотами, СаО б рно взаимодействует не только с кислотами, но и с водой, ВаО еще более реакциониоспособен. [c.314]

    По-видимому, соль А — нитрат серебра, так как, согласно условию задачи, при термическом разложении исходной соли выделяются смесь газов, один из которых обладает бурым цветом. Газ бурого цвета — оксид азота (IV). Действительно, ири разложении большого ряда солей азотной кислоты одним из выделяющихся газов является NO2. Подтвердим это расчетами для данной задачи  [c.146]


    Солн азотной кислоты — нитраты — получают действием Н 0., на металлы, их оксиды и гидроксиды. Нитраты хорошо растворимы в вэде. Образование свободного металла нри термическом разложении нитратов связано с нестабильностью его оксида  [c.315]

    Оксид азота (IV) (двуокись азота) NO2 в лаборатории обычно получают термическим разложением нитрата свинца  [c.173]

    Аппарат ИТН имеет общую высоту 10 м и состоит из двух частей нижней реакционной и верхней сепарационной. В реакционной части находится перфорированный стакан, в который подают азотную кислоту и аммиак. При этом, за счет хорошей теплоотдачи реакционной массы стенкам стакана, реакция нейтрализации протекает при температуре более низкой, чем температура кипения кислоты. Образующийся раствор нитрата аммония закипает и из него испаряется вода. За счет подъемной силы пара парожидкостная эмульсия выбрасывается из верхней части стакана и проходит через кольцевой зазор между корпусом и стаканом, продолжая упариваться. Затем она поступает в верхнюю сепарационную часть, где раствор, проходя ряд тарелок, отмывается от аммиака раствором нитрата аммония и конденсатом сокового пара. Время пребывания реагентов в реакционной зоне не превышает одной секунды, благодаря чему не происходит термического разложения кислоты и нитрата аммония. За счет использования теплоты нейтрализации в аппарате испаряется большая часть воды и образуется 90% -ный раствор нитрата аммония. [c.266]

    Оксид и гидроксид никеля (П) зеленого цвета. Получают N 0 термическим разложением гидроксида, карбоната или нитрата N1 (П). Гидроксид Ы (ОН)а образуется при действии щелочей на растворы соединений N1 (И) в виде объемистого зеленого геля, который при стоянии постепенно кристаллизуется. N 0 и N (011)2 в воде не растворяются, но взаимодействуют с кислотами. [c.650]

    Оксид азота (IV) получается ири термическом разложении нитратов тяжелых металлов, наиример свинца  [c.199]

    Получаемое при термическом разложении нитрата аммония соединение N2O лишь формально может быть названо оксидом диазота. Молекуле N2O можно приписать одну из равновероятных схем  [c.183]

    Написать уравнения реакций термического разложения нитратов натрия, меди и ртути (И). [c.147]

    Опыт 10. Термическое разложение нитратов [c.152]

    Вычислить AG gg, AS°29s реакций термического разложения нитратов свинца и серебра. Использовать найденные величины для определения температур, при которых константа равновесия каждого из соединений равна 1. [c.188]

    Составьте уравнения термического разложения азо

www.chem21.info

Нитраты — примеры, реакции, использование

Соли азотной кислоты называют нитратами. Нитраты щелочных металлов, кальция и аммония называют селитрами, например: KNO3 — калиевая селитра; NaNO3 — натриевая (чилийская) селитра; Ca (NO3) 2 — кальциевая (норвежская) селитра; Nh5NO3 — аммиачная селитра.

Все нитраты — твердые кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде, малоустойчивы при высокой температуре. В отличие от хлоридов, которые плавятся, а не разлагаясь, нитраты разлагаются при температуре близкой к температуре их плавления. Продукты разложения бывают разные, в зависимости от химической активности металла, входящего в состав соли. Расписание нитратов можно изобразить схемой:

Расписание нитратов при нагревании

Расписание нитратов при нагревании

Например:

Соли металлических элементов в Mg при разложении образуют нитриты и кислород:

2NaNO3 → 2NaNO2 + O2.

Соли металлических элементов от Mg до Cu при разложении образуют основной оксид, азота (IV) оксид и кислород:

2Cu (NO3) 2 → 2CuO + 4NO2 + O2.

Соли металлических элементов расположенных в ряду активности металлов после Cu образуют металл, оксид азота и кислород:

2AgNO3 → 2Ag + 2NO2 + O2.

Лабораторный опыт 6. Ознакомление с образцами нитратов и солей аммония

Ознакомьтесь с выданным вам образцами солей азотной кислоты и аммония. Выясните цвет, растворимость в воде, запах. Полученные результаты запишите в таблицу:

Название соли Формула соли Цвет Запах Растворимость в воде

Качественная реакция на нитрат-ион

Азотная кислота и нитраты содержат нитрат-ион NO3-. Для определения нитрат-иона NO3- в пробирку помещают немного исследуемого вещества, добавляют медных опилок, вливают концентрированной серной кислоты и нагревают. Выделение бурого газа NO2 свидетельствует о наличии нитрат-ионов.

Схематично это можно изобразить так:

Качественная реакция на нитрат-ион

Например:

KNO3 + h3SO4 → KHSO4 + HNO3 (k)

4HNO3 + Cu → Cu (NO3) 2 + 2NO2 ↑ + 2h3O

Применение нитратов

Нитраты используют преимущественно в качестве удобрения.

Нитраты щелочных металлов используют как компоненты ракетного топлива.

KNO3 используют для производства черного пороха.

KNO3, NaNO3 — в малых количествах используют для производства мясных продуктов, некоторых сортов сыра (предоставляют мясным продуктам красно-коричневого цвета).

AgNO3 — для производства зеркал, в гальванотехнике, в аналитической химии, небольшие дозы в медицине как вяжущее и бактерицидное средство.

Ba (NO3) 2, Sr (NO3) 2, Pb (NO3) второй пиротехнике.

Проблема содержания нитратов в пищевых продуктах

Из-за применения интенсивных технологий выращивания растений, которые предусматривают использование большого количества минеральных удобрений, нитраты накапливаются в продуктах. Много нитратов в колбасах, молоке, 80% нитратов попадает в организм из растений. Их больше в ранних овощах, овощах защищенного грунта. Высокое содержание нитратов содержит редис, редька, дыни, кабачки, яблоки, свекла.

Сами нитраты не ядовиты, но в организме они превращаются в ядовитые вещества — нитриты, которые взаимодействуют с гемоглобином крови окисляя Fe2 + до Fe3 +. Вместо гемоглобина образуется метгемоглобин, который теряет красную окраску и приобретает темно-коричневого цвета. Метгемоглобин не способен переносить кислород. Возникает кислородная недостаточность, нарушается тканевое дыхание. Как следствие возникают эрозивные гастриты, нарушения деятельности щитовидной железы, сердечно-сосудистой системы. Кроме того, под действием нитритов в организме образуются канцерогенные вещества, вызывающие онкологические заболевания. Наиболее чувствительны к нитритов дети, больные и люди старшего возраста.

Уменьшить количество нитратов можно, если овощи, плоды перед употреблением тщательно промыть горячей водой, после чего яблоки, огурцы почистить, а из моркови вырезать сердцевину. Снижение вредного воздействия на организм нитратов и нитритов способствует употребление витаминов, особенно А, Е, В9.

Теги: лекции по химии, материал по химии, природа, реферат по химии, химия, химия — наука о природе, химия и жизнь, химия изучает

bagazhznaniy.ru

Химические свойства солей: средних, кислых, основных, комплексных.

Химические свойства средних солей

Взаимодействие средних солей с металлами

Реакция соли с металлом протекает в том случае, если исходный свободный металл более активен, чем тот, который входит в состав исходной соли. Узнать о том, какой металл более активен, можно, воспользовавшись электрохимическим рядом напряжений металлов.

Так, например, железо взаимодействует с сульфатом меди в водном растворе, поскольку является более активным, чем медь (левее в ряду активности):

Fe + CuSO4 → Cu↓ + FeSO4

В то же время железо не реагирует с раствором хлорида цинка, поскольку оно менее активно, чем цинк:

Fe + ZnCl2

Следует отметить, что такие активные металлы, как щелочные и щелочноземельные, при их добавлении к водным растворам солей будут прежде всего реагировать не с солью, а входящей в состав растворов водой.

Взаимодействие средних солей с гидроксидами металлов

Оговоримся, что под гидроксидами металлов в данном случае понимаются соединения вида Me(OH)x.

Для того чтобы средняя соль реагировала с гидроксидом металла, должны одновременно (!) выполняться два требования:

  • в предполагаемых продуктах должен быть обнаружен осадок или газ;
  • исходная соль и исходный гидроксид металла должны быть растворимы.

Рассмотрим пару случаев, для того чтобы усвоить данное правило.

Определим, какие из реакций ниже протекают, и напишем уравнения протекающих реакций:

  • 1) PbS + KOH
  • 2) FeCl3 + NaOH

Рассмотрим первое взаимодействие сульфида свинца и гидроксида калия. Запишем предполагаемую реакцию ионного обмена и пометим ее слева и справа «шторками», обозначив таким образом, что пока не известно, протекает ли реакция на самом деле:

PbS + 2KOH

В предполагаемых продуктах мы видим гидроксид свинца (II), который, судя по таблице растворимости, нерастворим и должен выпадать в осадок. Однако, вывод о том, что реакция протекает, пока сделать нельзя, так как мы не проверили удовлетворение еще одного обязательного требования – растворимости исходных соли и гидроксида. Сульфид свинца – нерастворимая соль, а значит реакция не протекает, так как не выполняется одно из обязательных требований для протекания реакции между солью и гидроксидом металла. Т.е.:

сульфид свинца не реагирует с щелочами

Рассмотрим второе предполагаемое взаимодействие между хлоридом железа (III) и гидроксидом калия. Запишем предполагаемую реакцию ионного обмена и пометим ее слева и справа «шторками», как и в первом случае:

В предполагаемых продуктах мы видим гидроксид железа (III), который нерастворим и должен выпадать в осадок. Однако сделать вывод о протекании реакции пока еще нельзя. Для этого надо еще убедиться в растворимости исходных соли и гидроксида. Оба исходных вещества растворимы, значит мы можем сделать вывод о том, что реакция протекает. Запишем ее уравнение:

Реакции средних солей с кислотами

Средняя соль реагирует с кислотой в том случае, если образуется осадок или слабая кислота.

Распознать осадок среди предполагаемых продуктов практически всегда можно по таблице растворимости. Так, например, серная кислота реагирует с нитратом бария, поскольку в осадок выпадает нерастворимый сульфат бария:

Распознать слабую кислоту по таблице растворимости нельзя, поскольку многие слабые кислоты растворимы в воде. Поэтому список слабых кислот следует выучить. К слабым кислотам относят H2S, H2CO3, H2SO3, HF, HNO2, H2SiO3 и все органические кислоты.

Так, например, соляная кислота реагирует с ацетатом натрия, поскольку образуется слабая органическая кислота (уксусная):

Следует отметить, что сероводород H2S является не только слабой кислотой, но и плохо растворим в воде, в связи с чем выделяется из нее в виде газа (с запахом тухлых яиц):

Кроме того, обязательно следует запомнить, что слабые кислоты — угольная и сернистая — являются неустойчивыми и практически сразу же после образования разлагаются на соответствующий кислотный оксид и воду:

K2SO3 + 2HCl → 2KCl + h3O + SO2↑

Выше было сказано, что реакция соли с кислотой идет в том случае, если образуется осадок или слабая кислота. Т.е. если нет осадка и в предполагаемых продуктах присутствует сильная кислота, то реакция не пойдет. Однако есть случай, формально не попадающий под это правило, когда концентрированная серная кислота вытесняет хлороводород при действии на твердые хлориды:

Однако, если брать не концентрированную серную кислоту и твердый хлорид натрия, а растворы этих веществ, то реакция действительно не пойдет:

Реакции средних солей с другими средними солями

Реакция между средними солями протекает в том случае, если одновременно (!) выполняются два требования:

  • исходные соли растворимы;
  • в предполагаемых продуктах есть осадок или газ.

Например, сульфат бария не реагирует с карбонатом калия, поскольку несмотря на то что в предполагаемых продуктах есть осадок (карбонат бария), не выполняется требование растворимости исходных солей.

В то же время хлорид бария реагирует с карбонатом калия в растворе, поскольку обе исходные соли растворимы, а в продуктах есть осадок:

BaCl2 + Na2CO3 = BaCO3 + 2NaCl

Газ при взаимодействии солей образуется в единственном случае – если смешивать при нагревании раствор любого нитрита с раствором любой соли аммония:

Причина образования газа (азота) заключается в том, что в растворе одновременно находятся катионы NH4+ и анионы NO2 , образующие термически неустойчивый нитрит аммония, разлагающийся в соответствии с уравнением:

Реакции термического разложения солей

Разложение карбонатов

Все нерастворимые карбонаты, а также карбонаты лития и аммония термически неустойчивы и разлагаются при нагревании. Карбонаты металлов разлагаются до оксида металла и углекислого газа:

CaCO3 → CaO + CO2↑

Li2CO3 → Li2O + CO2↑

а карбонат аммония дает три продукта – аммиак, углекислый газ и воду:

Разложение нитратов

Абсолютно все нитраты разлагаются при нагревании, при этом тип разложения зависит от положения металла в ряду активности. Схема разложения нитратов металлов представлена на следующей иллюстрации:

схема разложения нитратов металлов

Так, например, в соответствии с этой схемой уравнения разложения нитрата натрия, нитрата алюминия и нитрата ртути записываются следующим образом:

2NaNO3 → 2NaNO2 + O2↑

4Al(NO3)3→ 2Al2O3 + 12NO2↑ + 3O2↑

Hg(NO3)2 → Hg + 2NO2↑ + O2↑

Также следует отметить специфику разложения нитрата аммония:

Разложение солей аммония

Термическое разложение солей аммония чаще всего сопровождается образованием аммиака:

В случае, если кислотный остаток обладает окислительными свойствами, вместо аммиака образуется какой-либо продукт его окисления, например, молекулярный азот N2 или оксид азота (I):

(Nh5)2Cr2O7 → N2↑ + Cr2O3 + 4Н2O

Химические свойства кислых солей

Отношение кислых солей к щелочам и кислотам

Кислые соли реагируют с щелочами. При этом, если щелочь содержит тот же металл, что и кислая соль, то образуются средние соли:

NaHCO3 + NaOH = Na2CO3 + h3O

Также, если в кислотном остатке кислой соли осталось два или более подвижных атомов водорода, как, например, в дигидрофосфате натрия, то возможно образование как средней:

так и другой кислой соли с меньшим числом атомов водорода в кислотном остатке:

Важно отметить, что кислые соли реагируют с любыми щелочами, в том числе и теми, которые образованы другим металлом. Например:

Nah3PO4 + NaOH = Na2HPO4 + h3O

Кислые соли, образованные слабыми кислотами, реагируют с сильными кислотами аналогично соответствующим средним солям:

NaHCO3 + HCl → NaCl + h3O + CO2↑

Термическое разложение кислых солей

Все кислые соли при нагревании разлагаются. В рамках программы ЕГЭ по химии из реакций разложения кислых солей следует усвоить, как разлагаются гидрокарбонаты. Гидрокарбонаты металлов разлагаются уже при температуре более 60 оС. При этом образуются карбонат металла, углекислый газ и вода:

2NaHCO3 → Na2CO3 + CO2↑ + h3O

Ca(HCO3)2 → CaCO3↓ + CO2↑ + h3O

Mg(HCO3)2 → MgCO3↓ + CO2↑ + h3O

Последние две реакции являются основной причиной образования накипи на поверхности водонагревательных элементов в электрических чайниках, стиральных машинах и т.д.

Гидрокарбонат аммония разлагается без твердого остатка с образованием двух газов и паров воды:

Химические свойства основных солей

Основные соли всегда реагируют со всеми сильными кислотами. При этом могут образоваться средние соли, если использовались кислота с тем же кислотным остатком, что и в основной соли, или смешанные соли, если кислотный остаток в основной соли отличается от кислотного остатка реагирующей с ней кислоты:

Cu(OH)Cl + HCl → CuCl2 + h3O

Cu(OH)Cl + HBr → CuBrCl + h3O

Также для основных солей характерны реакции разложения при нагревании, например:

(CuOH)2CO3 t°→ 2CuO + CO2↑ + h3O

Химические свойства комплексных солей (на примере соединений алюминия и цинка)

В рамках программы ЕГЭ по химии следует усвоить химические свойства таких комплексных соединений алюминия и цинка, как тетрагидроксоалюминаты и третрагидроксоцинкаты.

Тетрагидроксоалюминатами и тетрагидроксоцинкатами называют соли, анионы которых имеют формулы [Al(OH)4] и [Zn(OH)4]2- соответственно. Рассмотрим химические свойства таких соединений на примере солей натрия:

(CuOH)2CO3 t°→ 2CuO + CO2↑ + h3O

Данные соединения, как и другие растворимые комплексные, хорошо диссоциируют, при этом практически все комплексные ионы (в квадратных скобках) остаются целыми и не диссоциируют дальше:

(CuOH)2CO3 t°→ 2CuO + CO2↑ + h3O

Действие избытка сильной кислоты на данные соединения приводит к образованию двух солей:

При действии же на них недостатка сильных кислот в новую соль переходит только активный металл. Алюминий и цинк в составе гидроксидов выпадают в осадок:

Осаждение гидроксидов алюминия и цинка сильными кислотами не является удачным выбором, поскольку сложно добавить строго необходимое для этого количество сильной кислоты, не растворив при этом часть осадка. По этой причине для этого используют углекислый газ, обладающий очень слабыми кислотными свойствами и благодаря этому не способный растворить осадок гидроксида:

В случае тетрагидроксоалюмината осаждение гидроксида также можно проводить, используя диоксид серы и сероводород:

В случае тетрагидроксоцинката осаждение сероводородом невозможно, поскольку в осадок вместо гидроксида цинка выпадает его сульфид:

При упаривании растворов тетрагидроксоцинката и тетрагидроксоалюмината с последующим прокаливанием данные соединения переходят соответственно в цинкат и алюминат:

Na2[Zn(OH)4] → Na2ZnO2 + 2h3O

Na[Al(OH)4] → NaAlO2 + 2h3O

scienceforyou.ru

0 comments on “Схема разложения нитратов – РАЗЛОЖЕНИЕ НИТРАТОВ

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован.