Săruri ale acidului azot și azotic

îngrășăminte cu azot

Clasa a 9-a

Tip de lecție - învățarea de material nou.

Tipul de lecție- conversație.

Scopurile și obiectivele lecției.

Educational. Să familiarizeze elevii cu metodele de obținere, proprietăți și aplicații ale nitraților și nitriților. Luați în considerare problema conținutului ridicat de nitrați în produsele agricole. Dați o idee despre îngrășămintele cu azot, clasificarea și reprezentanții acestora.

Educational. Continuați să dezvoltați abilitățile: evidențiați principalul lucru, stabiliți relații cauză-efect, luați notițe, efectuați un experiment, aplicați cunoștințele în practică.

Educational. Pentru a continua formarea unei viziuni științifice asupra lumii, creșterea unei atitudini pozitive față de cunoaștere.

Metode și tehnici metodologice. Munca independentă a studenților cu literatură populară, pregătirea de rapoarte, experimente de laborator și un experiment demonstrativ, o metodă dialogică de prezentare a cunoștințelor cu elemente de cercetare, controlul curent al cunoștințelor cu ajutorul unui test.

Structura lecției.

Anunțul subiectului, obiectivelor.

Mesaj și comentarii despre teme.

Prezentarea de material nou (conversație euristică bazată pe experiment).

Controlul curent al cunoștințelor cu ajutorul unui test.

Rezumând lecția.

Echipamente și reactivi. Afiș de siguranță; tabele „Descompunerea nitraților în timpul încălzirii”, „Clasificarea îngrășămintelor cu azot”, „Seria de deplasare a acizilor”; testul „Azot și compușii săi” (două opțiuni); carduri de sarcini.

Pentru experiment demonstrativ: un stand demonstrativ pentru eprubete, o lampă cu spirt, chibrituri, un suport pentru eprubete, cleste pentru creuzet, o lingură de fier pentru arderea substanțelor, o torță, o foaie de fier pentru arderea pulberii negre, eprubete mari, vată înmuiată într-un soluție concentrată de alcali, o cană cu nisip, trei standuri de laborator; soluții concentrate de hidroxid de sodiu și acid sulfuric, săruri cristaline - azotat de potasiu, azotat de cupru (II), azotat de argint; cărbune, placă de cupru, sulf, o soluție de difenilamină în acid sulfuric concentrat (sticlă întunecată, 0,1 g de difenilamină per
10 ml H2S04 (conc.); soluții de iodură de potasiu, acid sulfuric diluat, nitrit de potasiu; în eprubete demonstrative - sucuri de legume de varză, dovlecel, dovleac; hârtie amidon iod.

Pentru experimente de laborator: o eprubetă cu două granule de zinc, trei eprubete goale, baghete de sticlă, două eprubete cu nitrați cristalini (de mărimea unui bob de mazăre) - azotat de bariu și azotat de aluminiu, turnesol, soluții de azotat de cupru (II), azotat de argint, clorhidric acid, clorură de bariu, apă distilată.

Epigraf.„Nici o știință nu are nevoie de experimente la fel de mult ca chimia” (Michael Faraday).

ÎN CURILE CURĂRILOR

Informații de siguranță

Toți nitrații sunt inflamabili. Este necesar să se depoziteze nitrații separat de organici și nu materie organică. Toate experimentele cu formarea oxidului de azot (IV) trebuie efectuate în eprubete mari închise cu tampoane de vată umezite cu o soluție alcalină concentrată. Acidul azotic trebuie păstrat în sticle închise la culoare, ferite de foc. Nitriții sunt deosebit de toxici.

Teme pentru acasă

Manualul lui O.S. Gabrielyan „Chimie-9”, § 26, exercițiu. 7. Elevii puternici primesc sarcini individuale.

Sarcini individuale

1. Traduceți următoarea intrare din limbajul alchimic: „„Vodca puternică” devorează „luna”, eliberând „coada de vulpe”. Îngroșarea lichidului rezultat generează o „piatră a iadului” care înnegrește țesătura, hârtia și mâinile. Pentru ca „luna” să răsară din nou, coaceți „piatra iadului” în cuptor.

Răspuns.

"Hellstone" - azotat de argint - se descompune atunci când este încălzit pentru a forma argint - "luna a răsărit":

2AgNO3 (cr.) 2Ag + 2NO2 + O2.

2. Un vechi tratat științific descrie experiența obținerii unui „precipitat roșu” *: „Mercurul se dizolvă în acid azotic, soluția se evaporă și reziduul este încălzit până devine „roșu””. Ce este un „precipitat roșu”? Scrieți ecuațiile pentru reacțiile care duc la formarea lui, ținând cont de faptul că mercurul din compușii rezultați are o stare de oxidare de +2 și că acțiunea acidului azotic asupra mercurului eliberează un gaz care devine maro în aer.

Răspuns. Ecuații de reacție:

Oxid de mercur (II). HgO în funcţie de modalitatea de obţinere este roşie sau Culoarea galbena (Hg 2O - culoare neagră). Mercurul nu se oxidează în aer la temperatura camerei. La încălzire prelungită, mercurul se combină cu oxigenul atmosferic, formând oxidul de mercur (II) roșu - HgO, care, atunci când este încălzit mai puternic, se descompune din nou în mercur și oxigen:

2HgO \u003d 2Hg + O 2.

Învățarea de materiale noi

Compoziția și nomenclatura sărurilor acidului azotic

Profesor. Ce înseamnă numele latin „nitrogeniu” și cel grecesc „nitrat”?

Student. „Nitrogeniu” înseamnă „născând salitrul”, iar „nitrat” înseamnă „salpetru”.

Profesor. Nitrații de potasiu, sodiu, calciu și amoniu sunt numiți salpetri. De exemplu, salitrul: KNO 3 - azotat de potasiu (salpetru indian), NaNO 3 - azotat de sodiu (salpetru chilian), Ca(NO 3) 2 - azotat de calciu (salpetru norvegian), NH 4 NO 3 - azotat de amoniu (azotat de amoniu sau de amoniu, nu există depozite ale acestuia în natură). Industria germană este considerată prima din lume care a primit sare NH4NO3 din azot N 2 aer și apă cu hidrogen potrivit pentru hrana plantelor.

Proprietăți fizice nitrați

Profesor. Învățăm despre relația dintre structura unei substanțe și proprietățile acesteia din experiența de laborator..

Proprietățile fizice ale nitraților

Exercițiu. Două eprubete conțin nitrați cristalini: Ba(NO3)2 și Al(NO3)3. Se toarnă 2 ml de apă distilată în fiecare eprubetă, se amestecă cu o baghetă de sticlă. Observați procesul de dizolvare a sărurilor. Soluțiile trebuie păstrate până când se studiază natura mediului.

Profesor. Ce se numesc săruri?

Student. Sarea este substanțe complexe, constând din ioni metalici și ioni de reziduuri acide.

Profesor. Este necesar să se construiască un lanț logic: vedere legătură chimică– tipul rețelei cristaline – forțele de interacțiune între particule la locurile rețelei – proprietățile fizice ale substanțelor.

Student. Nitrații aparțin clasei de săruri, deci se caracterizează prin legătură ionicăși ionică celulă de cristal unde ionii sunt ținuți împreună prin forțe electrostatice. Nitrați - substanțe solide cristaline, refractare, solubile în apă, electroliți puternici.

Obținerea nitraților și nitriților

Profesor. Numiți zece moduri de obținere a sărurilor pe baza proprietăților chimice ale celor mai importante clase de compuși anorganici..

Student.

1) Metal + nemetal = sare;

2) metal + acid = sare + hidrogen;

3) oxid de metal + acid = sare + apă;

4) hidroxid de metal + acid = sare + apă;

5) hidroxid de metal + oxid de acid = sare + apă;

6) oxid metalic + oxid nemetal = sare;

7) sare 1 + hidroxid metalic (alcalin) = sare 2 + hidroxid metalic (bază insolubilă);

8) sare 1 + acid (puternic) = sare 2 + acid (slab);

10) sare 1 + metal (activ) = sare 2 + metal (mai puțin activ).

Modalități specifice de obținere a sărurilor:

12) sare 1 + nemetal (activ) = sare 2 + nemetal (mai puțin activ);

13) metal amfoter+ alcali \u003d sare + hidrogen;

14) nemetal + alcali \u003d sare + hidrogen.

O modalitate specifică de a obține nitrați și nitriți:

oxid nitric (IV) + alcali \u003d sare1 + sare2 + apă, de exemplu (scrie pe tablă):

Aceasta este o reacție redox, tipul ei este dismutarea sau disproporționarea.

În prezența oxigenului din NO2 și NaOH se dovedește că nu două săruri, ci una:

Tipul de reacție redox este intermoleculară.

Profesor. De ce ar trebui efectuate experimente cu formarea de oxid nitric (IV) în eprubete mari închise cu tampoane de vată umezite cu alcali apos?

Student. Oxidul nitric (IV) este un gaz otrăvitor, interacționează cu alcalii și devine inofensiv.

Proprietățile chimice ale nitraților

Elevii efectuează experimente de laborator după metoda tipărită.

Proprietățile nitraților în comun cu alte săruri

Interacțiunea nitraților cu metalele,
acizi, alcaline, săruri

Exercițiu. Marcați semnele fiecărei reacții, notați moleculara și ecuații ionice, corespunzătoare schemelor:

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

AgNO3 + HCI...,

Cu(NO3)2 + NaOH...,

AgNO 3 + BaCl 2 ....

Hidroliza nitraților

Exercițiu. Determinați reacția mediului a soluțiilor de săruri propuse: Ba (NO 3) 2 și Al (NO 3) 3. Notați ecuațiile moleculare și ionice ale posibilelor reacții care indică mediul soluției.

Proprietăți specifice ale nitraților și nitriților

Profesor. Toți nitrații sunt instabili termic. Când este încălzit ei descompune cu formarea oxigenului. Natura altor produși de reacție depinde de poziția metalului care formează nitratul în seria electrochimică de tensiuni:

Poziție specială ocupă azotat de amoniu, care se descompune fără reziduu solid:

NH4NO3 (cr.) N2O + 2H2O.

Profesorul face experimente demonstrative.

Experiență 1. Descompunerea azotatului de potasiu. Puneți 2–3 g de azotat de potasiu cristalin într-o eprubetă mare, încălziți până se topește sarea. Aruncați cărbunele preîncălzit într-o lingură de fier în topitură. Elevii urmăresc un fulger strălucitor și cărbune care arde. Înlocuiți o cană cu nisip sub eprubetă.

Profesor. De ce arde instantaneu un jar înmuiat în nitrat de potasiu topit?

Student. Salpetrul se descompune cu formarea de oxigen gazos, astfel încât cărbunele preîncălzit arde instantaneu în el:

C + O 2 \u003d CO 2.

Experimentul 2. Descompunerea azotatului de cupru(II). Puneți nitrat de cupru (II) cristalin (de mărimea unui bob de mazăre) într-o eprubetă mare, închideți eprubeta cu un tampon de vată umezit cu o soluție concentrată de alcali. Fixați tubul într-un suport orizontal și încălziți.

Profesor. Căutați semne de reacție.

Elevii observă formarea gazului brun NO 2 și a oxidului negru de cupru (II) CuO.

Elevul de la tablă scrie ecuația reacției:

Tipul de reacție redox este intramoleculară.

Experiența 3. Descompunerea azotatului de argint. Incandescent într-o eprubetă, închis cu un tampon de vată umezit cu o soluție concentrată de alcali, câteva cristale de azotat de argint.

Profesor. Ce gaze sunt eliberate? Ce a mai rămas în eprubetă?

Elevul de la tablă răspunde la întrebări, întocmește o ecuație pentru reacția:

Tipul de reacție redox este intramoleculară. Un reziduu solid a rămas în eprubetă - argint.

Profesor. Reacția calitativă la ionul nitrat NUMARUL 3 - - interacțiunea nitraților cu cuprul metalic la încălzire în prezența acidului sulfuric concentrat sau cu o soluție de difenilamină în H 2 SO 4 (conc.).

Experiența 4. Reacția calitativă la ionul NO 3 - . Puneți o placă de cupru curățată, câteva cristale de azotat de potasiu și câteva picături de acid sulfuric concentrat într-o eprubetă mare uscată. Închideți eprubeta cu un tampon de vată umezit cu o soluție concentrată de alcali și încălziți.

Profesor. Enumerați semnele unei reacții.

Student. În eprubetă apar vapori maro de oxid nitric (IV), care se observă mai bine pe un ecran alb, iar la limita amestecului de reacție cupru apar cristale verzui de azotat de cupru (II)..

Profesor(demonstrează o schemă de reducere a tăriei relative a acizilor). În conformitate cu un număr de acizi, fiecare acid anterior îl poate înlocui pe următorul din sare..

Elevul de la tablă compune ecuațiile de reacție:

KNO 3 (cr.) + H 2 SO 4 (conc.) \u003d KHSO 4 + HNO 3,

Tipul de reacție redox este intermoleculară.

Profesor. A doua reacție calitativă la ionul nitrat NUMARUL 3 - vom petrece puțin mai târziu, când vom studia conținutul de nitrați din alimente.

Reacția calitativă la ionul nitrit NR 2 -– interacțiunea nitriților cu o soluție de iodură de potasiu KI acidulat cu acid sulfuric diluat.

Experiența 5. Reacția calitativă la ionul NO 2 - . Se iau 2-3 picături de soluție de iodură de potasiu, acidulată cu acid sulfuric diluat și se adaugă câteva picături de soluție de azotat de potasiu. Nitriți în mediu acid sunt capabili să oxideze ionul de iodură I - pentru a elibera I 2, care este detectat de hârtie amidon iod înmuiată în apă distilată.

Profesor. Cum ar trebui să schimbe culoarea hârtiei cu iod amidon sub acțiunea liberului eu 2?

Student. substanță simplă eu 2 detectat de amidonul albastru.

Profesorul scrie ecuația reacției:

Profesor. În această reacție NR 2 - este un agent oxidant. Cu toate acestea, există și alte reacții calitative la ion NR 2 - în care este un agent reducător. Din aceasta se poate concluziona că ionul NUMARUL 3 - prezintă numai proprietăți oxidante, iar ionul NR 2 - - proprietăți atât oxidante, cât și reducătoare.

Utilizarea nitraților și nitriților

Profesor(pune o întrebare provocatoare). De ce există mult azot în natură (face parte din atmosferă), iar plantele dau adesea o recoltă slabă din cauza lipsei de azot?

Student. Plantele nu pot absorbi azotul molecular N 2 din aer. Aceasta este problema „azotului legat”. Cu o lipsă de azot, formarea clorofilei este întârziată, astfel încât plantele au o culoare verde pal, ca urmare, creșterea și dezvoltarea plantei este întârziată. Azotul este vital element important. Fără proteine ​​nu există viață, iar fără azot nu există proteine..

Profesor. Care sunt căile de asimilare a azotului atmosferic.

Student. O parte din azotul legat intră în sol în timpul furtunilor. Chimia procesului este:

Profesor. Ce plante sunt capabile să mărească fertilitatea solului și care este particularitatea lor?

Student. Aceste plante (lupin, lucernă, trifoi, mazăre, măzică) aparțin familiei leguminoase (fluturi), pe ale căror rădăcini se dezvoltă bacterii nodulare care pot lega azotul atmosferic, transformându-l în compuși disponibili plantelor..

Profesor. La recoltare, o persoană duce anual cu ea cantități uriașe de azot legat. El acoperă această pierdere introducând nu numai îngrășăminte organice, ci și minerale (nitrat, amoniac, amoniu). Îngrășămintele cu azot se aplică tuturor culturilor. Azotul este preluat de plante sub forma cationului de amoniu.și anion nitrat NUMARUL 3 -.

Profesorul demonstrează schema „Clasificarea îngrășămintelor cu azot”.

Sistem

Profesor. Una dintre caracteristicile importante este conținutul de nutrienți al îngrășământului. Calculul elementului nutritiv pentru îngrășămintele cu azot se efectuează în funcție de conținutul de azot.

Plante care fixează azotul atmosferic

O sarcină. Care este fracția de masă a azotului din amoniacul lichid și nitratul de amoniu?

Formula pentru amoniac este NH3.

Fracția de masă a azotului în amoniac:

(N) = A r(N)/ Domnul(NH3) 100%,

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

Formula azotatului de amoniu este NH4NO3.

Fracția de masă a azotului în azotat de amoniu:

(N) = 2 A r(N)/ Domnul(NH4NO3) 100%,

Impactul nitraților asupra mediului și asupra corpului uman

1 elev.Azotul ca principal nutrient afectează creșterea organelor vegetative - tulpini și frunze verzi. Îngrășămintele cu azot nu sunt recomandate a fi aplicate la sfârșitul toamnei sau la începutul primăverii, deoarece. apa topită spălați jumătate din îngrășământ. Este important să respectați normele și termenii de aplicare a îngrășămintelor, să le aplicați nu imediat, ci în mai mulți pași. Aplicați forme de îngrășământ cu acțiune lentă (granule acoperite cu o peliculă de protecție), la plantare, utilizați soiuri predispuse la o acumulare scăzută de nitrați. Rata de utilizare a îngrășămintelor cu azot este de 40-60%. Utilizarea excesivă a îngrășămintelor cu azot nu numai că duce la acumularea de nitrați în plante, dar duce și la poluarea corpurilor de apă și a apelor subterane. Sursele antropogenice de poluare a apei cu nitrați sunt, de asemenea, industria metalurgică, chimică, inclusiv celuloza și hârtie, și industria alimentară. Unul dintre semnele poluării apei este „înflorirea” apei cauzată de reproducerea rapidă a algelor albastre-verzi. Apare mai ales intens în timpul topirii zăpezii, ploilor de vară și de toamnă. Concentrația maximă admisă (MPC) de nitrați este reglementată de GOST. Pentru suma ionilor de azotat din sol se accepta valoarea de 130 mg/kg, in apa diferitelor surse de apa - 45 mg/l.(Elevii scriu în caiete: MPC (NO 3 - în sol) - 130 mg / kg, MPC (NO 3 - în apă) - 45 mg / l.)

Pentru plante în sine, nitrații sunt inofensivi, dar pentru oameni și ierbivore sunt periculoși. Doza letală de nitrați pentru oameni este de 8-15 g, aportul zilnic admis este de 5 mg/kg. Multe plante sunt capabile să acumuleze cantități mari de nitrați, de exemplu: varză, dovlecel, pătrunjel, mărar, sfeclă de masă, dovleac etc.

Astfel de plante se numesc acumulatori de nitrați. 70% din nitrați intră în corpul uman cu legume, 20% cu apă, 6% cu carne și pește. Odată ajuns în corpul uman, o parte din nitrați este absorbită în tractul gastrointestinal neschimbată, cealaltă parte, în funcție de prezența microorganismelor, valoarea pH-ului și alți factori, se poate transforma în nitriți mai toxici, amoniac, hidroxilamină. NH20H ; nitrozaminele secundare se pot forma în intestine din nitrați R2N–N=O cu activitate mutagenă și carcinogenă ridicată. Semnele unei ușoare intoxicații sunt slăbiciune, amețeli, greață, indigestie etc. Capacitatea de lucru scade, este posibilă pierderea conștienței.

În corpul uman, nitrații interacționează cu hemoglobina din sânge, transformându-l în methemoglobină, în care fierul este oxidat la Fe 3+. și nu poate servi ca purtător de oxigen. De aceea, unul dintre semnele intoxicației acute cu nitrați este cianoza pielii. S-a relevat o relație directă între apariția tumorilor maligne și intensitatea aportului de nitrați în organism cu excesul acestora în sol.

O experienta. Studiul conținutului de nitrați din alimente
(reacție calitativă la ionul de azotat NO 3 -)

Pune 10 ml suc de legume de varză, dovlecei, dovleac (pe fond alb) în trei tuburi mari demonstrative. Se toarnă câteva picături dintr-o soluție de difenilamină în acid sulfuric concentrat în fiecare eprubetă.

Culoarea albastră a soluției va indica prezența ionilor de nitrat:

NO 3 - + substanță difenilamină de culoare albastru intens.

Culoarea albastră era prezentă doar în sucul de măduvă de legume, iar culoarea nu era albastru intens. În consecință, conținutul de nitrați din dovlecel este nesemnificativ și cu atât mai puțin în varza cu dovleac.

Primul ajutor pentru otrăvirea cu nitrați

al 2-lea elev.Primul ajutor pentru otrăvirea cu nitrați este o spălare gastrică copioasă, cărbune activat, laxative saline - sarea Glauber Na2S0410H20 și săruri Epsom (sare amară) MgS047H20 , aer proaspat.

Este posibil să se reducă efectele nocive ale nitraților asupra organismului uman cu ajutorul acidului ascorbic (vitamina C); dacă raportul său cu nitrații este de 2:1, atunci nu se formează nitrozamine. S-a dovedit că, în primul rând, vitamina C, precum și vitaminele E și A, sunt inhibitori - substanțe care previn și inhibă conversia nitraților și nitriților în organismul uman. Este necesar să se introducă mai multe coacăze negre și roșii, alte fructe de pădure și fructe în dietă (apropo, practic nu există nitrați în fructele suspendate). Și un alt neutralizator natural de nitrați în corpul uman este ceaiul verde..

Motive pentru acumularea de nitrați în legume
și metode de cultivare organică
producție vegetală

al 3-lea elev. Azotul este absorbit cel mai intens în timpul creșterii și dezvoltării tulpinilor și frunzelor. Când semințele se coc, consumul de azot din sol se oprește practic. Fructele care au atins maturitatea deplină nu mai conțin nitrați - are loc o conversie completă a compușilor de azot în proteine. Dar pentru multe legume, fructele imature (castraveți, dovlecei) sunt cele care sunt apreciate. Este recomandabil să fertilizați astfel de culturi cu îngrășăminte cu azot cel târziu cu 2-3 săptămâni înainte de recoltare. În plus, conversia completă a nitraților în proteine ​​este împiedicată de iluminarea slabă, umiditatea excesivă și dezechilibrul nutrienților (lipsa de fosfor și potasiu). Nu ar trebui să te lași dus de legume de seră în afara sezonului. De exemplu, 2 kg de castraveți de seră consumați odată pot provoca intoxicații cu nitrați care pun viața în pericol. De asemenea, trebuie să știți în ce părți ale plantei se acumulează nitrații: în varză - în tulpină, în morcovi - în miez, în dovlecei, castraveți, pepeni, pepeni, cartofi - în coajă. Pepenele galben și pepenele nu ar trebui să mănânce carnea imatură adiacentă coajei. Este mai bine să curățați castraveții și să tăiați locul în care sunt atașați de tulpină. În culturile verzi, nitrații se acumulează în tulpini (pătrunjel, salată verde, mărar, țelină). Conținutul de nitrați în diferite părți ale plantelor este neuniform: în pețiole, tulpini, rădăcini, conținutul lor este de 1,5-4,0 ori mai mare decât în ​​frunze. Organizația Mondială a Sănătății consideră continut acceptabil nitrați în produsele dietetice până la 300 mg NUMARUL 3 - la 1 kg de materie primă.(Elevii scriu în caiete: MPC (NO 3 - în produsele alimentare) - 300 mg / kg.)

Dacă cel mai mult continut ridicat nitrații sunt observați în sfeclă, varză, salată verde, ceapă verde, cel mai scăzut conținut de nitrați este în ceapă, roșii, usturoi, ardei și fasole.

Pentru a crește produse ecologice, în primul rând, este necesară aplicarea corectă a îngrășămintelor cu azot în sol: în doze strict calculate și la momente optime. Este necesar să se cultive legume, în special culturi verzi, în lumină bună, indicatori optimi ai umidității și temperaturii solului. Și totuși, pentru a reduce conținutul de nitrați, este mai bine să hrăniți culturile de legume cu îngrășăminte organice. Aplicarea intempestivă a îngrășămintelor, mai ales în doze în exces, inclusiv îngrășământ organic - gunoi de grajd, duce la faptul că compușii minerali de azot care au intrat în plantă nu au timp să se transforme complet în cei proteici.

al 4-lea elev.Primavara, pe rafturile magazinelor si pietelor apar culturi verzi: salata verde, spanac, ceapa verde, castraveti cultivati ​​in sera, in teren inchis. Cum să reduceți conținutul de nitrați din ele? Să enumerăm câteva dintre ele.

1. Astfel de culturi timpurii precum pătrunjelul, mărarul, țelina trebuie așezate sub formă de buchet în apă pe o linie dreaptă. lumina soarelui. În astfel de condiții, nitrații din frunze sunt procesați complet în 2-3 ore și apoi practic nu sunt detectați. După aceea, verdele pot fi folosite în siguranță în scris.

2. Înainte de gătit, sfecla, dovlecelul, dovleacul trebuie tăiate cubulețe mici și turnate de 2-3 ori cu apă caldă, păstrând 5-10 minute. Nitrații sunt foarte solubili în apă, în special în apă caldă, și sunt spălați cu apă (vezi tabelul de solubilitate a acizilor, bazelor, sărurilor). La spălare și curățare se pierd 10-15% din nitrați.

3. Fierberea legumelor reduce conținutul de nitrați cu 50-80%.

4. Reduce cantitatea de nitrați din fermentarea legumelor, sărare, decapare.

5. La depozitare îndelungată, conținutul de nitrați din legume scade.

Dar uscarea, stoarcerea și piureul, dimpotrivă, cresc cantitatea de nitrați.

1) gătit legume;

2) peeling;

3) îndepărtarea zonelor cu cea mai mare acumulare de nitrați;

4) înmuiere.

Pentru a evalua cât de real este pericolul intoxicației cu nitrați, elevilor li se oferă o sarcină de calcul.

O sarcină. Sfecla de masă conține în medie 1200 mg de ioni de azotat la 1 kg. La curățarea sfeclei se pierd 10% din nitrați, iar în timpul gătitului, încă 40%. Va fi depășit aportul zilnic de nitrați (325 mg) dacă se consumă zilnic 200 g de sfeclă fiartă?

Dat:

m(sfecla) = 1 kg,

Cu(NO 3 -) \u003d 1200 mg / kg,

m max (NO 3 - pe zi) = 325 mg,

m(sfeclă) \u003d 200 g (0,2 kg),

(pierdere în timpul curățării) = 10%,

(pierdere în timpul gătirii) = 40%.

__________________________________

Găsi: m(NO 3 - în 200 g sfeclă fiartă).

Soluţie

1 kg de sfeclă - 1200 mg NO 3 -,

0,2 kg sfeclă - X mg NO 3 -.

De aici X= 240 mg (N03-).

Pierderea totală de ioni de nitrat:

(PIERDERE NR 3 -) = 10% + 40% = 50%.

În consecință, jumătate din 240 mg sau 120 mg NO 3 - intră în organism.

Răspuns. După curățarea și fierberea sfeclei, nu se depășește doza zilnică de nitrați (325 mg) conținută în 200 g de produs finit (120 mg NO 3 -), acesta poate fi consumat.

Nitrații în producția de explozivi

Profesor. Multe amestecuri explozive conțin un agent oxidant (nitrați de metal sau de amoniu etc.) și combustibil (combustibil diesel, aluminiu, făină de lemn). Prin urmare, sărurile - azotat de potasiu, azotat de bariu, azotat de stronțiu și altele - sunt folosite în pirotehnică..

Ce îngrășământ cu azot, împreună cu aluminiu și cărbune, face parte din amestecul exploziv - amonial?

Student. Ammonal conține și nitrat de amoniu. Principala reacție care are loc în timpul exploziei:

3NH 4 NO 3 + 2Al 3N 2 + 6H 2 O + Al 2 O 3 + Q.

Căldura mare de ardere a aluminiului mărește energia exploziei. Utilizarea azotatului de amoniu în compoziția amonialului se bazează pe capacitatea sa de a se descompune la detonare cu formarea substante gazoase:

2NH 4 NO 3 (cr.) \u003d 2N 2 + 4H 2 O + O 2.

În mâinile teroriștilor, explozivii aduc doar suferință oamenilor pașnici.

Timp de șase secole, dominația pulberii negre în afacerile militare a continuat. Acum este folosit ca exploziv în minerit, în pirotehnie (rachete, artificii), dar și ca praf de pușcă de vânătoare. Pulberea neagră sau neagră este un amestec de 75% azotat de potasiu, 15% cărbune și 10% sulf.

O experienta. Arde pulbere neagră sau neagră

Se prepară pulbere neagră amestecând 7,5 g de azotat de potasiu, 1 g de sulf și 1,5 g de cărbune. Înainte de amestecare, fiecare substanță este măcinată într-un mortar de porțelan. În timpul demonstrației experimentului, amestecul este pus într-o grămadă pe o foaie de fier și se dă foc cu o torță aprinsă. Amestecul arde, formând un nor de fum (împingere).

Profesor. Ce rol are salitrul?

Student. Salpetrul acționează ca un agent oxidant atunci când este încălzit:

Utilizarea nitraților și nitriților în medicină

al 5-lea elev. Nitrat de argint AgNO3, care înnegrește țesăturile, hârtia, birourile și mâinile (lapis), este folosit ca agent antimicrobian pentru tratamentul ulcerelor cutanate, pentru cauterizarea verucilor(profesorul demonstrează tehnica de cauterizare a negilor pe mână) și ca agent antiinflamator pentru gastrită cronică și ulcer gastric: pacienților li se prescrie o soluție de 0,05% AgN03. Metale pulbere Zn, Mg, Al, amestecat cu nitrat de argint, folosit la petarde.

Nitrat de bismut de bază Bi (OH) 2 NO 3 este prescris pe cale orală pentru ulcerul peptic al stomacului și duodenului ca agent astringent și antiseptic. În exterior - în unguente, pulberi pentru boli inflamatorii ale pielii.

Sare nitrit de sodiu NaNO2 utilizat în medicină ca antispastic.

Utilizarea nitriților în industria alimentară

al 6-lea elev. În producția de cârnați se folosesc nitriți: 7 g la 100 kg de carne tocată. Nitriții conferă cârnatului o culoare roz, fără ei este gri, ca și carnea fiartă și nu are un aspect comercializabil. În plus, prezența nitriților în cârnați este necesară din alt motiv: aceștia împiedică dezvoltarea microorganismelor care produc otrăvuri toxice..

Controlul cunoștințelor folosind testul „Azot și compușii săi”

Opțiunea I

1. Cea mai puternică moleculă

a) H2; b) F2; c) O2; d) N2.

2. Colorarea fenolftaleinei în soluție de amoniac:

a) zmeura; b) verde;

c) galben; d) albastru.

3. Starea de oxidare este +3 la atomul de azot din compus:

a) NH4N03; b) NaN03; c) NR 2; d) KNO 2.

4. În timpul descompunerii termice a nitratului de cupru (II), se formează următoarele:

a) nitrit de cupru (II) și O 2;

b) oxid nitric (IV) şi O2;

c) oxid de cupru (II), gaz brun NO2 şi O2;

d) hidroxid de cupru (II), N2 și O2.

5. Ce ion este format prin mecanismul donor-acceptor?

A) ; b) NO 3 -; c) CI -; d) SO 4 2–.

6. Specificați electroliți puternici:

a) acid azotic;

b) acid azotat;

c) o soluţie apoasă de amoniac;

d) azotat de amoniu.

7. Hidrogenul este eliberat în timpul interacțiunii:

a) Zn + HNO3 (razb.);

b) Cu + HCI (soluție);

c) Al + NaOH + H20;

d) Zn + H2S04 (razb.);

e) Fe + HNO3 (conc.).

8. Scrieți o ecuație pentru reacția zincului cu acidul azotic foarte diluat dacă unul dintre produșii de reacție este azotat de amoniu. Specificați coeficientul în fața agentului de oxidare.

9.

Numiți substanțele A, B, C.

Opțiunea II

1. Metoda de deplasare a apei nu poate fi colectată:

a) azot; b) hidrogen;

c) oxigen; d) amoniac.

2. Reactivul pentru ionul de amoniu este o soluție:

a) sulfat de potasiu; b) azotat de argint;

c) hidroxid de sodiu; d) clorura de bariu.

3. Când HNO 3 (conc.) interacționează cu așchii de cupru, se formează un gaz:

a) N20; b) NH3; c) NR2; d) H2.

4. Descompunerea termică a nitratului de sodiu produce:

a) oxid de sodiu, gaz brun NO 2, O 2;

b) nitrit de sodiu şi O 2;

c) sodiu, gaz brun NO2, O2;

d) hidroxid de sodiu, N2, O2.

5. Gradul de oxidare a azotului în sulfat de amoniu:

a) -3; b) -1; c) +1; d) +3.

6. Cu care dintre următoarele substanțe reacționează HNO 3 concentrat în condiții normale?

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

7. Specificați numărul de ioni din ecuația ionică prescurtată pentru interacțiunea sulfatului de sodiu și azotatului de argint:

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

8. Scrieți o ecuație pentru interacțiunea magneziului cu acidul azotic diluat dacă unul dintre produșii de reacție este o substanță simplă. Precizați coeficientul din ecuație în fața agentului oxidant.

9. Scrieți ecuații de reacție pentru următoarele transformări:

Numiți substanțele A, B, C, D.

Răspunsuri la întrebările testului

Opțiunea I

1 - G; 2 - A; 3 - G; 4 - în; 5 - A; 6 - anunț; 7 - c, d; 8 – 10,

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

Opțiunea II

1 - G; 2 - în; 3 - în; 4 – b; 5 - A; 6 - a, e; 7 - în,

2Ag + + SO 4 2– = Ag 2 SO 4;

8 – 12,

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

La sfârșitul lecției, profesorul își exprimă atitudinea față de munca depusă de elevi, evaluează performanțele acestora și răspunde.

LITERATURĂ

Gabrielyan O.S.. Chimie-9. M.: Butarda, 2001; Gabrielyan O.S., Ostroumov I.G.. Manualul profesorului. Chimie. Clasa a 9-a Moscova: Dropia, 2002; Pichugina G.V.. Generalizarea cunoștințelor despre transformarea compușilor de azot în sol și în plante. Chimie la școală, 1997, Nr. 7; Harkivskaya N.L.,
Lyashenko L.F., Baranova N.V.. Atenție la nitrați! Chimie la școală, 1999, Nr. 1; Zheleznyakova Yu.V., Nazarenko V.M.. Educațional și de cercetare proiecte de mediu. Chimie la școală, 2000, nr. 3.

* „Precipitatul roșu” este una dintre modificările oxidului de mercur (II) HgO. ( Notă. ed.)

Acidul azot este un acid slab monobazic care poate exista doar în soluții apoase albastre diluate și sub formă gazoasă. Sărurile acestui acid se numesc nitriți sau nitriți. Sunt toxice și mai stabile decât acidul în sine. Formula chimică a acestei substanțe arată astfel: HNO2.

Proprietăți fizice:
1. Masă molară egal cu 47 g/mol.
2. este egal cu 27 a.m.u.
3. Densitatea este 1,6.
4. Punctul de topire este de 42 de grade.
5. Punctul de fierbere este de 158 de grade.

Proprietățile chimice ale acidului azot

1. Dacă o soluție cu acid azot este încălzită, va avea loc următoarea reacție chimică:
3HNO2 (acid azot) \u003d HNO3 (acid azotic) + 2NO este eliberat sub formă de gaz) + H2O (apă)

2. Se disociază în soluții apoase și este ușor deplasat din săruri de acizi mai puternici:
H2SO4 ( acid sulfuric) + 2NaNO2 (nitrit de sodiu) = Na2SO4 (sulfat de sodiu) + 2HNO2 (acid azot)

3. Substanța pe care o luăm în considerare poate prezenta atât proprietăți oxidante, cât și reducătoare. Când este expus la agenți oxidanți mai puternici (de exemplu: clor, peroxid de hidrogen H2O2, se oxidează la acid azotic (în unele cazuri, se formează o sare de acid azotic):

Proprietăți de restaurare:

HNO2 (acid azot) + H2O2 (peroxid de hidrogen) = HNO3 (acid azot) + H2O (apă)
HNO2 + Cl2 (clor) + H2O (apă) = HNO3 (acid azotic) + 2HCl (acid clorhidric)
5HNO2 (acid azot) + 2HMnO4 \u003d 2Mn (NO3) 2 (nitrat de mangan, sare de acid azotic) + HNO3 (acid azotic) + 3H2O (apă)

Proprietăți oxidante:

2HNO2 (acid azot) + 2HI = 2NO (oxid de oxigen, sub formă de gaz) + I2 (iod) + 2H2O (apă)

Obținerea acidului azot

Această substanță poate fi obținută în mai multe moduri:

1. La dizolvarea oxidului de azot (III) în apă:

N2O3 (oxid nitric) + H2O (apă) = 2HNO3 (acid azot)

2. La dizolvarea oxidului de azot (IV) în apă:
2NO3 (oxid azotic) + H2O (apă) = HNO3 (acid azotic) + HNO2 (acid azot)

Aplicarea acidului azot:
- diazotarea aminelor primare aromatice;
- producerea de săruri de diazoniu;
- în sinteza substanțelor organice (de exemplu, pentru producerea coloranților organici).

Efectul acidului azot asupra organismului

Această substanță este toxică, are un efect mutagen strălucitor, deoarece în esență este un agent dezaminant.

Ce sunt nitriții

Nitriții sunt diferite săruri ale acidului azotat. Sunt mai puțin rezistenți la temperatură decât nitrații. Necesar în producerea unor coloranți. Folosit în medicină.

Nitritul de sodiu a câștigat o importanță deosebită pentru oameni. Această substanță are formula NaNO2. Folosit ca conservant în Industria alimentarăîn producţia de peşte şi produse din carne. Este o pulbere de culoare alb pur sau ușor gălbui. Nitritul de sodiu este higroscopic (cu excepția nitritului de sodiu purificat) și foarte solubil în H2O (apă). În aer, este capabil să se oxideze treptat pentru a avea proprietăți reducătoare puternice.

Nitritul de sodiu este utilizat în:
- sinteza chimica: pentru a obtine compusi diazo-amine, pentru a dezactiva excesul de azida de sodiu, pentru a obtine oxigen, oxid de sodiu si azot de sodiu, pentru a absorbi dioxid de carbon;
- in productie Produse alimentare(aditiv alimentar E250): ca agent antioxidant și antibacterian;
- în construcții: ca aditiv antigel pentru beton la fabricarea structurilor și a produselor de construcție, în sinteza substanțelor organice, ca inhibitor de coroziune atmosferică, în producția de cauciucuri, poppers, soluție de aditivi pentru explozivi; la prelucrarea metalului pentru a îndepărta stratul de staniu și în timpul fosfatării;
- în fotografie: ca antioxidant și reactiv;
- în biologie și medicină: vasodilatator, antispastic, laxativ, bronhodilatator; ca antidot pentru otrăvirea animalelor sau umane cu cianuri.

În prezent sunt utilizate și alte săruri ale acidului azot (de exemplu, nitritul de potasiu).

Acid azot

HNO 2 este un acid monobazic slab care există numai în soluții apoase diluate.

Sărurile acidului azot se numesc nitriți. Nitriții sunt mult mai stabili decât HNO 2 și sunt toți toxici.

Chitanță:

1. N 2 O 3 + H 2 O \u003d 2HNO 2

Cum altfel poți obține acid azot? ()

Care este starea de oxidare în acidul azot?

Aceasta înseamnă că acidul prezintă atât proprietăți oxidante, cât și reducătoare.

Sub acțiunea agenților oxidanți mai puternici, se oxidează la HNO3:

5HNO2 + 2HMn04 → 2Mn(N03)2 + HNO3 + 3H20;

HNO2 + Cl2 + H2O → HNO3 + 2HCI.

2HNO 2 + 2HI → 2NO + I 2 ↓ + 2H 2 O - proprietăți reducătoare

Reacția calitativă la ionul nitrit NU 2 – – interacțiunea nitriților cu o soluție de iodură de potasiu KI acidulat cu acid sulfuric diluat.

Cum ar trebui să schimbe culoarea hârtiei cu iod amidon sub acțiunea I 2 liber?

Obținerea de săruri (nitrați și nitriți)

Care sunt metodele de obținere a sărurilor pe care le cunoașteți? Cum poți obține nitrați și nitriți?

1) Metal + nemetal = sare;

2) metal + acid = sare + hidrogen;

3) oxid de metal + acid = sare + apă;

4) hidroxid de metal + acid = sare + apă;

5) hidroxid de metal + oxid de acid = sare + apă;

6) oxid metalic + oxid nemetal = sare;

7) sare 1 + hidroxid metalic (alcalin) = sare 2 + hidroxid metalic (bază insolubilă);

8) sare 1 + acid (puternic) = sare 2 + acid (slab);

9) sare 1 + sare 2 = sare 3 + sare 4

10) sare 1 + metal (activ) = sare 2 + metal (mai puțin activ).

O modalitate specifică de a obține nitrați și nitriți:

disproporționare.

În prezența excesului de oxigen

Săruri ale acidului azotic - nitrați

nitrați de metale alcaline, calciu, amoniu - salpetru

KNO 3 - azotat de potasiu,

NH 4 NO 3 - azotat de amoniu.

Proprietăți fizice:

Toți nitrații sunt substanțe cristaline solide, de culoare albă, foarte solubile în apă. Otrăvitoare!

Proprietățile chimice ale nitraților

Interacțiunea nitraților cu metale, acizi, alcalii, săruri

Exercițiu. Marcați semnele fiecărei reacții, notați ecuațiile moleculare și ionice corespunzătoare schemelor:

Cu(NO 3) 2 + Zn…,

AgNO3 + HCI...,

Cu(NO 3) 2 + NaOH…,

AgNO 3 + BaCl 2 ....

Descompunerea nitraților

Când nitrații solizi sunt încălziți, toți se descompun cu eliberarea de oxigen (excepția este azotatul de amoniu), în timp ce pot fi împărțiți în trei grupuri.

Primul grup este format din nitrați de metale alcaline

2KNO 3 \u003d 2KNO 2 + O 2.

Al doilea grup din metale alcalino-pământoase până la cupru inclusiv

2Cu (NO 3) 2 \u003d 2CuO + 4NO 2 + O 2,

Al treilea grup Me după Cu

Hg (NO 3) 2 \u003d Hg + 2NO 2 + O 2,

De ce există mult azot în natură (face parte din atmosferă), iar plantele dau adesea o recoltă slabă din cauza lipsei de azot? (Plantele nu pot absorbi azotul molecular din aer. Cu o lipsă de azot, formarea clorofilei este întârziată, creșterea și dezvoltarea plantei este întârziată.)

Numiți modalitățile de asimilare a azotului atmosferic.

(O parte din azotul legat intră în sol în timpul furtunilor. Leguminoase, pe ale căror rădăcini se dezvoltă bacterii nodulare care pot lega azotul atmosferic, transformându-l în compuși disponibili pentru plante.)

La recoltare, o persoană duce anual cu ea cantități uriașe de azot legat. El acoperă această pierdere introducând nu numai îngrășăminte organice, ci și minerale (nitrat, amoniac, amoniu). Îngrășămintele cu azot se aplică tuturor culturilor. Azotul este absorbit de plante sub formă de cation de amoniu și anion nitrat NO 3 - .

Rapoartele elevilor

Efectul nitraților asupra mediu inconjuratorși corpul uman

Primul ajutor pentru otrăvirea cu nitrați

Motive pentru acumularea de nitrați în legume și metode de cultivare a produselor agricole ecologice

HNO3, un acid puternic monobazic care conține oxigen. Acidul azotic solid formează două modificări cristaline cu rețele monoclinice și rombice.

Acidul azotic este miscibil cu apa în orice raport. În soluții apoase, se disociază aproape complet în ioni.

Obținut prin oxidarea catalitică a amoniacului sintetic pe catalizatori de platină-rodiu (metoda Haber) la un amestec de oxizi de azot (gaze azotate), cu absorbția ulterioară a acestora de către apă

4NH3 + 5O2 (Pt) > 4NO + 6H2O

2NO + O2 > 2NO2 4NO2 + O2 + 2H2O > 4HNO3 Concentrația acidului azotic obținut prin această metodă variază, în funcție de proiectarea tehnologică a procesului, de la 45 la 58%. Pentru prima dată, acidul azotic a fost obținut de alchimiști prin încălzirea unui amestec de salpetru și sulfat de fier:

4KNO3 + 2(FeSO4 7H2O) (t°) > Fe2O3 + 2K2SO4 + 2HNO3^ + NO2^ + 13H2O

Acidul azotic pur a fost obținut pentru prima dată de Johann Rudolf Glauber, acționând pe salpetru cu acid sulfuric concentrat:

KNO3 + H2SO4(conc.) (t°) > KHSO4 + HNO3^

Distilarea ulterioară poate fi obținută așa-numita. „acid azotic fumos”, care practic nu conține apă.

Aplicație:

în producția de îngrășăminte minerale;

în industria militară;

în fotografie - acidificarea unor soluții de colorare;

în grafică de șevalet - pentru gravarea formelor de imprimare (plăci de gravare, forme de imprimare zincografice și clișee de magneziu).

1. Acidul azotic diluat prezintă toate proprietățile acizilor tari; în soluții apoase, se disociază conform următoarei scheme:

HNO3 H+ + NO3–,

acid anhidru:

2HNO3® NO2+ + NO3–+ H2O.

Treptat, mai ales la lumină sau la încălzire, acidul azotic se descompune; în timpul depozitării, soluția devine maronie din cauza dioxidului de azot:

4HNO3 4NO2 + 2H2O + O2.

2. Acidul azotic interacționează cu aproape toate metalele. Acidul azotic diluat cu metale alcaline și alcalino-pământoase, precum și cu fier și zinc, formează nitrații corespunzători, nitrat de amoniu sau hemioxid de azot, în funcție de activitatea metalului și apă:

4Mg + 10HNO3® 4Mg(NO3)2 + N2O + 5H2O,

Cu metalele grele, acidul diluat formează nitrații corespunzători, se eliberează apă și oxid nitric, iar în cazul unei diluții mai puternice, azotul:

5Fe + 12HNO3(foarte diluat)®5Fe(NO3)3 + N2+ 6H2O,

3Cu + 8HNO3® 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O.

Acidul azotic concentrat, atunci când interacționează cu metale alcaline și alcaline, formează nitrații corespunzători, se eliberează apă și hemioxid de azot:

8Na + 10HNO3® 8NaNO3 + N2O + 5H2O.

Acidul concentrat pasivează metale precum fier, crom, aluminiu, aur, platină, iridiu, tantal, i.e. pe suprafața metalului se formează o peliculă de oxid impermeabilă la acid. Alte metale grele atunci când interacționează cu acidul azotic concentrat, formează nitrații corespunzători, apă și se eliberează oxid sau dioxid de azot:

3Hg + 8HNO3(rece)®3Hg(NO3)2 + 2NO + 4H2O,

Hg + 4HNO3(gor.)®Hg(NO3)2 + 2NO2+ 2H2O,

Ag + 2HNO3® AgNO3 + NO2+ 2H2O.

3. Acidul azotic este capabil să dizolve aurul, platina și alte metale prețioase, dar amestecat cu acid clorhidric. Amestecul lor în raport cu trei volume de acid clorhidric concentrat și un volum de acid azotic concentrat se numește „aqua regia”. Acțiunea acva regiei este aceea că acidul azotic oxidează acidul clorhidric la clorul liber, care se combină cu metalele:

HNO3 + HCl® Cl2 + 2H2O + NOCl,

2NOCl® 2NO + CI2.

Vodca regală este capabilă să dizolve aurul, platina, rodiul, iridiul și tantalul, care nu se dizolvă în azot și chiar mai mult. acid clorhidric:

Au + HNO3 + 3HCl® AuCl3 + NO + 2H2O,

HCI + AuCI3® H;

3Pt + 4HNO3 + 12HCl® 3PtCl4 + 4NO + 8H2O,

2HCI + PtCI4® H2.

4. Nemetalele sunt, de asemenea, oxidate de acidul azotic la acizii corespunzători, acidul diluat eliberează oxid azotic:

3P + 5HNO3 + 2H2O® 3H3PO4 + 5NO,

acidul concentrat eliberează dioxid de azot:

S + 6HNO3® H2SO4 + 6NO2+ 2H2O,

acidul azotic poate oxida și unii compuși anorganici:

3H2S + 8HNO3® 3H2SO4 + 8NO + 4H2O.

HNO2 este un acid monobazic slab care există numai în soluții apoase diluate, colorate într-o culoare albastră slabă și în fază gazoasă. Sărurile acidului azot se numesc nitriți sau nitriți. Nitrații sunt mult mai stabili decât HNO2, toți sunt toxici.

În faza gazoasă, molecula plană de acid azotat există în două configurații, cis- și trans-. La temperatura camerei, predomină izomerul trans.

Chim. sfinti

În soluțiile apoase, există un echilibru:

2HNO2 - N2O3 + H2O - NO^ + NO2^ + H2O

Când soluția este încălzită, acidul azot se descompune cu eliberarea de NO și NO2:

3HNO2 - HNO3 + 2NO^ + H2O.

HNO2 este puțin mai puternic acid acetic. Înlocuit cu ușurință de acizii mai puternici din săruri:

H2SO4 + Ba(NO2)2 > BaSO4v + HNO2.

Acidul azot prezintă atât proprietăți oxidante, cât și reducătoare. Sub acțiunea agenților oxidanți mai puternici (H2O2, KMnO4) se oxidează la HNO3:

2HNO2 + 2HI > 2NO^ + I2v + 2H2O;

5HNO2 + 2HMn04 >2Mn(NO3)2 + HNO3 + 3H2O;

HNO2 + Cl2 + H2O > HNO3 + 2HCl.

Acidul azot este folosit pentru a diazotiza aminele aromatice primare și pentru a forma săruri de diazoniu. Nitriții sunt utilizați în sinteza organică în producerea coloranților organici.

Chitanță:

N2O3 + H2O 2HNO2,

NaN02 + H2S04 (0°C)® NaHS04 + HNO2

AgNO2 + HCl® AgCl + HNO2

Proprietățile sării

Toți nitrații sunt foarte solubili în apă. Odată cu creșterea temperaturii, solubilitatea lor crește foarte mult. Când sunt încălziți, nitrații se descompun odată cu eliberarea de oxigen. Nitrații de amoniu, metale alcaline și alcalino-pământoase sunt numiți salpetri, de exemplu NaNO3 - azotat de sodiu (nitrat chilian), KNO3 - azotat de potasiu, NH4NO3 - azotat de amoniu. Nitrații se obțin prin acțiunea acidului azotic HNO3 asupra metalelor, oxizilor, hidroxizilor, sărurilor. Aproape toți nitrații sunt foarte solubili în apă.

Nitrații sunt stabili la temperaturi obișnuite. De obicei, se topesc la temperaturi relativ scăzute (200-600°C), adesea cu descompunere.

Nitrații de metale alcaline se descompun în nitriți cu eliberarea de oxigen (și la încălzire prelungită, se descompun treptat în oxid metalic, azot molecular și oxigen, motiv pentru care sunt buni agenți oxidanți).

Nitrații metalici cu activitate medie se descompun atunci când sunt încălziți la oxizi metalici cu eliberarea de dioxid de azot și oxigen.

Nitrații celor mai inactive metale (metale nobile) se descompun în principal în metale libere cu eliberarea de dioxid de azot și oxigen.

Nitrații sunt agenți oxidanți destul de puternici în stare solidă(de obicei sub formă de topitură), dar practic nu au proprietăți oxidanteîn soluție, spre deosebire de acidul azotic.

Nitritul este o sare a acidului azot HNO2. Nitriții sunt mai puțin stabili din punct de vedere termic decât nitrații. Sunt folosiți în producția de coloranți azoici și în medicină.

Acid azotic. Acidul azotic pur HNO 3 este un lichid incolor cu o densitate de 1,51 g / cm 3 la - 42 ° C, solidificându-se într-o masă cristalină transparentă. În aer, la fel ca acidul clorhidric concentrat, „fumă”, deoarece vaporii săi formează mici picături de ceață cu „umezeală în aer,

Acidul azotic nu diferă în putere, deja sub influența luminii, se descompune treptat:

Cu cât temperatura este mai mare și acid mai concentrat, cu cât descompunerea este mai rapidă. Dioxidul de azot eliberat se dizolvă în acid și îi conferă o culoare maronie.

Acidul azotic este unul dintre cei mai puternici acizi; în soluții diluate, se descompune complet în ioni H + și - NO 3.

Proprietățile oxidante ale acidului azotic. O proprietate caracteristică a acidului azotic este capacitatea sa de oxidare pronunțată. Acid azotic-un

dintre cei mai energici oxidanţi. Multe nemetale sunt ușor oxidate de acesta, transformându-se în acizii corespunzători. Deci, atunci când sulful este fiert cu acid azotic, se oxidează treptat în acid sulfuric, fosforul în acid fosforic. Un jar mocnit scufundat în HNO 3 concentrat se aprinde puternic.

Acidul azotic acționează asupra aproape tuturor metalelor (cu excepția aurului, platinei, tantalului, rodiului, iridiului), transformându-le în nitrați, iar unele metale în oxizi.

HNO 3 concentrat pasivează unele metale. Lomonosov a mai descoperit că fierul, care se dizolvă ușor în acid azotic diluat, nu se dizolvă.

în HNO3 concentrat la rece. Ulterior s-a constatat că acidul azotic are un efect similar asupra cromului și aluminiului. Aceste metale merg sub

acţiunea acidului azotic concentrat în stare pasivă.

Gradul de oxidare a azotului din acidul azotic este 4-5. Acționând ca un agent oxidant, HNO3 poate fi redus la diferite produse:

Chitanță.

1. În laborator, acidul azotic se obține prin reacția nitraților anhidri cu acid sulfuric concentrat:

Ba (NO 3 ) 2 + H 2 SO 4 → BaS0 4 ↓ + 2HNO 3.

2. În industrie, producția de acid azotic se desfășoară în trei etape:

1. Oxidarea amoniacului la oxid nitric (II):

4NH3 + 5O2 → 4NO + 6 H2O

2. Oxidarea oxidului de azot (II) în oxid de azot (IV):

2NO + O 2 → 2NO 2

3. Dizolvarea oxidului nitric (IV) în apă cu exces de oxigen:

4NO 2 + 2H 2 O + O 2 → 4HNO 3

Proprietăți chimice . Prezintă toate proprietățile acizilor. Acidul azotic este unul dintre cei mai puternici acizi minerali.

1. În soluții apoase, este complet disociat în ioni:

HNO3 → H + + NO - 3

2. Reacţionează cu oxizii metalici:

MgO + 2HNO3 → Mg (NO3)2 + H2O,

3. Reacţionează cu bazele:

Mg (OH) 2 + 2HNO 3 → Mg (NO 3) 2 + 2H 2 O,

4. HNO 3 concentrat, atunci când interacționează cu metalele cele mai active la Al, se reduce la N 2 O. De exemplu:

4Ca + 10HNO 3 → 4Ca(NO 3) 2 + N 2 O+ 5H 2 O

5. HNO 3 concentrat atunci când interacționează cu metale mai puțin active (Ni, Cu, Ag, Hg) este redus la NO 2. De exemplu:

4HNO3 + Ni → Ni(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O.

6. În mod similar, HNO 3 concentrat reacţionează cu nemetale. Nemetalul este oxidat. De exemplu:

5HNO 3 + Po → HP + 5O 3 + 5NO 2 + 2H 2 O.

C acid azotic olis - nitrați când sunt încălzite, se descompun conform schemei:

la stânga Mg: MeNO 3 → MeNO 2 + O 2

Mg - Cu: MeNO 3 → MeO + NO 2 + O 2

la dreapta Cu MeNO 3 → Me + NO 2 + O 2

Aplicație.

Acidul azotic este folosit pentru a produce îngrășăminte cu azot, medicamente și explozivi.

Hidrogen. Structura atomului, proprietățile fizice și chimice, producția și utilizarea hidrogenului.

HIDROGEN, H, element chimic cu număr atomic 1, masă atomică 1,00794.

Hidrogenul natural constă dintr-un amestec de doi nuclizi stabili cu numere de masă 1,007825 (99,985% în amestec) și 2,0140 (0,015%). În plus, în hidrogenul natural există întotdeauna cantități neglijabile de nuclid radioactiv - tritiu 3 H (timp de înjumătățire T1 / 2 = 12,43 ani). Deoarece nucleul unui atom de hidrogen conține doar 1 proton (nu pot fi mai puțini protoni în nucleul unui atom), uneori se spune că hidrogenul formează limita naturală inferioară a sistemului periodic de elemente al lui D. I. Mendeleev (deși elementul hidrogen însuși este situat în tabelele din partea superioară). Elementul hidrogen este situat în prima perioadă a tabelului periodic. Aparține atât grupei I (grupa IA a metalelor alcaline), cât și grupei a 7-a (grupa VIIA halogenilor).

Masele atomilor din izotopii de hidrogen diferă foarte mult (de câteva ori). Acest lucru duce la diferențe vizibile în comportamentul lor în procesele fizice (distilare, electroliză etc.) și la anumite diferențe chimice (diferențele de comportament ale izotopilor unui element se numesc efecte izotopice; pentru hidrogen, efectele izotopice sunt cele mai semnificative). Prin urmare, spre deosebire de izotopii tuturor celorlalte elemente, izotopii de hidrogen au simboluri și nume speciale. Hidrogenul cu un număr de masă de 1 se numește hidrogen ușor, sau protium (lat. Protium, din grecescul protos - primul), notat cu simbolul H, iar nucleul său se numește proton, simbol p. Hidrogenul cu un număr de masă de 2 se numește hidrogen greu, deuteriu (latina Deuterium, din grecescul deuteros - al doilea), simbolurile 2 H sau D (a se citi „de”) sunt folosite pentru a-l desemna, nucleul d este deuteron. Un izotop radioactiv cu un număr de masă de 3 se numește hidrogen supergreu, sau tritiu (lat. Tritum, din grecescul tritos - al treilea), simbolul 3 H sau T (a se citi „cele”), nucleul t este un triton.

Configurația singurului strat de electroni al atomului de hidrogen neutru neexcitat este 1s1. În compuși, prezintă stări de oxidare +1 și, mai rar, -1 (valență I). Raza atomului de hidrogen neutru este de 0,0529 nm. Energia de ionizare a atomului este de 13,595 eV, afinitatea electronilor este de 0,75 eV. Pe scara Pauling, electronegativitatea hidrogenului este 2,20. Hidrogenul este unul dintre nemetale.

În forma sa liberă, este un gaz ușor, inflamabil, fără culoare, miros sau gust.

Fizice și Proprietăți chimice: în condiții normale, hidrogenul este un gaz incolor ușor (densitate în condiții normale 0,0899 kg/m 3). Punct de topire -259,15°C, punctul de fierbere -252,7°C. Hidrogenul lichid (la punctul de fierbere) are o densitate de 70,8 kg/m 3 și este cel mai ușor lichid. Potențialul standard al electrodului H 2 / H– într-o soluție apoasă este luat egal cu 0. Hidrogenul este slab solubil în apă: la 0 ° C, solubilitatea este mai mică de 0,02 cm 3 / ml, dar este foarte solubil în unele metale (fier burete și altele), deosebit de bun - în paladiu metalic (aproximativ 850 volume de hidrogen într-un volum de metal). Căldura de ardere a hidrogenului este de 143,06 MJ/kg.

Există sub formă de molecule diatomice de H 2. Constanta de disociere a lui H2 în atomi la 300 K este 2,56 10–34. Energia de disociere a moleculei de H 2 în atomi este de 436 kJ/mol. Distanța internucleară în molecula de H2 este de 0,07414 nm.

Deoarece nucleul fiecărui atom de H care face parte din moleculă are propriul spin, hidrogenul molecular poate fi în două forme: sub formă de ortohidrogen (o-H 2) (ambele spini au aceeași orientare) și sub formă de parahidrogen ( p-H 2 ) (spatele au orientări diferite). În condiții normale, hidrogenul normal este un amestec de 75% o-H2 și 25% p-H2. Proprietățile fizice ale p- și o-H 2 diferă ușor unele de altele. Astfel, dacă punctul de fierbere pur o-n 2 20,45 K, atunci pur p-n 2 - 20,26 K. Pornirea-n 2 în p-H2 este însoțită de eliberarea a 1418 J/mol de căldură.

Rezistența ridicată a legăturii chimice dintre atomi din molecula H 2 (care, de exemplu, folosind metoda orbitalului molecular, poate fi explicată prin faptul că în această moleculă perechea de electroni se află în orbitalul de legătură, iar orbitalul de slăbire este nepopulat cu electroni) duce la faptul că la temperatura camerei hidrogenul gazos este inactiv din punct de vedere chimic. Deci, fără încălzire, prin amestecare simplă, hidrogenul reacţionează (cu explozie) numai cu fluorul gazos (F):

H 2 + F 2 \u003d 2HF + Q.

Dacă un amestec de hidrogen și clor (Cl) la temperatura camerei este iradiat cu lumină ultravioletă, atunci se observă o formare imediată de acid clorhidric HCl. Reacția hidrogenului cu oxigenul (O) are loc cu o explozie dacă la amestecul acestor gaze se adaugă un catalizator - paladiu metalic (Pd) (sau platină (Pt)). Când este aprins, un amestec de hidrogen și oxigen (O) (așa-numitul gaz exploziv) explodează și poate apărea o explozie în amestecuri în care conținutul de hidrogen este de la 5 la 95 procente în volum. Hidrogenul pur în aer sau în oxigen pur (O) arde în liniște cu degajarea unei cantități mari de căldură:

H 2 + 1 / 2O 2 \u003d H 2 O + 285,75 kJ / mol

Dacă hidrogenul interacționează cu alte nemetale și metale, atunci numai în anumite condiții (încălzire, presiune ridicată, prezența unui catalizator). Deci, hidrogenul reacționează reversibil cu azotul (N) la presiune ridicată (20-30 MPa și mai mult) și la o temperatură de 300-400 ° C în prezența unui catalizator - fier (Fe):

3H2 + N2 = 2NH3 + Q.

De asemenea, numai atunci când este încălzit, hidrogenul reacţionează cu sulful (S) pentru a forma hidrogen sulfurat H 2 S, cu brom (Br) - pentru a forma acid bromhidric HBr, cu iod (I) - pentru a forma hidrogen iodură HI. Hidrogenul reacţionează cu cărbunele (grafitul) formând un amestec de hidrocarburi de diferite compoziţii. Hidrogenul nu interacționează direct cu borul (B), siliciul (Si), fosforul (P), compușii acestor elemente cu hidrogenul se obțin indirect.

Când este încălzit, hidrogenul este capabil să reacționeze cu metalele alcaline, alcalino-pământoase și magneziul (Mg) pentru a forma compuși cu legături ionice, care conțin hidrogen în starea de oxidare –1. Deci, atunci când calciul este încălzit într-o atmosferă de hidrogen, se formează o hidrură asemănătoare sării cu compoziția CaH2. Hidrura polimerică de aluminiu (AlH 3) x - unul dintre cei mai puternici agenți reducători - este obținută indirect (de exemplu, folosind compuși de organoaluminiu). Cu multe metale de tranziție (de exemplu, zirconiu (Zr), hafniu (Hf) etc.), hidrogenul formează compuși cu compoziție variabilă (soluții solide).

Hidrogenul este capabil să reacționeze nu numai cu multe substanțe simple, ci și cu substanțe complexe. În primul rând, trebuie remarcată capacitatea hidrogenului de a reduce multe metale din oxizii lor (cum ar fi fier (Fe), nichel (Ni), plumb (Pb), wolfram (W), cupru (Cu) etc.) . Deci, atunci când este încălzit la o temperatură de 400-450 ° C și peste, fierul (Fe) este redus de hidrogen din oricare dintre oxizii săi, de exemplu:

Fe 2 O 3 + 3H 2 \u003d 2Fe + 3H 2 O.

Trebuie remarcat faptul că numai metalele aflate în serie pot fi reduse din oxizi prin hidrogen. potenţiale standardîn spatele manganului (Mn). Mai mult metale active(inclusiv mangan (Mn)) nu sunt reduse la metal din oxizi.

Hidrogenul este capabil să se adauge la o legătură dublă sau triplă la mulți compuși organici (acestea sunt așa-numitele reacții de hidrogenare). De exemplu, în prezența unui catalizator de nichel, poate fi efectuată hidrogenarea etilenei C2H4 și se formează etan C2H6:

C 2 H 4 + H 2 \u003d C 2 H 6.

Interacțiunea monoxidului de carbon (II) și a hidrogenului în industrie produce metanol:

2H 2 + CO \u003d CH 3 OH.

În compușii în care un atom de hidrogen este conectat la un atom al unui element mai electronegativ E (E \u003d F, Cl, O, N), între molecule se formează legături de hidrogen (doi atomi de E ai aceluiași sau a două elemente diferite sunt interconectați). prin atomul de H: E "... N ... E"", cu toți cei trei atomi situati pe aceeași linie dreaptă). Astfel de legături există între moleculele de apă, amoniac, metanol etc. și duc la o vizibilitate creșterea punctelor de fierbere ale acestor substanțe, creșterea căldurii de evaporare etc.

Chitanță: Hidrogenul poate fi obținut în mai multe moduri. În industrie, gazele naturale sunt folosite pentru aceasta, precum și gazele obținute din rafinarea petrolului, cocsificarea și gazeificarea cărbunelui și a altor combustibili. În producția de hidrogen din gaze naturale (componenta principală este metanul), se realizează interacțiunea catalitică a acestuia cu vaporii de apă și oxidarea incompletă cu oxigenul (O):

CH 4 + H 2 O \u003d CO + 3H 2 și CH 4 + 1/2 O 2 \u003d CO 2 + 2H 2

Separarea hidrogenului de gazul de cocs și gazele de rafinărie se bazează pe lichefierea lor în timpul răcirii profunde și îndepărtarea din amestecul de gaze care sunt mai ușor lichefiate decât hidrogenul. În prezența energiei electrice ieftine, hidrogenul este obținut prin electroliza apei, trecând curent prin soluții alcaline. În condiții de laborator, hidrogenul este ușor de obținut prin interacțiunea metalelor cu acizii, de exemplu, zincul (Zn) cu acidul clorhidric.

Aplicație: hidrogenul este utilizat în sinteza amoniacului NH3, acid clorhidric HCl, metanol CH 3 OH, în hidrocracarea (cracarea în atmosferă de hidrogen) a hidrocarburilor naturale, ca agent reducător în producerea anumitor metale. Prin hidrogenarea uleiurilor vegetale naturale se obtine grasime tare - margarina. Hidrogenul lichid este folosit ca combustibil pentru rachete și, de asemenea, ca lichid de răcire. La sudare se folosește un amestec de oxigen (O) și hidrogen.

La un moment dat, s-a sugerat că, în viitorul apropiat, reacția de ardere a hidrogenului va deveni principala sursă de producere a energiei, iar energia cu hidrogen va înlocui sursele tradiționale de producere a energiei (cărbune, petrol etc.). În același timp, s-a presupus că electroliza apei ar putea fi folosită pentru a produce hidrogen pe scară largă. Electroliza apei este un proces destul de consumator de energie și în prezent este neprofitabilă obținerea hidrogenului prin electroliză la scară industrială. Dar era de așteptat ca electroliza să se bazeze pe utilizarea căldurii la temperatură medie (500-600°C), care apare în cantități mari în timpul funcționării centralelor nucleare. Această căldură are o utilizare limitată, iar posibilitatea de a obține hidrogen cu ajutorul ei ar rezolva atât problema ecologiei (când hidrogenul este ars în aer, cantitatea de substanțe dăunătoare mediului formată este minimă), cât și problema utilizării temperaturii medii. căldură. Cu toate acestea, după catastrofa de la Cernobîl, dezvoltarea energiei nucleare este restrânsă peste tot, astfel încât sursa indicată de energie devine inaccesibilă. Prin urmare, perspectivele pentru utilizarea pe scară largă a hidrogenului ca sursă de energie sunt încă în schimbare, cel puțin până la mijlocul secolului al XXI-lea.

Caracteristicile circulației : hidrogenul nu este otrăvitor, dar atunci când îl manipulăm, trebuie să ținem cont constant de pericolul ridicat de incendiu și explozie, iar riscul de explozie al hidrogenului este crescut datorită capacității mari a gazului de a difuza chiar și prin unele materiale solide. Înainte de a începe orice operațiune de încălzire într-o atmosferă de hidrogen, trebuie să vă asigurați că aceasta este curată (la aprinderea hidrogenului într-o eprubetă întoarsă cu susul în jos, sunetul trebuie să fie plictisitor, nu lătrat).

27 Poziția microorganismelor în sistemul lumii vii. Diversitatea microorganismelor și comunitatea lor cu alte organisme. Caracteristicile esențiale ale microorganismelor sunt: ​​dimensiunea mică a celulei, activitatea metabolică ridicată, plasticitatea ridicată a metabolismului lor (adaptarea rapidă la condițiile de mediu în schimbare, „ubicuitatea”), capacitatea de a se reproduce rapid, diferențierea morfologică slabă și o varietate de procese metabolice.

Microorganisme, (microbi) - denumirea colectivă pentru un grup de organisme vii care sunt prea mici pentru a fi vizibile cu ochiul liber (dimensiunea lor caracteristică este mai mică de 0,1 mm). Microorganismele includ atât non-nucleare (procariote: bacterii, arhee) cât și eucariote: unele ciuperci, protisti, dar nu viruși, care sunt de obicei izolate într-un grup separat. Majoritatea microorganismelor constau dintr-o singură celulă, dar există și microorganisme pluricelulare, la fel cum sunt unele macroorganisme unicelulare vizibile cu ochiul liber, precum Thiomargarita namibiensis, reprezentanți ai genului Caulerpa (sunt policarioni giganți). Microbiologia este studiul acestor organisme.

Ubicuitatea și puterea totală a potențialului metabolic al microorganismelor determină rolul lor cel mai important în circulația substanțelor și menținerea echilibrului dinamic în biosfera Pământului.

O scurtă trecere în revistă a diferiților reprezentanți ai microcosmosului, care ocupă anumite „etaje” de dimensiune, arată că, de regulă, dimensiunea obiectelor este legată cu siguranță de complexitatea lor structurală. Limita inferioară de dimensiune pentru un organism unicelular cu viață liberă este determinată de spațiul necesar pentru a împacheta în interiorul celulei aparatul necesar existenței independente. Limitarea limitei superioare a dimensiunii microorganismelor este determinată, conform conceptelor moderne, de relația dintre suprafața celulei și volum. Odată cu creșterea dimensiunilor celulare, suprafața crește în pătrat, iar volumul în cub, astfel încât raportul dintre aceste valori se deplasează către acesta din urmă.

Microorganismele trăiesc aproape peste tot unde există apă, inclusiv izvoarele termale, fundul oceanelor lumii și, de asemenea, adânc în interiorul scoarței terestre. Ele reprezintă o verigă importantă în metabolismul în ecosisteme, acționând în principal ca descompunetori, dar în unele ecosisteme sunt singurii producători de biomasă.

Microorganismele care trăiesc în diverse medii, participă la ciclul sulfului, fierului, fosforului și a altor elemente, descompun substanțele organice de origine animală, vegetală, precum și de origine abiogenă (metan, parafine), asigură auto-purificarea apei în rezervoare.

Cu toate acestea, nu toate tipurile de microorganisme sunt benefice pentru oameni. Un număr foarte mare de specii de microorganisme este oportuniste sau patogene pentru oameni și animale. Unele microorganisme provoacă daune produselor agricole, epuizează solul cu azot, provoacă poluarea corpurilor de apă și acumularea de substanțe toxice (de exemplu, toxine microbiene) în produsele alimentare.

Microorganismele se caracterizează printr-o bună adaptabilitate la acțiunea factorilor de mediu. Diverse microorganisme pot crește la temperaturi de la -6° la +50-75°. Recordul de supraviețuire la temperatură ridicată a fost stabilit de arhee, unele dintre culturile studiate cresc pe medii nutritive peste 110 ° C, de exemplu, Methanopyrus kandleri (tulpina 116) crește la 122 ° C, o temperatură record pentru toate cunoscutele. organisme.

În natură, habitatele cu această temperatură există sub presiune în izvoare vulcanice fierbinți de pe fundul oceanelor (fumătorii negri).

Sunt cunoscute microorganisme care prosperă la niveluri de radiații ionizante care sunt fatale pentru creaturile pluricelulare, într-o gamă largă de valori ale pH-ului, la concentrație de clorură de sodiu de 25%, în condiții de conținuturi variate de oxigen până la absența completă a acestuia (microorganisme anaerobe).

În același timp, microorganismele patogene provoacă boli la oameni, animale și plante.

Cele mai larg acceptate teorii despre originea vieții pe Pământ sugerează că protomicroorganismele au fost primele organisme vii care au apărut prin evoluție.

În prezent, toate microorganismele sunt împărțite în 3 regnuri:

1. Procariota. Toate tipurile de bacterii, rickettsia, chlamydia, micoplasmele etc. pot fi atribuite acestui regat. Celulele au un nucleu cu un singur cromozom. Nucleul nu este separat de citoplasma celulei. Un simplu ciclu de împărțire prin constricție. Există o serie de organele unice, cum ar fi plasmidele, mezosomii. Nu există nicio capacitate de fotosinteză.

2. Eucariotae. Reprezentanții acestui regat sunt ciupercile și protozoarele. Celula conține un nucleu, delimitat de citoplasmă printr-o membrană, cu mai mulți cromozomi. Există o serie de organele caracteristice animalelor superioare: mitocondriile, reticulul endoplasmatic, aparatul Golgi. Unii reprezentanți ai acestui regat au cloroplaste și sunt capabili de fotosinteză. Au un ciclu de viață complex.

3. Vira. Virușii aparțin acestui regat. Semnul distinctiv al unui virion este prezența unui singur tip de acid nucleic: ARN sau ADN închis într-o capsidă. Este posibil ca un virus să nu aibă un înveliș exterior comun. Reproducerea virusului poate avea loc numai după încorporarea într-o altă celulă, unde are loc replicarea.