Нитрат натрия

Разложение гипохлорита натрия

Разложение гипохлорита натрия может происходить в различных условиях. Некоторые факторы, способствующие разложению, включают:

1. Повышение температуры: Разложение увеличивается при повышении температуры на каждые 5°C.
2. Воздействие света
3. Снижение рН до уровня ниже 11
4. Наличие тяжелых металлов: таких как железо, марганец, никель, кольбат

Условия складирования

При правильных условиях хранения (при +20°C) и без растворения гипохлорита натрия, концентрация активного хлора может снижаться:

• При +20°C примерно на 0,7% в неделю
• При температуре от +5°C до +10°C примерно на 0,3% в неделю

Разложение растворов

Разложение разбавленных растворов гипохлорита натрия может происходить медленнее, если присутствует гидроксид натрия в растворе с концентрацией не менее 5-10 г/л.

Реакции разложения

aClO –2NaCl + NaClO₃

Эта реакция приводит к превращению активного хлора в хлорат. Скорость реакции увеличивается при повышенной температуре и сниженном рН раствора.

aClO –2NaCl + O₂

Эта реакция разлагает гипохлорит натрия с выделением кислорода. Реакция ускоряется при действии тяжелых металлов, света и повышенной температуры.

Таблица

Оптимальные условия хранения гипохлорита натрия помогут предотвратить его быстрое разложение и сохранить его активность.

Нитрат натрия

Нитрат натрия, также известный как чилийская селитра, является натриевой солью азотной кислоты с формулой NaNO₃. Это прозрачные бесцветные кристаллы, используемые в различных отраслях промышленности.

Основные характеристики

• Молекулярная масса: 84,9938 г/моль
• Плотность: 2,257 г/см³
• Температура плавления: 308°C
• Поверхностное натяжение: 119 Н/м при 320°C

Свойства

• Динамическая вязкость: 2,86 мПа•с при 317°C
• ЛД50: 3500 мг/кг (мыши, перорально)

Нитрат натрия обладает высокой гигроскопичностью и хорошими растворительными свойствами. Он является сильным электролитом, диссоциирующимся на ионы натрия и нитрат ионы в воде.

Растворимость

Натриевая селитра обладает следующей растворимостью:

• В воде: 176 г на 100 г при 100°C
• В жидком аммиаке: 127 г на 100 мл
• В азотной кислоте: 1,5 при 20°C
• В гидразине: 100 при 20°C

При нагревании выше 380°C, нитрат натрия может разложиться с выделением кислорода и нитрита натрия. Он также может вступать в реакции обмена с солями щелочных металлов.

Заключение

Нитрат натрия является важным соединением в промышленности и обладает необходимыми свойствами для широкого применения. Его свойства и реакции делают его ценным компонентом различных процессов и продуктов.

Нитрат натрия: свойства и применение

Концентрированные сильные нелетучие кислоты могут вытеснить азотную из нитрата натрия (реакция идёт полностью при нагревании).

Окислительные свойства

Проявляет сильные окислительные свойства в твердом агрегатном состоянии и в расплавах. Например, его расплав крайне активно реагирует углеродом (в форме угля), серой.

Создание чёрного пороха

Исходя из этого взаимодействия, нитрат натрия может быть использован для создания чёрного пороха. Однако, из-за высокой гигроскопичности натрия, порошок будет иметь ограниченный срок годности. Окислительные свойства напоминают свойства нитрата калия, поэтому он может использоваться в пиротехнике.

Взаимодействие с сахарозой

Также активно реагирует со многими углеводами, окисляя их до углекислого газа и угарного газа. Молотая смесь нитрата натрия и сахарозы при поджигании горит самостоятельно.

Окисление диоксида марганца

Может окислять диоксид марганца до манганата(V) натрия в щелочной среде, а также многие металлы до высших степеней окисления.

Окислительные свойства в растворах

В водных растворах в кислой и щелочной средах проявляет окислительные свойства. Окисляет концентрированные HI, HBr и HCl до свободных галогенов.

Другие реакции

Реагирует с медью в разбавленной серной кислоте, растворяя её. Также растворяет золото, платину и другие металлы в присутствии хлорид ионов в сильнокислой среде.

Получение в лаборатории

Для получения нитрата натрия в лаборатории можно использовать различные способы.

Расчет количества молей

Для расчета количества молей кислорода, выделенного из раствора за определенное время, используется уравнение реакции.

Средняя скорость реакции

Рассчитывается средняя скорость реакции на основе полученных данных.

Информация о кислороде

Кислород (O) – химический элемент с атомным номером 8 в 16-й группе периодической системы элементов.

Внешний вид

Простое вещество кислорода имеет свой уникальный внешний вид.

Данные о кислороде представлены в таблице выше.

Научите как использовать нитрат натрия в различных сферах и экспериментах!

Химические свойства кислорода

Радиус атома: 60 (48) пм
Радиус иона: 132 (-2e) пм
Электроотрицательность: 3,44 (шкала Полинга)
Степени окисления: –2, −1, –½, –⅓, 0, +½, +1, +2
Энергия ионизации (первый электрон): 1313,1 (13,61) кДж/моль (эВ)

Термодинамические свойства простого вещества

Плотность (при н. у.): 0,00142897 г/см³
Температура плавления: 54,8 К (-218,35 °C)
Температура кипения: 90,19 К (-182,96 °C)
Мол. теплота плавления: 0,444 кДж/моль
Мол. теплота испарения: 3,4099 кДж/моль
Давление насыщенного пара (Па): 110/100/1000 при (К) 61/73/90

Кристаллическая решётка простого вещества

Параметры решётки: a=5,403 b=3,429 c=5,086 β=135,53 Å

Наиболее долгоживущие изотопы

Кислород — химически активный неметалл, является самым лёгким элементом из группы халькогенов. Он образует различные аллотропные формы, включая озон, который является газом голубого цвета со специфическим запахом.

Озон образует озоновый слой в стратосфере, защищая нас от ультрафиолетовых лучей. Первоначально кислород был открыт Джозефом Пристли, но его химическую природу исследовал Антуан Лавуазье. Важную роль в открытии сыграл также Карл Шееле и Пьер Байен, чьи научные работы способствовали пониманию природы кислорода и опровержению флогистонной теории.

Лавуазье провёл опыты по окислению различных элементов, что привело к опровержению теории флогистона и установлению правильной природы кислорода.

История открытия кислорода

Заслугу за открытие кислорода фактически делят между собой Шееле, Пристли и Лавуазье. Слово кислород в русском языке изначально именовалось как кислотвор, и ввести его в употребление помог М. В. Ломоносов.

Происхождение слова кислород

М. В. Ломоносов ввел в употребление слово кислота, а затем слово кислород, которое стало калькой к термину оксиген (фр.). Название оксиген предложил А. Лавуазье, и его переводится как порождающий кислоту, связанное с первоначальным значением – кислота.

Нахождение в природе

В природе кислород накапливается по следующим временным отрезкам:

1. 3,85—2,45 млрд лет назад: O2 не производился
2. 2,45—1,85 млрд лет назад: O2 произведен, но поглощен океаном и породами морского дна
3. 1,85—0,85 млрд лет назад: O2 начинает выходить из океана, но расходуется при окислении горных пород и образовании озонового слоя
4. 0,85—0,54 млрд лет назад: все горные породы на суше окислены, начинается накопление O2 в атмосфере
5. 0,54 млрд лет назад — по настоящее время: современный период, содержание O2 в атмосфере стабилизировано

Концентрация растворенного O2 в мировом океане выше в холодных водах и ниже в теплых.

Свойства

Под нормальными условиями кислород представляет собой безцветный, безвкусный и невонючий газ. Он слабо растворяется в воде и спирте, но хорошо растворяется в расплавленном серебре и перфторированных углеводородах. Межатомное расстояние кислорода среднее, и он является парамагнитным. Он притягивается к магниту в жидком виде. При нагревании газообразного кислорода происходит обратимая диссоциация на атомы.

Фазы кислорода

Твердый кислород имеет различные кристаллические фазы, включая шесть известных фаз. При нормальном давлении существуют три фазы, а при высоких давлениях добавляются еще три фазы.

Химические свойства

Кислород является сильным окислителем и образует бинарные соединения (оксиды) со всеми элементами, кроме гелия, неона, аргона и фтора. Он обычно имеет степень окисления -2 и обладает свойством окислять соединения с не максимальной степенью окисления, а также органические соединения в реакциях горения.

При определенных условиях можно провести мягкое окисление органических соединений. Кислород считается самым активным неметаллом после фтора.

Кислород реагирует непосредственно (при нормальных условиях, при нагревании и/или в присутствии катализаторов) со всеми простыми веществами, кроме Au и инертных газов (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn); реакции с галогенами происходят под воздействием электрического разряда или ультрафиолета. Косвенным путём получены оксиды золота и тяжёлых инертных газов (Xe, Rn). Во всех двухэлементных соединениях кислорода с другими элементами кислород играет роль окислителя, кроме соединений со фтором (см. ниже #Фториды кислорода).

Кислород образует пероксиды со степенью окисления атома кислорода, формально равной −1.

В этой реакции кислород проявляет восстановительные свойства.

Кислород поддерживает процессы дыхания, горения, гниения.

Перегонка жидкого воздуха

В настоящее время в промышленности кислород получают из воздуха. Основным промышленным способом получения кислорода является криогенная ректификация. Также хорошо известны и успешно применяются в промышленности кислородные установки, работающие на основе мембранной технологии, а также использующие принцип адсорбции.

В лабораториях пользуются кислородом промышленного производства, поставляемым в стальных баллонах под давлением около 15 МПа.

Разложение кислородсодержащих веществ

Небольшие количества кислорода можно получать нагреванием перманганата калия :

Используют также реакцию каталитического разложения пероксида водорода в присутствии оксида марганца(IV):

Кислород можно получить каталитическим разложением хлората калия (бертолетовой соли) :

Электролиз водных растворов

К лабораторным способам получения кислорода относится метод электролиза разбавленных водных растворов щелочей, кислот и некоторых солей (сульфатов, нитратов щелочных металлов):

Реакция перекисных соединений с углекислым газом

На подводных лодках и орбитальных станциях обычно получается реакцией пероксида натрия и углекислого газа, выдыхаемого человеком:

Для соблюдения баланса объёмов поглощённого углекислого газа и выделившегося кислорода, к нему добавляют надпероксид калия. В космических кораблях для уменьшения веса иногда используется пероксид лития.

Широкое промышленное применение кислорода началось в середине XX века, после изобретения турбодетандеров — устройств для сжижения и разделения жидкого воздуха.

Конвертерный способ производства стали или переработки штейнов связан с применением кислорода. Во многих металлургических агрегатах для более эффективного сжигания топлива вместо воздуха в горелках используют кислородно-воздушную смесь.

Сварка и резка металлов

Кислород в баллонах голубого цвета широко используется для газопламенной резки и сварки металлов.

Компонент ракетного топлива

В качестве окислителя для ракетного топлива применяется жидкий кислород, пероксид водорода, азотная кислота и другие богатые кислородом соединения. Смесь жидкого кислорода и жидкого озона — один из самых мощных окислителей ракетного топлива (удельный импульс смеси водород — озон превышает удельный импульс для пары водород-фтор и водород-фторид кислорода).

В пищевой промышленности

В химической промышленности кислород используют как реактив-окислитель в многочисленных синтезах, например, окисления углеводородов в кислородсодержащие соединения (спирты, альдегиды, кислоты), диоксид серы в триоксид серы, аммиака в оксиды азота в производстве азотной кислоты. Вследствие высоких температур, развивающихся при окислении, последние описанные реакции часто проводят в режиме горения.

В сельском хозяйстве

В тепличном хозяйстве для изготовления кислородных коктейлей, для прибавки в весе у животных, для обогащения кислородом водной среды в рыбоводстве.

Биологическая роль кислорода

Аварийный запас кислорода в бомбоубежище

Большинство живых существ (аэробы) дышат кислородом. Широко используется кислород в медицине. При сердечно-сосудистых заболеваниях для улучшения обменных процессов в желудок вводили кислородную пену («кислородный коктейль»). Подкожное введение кислорода используют при трофических язвах, слоновости, гангрене и других серьёзных заболеваниях. Для обеззараживания и дезодорации воздуха и очистки питьевой воды применяют искусственное обогащение озоном. Радиоактивный изотоп кислорода 15O применяется для исследований скорости кровотока, лёгочной вентиляции.

Токсичные производные кислорода

Некоторые производные кислорода (т. н. реактивные формы кислорода), такие, как синглетный кислород, пероксид водорода, супероксид, озон и гидроксильный радикал, являются токсичными и реакционноспособными продуктами. Они образуются в процессе активирования или частичного восстановления кислорода. Супероксид (супероксидный радикал), пероксид водорода и гидроксильный радикал могут образовываться в клетках и тканях организма человека и животных и вызывают оксидативный стресс.

Кислород имеет три устойчивых изотопа: 16O, 17O и 18O, среднее содержание которых составляет соответственно 99,759 %, 0,037 % и 0,204 % от общего числа атомов кислорода на Земле. Резкое преобладание в смеси изотопов наиболее лёгкого из них 16O связано с тем, что ядро атома 16O состоит из 8 протонов и 8 нейтронов (дважды магическое ядро с заполненными нейтронной и протонной оболочками). А такие ядра, как следует из теории строения атомного ядра, обладают особой устойчивостью.

Также известны радиоактивные изотопы кислорода с массовыми числами от 12O до 28O. Все радиоактивные изотопы кислорода имеют малый период полураспада, наиболее долгоживущий из них — 15O с периодом полураспада ~120 секунд. Наиболее краткоживущий изотоп 12O имеет период полураспада 5,8⋅10−22 секунд.

Слайд 2 Азот образует с водородом несколько прочных соединений, из

которых важнейшим является аммиак.

Электронная формула молекулы аммиака такова:Получение

2NH4Cl + Ca (OH)2 = CaCl2 + 2NH3 + 2H2O

N2 + 3H2 2NH3 + 92кДж

Слайд 3 Химические свойства1. Аммиак – сильный восстановитель.

U+2O + 2N—3H3 = 3Cu0 + N20 + 3H2O

2N-3 – 6e = N 2 Cu2+ + 2e = Cu 3

4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O

В присутствии катализатора, оксида хрома (III ), реакция протекает с образованием оксида азота (II) и воды:

Cr2O34NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O

Восстановление металлов из их оксидов:

Слайд 4 Аммиак взаимодействует с перманганатом калия

NH3 + KMnO4 = N2 +

H2O + MnO2 +KOH

Взаимодействие с галогенами:

2NH3 + 3Br2 = 6HBr + N22NH3 + 3Cl2 = 6HCl + N2

Добавление аммиака изменяет цвет раствора:

Слайд 5 2. образование солей аммония.

Реакции с образованием

Донорно – акцепторной связи.

NH3 + H2O NH3 . H2O NH4+ + OH-

NH4OH NH4+ + OH—

Слайд 6 соли аммония Соли аммония получаются при взаимодействии аммиака

Или его водных растворов с кислотами. NH3 + HNO3

NH3H2O + HNO3 = NH4NO3 + H2O

Соли аммония взаимодействуют с растворами щелочей, кислот и других солей:

(NH4)Cl + NaOH = NaCl + H2O + NH3

КОНЦ. 2NH4Cl + H2SO4 = (NH4)2SO4 + 2HCl

(NH4)2SO4 + BaCl2 = 2NH4Cl + BaSO4

Слайд 7 Все аммонийные соли при нагревании разлагаются. (NH4)2CO3 =

H3 + H2O CO2

NH4NO2 = 2H2O + N2

NH4Cl NH3 + HCl

(NH4)2Cr2O7 = Cr2O3 + 4H2O + N2

соли летучих кислот

Слайд 8 Качественная реакция на ион аммония.

NH4+ + OH-

Очень важным свойством солей аммония является их взаимодействие с растворами щелочей

Слайд 9 Оксиды

Азот образует шесть кислородных соединений.

степени окисления +1

+2 NO

+3 N2O3

+4 NO2, N2O4

+5 N2O5

Слайд 10 N2O Получение

NH4NO = N2O +2H2O

1. разложение при нагревании

2N2+1O = 2N20+O2

2. с водородом

N2+1O +H2 = N20 +H2O

Слайд 11 NO+2Получение

H3 + 5O2 = 4NO +6H2OХимические

1. легко окисляется:

2N+2O + O2 = 2N+4O2

2N+2O + 2SO2 = 2SO3 +N20

Слайд 12 N2O3+3Химические свойства

ВСЕ свойства кислотных оксидов.кислотный оксид

Cu + 4HNO3(к) = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2OХимические

1. с водой

2NO2 + H2O = HNO3 + HNO2

2. с щелочами

2NO2 + 2NaOH = NaNO3 + NaNO2 + H2O

2NO2 N2O4

Слайд 14 N2O5+5Получение

O22. 2HNO3 + P2O5 = 2HPO3 + N2O5Химические

1. легко разлагается

2N2O5 = 4NO2 + O2

2. сильный окислитель

Слайд 15 Азотная кислота.Получение азотной кислоты

+ H2SO4 = HNO3 + KHSO4В лаборатории,при слабом нагревании

В промышленностипроцесс получения азотной кислоты можно разбить на три этапа:

1.Окисление аммиака на платиновом катализаторе до NO:

4NH3 + 5O2 = 4NO +6H2O

2.Окисление кислородом воздуха NO до NO2:

2NO + O2 =2NO2­

3.Поглощение NO2 водой в присутствии избытка кислорода:

4NO2 + 2H2O + O2 = 4HNO3

Слайд 16 HNO3 разбавленная концентрированнаящелочные и щелочно-земельныеFe, Su тяжелые металлы

NH4NONH3NOщелочные и щелочно-земельныетяжелые металлы N2ONO2FeCrAu

AlPtпассивирует не взаимодей-ствует

Слайд 17 Разбавленная азотная кислота. Концентрированная азотная кислота.

Ag + 2HNO3 = AgNO3 + NO2 H2O

3Ag + 4HNO3 = 3AgNO3 + NO + 2H2O

4Zn + 10HNO3 (очень разб.) = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

Слайд 18 Азотная кислота взаимодействует со многими неметаллами, окисляя их

До соответствующих кислот

+ H2O = 3H3PO4 + 5NO

C + 4HNO3 = CO2 + H2O + 4NO2

Слайд 19 Нитраты – соли азотной кислоты, получают при действии

Кислоты на металлы, их оксиды и гидроксиды.Селитры – соли

азотной кислоты и щелочных металлов.

NaNO3 – натриевая селитра

KNO3 – калийная селитра

NH4NO3 – аммиачная селитра

Ca(NO3)2 – кальциевая селитра

Свойства: ВСЕ растворимы в воде.

Слайд 20 При нагревании нитраты разлагаются с выделением кислорода (O2)

TMeNO3

MeNO2 + O2

tMeNO3 MeO + NO2 + O2

tMeNO3 Me + NO2 + O2

от Mg до Pb

Слайд 21 Селитры используются как удобрения.

KNO3 применяется для

Приготовления черного пороха.

Газ без запаха2) бурый, остро пахнущий газ3) бесцветный, остро

пахнущий газ4) бесцветная жидкость

3 В промышленности азотную кислоту получают по реакции:1) NaNO3(K) + H2SO4(K) = NaHSO4 + HNO3

2. Ba(NO3)2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HNO3

3. 4NO2 + O2 + 2H2O = 4HNO3

4. N2O5 + H2O = 2HNO3

7 самая слабая из кислот, формула которыхHNO3 2) H2SiO3 3) H2SO3 4)H3PO4

9 из перечисленных химических элементов наибольшей электроотрицательностью в соединениях обладает:1) Be 2)B 3) S 4)N

Слайд 23 II вариант1 азотная кислота – это сильная кислота,

окилитель4)хорошо растворима в воде

1. N2 + 3H2 2NH3 2) 4NO2 + O2 + 2H2O = 4HNO33) N2O5 + H2O = 2HNO34) NaNO3(K) + H2SO4(K) = NaHSO4 + HNO3

7 самая слабая из кислот, формула которыхHNO3 2) H2SO4 3) H2CO3 4) H3SiO3

9 из перечисленных химических элементов наибольшей электроотрицательностью в соединениях обладает:1) B 2)P 3)N 4)F