Азотная кислота с солями уравнение реакции

Химические свойства
азотной кислоты в свете теории
электролитической диссоциации

Урок по данной теме рекомендуется проводить в рамках аттестации, при проведении методического объединения учителей либо как конкурсный в 9-м классе в учебном заведении любого типа – от простой средней общеобразовательной школы до лицея или гимназии. Материал подобран и скомпонован так, что не потребует каких-либо изменений при изучении этой темы на уроке вне зависимости от того, по каким учебникам преподается химическая дисциплина в данной конкретной школе. Четко поставленные цели, задачи, список необходимых к уроку реактивов и химической посуды позволят учителю, особенно начинающему, провести интересный урок, а учащиеся получат настоящий учебный праздник и прочные знания по отнюдь не легкому предмету – химии. Материал данного урока можно рассматривать как изучение нового материала при прохождении большой темы «Азот и его соединения».

Отличительная особенность данного урока заключается в том, что в процессе изучения нового материала значительное количество времени уделяется повторению и закреплению по темам «Реакции ионного обмена и условия их протекания до конца» и «Теория электролитической диссоциации». В качестве повторения именно эти темы школьного курса химии были выбраны автором не случайно. Во-первых, именно с этими ранее изученными темами прочно связан новый материал «Химические свойства азотной кислоты». Во-вторых, эти темы достаточно сложные, и для лучшего усвоения учащимися именно они требуют многократного повторения на уроках. В-третьих, материал этих тем часто включается в варианты заданий областных контрольных работ, тестовых заданий различного уровня тестирования.

Данному уроку предшествует знакомство с азотом, аммиаком, солями аммония. Вместе с тем изучением химических свойств азотной кислоты тема «Азот и его соединения» не заканчивается. Рекомендуется провести еще один урок по изучению особых свойств азотной кислоты. На этом уроке рассмотреть способность HNO₃ реагировать с металлами, стоящими в ряду напряжений металлов до и после водорода по разным схемам, в зависимости от активности металла и концентрации кислоты, а также обсудить качественную реакцию на азотную кислоту, взаимодействие азотной кислоты с белком (ксантопротеиновая реакция) и окисление концентрированной азотной кислотой органических соединений (скипидара, бензина, целлюлозы). Такая раскладка изучаемого материала позволит творчески работающему учителю на следующем уроке выявить степень усвоения данного материала. Логическим завершением темы явится проверочная или контрольная работа по всему изученному материалу.

Тип урока. Урок усвоения новых знаний.

Форма урока. Урок-лекция.

Цели. Изучить химические свойства азотной кислоты (реакции, протекающие в растворах). Повторить материал о реакциях ионного обмена и условиях их протекания до конца, опираясь на теорию электролитической диссоциации. Развить познавательный интерес учащихся к химической науке. Формировать всесторонне развитую, гармоничную личность. Закрепить навыки работы с лабораторным оборудованием и правила проведения лабораторного демонстрационного эксперимента.

Оборудование и реактивы. Штатив с пробирками, асбестовые сетки, штатив для демонстрационных пробирок, демонстрационные пробирки или химические стаканы (10 шт.), спиртовка, спички, пробиркодержатель; медные опилки, оксид меди(II), растворы азотной кислоты, хлорида железа(III), гидроксида натрия или калия, карбоната натрия (или кусочек мрамора), индикаторов – фенолфталеина, лакмуса и метилового оранжевого (в специальной посуде), нитратов калия, натрия и бария, магниевые опилки, роданид калия или аммония, порошок сухого горючего, дихромат аммония.

После изучения материала учащиеся должны знать:

• химические свойства азотной кислоты в свете теории электролитической диссоциации (кроме особых свойств);

• признаки протекания реакций ионного обмена до конца;

• что такое электролит и каковы его отличия от неэлектролита;

• писать уравнения реакций с участием азотной кислоты в молекулярном, полном и сокращенном ионном видах;

• определять по внешним признакам, протекает ли данная химическая реакция до конца;

• грамотно работать с лабораторным оборудованием.

План фронтальной работы с классом

1. Определение темы урока.
2. Выявление цели урока.
3. Изложение материала в форме лекции.

В силу достаточно большого объема, громоздкости материала рекомендуется по возможности отводить на изучение темы урока 50 мин учебного времени, причем начать урок следует не с проверки заданного к уроку домашнего задания (если таковое было), а с определения темы и непосредственного изложения нового материала в лекционной форме.

Начинается урок с занимательной минутки – демонстрации опытов «Вулканчик», «Бенгальские огни» (желтый, фиолетовый и зеленый), «Искусственная кровь». Учитель акцентирует внимание учащихся на том, что во всех проведенных опытах фигурируют соединения азота.

Определение цели урока проводится совместно с учащимися по следующей логической схеме: изучены азот N₂, его бинарное соединение аммиак NH₃, соли аммония, следовательно, предстоит изучать азотную кислоту и ее свойства. Учитель уточняет, что будут рассмотрены свойства раствора азотной кислоты, говорит о демонстрационном лабораторном эксперименте, который ждет учащихся на уроке.

Все рассматриваемые реакции азотной кислоты записываются на доске. По ходу урока учитель повторяет с учащимися, что реакции ионного обмена протекают до конца, если в результате реакции выделяется газ, образуется малодиссоциирующее вещество вода или получается не растворимое в воде соединение.

Реакции азотной кислоты

1. Азотная кислота изменяет окраску индикаторов:

НNO₃ + лакмус фиолетовый красная окраска раствора,

НNO₃ + метиловый оранжевый красная окраска раствора.

В силу сложности формул индикаторов данные взаимодействия отражают схемой, а не уравнением.

2. Взаимодействие азотной кислоты с металлами, стоящими в ряду активности после водорода:

Сu + 4НNO₃ = Сu(NO₃)₂ + 2Н₂О + 2NO₂.

Выделяющийся газ NO₂ ядовит, поэтому необходимо проводить опыт в вытяжном шкафу. Чтобы реакция началась быстрее, раствор азотной кислоты можно подогреть.

Уравнение реакции записывают в полном и сокращенном ионном видах:

Сu 0 + 4Н + + 4NO₃ – = Сu 2+ + 2NO₃ – + 2Н₂О + 2NO₂

(полное ионное уравнение),

Сu 0 + 4Н + + 2NO₃ – = Сu 2+ + 2Н₂О + 2NO₂

(сокращенное ионное уравнение).

Учитель напоминает правила записи уравнений реакций в полном и сокращенном ионном видах.
В растворе на ионы не распадаются оксиды, газы, вода, соединения, обозначенные в таблице растворимости буквами «Н» и «М». С зарядом 0 записываются металлы и неметаллы в свободном виде, вступающие в реакции или образующиеся в результате химической реакции.

3. Взаимодействие азотной кислоты с основными оксидами:

(полное ионное уравнение),

СuО + 2Н + = Сu 2+ + 2Н₂О

(сокращенное ионное уравнение).

4. Взаимодействие азотной кислоты с основаниями.

Непосредственно перед опытом получают гидроксид железа(III) по уравнению реакции:

FeCl₃ + 3КОН = 3КСl + Fe(ОН)₃.

Затем действием азотной кислоты растворяют осадок Fe(OH)₃:

(полное ионное уравнение),

(сокращенное ионное уравнение).

5. Взаимодействие азотной кислоты с солями, образованными более слабыми и летучими кислотами:

СаСО₃ + 2НNO₃ = Са(NO₃)₂ + 2Н₂О + СО₂,

СаСО₃ + 2Н + + 2NO₃ – = Са 2+ + 2NO₃ – + 2Н₂О + СО₂

(полное ионное уравнение),

СаСО₃ + 2Н + = Са 2+ + 2Н₂О + СО₂

(сокращенное ионное уравнение).

Таким образом, химические свойства азотной кислоты изучены. После этого ученики называют три признака протекания реакций ионного обмена до конца.

Отличившиеся на уроке получают оценки, учитель обосновывает, почему он ставит ту или иную оценку ученику.

Домашнее задание. По учебнику О.С. Габриеляна «Химия-9» (М.: Просвещение, 2000) § 26; записи в тетради. В конце урока учитель раздает карточки с тестовыми заданиями трех уровней сложности (на оценки «5», «4» или «3», в зависимости от способностей учащегося и по его желанию) на повторение уже изученного материала по теме «Азот и его соединения». Это письменное домашнее задание.

Если в конце урока остается время, то учащиеся начинают работу с карточками. Первые трое, правильно ответившие на вопросы тестов, получают оценку «5» с занесением в журнал.

Тестовые задания по теме «Азот и его соединения»

В а р и а н т 1 (на оценку «5»)

1. Азотную кислоту можно получить но схеме:

а) NO₂ + O₂ + H₂O … ;

б) NaNO₃ + HCl … ;

в) NO + H₂O … ;

г) NH₃ + H₂O … .

2. При каталитическом окислении аммиака кислородом воздуха помимо воды образуется:

а) азот; б) аммиак;

в) оксид азота(IV); г) оксид азота(II).

3. Межмолекулярная химическая связь, возникающая между атомами водорода и атомами сильно электроотрицательных элементов (фтора, кислорода, азота), называется:

а) металлической; б) водородной;

в) ковалентной; г) атомной.

4. Степень окисления атома азота в катионе аммония равна:

а) –3; б) +5; в) +3; г) 0.

5. Лабораторный способ получения аммиака:

а) Сa(OH)₂ + NH₄Cl … ;

б) NH₄ОН … ;

в) NH₄NO₃ + HCl … ;

г) NH₄ОН + H₃PO₄ … .

6. Какая из солей аммония широко используется в хлебопечении?

а) Силикат; б) сульфат; в) нитрат; г) карбонат.

7. Несолеобразующим азотсодержащем оксидом является:

8. Разбавленная азотная кислота без нагревания не взаимодействует с:

а) медью; б) барием; в) калием; г) литием.

9. Концентрированная азотная кислота без нагревания не взаимодействует с:

а) калием; б) медью; в) железом; г) рубидием.

10. Составная часть ляписа:

а) нитрат серебра; б) нитрат калия;

в) нитрат алюминия; г) верного ответа нет.

В а р и а н т 2 (на оценку «4»).

1. Чилийская селитра – это:

а) нитрат бария; б) нитрат натрия;

в) нитрат кальция; г) нитрат алюминия.

2. При некаталитическом окислении аммиака кислородом воздуха помимо воды образуется:

а) азот; б) нитрат аммония;

в) азотная кислота; г) гидразин.

3. Формула катиона аммония:

4. Валентность атома азота в катионе аммония равна:

а) I; б) III; в) VI; г) IV.

5. Второе название хлорида аммония:

а) поташ; б) селитра; в) нашатырь; г) купорос.

6. Формула аммиачной селитры:

7. При взаимодействии оксида азота(IV) с водой образуются:

а) азотная и азотистая кислоты;

б) аммиак и гидразин;

в) аммиак и гидразон;

г) гидроксид аммония.

8. Бурый газ (оксид азота) имеет формулу:

9. С порошкообразной серой при нагревании может взаимодействовать:

а) угольная кислота; б) азотная кислота;

в) соляная кислота; г) кремниевая кислота.

10. При разложении нитратов помимо прочих продуктов выделяется:

а) азот; б) хлор; в) водород; г) кислород.

В а р и а н т 3 (на оценку «3»)

1. Степень окисления азота –3 реализуется в соединении:

2. При обычных условиях азот реагирует только с:

а) железом; б) оловом; в) барием; г) литием.

3. Аммонал – это смесь аммиачной селитры с порошкообразными:

а) фосфором и кремнием;

б) алюминием и углем;

в) железом и серой;

г) медью и бором.

4. Самой сильной кислотой из приведенных является:

а) угольная; б) сернистая;

в) азотная; г) сероводородная.

5. Реакцией ионного обмена не является взаимодействие:

а) азота с магнием;

б) азотной кислоты с гидроксидом натрия;

в) карбоната натрия с азотной кислотой;

г) оксида калия с азотной кислотой.

6. Оксид азота(IV) выделится в качестве продукта реакции:

а) азотной кислоты с карбонатом кальция;

б) концентрированной азотной кислоты с медью;

в) разбавленной азотной кислоты с гидроксидом аммония;

г) азотной кислоты с оксидом магния.

7. Азотная кислота не реагирует с:

в) оксидом алюминия;

г) угольной кислотой.

Ответы на тестовые задания

В а р и а н т 1. 1 – а, 2 – г, 3 – б, 4 – а, 5 – а, 6 – г, 7 – в, 8 – а, 9 – в, 10 – а.

В а р и а н т 2. 1 – б, 2 – а, 3 – в, 4 – г, 5 – в, 6 – г, 7 – а, 8 – б, 9 – б, 10 – г.

В а р и а н т 3. 1 – в, 2 – г, 3 – б, 4 – в, 5 – а, 6 – б, 7 – г.

Л и т е р а т у р а

Габриелян О.С. Химия-8. М.: Дрофа, 2000; Габриелян О.С. Химия-9. М.: Дрофа, 2000; Фельдман Ф.Г., Рудзитис Г.Е. Химия-9. М.: Просвещение, 1990; Гузей Л.С., Кузнецов В.Н., Гузей А.С. Общая химия. М.: Изд-во МГУ, 1999; Бабков А.В., Попков, В.А. Общая и неорганическая химия. М.: Изд-во МГУ, 1998; Глинка Н.Л. Общая химия. Л.: Химия, 1988.

Азотная кислота: получение и химические свойства

Строение молекулы и физические свойства

Азотная кислота HNO₃ – это сильная одноосновная кислота-гидроксид. При обычных условиях бесцветная, дымящая на воздухе жидкость, температура плавления −41,59 °C, кипения +82,6 °C ( при нормальном атмосферном давлении). Азотная кислота смешивается с водой во всех соотношениях. На свету частично разлагается.

Валентность азота в азотной кислоте равна IV, так как валентность V у азота отсутствует. При этом степень окисления атома азота равна +5. Так происходит потому, что атом азота образует 3 обменные связи и одну донорно-акцепторную, является донором электронной пары.

Поэтому строение молекулы азотной кислоты можно описать резонансными структурами:

Обозначим дополнительные связи между азотом и кислородом пунктиром. Этот пунктир по сути обозначает делокализованные электроны. Получается формула:

Способы получения

В лаборатории азотную кислоту можно получить разными способами:

1. Азотная кислота образуется при действии концентрированной серной кислоты на твердые нитраты металлов. При этом менее летучая серная кислота вытесняет более летучую азотную.

Например , концентрированная серная кислота вытесняет азотную из кристаллического нитрата калия:

2. В промышленности азотную кислоту получают из аммиака . Процесс осуществляется постадийно.

1 стадия. Каталитическое окисление аммиака.

2 стадия. Окисление оксида азота (II) до оксида азота (IV) кислородом воздуха.

3 стадия. Поглощение оксида азота (IV) водой в присутствии избытка кислорода.

Химические свойства

Азотная кислота – это сильная кислота . За счет азота со степенью окисления +5 азотная кислота проявляет сильные окислительные свойства .

1. Азотная кислота практически полностью диссоциирует в водном растворе.

2. Азотная кислота реагирует с основными оксидами, основаниями, амфотерными оксидами и амфотерными гидроксидами.

Например , азотная кислота взаимодействует с оксидом меди (II):

Еще пример : азотная кислота реагирует с гидроксидом натрия:

3. Азотная кислота вытесняет более слабые кислоты из их солей (карбонатов, сульфидов, сульфитов).

Например , азотная кислота взаимодействует с карбонатом натрия:

4. Азотная кислота частично разлагается при кипении или под действием света:

5. Азотная кислота активно взаимодействует с металлами. При этом никогда не выделяется водород! При взаимодействии азотной кислоты с металлами окислителем всегда выступает азот +5. Азот в степени окисления +5 может восстанавливаться до степеней окисления -3, 0, +1, +2 или +4 в зависимости от концентрации кислоты и активности металла.

металл + HNO₃ → нитрат металла + вода + газ (или соль аммония)

С алюминием, хромом и железом на холоду концентрированная HNO₃ не реагирует – кислота «пассивирует» металлы, т.к. на их поверхности образуется пленка оксидов, непроницаемая для концентрированной азотной кислоты. При нагревании реакция идет. При этом азот восстанавливается до степени окисления +4:

Золото и платина не реагируют с азотной кислотой, но растворяются в «царской водке» – смеси концентрированных азотной и соляной кислот в соотношении 1 : 3 (по объему):

HNO₃ + 3HCl + Au → AuCl₃ + NO + 2H₂O

Концентрированная азотная кислота взаимодействует с неактивными металлами и металлами средней активности (в ряду электрохимической активности после алюминия). При этом образуется оксид азота (IV), азот восстанавливается минимально:

С активными металлами (щелочными и щелочноземельными) концентрированная азотная кислота реагирует с образованием оксида азота (I):

Разбавленная азотная кислота взаимодействует с неактивными металлами и металлами средней активности (в ряду электрохимической активности после алюминия). При этом образуется оксид азота (II).

С активными металлами (щелочными и щелочноземельными), а также оловом и железом разбавленная азотная кислота реагирует с образованием молекулярного азота:

При взаимодействии кальция и магния с азотной кислотой любой концентрации (кроме очень разбавленной) образуется оксид азота (I):

Очень разбавленная азотная кислота реагирует с металлами с образованием нитрата аммония:

Таблица . Взаимодействие азотной кислоты с металлами.

6. Азотная кислота окисляет и неметаллы (кроме кислорода, водорода, хлора, фтора и некоторых других). При взаимодействии с неметаллами HNO₃ обычно восстанавливается до NO или NO₂, неметаллы окисляются до соответствующих кислот, либо оксидов (если кислота неустойчива).

Например , азотная кислота окисляет серу, фосфор, углерод, йод:

Безводная азотная кислота – сильный окислитель. Поэтому она легко взаимодействует с красным и белым фосфором . Реакция с белым фосфором протекает очень бурно. Иногда она сопровождается взрывом.

Видеоопыт взаимодействия фосфора с безводной азотной кислотой можно посмотреть здесь.

Видеоопыт взаимодействия угля с безводной азотной кислотой можно посмотреть здесь.

7. Концентрированная а зотная кислота окисляет сложные вещества (в которых есть элементы в отрицательной, либо промежуточной степени окисления): сульфиды металлов, сероводород, фосфиды, йодиды, соединения железа (II) и др. При этом азот восстанавливается до NO₂, неметаллы окисляются до соответствующих кислот (или оксидов), а металлы окисляются до устойчивых степеней окисления.

Например , азотная кислота окисляет оксид серы (IV):

Еще пример : азотная кислота окисляет иодоводород:

Сера в степени окисления -2 окисляется без нагревания до простого вещества, при нагревании до серной кислоты.

Например , сероводород окисляется азотной кислотой без нагревания до молекулярной серы:

При нагревании до серной кислоты:

Соединения железа (II) азотная кислота окисляет до соединений железа (III):

8. Азотная кислота окрашивает белки в оранжево-желтый цвет («ксантопротеиновая реакция«).

Ксантопротеиновую реакцию проводят для обнаружения белков, содержащих в своем составе ароматические аминокислоты. К раствору белка прибавляем концентрированную азотную кислоту. Белок свертывается. При нагревании белок желтеет. При добавлении избытка аммиака окраска переходит в оранжевую.

Видеоопыт обнаружения белков с помощью азотной кислоты можно посмотреть здесь.

Азотная кислота с солями уравнение реакции

I. Нитраты (селитры)

Азотная кислота – одноосновная, образует один ряд солей – нитраты состава:

Нитраты калия, натрия, кальция и аммония называют селитрами. Например, селитры:KNO₃ – нитрат калия (индийская селитра), NаNО₃ – нитрат натрия (чилийская селитра), Са(NО₃)₂ – нитрат кальция (норвежская селитра), NH₄NO₃ – нитрат аммония (аммиачная или аммонийная селитра, ее месторождений в природе нет). Германская промышленность считается первой в мире, получившей соль NH₄NO₃ из азота N₂ воздуха и водорода воды, пригодную для питания растений.

Рис.1. Аммиачная селитра Рис.2. Калиевая селитра Рис.3. Натриевая селитра

II. Физические свойства

Нитраты – вещества с преимущественно ионным типом кристаллических решёток. При обычных условиях это твёрдые кристаллические вещества, все нитраты хорошо растворимы в воде, сильные электролиты.

III. Получение нитратов

Нитраты образуются при взаимодействии:

1) Металл + Азотная кислота

2) Основный оксид + Азотная кислота

3) Основание + Азотная кислота

4) Аммиак + Азотная кислота

5) Соль слабой кислоты + Азотная кислота

В cоответствии с рядом кислот каждая предыдущая кислота может вытеснить из соли последующую:

6) Оксид азота (IV) + щёлочь

в присутствии кислорода —

IV. Химические свойства нитратов

I. Общие с другими солями

1) Взаимодействие с металлами

Металл, стоящий в ряду активности левее, вытесняет последующие из их солей:

2) Взаимодействие с кислотами

3) Взаимодействие со щелочами

4) Взаимодействие с cолями

II. Специфические

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

1) Нитраты щелочных (исключение — нитрат лития) и щелочноземельных металлов разлагаются до нитритов:

2) Нитраты менее активных металлов от Mg до Cu включительно и нитрат лития разлагаются до оксидов:

3) Нитраты наименее активных металлов (правее меди) разлагаются до металлов:

4) Нитрат и нитрит аммония:

Нитрат аммония разлагается в зависимости от температуры так:

Качественная реакция на нитрат-ион NO₃ – – взаимодействие нитратов c металлической медью при нагревании в присутствии концентрированной серной кислоты или с раствором дифениламина в Н₂SO₄ (конц.).

Опыт: “Качественная реакция на ион NO₃ – “

Признаки реакции — 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).

Протекают следующие уравнения реакций:

V. Применение нитратов

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

Растения не могут усваивать молекулярный азот N₂ 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.

Как же усваивается атмосферный азот? Часть связанного азота поступает в почву во время гроз. Химия процесса такова:

Существуют растения способные повышать плодородие почвы, в чем же их особенность? 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.

Растения, связывающие атмосферный азот

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 NH₄ + и нитрат-аниона NO₃ – .

«Классификация азотных удобрений»

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

Влияние нитратов на окружающую среду и организм человека

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. (ПДК (NO₃ – в почве) – 130 мг/кг, ПДК (NO₃ – 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 NН₂ОН; в кишечнике из нитратов могут образоваться вторичные нитрозамины R₂N–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 NO₃ – )

Первая помощь при отравлении нитратами

Первая помощь при отравлении нитратами – это обильное промывание желудка, прием активированного угля, солевых слабительных – глауберовой соли Na₂SO₄•10H₂O и английской соли (горькая соль) MgSO₄•7H₂O, 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

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 NO₃ – на 1 кг сырого вещества. (ПДК (NO₃ – 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.

Нитраты в производстве взрывчатых веществ

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.

Азотное удобрение нитрат аммония вместе с алюминием и древесным углем входит в состав взрывчатой смеси – аммонала. Основная реакция, которая протекает при взрыве:

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

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.

Нитрат серебра AgNO₃, который чернит ткань, бумагу, парты и руки (ляпис), применяют как противомикробное средство для лечения кожных язв, для прижигания бородавок и в качестве противовоспалительного средства при хроническом гастрите и язве желудка: пациентам назначают пить 0,05%-й раствор АgNO₃. Порошкообразные металлы Zn, Мg, Al, cмешанные с нитратом серебра, используют в петардах.

Основный нитрат висмута Вi(ОН)₂NО₃ 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 NaNО₂ применяют в медицине как спазмолитическое средство.

Применение нитритов в пищевой отрасли промышленности

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.