Sali di acido nitroso e nitrico
fertilizzanti azotati
Grado 9
Tipo di lezione: apprendimento di nuovo materiale.
Tipo di lezione- conversazione.
Obiettivi e obiettivi della lezione.
Educativo. Far conoscere agli studenti i metodi di ottenimento, le proprietà e le applicazioni di nitrati e nitriti. Considerare il problema dell'alto contenuto di nitrati nei prodotti agricoli. Dai un'idea dei fertilizzanti azotati, della loro classificazione e dei loro rappresentanti.
Educativo. Continuare a sviluppare abilità: evidenziare la cosa principale, stabilire relazioni di causa ed effetto, prendere appunti, condurre un esperimento, applicare le conoscenze nella pratica.
Educativo. Continuare la formazione di una visione scientifica del mondo, l'educazione di un atteggiamento positivo nei confronti della conoscenza.
Metodi e tecniche metodologiche. Lavoro indipendente degli studenti con letteratura scientifica popolare, preparazione di relazioni, esperimenti di laboratorio e un esperimento dimostrativo, un metodo dialogico per presentare la conoscenza con elementi di ricerca, controllo attuale della conoscenza mediante un test.
Struttura della lezione.
Annuncio dell'argomento, obiettivi.
Messaggio e commenti per i compiti.
Presentazione di nuovo materiale (conversazione euristica basata sull'esperimento).
Controllo attuale delle conoscenze con l'ausilio di un test.
Riassumendo la lezione.
Attrezzature e reagenti. Manifesto di sicurezza; tabelle "Decomposizione dei nitrati durante il riscaldamento", "Classificazione dei fertilizzanti azotati", "Spostamento della serie di acidi"; prova "Azoto e suoi composti" (due opzioni); schede attività.
Per esperimento demo: un supporto dimostrativo per provette, una lampada ad alcool, fiammiferi, un supporto per provette, pinze a crogiolo, un cucchiaio di ferro per bruciare sostanze, una torcia, un foglio di ferro per bruciare polvere nera, provette grandi, ovatta imbevuta di un soluzione concentrata di alcali, una tazza con sabbia, tre supporti da laboratorio; soluzioni concentrate di idrossido di sodio e acido solforico, sali cristallini - nitrato di potassio, nitrato di rame (II), nitrato d'argento; carbone di legna, lastra di rame, zolfo, una soluzione di difenilammina in acido solforico concentrato (bottiglia scura, 0,1 g di difenilammina per
10 ml di H 2 SO 4 (conc.); soluzioni di ioduro di potassio, acido solforico diluito, nitrito di potassio; in provette dimostrative - succhi vegetali di cavolo, zucchine, zucca; carta di amido di iodio.
Per esperimenti di laboratorio: una provetta con due granuli di zinco, tre provette vuote, bacchette di vetro, due provette con nitrati cristallini (delle dimensioni di un pisello) - nitrato di bario e nitrato di alluminio, tornasole, soluzioni di nitrato di rame (II), nitrato d'argento, cloridrico acido, cloruro di bario, acqua distillata.
Epigrafe.“Nessuna scienza ha bisogno di esperimenti tanto quanto la chimica” (Michael Faraday).
DURANTE LE LEZIONI
Informazioni sulla sicurezza
Tutti i nitrati sono infiammabili. È necessario conservare i nitrati separatamente da quelli organici e non materia organica. Tutti gli esperimenti con la formazione di ossido nitrico (IV) devono essere eseguiti in grandi provette chiuse con tamponi di cotone inumiditi con una soluzione alcalina concentrata. L'acido nitrico deve essere conservato in bottiglie scure, al riparo dal fuoco. I nitriti sono particolarmente tossici.
Compiti a casa
Il libro di testo di OS Gabrielyan "Chimica-9", § 26, esercizio. 7. Gli studenti forti ricevono compiti individuali.
Compiti individuali
1. Traduci la seguente voce dal linguaggio alchemico: “La “vodka forte” divora la “luna”, rilasciando una “coda di volpe”. L'addensamento del liquido risultante genera una "pietra infernale" che annerisce tessuto, carta e mani. Affinché la "luna" si alzi di nuovo, cuoci la "pietra infernale" nella fornace.
Risposta.
"Hellstone" - nitrato d'argento - si decompone quando riscaldato per formare argento - "la luna è sorta":
2AgNO 3 (cr.) 2Ag + 2NO 2 + O 2.
2.
Un vecchio trattato scientifico descrive l'esperienza di ottenere un "precipitato rosso"*: "Il mercurio viene sciolto in acido nitrico, la soluzione viene evaporata e il residuo viene riscaldato fino a farlo diventare "rosso"". Che cos'è un "precipitato rosso"? Scrivere le equazioni per le reazioni che portano alla sua formazione, tenendo conto che il mercurio nei composti formati ha uno stato di ossidazione di +2 e che l'azione dell'acido nitrico sul mercurio libera un gas che diventa marrone nell'aria.
Risposta. Equazioni di reazione:
Ossido di mercurio (II). HgO a seconda del metodo per ottenerlo è rosso o colore giallo (Hg 2O - colore nero). Il mercurio non si ossida nell'aria a temperatura ambiente. Con un riscaldamento prolungato, il mercurio si combina con l'ossigeno atmosferico, formando ossido di mercurio rosso (II) - HgO, che, riscaldato più fortemente, si decompone nuovamente in mercurio e ossigeno:
2HgO \u003d 2Hg + O 2.
Imparare nuovo materiale
Composizione e nomenclatura dei sali dell'acido nitrico
Insegnante. Cosa significano il nome latino "nitrogenium" e il greco "nitrato"?
Alunno. "Nitrogenium" significa "dare alla luce salnitro" e "nitrato" significa "salnitro".
Insegnante. I nitrati di potassio, sodio, calcio e ammonio sono chiamati salnitro. Ad esempio, salnitro: KNO 3 - nitrato di potassio (salnitro indiano), NaNO 3 - nitrato di sodio (salnitro cileno), Ca(NO 3) 2 - nitrato di calcio (salnitro norvegese), NH 4 NO 3 - nitrato di ammonio (nitrato di ammonio o nitrato di ammonio, non ci sono depositi di esso in natura). L'industria tedesca è considerata la prima al mondo a ricevere sale NH4NO3 dall'azoto N 2 aria e acqua idrogeno adatto per la nutrizione delle piante.
Proprietà fisiche nitrati
Insegnante. Impariamo la relazione tra la struttura di una sostanza e le sue proprietà dall'esperienza di laboratorio..
Proprietà fisiche dei nitrati
Esercizio. Due provette contengono nitrati cristallini: Ba(NO 3) 2 e Al(NO 3) 3. Versare 2 ml di acqua distillata in ciascuna provetta, mescolare con una bacchetta di vetro. Osservare il processo di dissoluzione dei sali. Le soluzioni devono essere conservate fino a quando non viene studiata la natura del mezzo.
Insegnante. Come si chiamano sali?
Alunno. Il sale è sostanze complesse, costituito da ioni metallici e ioni di residui acidi.
Insegnante. È necessario costruire una catena logica: view legame chimico– tipo di reticolo cristallino – forze di interazione tra particelle nei siti del reticolo – proprietà fisiche delle sostanze.
Alunno. I nitrati appartengono alla classe dei sali, quindi sono caratterizzati da legame ionico e ionico cellula di cristallo dove gli ioni sono tenuti insieme da forze elettrostatiche. Nitrati - sostanze cristalline solide, refrattarie, solubili in acqua, elettroliti forti.
Ottenere nitrati e nitriti
Insegnante. Indica dieci modi per ottenere sali in base alle proprietà chimiche delle classi più importanti di composti inorganici..
Alunno.
1) Metallo + non metallo = sale;
2) metallo + acido = sale + idrogeno;
3) ossido di metallo + acido = sale + acqua;
4) idrossido di metallo + acido = sale + acqua;
5) idrossido di metallo + ossido acido = sale + acqua;
6) ossido metallico + ossido non metallico = sale;
7) sale 1 + idrossido di metallo (alcali) = sale 2 + idrossido di metallo (base insolubile);
8) sale 1 + acido (forte) = sale 2 + acido (debole);
10) sale 1 + metallo (attivo) = sale 2 + metallo (meno attivo).
Modi specifici per ottenere i sali:
12) sale 1 + non metallico (attivo) = sale 2 + non metallico (meno attivo);
13) metallo anfotero+ alcali \u003d sale + idrogeno;
14) non metallico + alcali \u003d sale + idrogeno.
Un modo specifico per ottenere nitrati e nitriti:
ossido nitrico (IV) + alcali \u003d sale1 + sale2 + acqua, ad esempio (scrive sulla lavagna):
Questa è una reazione redox, il suo tipo è dismutazione o sproporzione.
In presenza di ossigeno da NO 2 e NaOH risulta non due sali, ma uno:
Il tipo di reazione redox è intermolecolare.
Insegnante. Perché gli esperimenti con la formazione di ossido nitrico (IV) dovrebbero essere eseguiti in grandi provette chiuse con tamponi di cotone inumiditi con alcali acquosi?
Alunno. L'ossido nitrico (IV) è un gas velenoso, interagisce con gli alcali ed è reso innocuo.
Proprietà chimiche dei nitrati
Gli studenti eseguono esperimenti di laboratorio secondo il metodo stampato.
Proprietà dei nitrati in comune con altri sali
L'interazione dei nitrati con i metalli,
acidi, alcali, sali
Esercizio. Segna i segni di ogni reazione, annota il molecolare e equazioni ioniche, corrispondente agli schemi:
Cu(NO 3) 2 + Zn ...,
AgNO 3 + HCl ...,
Cu(NO 3) 2 + NaOH ...,
AgNO 3 + BaCl 2 ....
Idrolisi dei nitrati
Esercizio. Determinare la reazione dell'ambiente delle soluzioni proposte di sali: Ba (NO 3) 2 e Al (NO 3) 3. Annotare le equazioni molecolari e ioniche delle possibili reazioni che indicano il mezzo della soluzione.
Proprietà specifiche di nitrati e nitriti
Insegnante. Tutti i nitrati sono termicamente instabili. Quando riscaldato essi decomporsi con la formazione di ossigeno. La natura degli altri prodotti di reazione dipende dalla posizione del metallo che forma il nitrato nella serie elettrochimica di tensioni:
Posizione speciale occupa nitrato di ammonio, che si decompone senza un residuo solido:
NH 4 NO 3 (cr.) N 2 O + 2H 2 O.
L'insegnante fa esperimenti dimostrativi.
Esperienza 1. Decomposizione del nitrato di potassio. Mettere 2-3 g di nitrato di potassio cristallino in una provetta grande, riscaldare finché il sale non si scioglie. Gettare il carbone preriscaldato in un cucchiaio di ferro nel fuso. Gli studenti guardano un lampo luminoso e bruciano carbone. Sostituire una tazza con sabbia sotto la provetta.
Insegnante. Perché una brace immersa nel nitrato di potassio fuso brucia istantaneamente?
Alunno. Il salnitro si decompone con la formazione di ossigeno gassoso, quindi il carbone preriscaldato brucia istantaneamente al suo interno:
C + O 2 \u003d CO 2.
Esperimento 2. Decomposizione del nitrato di rame(II). Mettere il nitrato di rame cristallino (II) (delle dimensioni di un pisello) in una provetta grande, chiudere la provetta con un batuffolo di cotone inumidito con una soluzione alcalina concentrata. Fissare il tubo in una griglia orizzontalmente e riscaldare.
Insegnante. Cerca i segni di una reazione.
Gli studenti osservano la formazione di gas marrone NO 2 e ossido nero di rame (II) CuO.
Lo studente alla lavagna scrive l'equazione di reazione:
Il tipo di reazione redox è intramolecolare.
Esperienza 3. Decomposizione del nitrato d'argento. Incandescente in una provetta, chiusa con un batuffolo di cotone inumidito con una soluzione concentrata di alcali, alcuni cristalli di nitrato d'argento.
Insegnante. Quali gas vengono rilasciati? Cosa è rimasto nella provetta?
Lo studente alla lavagna risponde alle domande, elabora un'equazione per la reazione:
Il tipo di reazione redox è intramolecolare. Nella provetta è rimasto un residuo solido: argento.
Insegnante. Reazione qualitativa allo ione nitrato NUMERO 3 - - interazione dei nitrati con rame metallico quando riscaldato in presenza di acido solforico concentrato o con una soluzione di difenilammina in H 2 SO 4 (conc.).
Esperienza 4. Reazione qualitativa allo ione NO 3 - . Mettere una lastra di rame pulita, alcuni cristalli di nitrato di potassio e alcune gocce di acido solforico concentrato in una grande provetta asciutta. Chiudere la provetta con un batuffolo di cotone inumidito con una soluzione alcalina concentrata e riscaldare.
Insegnante. Elenca i segni di una reazione.
Alunno. Nella provetta appaiono vapori marroni di ossido nitrico (IV), che si osserva meglio su uno schermo bianco, e cristalli verdastri di nitrato di rame (II) appaiono al confine della miscela di reazione rame..
Insegnante(dimostra uno schema per ridurre la forza relativa degli acidi). In accordo con un numero di acidi, ogni acido precedente può spostare il successivo dal sale..
Lo studente alla lavagna compone le equazioni di reazione:
KNO 3 (cr.) + H 2 SO 4 (conc.) \u003d KHSO 4 + HNO 3,
Il tipo di reazione redox è intermolecolare.
Insegnante. La seconda reazione qualitativa allo ione nitrato NUMERO 3 - passeremo un po 'più tardi, studiando il contenuto di nitrati nel cibo.
Reazione qualitativa allo ione nitrito NO 2 -– interazione dei nitriti con una soluzione di ioduro di potassio KI acidificato con acido solforico diluito.
Esperienza 5. Reazione qualitativa allo ione NO 2 - . Prendi 2-3 gocce di soluzione di ioduro di potassio, acidificata con acido solforico diluito, e aggiungi alcune gocce di soluzione di nitrito di potassio. Nitriti dentro ambiente acido sono in grado di ossidare lo ione ioduro I - per liberare I 2, che viene rilevato dalla carta di amido di iodio inumidita con acqua distillata.
Insegnante. In che modo la carta di amido di iodio dovrebbe cambiare colore sotto l'azione del libero I2?
Alunno. sostanza semplice io 2 rilevato dall'amido blu.
L'insegnante scrive l'equazione di reazione:
Insegnante. In questa reazione NO 2 - è un agente ossidante. Tuttavia, ci sono altre reazioni qualitative allo ione NO 2 - in cui è un agente riducente. Da ciò si può concludere che lo ione NUMERO 3 - mostra solo proprietà ossidanti e lo ione NO 2 - - proprietà sia ossidanti che riducenti.
L'uso di nitrati e nitriti
Insegnante(fa una domanda impegnativa). Perché c'è molto azoto in natura (fa parte dell'atmosfera) e le piante spesso danno un raccolto scarso a causa della carenza di azoto?
Alunno. Le piante non possono assorbire l'azoto molecolare N 2 dall'aria. Questo è il problema dell'"azoto legato". Con una mancanza di azoto, la formazione di clorofilla è ritardata, quindi le piante hanno un colore verde pallido, di conseguenza, la crescita e lo sviluppo della pianta sono ritardati. L'azoto è vitale elemento importante. Senza proteine non c'è vita e senza azoto non c'è proteine..
Insegnante. Quali sono le modalità di assimilazione dell'azoto atmosferico.
Alunno. Parte dell'azoto legato entra nel terreno durante i temporali. La chimica del processo è:
Insegnante. Quali piante sono in grado di aumentare la fertilità del suolo e qual è la loro particolarità?
Alunno. Queste piante (lupini, erba medica, trifoglio, piselli, veccia) appartengono alla famiglia delle leguminose (farfalle), sulle cui radici si sviluppano batteri noduli, in grado di fissare l'azoto atmosferico, convertendolo in composti a disposizione delle piante..
Insegnante. Quando si raccolgono i raccolti, una persona ogni anno porta con sé enormi quantità di azoto legato. Copre questa perdita applicando non solo fertilizzanti organici, ma anche minerali (nitrati, ammoniaca, ammonio). I fertilizzanti azotati vengono applicati a tutte le colture. L'azoto viene assorbito dalle piante sotto forma di catione di ammonio.e anione nitrato NUMERO 3 -.
L'insegnante dimostra lo schema "Classificazione dei fertilizzanti azotati".
schema
Insegnante. Una delle caratteristiche importanti è il contenuto di nutrienti del fertilizzante. Il calcolo dell'elemento nutritivo per i fertilizzanti azotati viene effettuato in base al contenuto di azoto.
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Piante che fissano l'azoto atmosferico |
Un compito. Qual è la frazione di massa dell'azoto nell'ammoniaca liquida e nel nitrato di ammonio?
La formula dell'ammoniaca è NH 3.
Frazione di massa di azoto nell'ammoniaca:
(N) = A r(N)/ Sig(NH3) 100%,
(N) = 14/17 100% = 82%.
La formula del nitrato di ammonio è NH 4 NO 3.
Frazione di massa di azoto nel nitrato di ammonio:
(N) = 2 A r(N)/ Sig(NH 4 NO 3) 100%,
L'impatto dei nitrati sull'ambiente e sul corpo umano
1° studente.L'azoto come nutriente principale influisce sulla crescita degli organi vegetativi: steli e foglie verdi. I fertilizzanti azotati non sono consigliati per essere applicati nel tardo autunno o all'inizio della primavera, perché. sciogliere l'acqua lavare via metà del fertilizzante. È importante osservare le norme e i termini di applicazione del fertilizzante, per applicarli non immediatamente, ma in più passaggi. Applicare forme di fertilizzante ad azione lenta (granuli ricoperti da un film protettivo), durante la semina, utilizzare varietà soggette a un basso accumulo di nitrati. Il tasso di utilizzo dei fertilizzanti azotati è del 40–60%. L'uso eccessivo di fertilizzanti azotati non solo porta all'accumulo di nitrati nelle piante, ma porta anche all'inquinamento dei corpi idrici e delle acque sotterranee. Fonti antropogeniche di inquinamento dell'acqua con nitrati sono anche le industrie metallurgiche, chimiche, comprese le industrie della cellulosa e della carta, e alimentari. Uno dei segni dell'inquinamento delle acque è la "fioritura" dell'acqua causata dalla rapida riproduzione delle alghe blu-verdi. Si verifica particolarmente intensamente durante lo scioglimento della neve, le piogge estive e autunnali. La concentrazione massima consentita (MPC) di nitrati è regolata da GOST. Per la somma degli ioni nitrato nel suolo si accetta il valore di 130 mg/kg, nell'acqua di diverse sorgenti - 45 mg/l.(Gli studenti scrivono sui quaderni: MPC (NO 3 - nel suolo) - 130 mg / kg, MPC (NO 3 - in acqua) - 45 mg / l.)
Per le piante stesse, i nitrati sono innocui, ma per l'uomo e gli erbivori sono pericolosi. La dose letale di nitrati per l'uomo è di 8-15 g, l'assunzione giornaliera consentita è di 5 mg/kg. Molte piante sono in grado di accumulare grandi quantità di nitrati, ad esempio: cavoli, zucchine, prezzemolo, aneto, barbabietola da tavola, zucca, ecc.
Tali impianti sono chiamati accumulatori di nitrati. Il 70% dei nitrati entra nel corpo umano con le verdure, il 20% con l'acqua, il 6% con carne e pesce. Una volta nel corpo umano, parte dei nitrati viene assorbita nel tratto gastrointestinale inalterata, l'altra parte, a seconda della presenza di microrganismi, del valore del pH e di altri fattori, può trasformarsi in nitriti più tossici, ammoniaca, idrossilammina NH2OH ; le nitrosammine secondarie possono formarsi nell'intestino dai nitrati R 2 N–N=O con elevata attività mutagena e cancerogena. I segni di un leggero avvelenamento sono debolezza, vertigini, nausea, indigestione, ecc. La capacità lavorativa diminuisce, è possibile la perdita di coscienza.
Nel corpo umano, i nitrati interagiscono con l'emoglobina nel sangue, trasformandola in metaemoglobina, in cui il ferro viene ossidato a Fe 3+ e non può fungere da vettore di ossigeno. Ecco perché uno dei segni di avvelenamento acuto da nitrati è la cianosi della pelle. È stata rivelata una relazione diretta tra l'insorgenza di tumori maligni e l'intensità dell'assunzione di nitrati nel corpo con il loro eccesso nel suolo.
Un'esperienza. Lo studio del contenuto di nitrati negli alimenti
(reazione qualitativa allo ione nitrato NO 3 -)
Versare 10 ml di succo vegetale di cavolo, zucchine, zucca (su sfondo bianco) in tre provette dimostrative grandi. Versare alcune gocce di una soluzione di difenilammina in acido solforico concentrato in ciascuna provetta.
Il colore blu della soluzione indicherà la presenza di ioni nitrato:
NO 3 - + sostanza difenilamminica di colore blu intenso.
Il colore blu era presente solo nel succo di midollo vegetale e il colore non era blu intenso. Di conseguenza, il contenuto di nitrati nelle zucchine è insignificante, e ancor meno nel cavolo cappuccio con la zucca.
Primo soccorso per avvelenamento da nitrati
2° studente.Il primo soccorso per l'avvelenamento da nitrati è un'abbondante lavanda gastrica, carbone attivo, lassativi salini - sale di Glauber Na 2 SO 4 10 H 2 O e sali di Epsom (sale amaro) MgSO 4 7H 2 O , aria fresca.
È possibile ridurre gli effetti dannosi dei nitrati sul corpo umano con l'aiuto dell'acido ascorbico (vitamina C); se il suo rapporto con i nitrati è 2:1, le nitrosammine non si formano. È stato dimostrato che, prima di tutto, la vitamina C, così come le vitamine E e A, sono inibitori, sostanze che prevengono e inibiscono la conversione di nitrati e nitriti nel corpo umano. È necessario introdurre più ribes nero e rosso, altre bacche e frutti nella dieta (a proposito, non ci sono praticamente nitrati nei frutti appesi). E un altro neutralizzante naturale dei nitrati nel corpo umano è il tè verde..
Ragioni per l'accumulo di nitrati nelle verdure
e metodi di coltivazione biologica
produzione agricola
3° studente. L'azoto viene assorbito più intensamente durante la crescita e lo sviluppo di steli e foglie. Quando i semi maturano, il consumo di azoto dal terreno si interrompe praticamente. I frutti che hanno raggiunto la piena maturità non contengono più nitrati: c'è una completa conversione dei composti azotati in proteine. Ma per molte verdure è il frutto immaturo (cetrioli, zucchine) ad essere apprezzato. Si consiglia di concimare tali colture con fertilizzanti azotati entro e non oltre 2-3 settimane prima della raccolta. Inoltre, la completa conversione dei nitrati in proteine è ostacolata da scarsa illuminazione, umidità eccessiva e squilibrio dei nutrienti (mancanza di fosforo e potassio). Non dovresti lasciarti trasportare dalle verdure in serra fuori stagione. Ad esempio, 2 kg di cetrioli da serra mangiati contemporaneamente possono causare avvelenamento da nitrati pericoloso per la vita. Devi anche sapere in quali parti della pianta si accumulano principalmente i nitrati: nel cavolo - nel gambo, nelle carote - nel nocciolo, nelle zucchine, nei cetrioli, nei cocomeri, nei meloni, nelle patate - nella buccia. Il melone e l'anguria non devono mangiare la polpa immatura adiacente alla buccia. È meglio sbucciare i cetrioli e tagliare il punto in cui sono attaccati allo stelo. Nelle colture verdi, i nitrati si accumulano negli steli (prezzemolo, lattuga, aneto, sedano). Il contenuto di nitrati in diverse parti delle piante non è uniforme: in piccioli, steli, radici, il loro contenuto è 1,5–4,0 volte superiore a quello delle foglie. L'Organizzazione Mondiale della Sanità considera contenuto accettabile nitrati nei prodotti dietetici fino a 300 mg NUMERO 3 - per 1 kg di materia prima.(Gli studenti scrivono sui loro taccuini: MPC (NO 3 - nei prodotti dietetici) - 300 mg/kg.)
Se il massimo alto contenuto i nitrati sono presenti in barbabietole, cavoli, lattuga, cipolle verdi, il contenuto più basso di nitrati è in cipolle, pomodori, aglio, peperoni e fagioli.
Per coltivare prodotti rispettosi dell'ambiente, prima di tutto, è necessario applicare correttamente al terreno fertilizzanti azotati: in dosi rigorosamente calcolate e in tempi ottimali. È necessario coltivare ortaggi, in particolare colture verdi, in buona luce, indicatori ottimali dell'umidità e della temperatura del suolo. Eppure, per ridurre il contenuto di nitrati, è meglio nutrire le colture orticole con fertilizzanti organici. L'applicazione prematura di fertilizzanti, specialmente in dosi eccessive, compreso il fertilizzante organico - letame, porta al fatto che i composti minerali dell'azoto che sono entrati nella pianta non hanno il tempo di trasformarsi completamente in proteine.
4° studente.In primavera, sugli scaffali di negozi e mercati compaiono le colture verdi: lattuga, spinaci, cipolle verdi, cetrioli coltivati in serra, in terreno chiuso. Come ridurre il contenuto di nitrati in essi? Elenchiamo alcuni di loro.
1. I raccolti precoci come prezzemolo, aneto e sedano devono essere posti come bouquet in acqua su una linea retta. luce del sole. In tali condizioni, i nitrati nelle foglie vengono completamente elaborati entro 2-3 ore e quindi non vengono praticamente rilevati. Successivamente, i verdi possono essere tranquillamente utilizzati per iscritto.
2. Prima della cottura, barbabietole, zucchine, zucca devono essere tagliate a cubetti e versate 2-3 volte con acqua tiepida, mantenendo per 5-10 minuti. I nitrati sono altamente solubili in acqua, soprattutto in acqua calda, e vengono lavati via con acqua (vedi tabella solubilità di acidi, basi, sali). Durante il lavaggio e la pulizia, si perde il 10-15% di nitrati.
3. Bollire le verdure riduce il contenuto di nitrati del 50-80%.
4. Riduce la quantità di nitrati nelle verdure fermentazione, salatura, decapaggio.
5. Con una lunga conservazione, il contenuto di nitrati nelle verdure diminuisce.
Ma l'essiccazione, la spremitura e l'ammostamento, al contrario, aumentano la quantità di nitrati.
1) cucinare le verdure;
2) pelatura;
3) rimozione delle aree di maggior accumulo di nitrati;
4) ammollo.
Per valutare quanto sia reale il pericolo di avvelenamento da nitrati, agli studenti viene offerto un compito di calcolo.
Un compito. La barbabietola da tavola contiene in media 1200 mg di ioni nitrato per 1 kg. Quando si puliscono le barbabietole, si perde il 10% di nitrati e durante la cottura un altro 40%. L'assunzione giornaliera di nitrati (325 mg) sarà superata se si consumano quotidianamente 200 g di barbabietole bollite?
Dato:
m(barbabietole) = 1 kg,
Insieme a(NO 3 -) \u003d 1200 mg / kg,
m max (NO 3 - al giorno) = 325 mg,
m(barbabietole) \u003d 200 g (0,2 kg),
(perdita durante la pulizia) = 10%,
(perdita durante la cottura) = 40%.
__________________________________
Trova: m(NO 3 - in 200 g di barbabietole bollite).
Soluzione
1 kg di barbabietole - 1200 mg NO 3 -,
0,2 kg barbabietole - X mg NO 3 -.
Da qui X= 240 mg (NO 3 -).
Perdita totale di ioni nitrato:
(PERDITA N. 3 -) = 10% + 40% = 50%.
Di conseguenza, la metà di 240 mg o 120 mg di NO 3 - entra nel corpo.
Risposta. Dopo aver pulito e fatto bollire le barbabietole, la norma giornaliera per i nitrati (325 mg) contenuti in 200 g di prodotto finito (120 mg NO 3 -) non viene superata, può essere consumata.
Nitrati nella produzione di esplosivi
Insegnante. Molte miscele esplosive contengono un agente ossidante (nitrati metallici o di ammonio, ecc.) e carburante (carburante diesel, alluminio, farina di legno). Pertanto, i sali - nitrato di potassio, nitrato di bario, nitrato di stronzio e altri - vengono utilizzati nella pirotecnica..
Quale fertilizzante azotato, insieme all'alluminio e al carbone, fa parte della miscela esplosiva - ammonale?
Alunno. L'ammonal contiene anche nitrato di ammonio. La reazione principale che si verifica durante l'esplosione:
3NH 4 NO 3 + 2Al 3N 2 + 6H 2 O + Al 2 O 3 + Q.
L'alto calore di combustione dell'alluminio aumenta l'energia dell'esplosione. L'uso del nitrato di ammonio nella composizione dell'ammonio si basa sulla sua capacità di decomporsi per detonazione con la formazione sostanze gassose:
2NH 4 NO 3 (cr.) \u003d 2N 2 + 4H 2 O + O 2.
Nelle mani dei terroristi, gli esplosivi portano solo sofferenza a persone pacifiche.
Per sei secoli, il dominio della polvere nera negli affari militari è continuato. Ora è usato come esplosivo nelle miniere, nella pirotecnica (razzi, fuochi d'artificio) e anche come polvere da sparo da caccia. La polvere nera o nera è una miscela di 75% di nitrato di potassio, 15% di carbone e 10% di zolfo.
Un'esperienza. Polvere nera o nera che brucia
Preparare la polvere nera mescolando 7,5 g di nitrato di potassio, 1 g di zolfo e 1,5 g di carbone. Prima della miscelazione, ogni sostanza viene macinata in un mortaio di porcellana. Durante la dimostrazione dell'esperimento, la miscela viene posta in una pila su una lastra di ferro e data alle fiamme con una torcia accesa. La miscela brucia, formando una nuvola di fumo (spinta).
Insegnante. Che ruolo ha il salnitro?
Alunno. Il salnitro agisce come agente ossidante quando riscaldato:
L'uso di nitrati e nitriti in medicina
5° studente. Nitrato d'argento AgNO 3 , che annerisce tessuti, carta, scrivanie e mani (lapislazzuli), è usato come agente antimicrobico per il trattamento delle ulcere cutanee, per la cauterizzazione delle verruche(l'insegnante dimostra la tecnica di cauterizzare le verruche sulla sua mano) e come agente antinfiammatorio per gastrite cronica e ulcere allo stomaco: ai pazienti viene prescritta una soluzione allo 0,05% AgNO 3 . Metalli in polvere Zn, Mg, Al, mescolato con nitrato d'argento, usato nei petardi.
Nitrato di bismuto basico Bi(OH) 2 NO 3 è prescritto per via orale per l'ulcera peptica dello stomaco e del duodeno come agente astringente e antisettico. Esternamente - in unguenti, polveri per malattie infiammatorie della pelle.
Sale nitrito di sodio NaNO 2 usato in medicina come antispasmodico.
L'uso dei nitriti nell'industria alimentare
6° studente. I nitriti sono utilizzati nella produzione di salsicce: 7 g per 100 kg di carne macinata. I nitriti conferiscono alla salsiccia un colore rosa, senza di essi è grigia, come il bollito, e non ha un aspetto commerciabile. Inoltre, la presenza di nitriti nella salsiccia è necessaria per un altro motivo: impediscono lo sviluppo di microrganismi che producono veleni tossici..
Controllo delle conoscenze mediante il test "Azoto e suoi composti"
Opzione I
1. La molecola più forte
a) H2; b) F2; c) O2; d) N 2 .
2. Colorazione della fenolftaleina in soluzione di ammoniaca:
a) lampone; b) verde;
c) giallo; d) blu.
3. Lo stato di ossidazione è +3 nell'atomo di azoto nel composto:
a) NH 4 NO 3; b) NaNO 3 ; c) NO 2; d) KNO 2.
4. Durante la decomposizione termica del nitrato di rame (II), si formano:
a) nitrito di rame (II) e O 2;
b) ossido nitrico (IV) e O 2 ;
c) ossido di rame (II), gas marrone NO 2 e O 2;
d) idrossido di rame (II), N 2 e O 2.
5. Quale ione è formato dal meccanismo donatore-accettore?
un) ; b) NO 3 - ; c) CI - ; d) SO 4 2–.
6. Specificare elettroliti forti:
a) acido nitrico;
b) acido nitroso;
c) una soluzione acquosa di ammoniaca;
d) nitrato di ammonio.
7. L'idrogeno viene rilasciato durante l'interazione:
a) Zn + HNO 3 (razb.);
b) Cu + HCl (soluzione);
c) Al + NaOH + H 2 O;
d) Zn + H 2 SO 4 (razb.);
e) Fe + HNO 3 (conc.).
8. Scrivi un'equazione per la reazione dello zinco con acido nitrico molto diluito se uno dei prodotti di reazione è il nitrato di ammonio. Specificare il coefficiente davanti all'agente ossidante.
9.
Denominare le sostanze A, B, C.
Opzione II
1. Il metodo di spostamento dell'acqua non può essere raccolto:
a) azoto; b) idrogeno;
c) ossigeno; d) ammoniaca.
2. Il reagente per lo ione ammonio è una soluzione:
a) solfato di potassio; b) nitrato d'argento;
c) idrossido di sodio; d) cloruro di bario.
3. Quando HNO 3 (conc.) interagisce con i trucioli di rame, si forma un gas:
a) N 2 O; b) NH3; c) NO 2 ; d) H 2 .
4. La decomposizione termica del nitrato di sodio produce:
a) ossido di sodio, gas marrone NO 2, O 2;
b) nitrito di sodio e O 2;
c) sodio, gas marrone NO 2, O 2;
d) idrossido di sodio, N 2, O 2.
5. Il grado di ossidazione dell'azoto nel solfato di ammonio:
a) -3; b) -1; c) +1; d) +3.
6. Con quale delle seguenti sostanze reagisce l'HNO 3 concentrato in condizioni normali?
a) NaOH; b) AgCl; c) Al; d) Fe; e) Cu.
7. Specificare il numero di ioni nell'equazione ionica abbreviata per l'interazione di solfato di sodio e nitrato d'argento:
a) 1; b) 2; alle 3; d) 4.
8. Scrivi un'equazione per l'interazione del magnesio con acido nitrico diluito se uno dei prodotti di reazione è una sostanza semplice. Specificare il coefficiente nell'equazione davanti all'agente ossidante.
9. Scrivi le equazioni di reazione per le seguenti trasformazioni:
Denominare le sostanze A, B, C, D.
Risposte alle domande di prova
Opzione I
1 - G; 2 - un; 3 - G; 4 - in; 5 - un; 6 - anno Domini; 7 - CD; 8 – 10,
9. A - NH 3, B - NH 4 NO 3, C - NO,
Opzione II
1 - G; 2 - in; 3 - in; 4 - b; 5 - un; 6 - a, e; 7 - in,
2Ag + + SO 4 2– = Ag 2 SO 4;
8 – 12,
9. A - NO, B - NO 2, C - HNO 3, D - NH 4 NO 3,
Alla fine della lezione, l'insegnante esprime il suo atteggiamento nei confronti del lavoro svolto dagli studenti, ne valuta le prestazioni e le risposte.
LETTERATURA
Gabrielyan OS. Chimica-9. M.: Otarda, 2001; Gabrielyan OS, Ostroumov I.G.. Manuale dell'insegnante. Chimica. Grado 9 M.: Otarda, 2002; Pichugina G.V.. Generalizzazione delle conoscenze sulla trasformazione dei composti azotati nel suolo e nelle piante. Chimica a scuola, 1997, n. 7; Kharkivskaya NL.,
Lyashenko LF, Baranova NV. Attenzione ai nitrati! Chimica a scuola, 1999, n. 1; Zheleznyakova Yu.V., Nazarenko VM. Educativo e di ricerca progetti ambientali. Chimica a scuola, 2000, n. 3.
*Il "precipitato rosso" è una delle modificazioni dell'ossido di mercurio (II) HgO. ( Nota. ed.)
L'acido nitroso è un acido debole monobasico che può esistere solo in soluzioni acquose blu diluite e in forma gassosa. I sali di questo acido sono chiamati nitriti o nitriti. Sono tossici e più stabili dell'acido stesso. La formula chimica di questa sostanza si presenta così: HNO2.
Proprietà fisiche:
1. Massa molare pari a 47 g/mol.
2. è pari a 27 a.m.u.
3. La densità è 1,6.
4. Il punto di fusione è di 42 gradi.
5. Il punto di ebollizione è di 158 gradi.
Proprietà chimiche dell'acido nitroso
1. Se viene riscaldata una soluzione con acido nitroso, si verificherà la seguente reazione chimica:
3HNO2 (acido nitroso) \u003d HNO3 (acido nitrico) + 2NO viene rilasciato come gas) + H2O (acqua)
2. Si dissocia in soluzioni acquose e viene facilmente sostituito dai sali da acidi più forti:
H2SO4 ( acido solforico) + 2NaNO2 (nitrito di sodio) = Na2SO4 (solfato di sodio) + 2HNO2 (acido nitroso)
3. La sostanza che stiamo considerando può presentare proprietà sia ossidanti che riducenti. Se esposto ad agenti ossidanti più forti (ad esempio: cloro, perossido di idrogeno H2O2, si ossida in acido nitrico (in alcuni casi si forma un sale di acido nitrico):
Proprietà ricostituenti:
HNO2 (acido nitroso) + H2O2 (perossido di idrogeno) = HNO3 (acido nitrico) + H2O (acqua)
HNO2 + Cl2 (cloro) + H2O (acqua) = HNO3 (acido nitrico) + 2HCl (acido cloridrico)
5HNO2 (acido nitroso) + 2HMnO4 \u003d 2Mn (NO3) 2 (nitrato di manganese, sale di acido nitrico) + HNO3 (acido nitrico) + 3H2O (acqua)
Proprietà ossidanti:
2HNO2 (acido nitroso) + 2HI = 2NO (ossido di ossigeno, come gas) + I2 (iodio) + 2H2O (acqua)
Ottenere acido nitroso
Questa sostanza può essere ottenuta in diversi modi:
1. Quando si dissolve l'ossido di azoto (III) in acqua:
N2O3 (ossido nitrico) + H2O (acqua) = 2HNO3 (acido nitroso)
2. Quando si dissolve l'ossido di azoto (IV) in acqua:
2NO3 (ossido nitrico) + H2O (acqua) = HNO3 (acido nitrico) + HNO2 (acido nitroso)
Applicazione di acido nitroso:
- diazotizzazione delle ammine primarie aromatiche;
- produzione di sali di diazonio;
- nella sintesi di sostanze organiche (ad esempio per la produzione di coloranti organici).
L'effetto dell'acido nitroso sul corpo
Questa sostanza è tossica, ha un brillante effetto mutageno, poiché in sostanza è un agente deaminazione.
Cosa sono i nitriti
I nitriti sono vari sali di acido nitroso. Sono meno resistenti alla temperatura rispetto ai nitrati. Necessario nella produzione di alcuni coloranti. Usato in medicina.
Il nitrito di sodio ha acquisito particolare importanza per l'uomo. Questa sostanza ha la formula NaNO2. Usato come conservante in Industria alimentare nella produzione di pesce e carne. È una polvere di colore bianco puro o leggermente giallastro. Il nitrito di sodio è igroscopico (ad eccezione del nitrito di sodio purificato) e altamente solubile in H2O (acqua). Nell'aria è in grado di ossidarsi gradualmente per avere forti proprietà riducenti.
Il nitrito di sodio è usato in:
- sintesi chimica: per ottenere composti diazoamminici, per disattivare l'eccesso di sodio azide, per ottenere ossigeno, ossido di sodio e azoto di sodio, per assorbire anidride carbonica;
- in produzione prodotti alimentari(additivo alimentare E250): come agente antiossidante e antibatterico;
- in edilizia: come additivo antigelo al calcestruzzo nella fabbricazione di strutture e prodotti per l'edilizia, nella sintesi di sostanze organiche, come inibitore della corrosione atmosferica, nella produzione di gomme, popper, soluzione additiva per esplosivi; durante la lavorazione del metallo per rimuovere lo strato di stagno e durante la fosfatazione;
- in fotografia: come antiossidante e reagente;
- in biologia e medicina: vasodilatatore, antispasmodico, lassativo, broncodilatatore; come antidoto per avvelenamento animale o umano con cianuro.
Attualmente vengono utilizzati anche altri sali dell'acido nitroso (ad es. nitrito di potassio).
Acido nitroso
HNO 2 è un acido monobasico debole che esiste solo in soluzioni acquose diluite.
I sali dell'acido nitroso sono chiamati nitriti. I nitriti sono molto più stabili dell'HNO 2 e sono tutti tossici.
Ricevuta:
1. N 2 O 3 + H 2 O \u003d 2HNO 2
In quale altro modo puoi ottenere acido nitroso? ()
Qual è lo stato di ossidazione dell'acido nitroso?
Ciò significa che l'acido mostra proprietà sia ossidanti che riducenti.
Sotto l'azione di agenti ossidanti più forti, viene ossidato a HNO 3:
5HNO 2 + 2HMnO 4 → 2Mn(NO 3) 2 + HNO 3 + 3H 2 O;
HNO 2 + Cl 2 + H 2 O → HNO 3 + 2HCl.
2HNO 2 + 2HI → 2NO + I 2 ↓ + 2H 2 O - proprietà riducenti
Reazione qualitativa allo ione nitrito NO 2 – – interazione dei nitriti con una soluzione di ioduro di potassio KI acidificato con acido solforico diluito.
In che modo la carta di amido di iodio dovrebbe cambiare colore sotto l'azione di free I 2?
Ottenere sali (nitrati e nitriti)
Quali sono i metodi per ottenere i sali che conosci? Come ottenere nitrati e nitriti?
1) Metallo + non metallo = sale;
2) metallo + acido = sale + idrogeno;
3) ossido di metallo + acido = sale + acqua;
4) idrossido di metallo + acido = sale + acqua;
5) idrossido di metallo + ossido acido = sale + acqua;
6) ossido metallico + ossido non metallico = sale;
7) sale 1 + idrossido di metallo (alcali) = sale 2 + idrossido di metallo (base insolubile);
8) sale 1 + acido (forte) = sale 2 + acido (debole);
9) sale 1 + sale 2 = sale 3 + sale 4
10) sale 1 + metallo (attivo) = sale 2 + metallo (meno attivo).
Un modo specifico per ottenere nitrati e nitriti:
sproporzione.
In presenza di ossigeno in eccesso
Sali di acido nitrico - nitrati
nitrati di metalli alcalini, calcio, ammonio - salnitro
KNO 3 - nitrato di potassio,
NH 4 NO 3 - nitrato di ammonio.
Proprietà fisiche:
Tutti i nitrati sono sostanze cristalline solide, di colore bianco, altamente solubili in acqua. Velenoso!
Proprietà chimiche dei nitrati
Interazione dei nitrati con metalli, acidi, alcali, sali
Esercizio. Segna i segni di ogni reazione, annota le equazioni molecolari e ioniche corrispondenti agli schemi:
Cu(NO 3) 2 + Zn…,
AgNO 3 + HCl ...,
Cu(NO 3) 2 + NaOH…,
AgNO 3 + BaCl 2 ....
Decomposizione dei nitrati
Quando i nitrati solidi vengono riscaldati, si decompongono tutti con rilascio di ossigeno (l'eccezione è il nitrato di ammonio), mentre possono essere divisi in tre gruppi.
Il primo gruppo è costituito da nitrati di metalli alcalini
2KNO 3 \u003d 2KNO 2 + O 2.
Il secondo gruppo da metalli alcalino terrosi fino al rame compreso
2Cu (NO 3) 2 \u003d 2CuO + 4NO 2 + O 2,
Il terzo gruppo Me dopo Cu
Hg (NO 3) 2 \u003d Hg + 2NO 2 + O 2,
Perché c'è molto azoto in natura (fa parte dell'atmosfera) e le piante spesso danno un raccolto scarso a causa della carenza di azoto? (Le piante non possono assorbire l'azoto molecolare dall'aria. Con una mancanza di azoto, la formazione di clorofilla è ritardata, la crescita e lo sviluppo della pianta sono ritardati.)
Denominare le modalità di assimilazione dell'azoto atmosferico.
(Parte dell'azoto legato entra nel terreno durante i temporali. Legumi, sulle cui radici si sviluppano batteri noduli che possono legare l'azoto atmosferico, convertendolo in composti disponibili per le piante.)
Durante la raccolta, una persona ogni anno porta con sé enormi quantità di azoto legato. Copre questa perdita introducendo non solo fertilizzanti organici, ma anche minerali (nitrati, ammoniaca, ammonio). I fertilizzanti azotati vengono applicati a tutte le colture. L'azoto viene assorbito dalle piante sotto forma di catione ammonio e anione nitrato NO 3-.
Rapporti degli studenti
Effetto dei nitrati su ambiente e il corpo umano
Primo soccorso per avvelenamento da nitrati
Ragioni per l'accumulo di nitrati nelle verdure e metodi per coltivare prodotti agricoli rispettosi dell'ambiente
HNO3, un acido forte monobasico contenente ossigeno. L'acido nitrico solido forma due modificazioni cristalline con reticoli monoclini e rombici.
L'acido nitrico è miscibile con l'acqua in qualsiasi rapporto. In soluzioni acquose, si dissocia quasi completamente in ioni.
Ottenuto per ossidazione catalitica di ammoniaca sintetica su catalizzatori platino-rodio (metodo Haber) ad una miscela di ossidi di azoto (gas nitrosi), con loro ulteriore assorbimento da parte dell'acqua
4NH3 + 5O2 (Pt) > 4NO + 6H2O
2NO + O2 > 2NO2 4NO2 + O2 + 2H2O > 4HNO3 La concentrazione di acido nitrico ottenuta con questo metodo varia, a seconda del disegno tecnologico del processo, dal 45 al 58%. Per la prima volta l'acido nitrico è stato ottenuto dagli alchimisti riscaldando una miscela di salnitro e solfato di ferro:
4KNO3 + 2(FeSO4 7H2O) (t°) > Fe2O3 + 2K2SO4 + 2HNO3^ + NO2^ + 13H2O
L'acido nitrico puro fu ottenuto per la prima volta da Johann Rudolf Glauber, agendo sul salnitro con acido solforico concentrato:
KNO3 + H2SO4(conc.) (t°) > KHSO4 + HNO3^
Ulteriore distillazione può essere ottenuta cosiddetta. "acido nitrico fumante", praticamente privo di acqua.
Applicazione:
nella produzione di fertilizzanti minerali;
nell'industria militare;
in fotografia - acidificazione di alcune soluzioni coloranti;
nella grafica da cavalletto - per l'incisione di forme da stampa (tavole da incisione, forme da stampa zincografiche e cliché in magnesio).
1. L'acido nitrico diluito presenta tutte le proprietà degli acidi forti, in soluzioni acquose si dissocia secondo il seguente schema:
HNO3 H+ + NO3–,
acido anidro:
2HNO3® NO2+ + NO3–+ H2O.
A poco a poco, soprattutto alla luce o quando riscaldato, l'acido nitrico si decompone; durante la conservazione, la soluzione diventa brunastra a causa del biossido di azoto:
4HNO3 4NO2 + 2H2O + O2.
2. L'acido nitrico interagisce con quasi tutti i metalli. L'acido nitrico diluito con metalli alcalini e alcalino terrosi, nonché con ferro e zinco, forma i corrispondenti nitrati, nitrato di ammonio o emiossido di azoto, a seconda dell'attività del metallo, e acqua:
4Mg + 10HNO3® 4Mg(NO3)2 + N2O + 5H2O,
Con i metalli pesanti, l'acido diluito forma i nitrati corrispondenti, l'acqua e l'ossido nitrico vengono rilasciati e, nel caso di una diluizione più forte, l'azoto:
5Fe + 12HNO3(molto diluito)®5Fe(NO3)3 + N2+ 6H2O,
3Cu + 8HNO3® 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O.
L'acido nitrico concentrato, quando interagisce con metalli alcalini e alcalini, forma i corrispondenti nitrati, acqua e viene rilasciato emiossido di azoto:
8Na + 10HNO3® 8NaNO3 + N2O + 5H2O.
L'acido concentrato passiva metalli come ferro, cromo, alluminio, oro, platino, iridio, tantalio, ad es. sulla superficie del metallo si forma una pellicola di ossido impermeabile agli acidi. Altro metalli pesanti quando interagiscono con l'acido nitrico concentrato, formano i corrispondenti nitrati, acqua e viene rilasciato ossido o biossido di azoto:
3Hg + 8HNO3(freddo)®3Hg(NO3)2 + 2NO + 4H2O,
Hg + 4HNO3(gor.)®Hg(NO3)2 + 2NO2+ 2H2O,
Ag + 2HNO3® AgNO3 + NO2+ 2H2O.
3. L'acido nitrico è in grado di sciogliere oro, platino e altri metalli preziosi, ma mescolato con acido cloridrico. La loro miscela in relazione a tre volumi di acido cloridrico concentrato e un volume di acido nitrico concentrato è chiamata "aqua regia". L'azione dell'acqua regia è che l'acido nitrico ossida l'acido cloridrico a cloro libero, che si combina con i metalli:
HNO3 + HCl ® Cl2 + 2H2O + NOCl,
2NOCl® 2NO + Cl2.
La vodka reale è in grado di sciogliere oro, platino, rodio, iridio e tantalio, che non si sciolgono in azoto, e ancor di più acido cloridrico:
Au + HNO3 + 3HCl ® AuCl3 + NO + 2H2O,
HCl + AuCl3® H;
3Pt + 4HNO3 + 12HCl® 3PtCl4 + 4NO + 8H2O,
2HCl + PtCl4® H2.
4. I non metalli sono anche ossidati dall'acido nitrico negli acidi corrispondenti, l'acido diluito rilascia ossido nitrico:
3P + 5HNO3 + 2H2O ® 3H3PO4 + 5NO ,
l'acido concentrato rilascia biossido di azoto:
S + 6HNO3® H2SO4 + 6NO2+ 2H2O,
l'acido nitrico può anche ossidare alcuni composti inorganici:
3H2S + 8HNO3® 3H2SO4 + 8NO + 4H2O.
HNO2 è un acido monobasico debole, esiste solo in soluzioni acquose diluite, colorate in un tenue colore blu, e in fase gassosa. I sali dell'acido nitroso sono chiamati nitriti o nitriti. I nitrati sono molto più stabili dell'HNO2, sono tutti tossici.
Nella fase gassosa, la molecola di acido nitroso planare esiste in due configurazioni, cis- e trans-. A temperatura ambiente predomina l'isomero trans.
Chimica. santi
Nelle soluzioni acquose esiste un equilibrio:
2HNO2 - N2O3 + H2O - NO^ + NO2^ + H2O
Quando la soluzione viene riscaldata, l'acido nitroso si decompone con il rilascio di NO e NO2:
3HNO2 - HNO3 + 2NO^ + H2O.
HNO2 è un po' più forte acido acetico. Facilmente spostato da acidi più forti dai sali:
H2SO4 + Ba(NO2)2 > BaSO4v + HNO2.
L'acido nitroso presenta proprietà sia ossidanti che riducenti. Sotto l'azione di agenti ossidanti più forti (H2O2, KMnO4), viene ossidato a HNO3:
2HNO2 + 2HI > 2NO^ + I2v + 2H2O;
5HNO2 + 2HMnO4 >2Mn(NO3)2 + HNO3 + 3H2O;
HNO2 + Cl2 + H2O > HNO3 + 2HCl.
L'acido nitroso viene utilizzato per diazotizzare le ammine aromatiche primarie e formare sali di diazonio. I nitriti sono utilizzati nella sintesi organica nella produzione di coloranti organici.
Ricevuta:
N2O3 + H2O 2HNO2,
NaNO2 + H2SO4 (0°C)® NaHSO4 + HNO2
AgNO2 + HCl® AgCl + HNO2
Proprietà del sale
Tutti i nitrati sono altamente solubili in acqua. Con l'aumentare della temperatura, la loro solubilità aumenta notevolmente. Quando riscaldati, i nitrati si decompongono con il rilascio di ossigeno. I nitrati di ammonio, metalli alcalini e alcalino terrosi sono chiamati salnitri, ad esempio NaNO3 - nitrato di sodio (nitrato cileno), KNO3 - nitrato di potassio, NH4NO3 - nitrato di ammonio. I nitrati si ottengono per azione dell'acido nitrico HNO3 su metalli, ossidi, idrossidi, sali. Quasi tutti i nitrati sono altamente solubili in acqua.
I nitrati sono stabili a temperature normali. Di solito fondono a temperature relativamente basse (200-600°C), spesso con decomposizione.
I nitrati di metalli alcalini si decompongono in nitriti con il rilascio di ossigeno (e dopo un riscaldamento prolungato, si decompongono gradualmente in ossido di metallo, azoto molecolare e ossigeno, motivo per cui sono buoni agenti ossidanti).
I nitrati metallici di media attività si decompongono quando riscaldati in ossidi metallici con rilascio di biossido di azoto e ossigeno.
I nitrati dei metalli più inattivi (metalli nobili) si decompongono principalmente in metalli liberi con rilascio di biossido di azoto e ossigeno.
I nitrati sono agenti ossidanti abbastanza forti stato solido(di solito sotto forma di fusione), ma praticamente non ce l'hanno proprietà ossidanti in soluzione, a differenza dell'acido nitrico.
Il nitrito è un sale dell'acido nitroso HNO2. I nitriti sono termicamente meno stabili dei nitrati. Sono usati nella produzione di coloranti azoici e in medicina.
L'acido nitrico. L'acido nitrico puro HNO 3 è un liquido incolore con una densità di 1,51 g / cm a - 42 ° C, che si solidifica in una massa cristallina trasparente. Nell'aria, come acido cloridrico concentrato, "fuma", poiché i suoi vapori formano piccole goccioline di nebbia con "umidità nell'aria,
L'acido nitrico non differisce in forza, già sotto l'influenza della luce, si decompone gradualmente:
Maggiore è la temperatura e il acido più concentrato, più veloce è la decomposizione. Il biossido di azoto rilasciato si dissolve nell'acido e gli conferisce un colore marrone.
L'acido nitrico è uno degli acidi più forti; in soluzioni diluite si decompone completamente in ioni H + e - NO 3.
Proprietà ossidanti dell'acido nitrico. Una proprietà caratteristica dell'acido nitrico è la sua spiccata capacità ossidante. Acido nitrico-uno
degli ossidanti più energetici. Molti non metalli vengono facilmente ossidati da esso, trasformandosi negli acidi corrispondenti. Quindi, quando lo zolfo viene fatto bollire con acido nitrico, si ossida gradualmente in acido solforico, il fosforo in acido fosforico. Una brace ardente immersa in HNO 3 concentrato si accende brillantemente.
L'acido nitrico agisce su quasi tutti i metalli (ad eccezione di oro, platino, tantalio, rodio, iridio), trasformandoli in nitrati e alcuni metalli in ossidi.
L'HNO 3 concentrato passiva alcuni metalli. Lomonosov ha anche scoperto che il ferro, che si dissolve facilmente nell'acido nitrico diluito, non si dissolve.
in HNO 3 concentrato freddo. Successivamente si è scoperto che l'acido nitrico ha un effetto simile sul cromo e sull'alluminio. Questi metalli vanno sotto
l'azione dell'acido nitrico concentrato in uno stato passivo.
Il grado di ossidazione dell'azoto nell'acido nitrico è 4-5. Agendo come agente ossidante, l'HNO 3 può essere ridotto a vari prodotti:
Ricevuta.
1. In laboratorio, l'acido nitrico si ottiene facendo reagire i nitrati anidri con acido solforico concentrato:
Ba(NO 3) 2 + H 2 SO 4 → BaSO 4 ↓ + 2HNO 3.
2. Nell'industria, la produzione di acido nitrico avviene in tre fasi:
1. Ossidazione dell'ammoniaca ad ossido nitrico (II):
4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6 H 2 O
2. Ossidazione dell'ossido nitrico (II) in ossido nitrico (IV):
2NO + O 2 → 2NO 2
3. Dissoluzione dell'ossido nitrico (IV) in acqua con eccesso di ossigeno:
4NO 2 + 2H 2 O + O 2 → 4HNO 3
Proprietà chimiche . Mostra tutte le proprietà degli acidi. L'acido nitrico è uno degli acidi minerali più forti.
1. In soluzioni acquose, è completamente dissociato in ioni:
HNO 3 → H + + NO - 3
2. Reagisce con ossidi metallici:
MgO + 2HNO 3 → Mg (NO 3) 2 + H 2 O,
3. Reagisce con basi:
Mg (OH) 2 + 2HNO 3 → Mg (NO 3) 2 + 2H 2 O,
4. L'HNO 3 concentrato, quando interagisce con i metalli più attivi in Al, viene ridotto a N 2 O. Ad esempio:
4Ca + 10HNO 3 → 4Ca(NO 3) 2 + N 2 O+ 5H 2 O
5. L'HNO 3 concentrato quando interagisce con metalli meno attivi (Ni, Cu, Ag, Hg) viene ridotto a NO 2. Per esempio:
4HNO 3 + Ni → Ni(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O.
6. Allo stesso modo, l'HNO 3 concentrato reagisce con i non metalli. Il non metallo è ossidato. Per esempio:
5HNO 3 + Po → HP + 5O 3 + 5NO 2 + 2H 2 O.
C oli di acido nitrico - nitrati una volta riscaldati, si decompongono secondo lo schema:
a sinistra di Mg: MeNO 3 → MeNO 2 + O 2
Mg - Cu: MeNO 3 → MeO + NO 2 + O 2
a destra Cu MeNO 3 → Me + NO 2 + O 2
Applicazione.
L'acido nitrico viene utilizzato per produrre fertilizzanti azotati, medicinali ed esplosivi.
Idrogeno. La struttura dell'atomo, le proprietà fisiche e chimiche, la produzione e l'uso dell'idrogeno.
IDROGENO, H, elemento chimico con numero atomico 1, massa atomica 1,00794.
L'idrogeno naturale è costituito da una miscela di due nuclidi stabili con numeri di massa 1,007825 (99,985% nella miscela) e 2,0140 (0,015%). Inoltre, nell'idrogeno naturale ci sono sempre quantità trascurabili di un nuclide radioattivo - trizio 3 H (emivita T1 / 2 = 12,43 anni). Poiché il nucleo dell'atomo di idrogeno contiene solo 1 protone (non ci possono essere meno di protoni nel nucleo di un atomo), a volte si dice che l'idrogeno forma il confine inferiore naturale del sistema periodico di elementi di D. I. Mendeleev (sebbene l'elemento lo stesso idrogeno si trova nelle tabelle della parte superiore). L'elemento idrogeno si trova nel primo periodo della tavola periodica. Appartiene sia al 1° gruppo (gruppo IA di metalli alcalini) che al 7° gruppo (gruppo VIIA di alogeni).
Le masse degli atomi negli isotopi dell'idrogeno differiscono notevolmente (diverse volte). Ciò porta a notevoli differenze nel loro comportamento nei processi fisici (distillazione, elettrolisi, ecc.) e ad alcune differenze chimiche (le differenze nel comportamento degli isotopi di un elemento sono chiamate effetti isotopici; per l'idrogeno, gli effetti isotopici sono i più significativi). Pertanto, a differenza degli isotopi di tutti gli altri elementi, gli isotopi dell'idrogeno hanno simboli e nomi speciali. L'idrogeno con un numero di massa 1 è chiamato idrogeno leggero, o protium (lat. Protium, dal greco protos - il primo), indicato dal simbolo H, e il suo nucleo è chiamato protone, simbolo p. L'idrogeno con un numero di massa 2 è chiamato idrogeno pesante, deuterio (latino Deuterium, dal greco deuteros - il secondo), i simboli 2 H, o D (leggi "de") sono usati per designarlo, il nucleo d è il deuterone. Un isotopo radioattivo con un numero di massa 3 è chiamato idrogeno superpesante, o trizio (lat. Tritum, dal greco tritos - il terzo), il simbolo 3 H o T (leggi "quelli"), il nucleo t è un tritone.
La configurazione dell'unico strato di elettroni dell'atomo di idrogeno neutro non eccitato è 1s1. Nei composti, mostra stati di ossidazione +1 e, meno spesso, -1 (valenza I). Il raggio dell'atomo di idrogeno neutro è 0,0529 nm. L'energia di ionizzazione dell'atomo è 13,595 eV, l'affinità elettronica è 0,75 eV. Sulla scala Pauling, l'elettronegatività dell'idrogeno è 2,20. L'idrogeno è uno dei non metalli.
Nella sua forma libera è un gas leggero, infiammabile, senza colore, odore o sapore.
Fisico e Proprietà chimiche: in condizioni normali, l'idrogeno è un gas incolore leggero (densità in condizioni normali 0,0899 kg / m 3). Punto di fusione -259,15°C, punto di ebollizione -252,7°C. L'idrogeno liquido (al punto di ebollizione) ha una densità di 70,8 kg/m 3 ed è il liquido più leggero. Si assume il potenziale standard dell'elettrodo H 2/H– in soluzione acquosa pari a 0. L'idrogeno è poco solubile in acqua: a 0°C la solubilità è inferiore a 0,02 cm 3/ml, ma è altamente solubile in alcuni metalli (spugna di ferro e altri), particolarmente buono - in palladio metallico (circa 850 volumi di idrogeno in 1 volume di metallo). Il calore di combustione dell'idrogeno è 143,06 MJ/kg.
Esiste sotto forma di molecole di H 2 biatomiche. La costante di dissociazione di H2 in atomi a 300 K è 2,56 10–34. L'energia di dissociazione della molecola H 2 in atomi è 436 kJ/mol. La distanza internucleare nella molecola H 2 è 0,07414 nm.
Poiché il nucleo di ogni atomo di H che fa parte della molecola ha il proprio spin, l'idrogeno molecolare può essere in due forme: sotto forma di ortoidrogeno (o-H 2) (entrambi gli spin hanno lo stesso orientamento) e sotto forma di paraidrogeno ( p-H 2 ) (gli schienali hanno orientamenti diversi). In condizioni normali, l'idrogeno normale è una miscela del 75% di o-H 2 e del 25% di p-H 2 . Le proprietà fisiche di p- e o-H 2 differiscono leggermente l'una dall'altra. Quindi, se il punto di ebollizione puro su-on 2 20.45K, quindi puro p-n 2 - 20.26 K. Accendere 2 in p-H 2 è accompagnato dal rilascio di 1418 J/mol di calore.
L'elevata forza del legame chimico tra atomi nella molecola H 2 (che, ad esempio, utilizzando il metodo dell'orbitale molecolare, può essere spiegata dal fatto che in questa molecola la coppia di elettroni si trova nell'orbitale di legame e l'orbitale di allentamento è non popolato da elettroni) porta al fatto che a temperatura ambiente l'idrogeno gassoso è chimicamente inattivo. Quindi, senza riscaldamento, con una semplice miscelazione, l'idrogeno reagisce (con un'esplosione) solo con fluoro gassoso (F):
H 2 + F 2 \u003d 2HF + Q.
Se una miscela di idrogeno e cloro (Cl) a temperatura ambiente viene irradiata con luce ultravioletta, si osserva un'immediata formazione di acido cloridrico HCl. La reazione dell'idrogeno con l'ossigeno (O) avviene con un'esplosione se alla miscela di questi gas viene aggiunto un catalizzatore: palladio metallico (Pd) (o platino (Pt)). Quando viene acceso, una miscela di idrogeno e ossigeno (O) (il cosiddetto gas esplosivo) esplode e può verificarsi un'esplosione in miscele in cui il contenuto di idrogeno è compreso tra il 5 e il 95 percento in volume. L'idrogeno puro nell'aria o nell'ossigeno puro (O) brucia silenziosamente rilasciando una grande quantità di calore:
H 2 + 1 / 2O 2 \u003d H 2 O + 285,75 kJ / mol
Se l'idrogeno interagisce con altri non metalli e metalli, solo in determinate condizioni (riscaldamento, alta pressione, presenza di un catalizzatore). Quindi, l'idrogeno reagisce in modo reversibile con l'azoto (N) a pressione elevata (20-30 MPa e oltre) e ad una temperatura di 300-400 ° C in presenza di un catalizzatore - ferro (Fe):
3H 2 + N 2 = 2NH 3 + Q.
Inoltre, solo quando riscaldato, l'idrogeno reagisce con lo zolfo (S) per formare acido solfidrico H 2 S, con bromo (Br) - per formare acido bromidrico HBr, con iodio (I) - per formare acido ioduro HI. L'idrogeno reagisce con il carbone (grafite) per formare una miscela di idrocarburi di varia composizione. L'idrogeno non interagisce direttamente con boro (B), silicio (Si), fosforo (P), i composti di questi elementi con idrogeno si ottengono indirettamente.
Quando riscaldato, l'idrogeno è in grado di reagire con alcali, metalli alcalino terrosi e magnesio (Mg) per formare composti con una natura di legame ionico, che contengono idrogeno nello stato di ossidazione -1. Quindi, quando il calcio viene riscaldato in un'atmosfera di idrogeno, si forma un idruro simile al sale della composizione CaH 2. L'idruro di alluminio polimerico (AlH 3) x - uno dei più forti agenti riducenti - si ottiene indirettamente (ad esempio, utilizzando composti di alluminio organico). Con molti metalli di transizione (ad esempio zirconio (Zr), afnio (Hf), ecc.), l'idrogeno forma composti di composizione variabile (soluzioni solide).
L'idrogeno è in grado di reagire non solo con molte sostanze semplici, ma anche complesse. Innanzitutto va segnalata la capacità dell'idrogeno di ridurre molti metalli dai loro ossidi (come ferro (Fe), nichel (Ni), piombo (Pb), tungsteno (W), rame (Cu), ecc.) . Quindi, quando riscaldato a una temperatura di 400-450 ° C e oltre, il ferro (Fe) viene ridotto dall'idrogeno da uno qualsiasi dei suoi ossidi, ad esempio:
Fe 2 O 3 + 3H 2 \u003d 2Fe + 3H 2 O.
Va notato che solo i metalli situati nella serie possono essere ridotti da ossidi con idrogeno. potenziali standard dietro manganese (Mn). Di più metalli attivi(compreso il manganese (Mn)) non vengono ridotti a metallo dagli ossidi.
L'idrogeno è in grado di aggiungere a un doppio o triplo legame molti composti organici (queste sono le cosiddette reazioni di idrogenazione). Ad esempio, in presenza di un catalizzatore di nichel, si può effettuare l'idrogenazione dell'etilene C 2 H 4 e si forma etano C 2 H 6:
C 2 H 4 + H 2 \u003d C 2 H 6.
L'interazione di monossido di carbonio (II) e idrogeno nell'industria produce metanolo:
2H 2 + CO \u003d CH 3 OH.
Nei composti in cui un atomo di idrogeno è collegato a un atomo di un elemento più elettronegativo E (E \u003d F, Cl, O, N), si formano legami idrogeno tra le molecole (due atomi E dello stesso o due elementi diversi sono interconnessi attraverso l'atomo H: E "... N ... E"", con tutti e tre gli atomi posti sulla stessa retta). Tali legami esistono tra le molecole di acqua, ammoniaca, metanolo, ecc. e portano a un notevole aumento dei punti di ebollizione di queste sostanze, aumento del calore di evaporazione, ecc.
Ricevuta: L'idrogeno può essere ottenuto in molti modi. Nell'industria vengono utilizzati gas naturali, gas ottenuti dalla raffinazione del petrolio, dalla cokefazione e dalla gassificazione del carbone e di altri combustibili. Nella produzione di idrogeno dal gas naturale (il componente principale è il metano), viene effettuata la sua interazione catalitica con il vapore acqueo e l'ossidazione incompleta con l'ossigeno (O):
CH 4 + H 2 O \u003d CO + 3H 2 e CH 4 + 1/2 O 2 \u003d CO 2 + 2H 2
La separazione dell'idrogeno dal gas di coke e dai gas di raffineria si basa sulla loro liquefazione durante il raffreddamento profondo e sulla rimozione dalla miscela di gas che sono più facilmente liquefatti dell'idrogeno. In presenza di elettricità a basso costo, l'idrogeno si ottiene per elettrolisi dell'acqua, facendo passare la corrente attraverso soluzioni alcaline. In condizioni di laboratorio, l'idrogeno si ottiene facilmente dall'interazione di metalli con acidi, ad esempio zinco (Zn) con acido cloridrico.
Applicazione: l'idrogeno è utilizzato nella sintesi di ammoniaca NH3, acido cloridrico HCl, metanolo CH 3 OH, nell'idrocracking (cracking in atmosfera di idrogeno) di idrocarburi naturali, come agente riducente nella produzione di alcuni metalli. Dall'idrogenazione degli oli vegetali naturali si ottiene il grasso duro: la margarina. L'idrogeno liquido trova impiego come carburante per razzi e anche come refrigerante. Nella saldatura viene utilizzata una miscela di ossigeno (O) e idrogeno.
Un tempo si suggeriva che nel prossimo futuro la reazione della combustione dell'idrogeno sarebbe diventata la principale fonte di energia e l'energia dell'idrogeno avrebbe sostituito le tradizionali fonti di energia (carbone, petrolio, ecc.). Allo stesso tempo, si presumeva che per la produzione di idrogeno su larga scala sarebbe stato possibile utilizzare l'elettrolisi dell'acqua. L'elettrolisi dell'acqua è un processo piuttosto ad alta intensità energetica e attualmente non è redditizio ottenere idrogeno mediante elettrolisi su scala industriale. Ma ci si aspettava che l'elettrolisi si sarebbe basata sull'uso di calore a media temperatura (500-600°C), che si verifica in grandi quantità durante il funzionamento delle centrali nucleari. Questo calore è di utilità limitata e la possibilità di ottenere idrogeno con il suo aiuto risolverebbe sia il problema dell'ecologia (quando l'idrogeno viene bruciato nell'aria, la quantità di sostanze nocive per l'ambiente che si formano è minima) sia il problema dell'utilizzo di temperature medie calore. Tuttavia, dopo il disastro di Chernobyl, lo sviluppo dell'energia nucleare è limitato ovunque, così che la fonte di energia indicata diventa inaccessibile. Pertanto, le prospettive di un uso diffuso dell'idrogeno come fonte di energia sono ancora in evoluzione, almeno fino alla metà del 21° secolo.
Caratteristiche della circolazione : l'idrogeno non è velenoso, ma nel maneggiarlo bisogna tenere costantemente conto del suo alto rischio di incendio ed esplosione, e il rischio di esplosione dell'idrogeno è aumentato a causa dell'elevata capacità del gas di diffondersi anche attraverso alcuni materiali solidi. Prima di iniziare qualsiasi operazione di riscaldamento in un'atmosfera di idrogeno, è necessario assicurarsi che sia pulita (quando si accende l'idrogeno in una provetta capovolta, il suono deve essere sordo, non abbaiare).
27 La posizione dei microrganismi nel sistema del mondo vivente. Diversità dei microrganismi e loro comunanza con altri organismi. Le caratteristiche essenziali dei microrganismi sono: piccola dimensione cellulare, elevata attività metabolica, elevata plasticità del loro metabolismo (rapido adattamento alle mutevoli condizioni ambientali, "ubiquità"), capacità di riprodursi rapidamente, scarsa differenziazione morfologica e una varietà di processi metabolici.
Microrganismi, (microbi) - il nome collettivo di un gruppo di organismi viventi che sono troppo piccoli per essere visibili ad occhio nudo (la loro dimensione caratteristica è inferiore a 0,1 mm). I microrganismi includono sia non nucleari (procarioti: batteri, archei) che eucarioti: alcuni funghi, protisti, ma non virus, che di solito sono isolati in un gruppo separato. La maggior parte dei microrganismi sono unicellulari, ma esistono anche microrganismi multicellulari, così come vi sono alcuni macroorganismi unicellulari visibili ad occhio nudo, come Thiomargarita namibiensis, membri del genere Caulerpa (sono policarioni giganti ). La microbiologia è lo studio di questi organismi.
L'ubiquità e la potenza totale del potenziale metabolico dei microrganismi determina il loro ruolo più importante nella circolazione delle sostanze e nel mantenimento dell'equilibrio dinamico nella biosfera terrestre.
Una breve rassegna di vari rappresentanti del microcosmo, che occupano determinati "piani" di dimensioni, mostra che, di regola, la dimensione degli oggetti è decisamente correlata alla loro complessità strutturale. Il limite di dimensione inferiore per un organismo unicellulare a vita libera è determinato dallo spazio necessario per imballare all'interno della cellula l'apparato necessario per un'esistenza indipendente. La limitazione del limite superiore della dimensione dei microrganismi è determinata, secondo i concetti moderni, dal rapporto tra superficie cellulare e volume. Con l'aumentare delle dimensioni cellulari, la superficie aumenta nel quadrato e il volume nel cubo, quindi il rapporto tra questi valori si sposta verso quest'ultimo.
I microrganismi vivono quasi ovunque dove c'è acqua, comprese le sorgenti termali, il fondo degli oceani del mondo e anche nelle profondità della crosta terrestre. Sono un anello importante nel metabolismo degli ecosistemi, agendo principalmente come decompositori, ma in alcuni ecosistemi sono gli unici produttori di biomassa.
I microrganismi che ci abitano vari ambienti, partecipano al ciclo di zolfo, ferro, fosforo e altri elementi, decompongono sostanze organiche di origine animale, vegetale e abiogenica (metano, paraffine), forniscono l'autodepurazione dell'acqua nei serbatoi.
Tuttavia, non tutti i tipi di microrganismi sono benefici per l'uomo. Un numero molto elevato di specie di microrganismi è opportunistico o patogeno per l'uomo e gli animali. Alcuni microrganismi causano danni ai prodotti agricoli, impoveriscono il suolo di azoto, causano l'inquinamento dei corpi idrici e l'accumulo di sostanze tossiche (ad esempio tossine microbiche) nei prodotti alimentari.
I microrganismi sono caratterizzati da una buona adattabilità all'azione dei fattori ambientali. Vari microrganismi possono crescere a temperature da -6° a +50-75°. Il record di sopravvivenza a temperature elevate è stato stabilito da archaea, alcune delle cui colture studiate crescono su mezzi nutritivi superiori a 110 ° C, ad esempio, Methanopyrus kandleri (ceppo 116) cresce a 122 ° C, una temperatura record per tutti i organismi.
In natura, gli habitat con questa temperatura esistono sotto pressione in calde sorgenti vulcaniche sul fondo degli oceani (fumatori neri).
Sono noti microrganismi che prosperano a livelli di radiazioni ionizzanti fatali per le creature multicellulari, in un'ampia gamma di valori di pH, a una concentrazione di cloruro di sodio del 25%, in condizioni di vari contenuti di ossigeno fino alla sua completa assenza (Microrganismi anaerobici).
Allo stesso tempo, i microrganismi patogeni causano malattie nell'uomo, negli animali e nelle piante.
Le teorie più ampiamente accettate sull'origine della vita sulla Terra suggeriscono che i protomicroorganismi siano stati i primi organismi viventi ad emergere attraverso l'evoluzione.
Attualmente, tutti i microrganismi sono divisi in 3 regni:
1. Procariota. Tutti i tipi di batteri, rickettsia, clamidia, micoplasmi, ecc. Possono essere attribuiti a questo regno. Le cellule hanno un nucleo con un cromosoma. Il nucleo non è separato dal citoplasma della cellula. Un semplice ciclo di divisione per costrizione. Esistono numerosi organelli unici come plasmidi, mesosomi. Non c'è capacità di fotosintesi.
2. Eucarioti. I rappresentanti di questo regno sono funghi e protozoi. La cellula contiene un nucleo, delimitato dal citoplasma da una membrana, con diversi cromosomi. Esistono numerosi organelli caratteristici degli animali superiori: mitocondri, reticolo endoplasmatico, apparato di Golgi. Alcuni rappresentanti di questo regno hanno cloroplasti e sono capaci di fotosintesi. Hanno un ciclo di vita complesso.
3. Vira. I virus appartengono a questo regno. Il segno distintivo di un virione è la presenza di un solo tipo di acido nucleico: RNA o DNA racchiuso in un capside. Un virus potrebbe non avere un guscio esterno comune. La riproduzione del virus può avvenire solo dopo l'incorporamento in un'altra cellula, dove avviene la replicazione.
