Головна Свічки від геморою Солі азотної та азотистої кислот. Азотиста кислота Окисні властивості азотистої кислоти

Солі азотної та азотистої кислот. Азотиста кислота Окисні властивості азотистої кислоти

Якщо нагрівати калієву або натрієву селітру, вони втрачають частину свого кисню і переходять у солі азотистої кислоти HNO2. Розкладання йде легше в присутності свинцю, що зв'язує :

KNO 3 + Pb = KNO 2 + PbO

Солі азотистої кислоти – нітрити – кристалічні, добре розчинні у воді (за винятком срібної солі). NaNO 2 широко застосовується під час виробництва різних барвників.

При дії на розчин якогось нітриту розведеною сірчаною кислотою виходить вільна азотиста кислота:

2NaNO 2 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2HNO 2

Вона належить до слабких кислот (До= 5 10 -4) і відома тільки сильно розбавлених водних розчинах. При концентруванні розчину або при його нагріванні азотиста кислота розпадається з виділенням окису та двоокису азоту:

2HNO 2 = NO + NO 2 + H 2 O

Азотиста кислота- сильний, але водночас при дії інших, більш енергійних окислювачів сама може окислюватися в азотну кислоту.

Ви читаєте, стаття на тему HNO2

Азотиста кислота

HNO 2 - слабка одноосновна кислота, існує лише у розбавлених водних розчинах.

Солі азотистої кислоти називаються нітритами. Нітрити набагато більш стійкі, ніж HNO 2 всі вони токсичні.

Отримання:

1. N 2 O 3 + H 2 O = 2HNO 2

Як можна отримати азотисту кислоту? ()

Який ступінь окиснення в азотистій кислоті?

Отже, кислота виявляє як окисні, і відновлювальні властивості.

При дії сильніших окислювачів окислюється 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 – відновлювальні властивості

Якісна реакція на нітрит-іон NO 2 – – взаємодія нітритів із розчином йодиду калію КI , підкисленим розведеною сірчаною кислотою.

Як повинен змінити забарвлення йодкрохмальний папірець під дією вільного I 2 ?

Отримання солей (нітратів та нітритів)

Назвіть способи одержання солей, які вам відомі? Як можна отримати нітрати та нітрити?

1) Метал + неметал = сіль;

2) метал + кислота = сіль + водень;

3) оксид металу + кислота = сіль + вода;

4) гідроксид металу + кислота = сіль + вода;

5) гідроксид металу + кислотний оксид = сіль + вода;

6) оксид металу + оксид неметалу = сіль;

7) сіль 1 + гідроксид металу (луг) = сіль 2 + гідроксид металу (нерозчинна основа);

8) сіль 1 + кислота (сильна) = сіль 2 + кислота (слабка);

9) сіль 1 + сіль 2 = сіль 3 + сіль 4

10) сіль 1 + метал (активний) = сіль 2 + метал (менш активний).

Специфічний спосіб отримання нітратів та нітритів:

диспропорціонування.

У присутності надлишку кисню

Солі азотної кислоти – нітрати

нітрати лужних металів, кальцію, амонію – селітри

KNO 3 - калійна селітра,

NH 4 NO 3 – аміачна селітра.

Фізичні властивості:

Всі нітрати тверді кристалічні речовини білого кольору, добре розчинні у воді. Отруйні!

Хімічні властивості нітратів

Взаємодія нітратів з металами, кислотами, лугами, солями

Завдання. Відзначити ознаки кожної реакції, записати молекулярні та іонні рівняння, що відповідають схемам:

Cu(NO 3) 2 + Zn… ,

AgNO 3 + HCl… ,

Cu(NO 3) 2 + NaOH… ,

AgNO 3 + BaCl 2 … .

Розкладання нітратів

При нагріванні твердих нітратів вони розкладаються із кисню (виключенням є нітрат амонію), у своїй їх можна розділити втричі групи.

Першу групу становлять нітрати лужних металів.

2КNО 3 = 2КNО 2 + О 2 .

Другу групу від лужноземельних металів до міді включно

2Сu(NО 3) 2 = 2СuО + 4NО 2 + O 2 ,

Третю групу Ме після Сu

Hg(NО 3) 2 = Нg + 2NО 2 + О 2

Чому азоту у природі багато (він входить до складу атмосфери), а рослини часто дають поганий урожай через азотне голодування? (Рослини не можуть засвоювати молекулярний азот з повітря. При нестачі азоту затримується утворення хлорофілу, затримується ріст та розвиток рослини.)

Назвіть способи засвоєння атмосферного азоту.

(Частина зв'язаного азоту надходить у ґрунт під час гроз. Бобові, на коренях яких розвиваються бульбочкові бактерії, здатні пов'язувати атмосферний азот, переводячи його в сполуки, доступні для рослин.)

Знімаючи врожаї, людина щороку забирає разом з ними величезну кількість зв'язаного азоту. Цей спад він покриває внесенням не тільки органічних, а й мінеральних добрив(Нітратних, аміачних, амонійних). Азотні добрива вносять під усі культури. Азот засвоюється рослинами у вигляді катіону амонію та нітрат-аніону NO 3 – .

Доповіді учнів

Вплив нітратів на навколишнє середовищета організм людини

Перша допомога при отруєнні нітратами

Причини накопичення нітратів в овочах та способи вирощування екологічно чистої продукції рослинництва

Солі амонію – дуже своєрідні. Всі вони легко розкладаються, причому деякі спонтанно, наприклад карбонат амонію:
(NH4)2CO3 = 2NH3 + Н2О + СО2 (реакція прискорюється при нагріванні).
Інші солі, наприклад хлорид амонію (нашатир), виганяються при нагріванні, тобто спочатку розкладаються на аміак і хлористий під дією нагрівання, а при зниженні температури знову на холодних частинах судини утворюється хлорид амонію:
нагрівання
NH4Cl ⇄ NH3 + НСl
охолодження
Нітрат амонію при нагріванні розкладається на закис азоту та воду. Ця реакція може відбуватися із вибухом:
NH4NО3 = N2О + Н2О
Нітрит амонію NH4NО2 розкладається при нагріванні з утворенням азоту та води, тому ним користуються в лабораторії для одержання азоту.
При дії на солі амонію лугів виділяється аміак:
NH4Cl + NaOH = NaCl + NH3 + H2О
Виділення аміаку - характерна ознака розпізнавання солей амонію. Усі солі амонію є сполуками комплексного характеру.

Аміак та солі амонію знаходять широке застосування. Аміак використовується як сировина для отримання азотної кислоти та її солей, а також солей амонію, які є хорошими азотними добривами. Таким добривом є сульфат амонію (NH4)2SO4 і особливо нітрат амонію NH4NO3 або аміачна селітра, до складу молекули якої входять два атоми азоту: один аміачний, інший нітратний. Рослини спочатку засвоюють аміачний, а потім нітратний. Цей висновок належить основоположнику російської агрохімії акад. Д. Н. Прянішникову, який присвятив свої праці фізіології рослин і обгрунтував значення мінеральних добрив у сільському господарстві.
Аміак у вигляді нашатирного спирту застосовується у медицині. Рідкий аміак використовується у холодильних установках. Хлорид амонію застосовується виготовлення сухого гальванічного елемента Лекланше. Суміш нітрату амонію з алюмінієм та вугіллям, звана амоналом, є сильною вибуховою речовиною.
Карбонат амонію застосовується в кондитерській промисловості як розпушувач тіста.

■ 25. На якій властивості карбонату амонію ґрунтується його використання для розпушування тіста?
26. Як знайти у складі солі іон амонію?
27. Як здійснити низку перетворень:
N2 ⇄ NH3 → NO
↓
NH4N03

Кисневі сполуки азоту

Утворює з киснем кілька сполук, у яких виявляє різні ступені окислення.
Існує закис азоту N2О, або, як його називають, «звеселяючий газ». У ній виявляє ступінь окислення + 1. В окисі азоту NO азот виявляє ступінь окислення + 2, в азотистому ангідриді N2О3 - + 3, в двоокису азоту NО2 - +4, в п'ятиокисі азоту, або азотному
ангідриді, N2О5 - +5.
Закис азоту N2О - несолетворний оксид. Це газ, який досить добре розчинний у воді, але в реакцію з водою не вступає. Закис азоту в суміші з киснем (80% N2O та 20% О2) справляє наркотизуючу дію і застосовується для так званого газового наркозу, перевага якого в тому, що він не має тривалої післядії.
Інші азоту сильно отруйні. Отруйна дія їх позначається зазвичай за кілька годин після вдихання. Перша допомога полягає у прийомі внутрішньо великої кількості молока, вдиханні чистого кисню, потерпілому повинен бути забезпечений спокій.

■ 28. Перерахуйте можливі ступені окислення азоту та , що відповідають цим ступеням окислення.
29. Які заходи першої допомоги слід вживати при отруєннях оксидами азоту?

Найбільш цікавими та важливими оксидами азоту є окис та двоокис азоту, які ми й вивчатимемо.
Окис азоту NО утворюється з азоту та кисню при сильних електричних розрядах. У повітрі під час грози іноді спостерігається утворення окису азоту, але в дуже невеликих кількостях. Окис азоту безбарвний газне має запаху. У воді оксид азоту нерозчинний, тому його можна збирати над водою в тих випадках, коли отримання ведеться лабораторним способом. У лабораторії окис азоту отримують з помірно концентрованої азотної кислоти дією її на:
HNО3 + Сu → Cu(NO3)2 + NO + Н2О
У цьому рівнянні самостійно розставте коефіцієнти.
Окис азоту можна отримати й іншими способами, наприклад, в полум'ї електричної дуги:
N2 + O2 ⇄ 2NO.
У виробництві азотної кислоти окис азоту одержують каталітичним окисленням аміаку, про яке йшлося в § 68, стор 235.
Окис азоту є несолетворним оксидом. Вона легко окислюється киснем повітря і перетворюється при цьому на двоокис азоту NO2. Якщо окислення виробляти у скляній посудині, безбарвний окис азоту перетворюється на бурий газ - двоокис азоту.

■ 30. При взаємодії міді із азотною кислотою виділилося 5,6 л окису азоту. Розрахуйте, скільки прореагувало міді та скільки утворилося солі.

Двоокис азоту NO2 - бурий газ із характерним запахом. Добре розчиняється у воді, тому що реагує з водою за рівнянням:
3NO2 + Н2O = 2HNO3 + NO
У присутності кисню можна отримати лише азотну кислоту:
4NO2 + 2Н2О + O2 = 4HNO3
Молекули двоокису азоту NO2 досить легко з'єднуються попарно і утворюють чотирикис азоту N2O4 - безбарвну рідину, структурна формула якої

Цей процес відбувається на холоді. При нагріванні чотирикіс азоту знову переходить у двоокис.
Двоокис азоту - кислотний оксид, тому що може реагувати з лугами, утворюючи сіль та воду. Однак внаслідок того, що атоми азоту в модифікації N2O4 мають різну кількість валентних зв'язків, при взаємодії двоокису азоту з лугом утворюються дві солі - нітрат і нітрит:
2NO2 + 2NaOH = NaNO3 + NaNO2 + H2O
Отримують двоокис азоту, як говорилося вище, окисленням окису:
2NO + О2 = 2NO2
Крім того, двоокис азоту отримують дією концентрованої азотної кислоти на :
Сu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
(Конц.)
або краще прожарюванням нітрату свинцю:
2Pb(NO3)2 = 2РbO + 4NO2 + О2

■ 31. Перерахуйте способи одержання двоокису азоту, привівши рівняння відповідних реакцій.

32. Зобразіть схему будови атома азоту в ступені окислення +4 і поясніть, якою має бути його поведінка в окисно-відновних реакціях.
33. У концентровану азотну кислоту помістили 32 г суміші міді та окису міді. Вміст міді у суміші 20%. Який обсяг якогось газу при цьому виділиться. Скільки грам молекул солі при цьому виходить?

Азотиста кислота та нітрити

Азотиста кислота HNO2 – дуже слабка нестійка кислота. Вона існує лише в розведених розчинах (а = 6,3% 0,1 н. розчині). Азотиста кислота легко розкладається з утворенням окису та двоокису азоту
2HNO2 = NO + NO2 + Н2O.
Ступінь окиснення азоту в азотистій кислоті +3. При такому ступені окислення умовно вважатимуться, що з зовнішнього шару атома азоту віддано 3 електрона і ще залишилося 2 валентних електрона. У зв'язку з цим для N+3 в окислювально-відновних реакціях існують дві можливості: він може виявляти як окислювальні, так і відновлювальні властивості залежно від того, в яке середовище-окислювальне або відновне - потрапляє.
Солі азотистої кислоти називаються нітритами. Діючи на нітрити сірчаною кислотою, можна отримати азотисту кислоту:
2NaNO2 + H2SO4 = Na2SO4 + 2HNO2.
Нітрити є солі, досить добре розчинні у воді. Як і сама азотиста кислота, нітрити можуть виявляти окисні властивості при реакції з відновниками, наприклад:
NaNO2 + KI + H2SO4 → I2 + NO…

Знайти кінцеві продукти та розставити коефіцієнти на основі електронного балансу спробуйте самостійно.

Оскільки що виділяється легко виявити за допомогою крохмалю, дана реакція може бути способом виявлення навіть незначних кількостей нітритів у питній воді, присутність яких небажана через отруйність. З іншого боку, нітритний азот може окислюватися до N+5 під впливом сильного окислювача.
NaNO2 + K2Cr2O7 + H2SO4 → NaNO3 + Cr2(SO4)3 + …

Решту продуктів реакції знайдіть самостійно, складіть електронний баланс і розставте коефіцієнти.

■ 34. Закінчіть рівняння.
HNO2 + KMnO4 + H2SO4 → … (N +5, Мn +2).
35. Перерахуйте властивості азотистої кислоти та нітритів.

Азотна кислота

HNO3 – сильний електроліт. Це летюча рідина. Чиста кипить при температурі 86 °, немає кольору; густина її 1,53. У лабораторії зазвичай надходить 65% HNO3 із щільністю 1,40.
димить у повітрі, оскільки її пари, піднімаючись у повітря і з'єднуючись із парами води, утворюють крапельки туману. Азотна кислота поєднується з водою в будь-яких співвідношеннях. Вона має різкий запах, що легко випаровується, тому переливати концентровану азотну кислоту слід лише під тягою. При потраплянні на шкіру азотна кислота може спричинити сильні опіки. Невеликий опік дається взнаки характерною жовтою плямою на шкірі. Сильні опіки можуть спричинити утворення виразок. У разі потрапляння на шкіру азотної кислоти її слід швидко змити великою кількістю води, а потім нейтралізувати слабким розчином соди.

Концентрована 96-98% азотна кислота надходить до лабораторії рідко і при зберіганні досить легко, особливо на світлі розкладається за рівнянням:
4HNO3 = 2Н2O + 4NO2 + O2
Вона постійно забарвлена двоокис азоту в жовтий колір. Надлишок двоокису азоту і поступово випаровуються з розчину, в розчині накопичується, а кислота продовжує розкладатися. У зв'язку з цим концентрація азотної кислоти поступово зменшується. При концентрації 65% азотна кислота може зберігатися тривалий час.
Азотна кислота є одним із найсильніших окислювачів. Вона реагує майже з усіма металами, але виділення водню. Яскраво виражені окисні властивості азотної кислоти надають на деякі ( , ) так звану пасивну дію. Це особливо притаманно концентрованої кислоти. При її вплив на поверхні металу утворюється дуже щільна не розчинна в кислотах оксидна плівка, що захищає метал від подальшого впливу кислоти. Метал стає пасивним. .
Однак із більшістю металів азотна кислота реагує. У всіх реакціях з металами в азотній кислоті відновлюється азот і тим повніше, чим розбавленіша кислота і чим активніший метал.

Концентрована кислота відновлюється до окису азоту. Прикладом цього може бути реакція з міддю, наведена вище (див. § 70). Розведена азотна кислота з міддю відновлюється до окису азоту (див. § 70). Більш активні, наприклад, відновлюють розведену азотну кислоту до закису азоту.
Sn + HNO3 → Sn(NO3)2 + N2O
При дуже сильному розведенні з активним металом, наприклад, з цинком, реакція доходить до утворення солі амонію:
Zn + HNO3 → Zn(NO3)2 + NH4NO3

У всіх наведених схемах реакцій розставте коефіцієнти, склавши електронний баланс самостійно.

■ 36. Чому при зберіганні в лабораторії навіть у добре закупореному посуді концентрація азотної кислоти знижується?
37. Чому концентрована азотна кислота має жовтувато-буре забарвлення?
38. Напишіть рівняння реакції розбавленої азотної кислоти із залізом. Продуктами реакції є нітрат заліза (III) і виділяється газ бурого кольору.
39. Випишіть у зошит усі рівняння реакцій, що характеризують взаємодію азотної кислоти з металами. Перерахуйте, які , крім нітратів металів, утворюються цих реакціях.

Багато хто може горіти в азотній кислоті, наприклад вугілля та :
З + HNO3 → NO + СО2
Р + HNO3 → NO + H3PO4

Вільний у своїй окислюється до фосфорної кислоти. при кип'ятінні в азотній кислоті перетворюється на S+6 і з вільної сірки утворюється:
HNO3 + S → NO + H2SO4

Закінчіть рівняння реакцій самостійно.

Складні можуть горіти в азотній кислоті. Наприклад, в азотній кислоті горять скипидар, нагріте тирсу.
Азотна кислота може окислювати соляну кислоту. Суміш трьох частин соляної та однієї частини азотної кислоти називається «царською горілкою». Така назва дана тому, що ця суміш окислює і платину, на які ніякі кислоти не діють. Реакція протікає за такими стадіями: у самій суміші відбувається окислення іона хлору у вільний і відновлення азоту до утворення хлористого нітрозилу:
HNO3 + 3НСl ⇄ Сl2 + 2Н2O + NOCl
царська горілка хлористий нітрозил
Останній легко розкладається на окис азоту та вільний за рівнянням:
2NOCl = 2NO + Сl2
Вміщене в «царську горілку» металеве легко окислюється хлористим нітрозилом:
Au + 3NOCl = АuСl3 + 3NO
Азотна кислота може вступати у реакцію нітрування з органічними речовинами. При цьому обов'язково має бути концентрована. Суміш концентрованих азотної та сірчаної кислот називається нітруючої сумішшю. За допомогою такої суміші можна отримати з гліцерину нітрогліцерин, з бензолу - нітробензол, з клітковини - нітроклітковину і т. д. У сильно розведеному стані азотна кислота виявляє характерні властивості кислот.

■ 40. Приклади типових властивостей кислот стосовно азотної кислоти наведіть самостійно. Рівняння напишіть у молекулярній та. іонної форми.
41. Чому склянки із концентрованою азотною кислотою забороняється перевозити упакованими у деревні стружки?
42. При випробуванні фенолфталеїном концентрованої азотної кислоти фенолфталеїн набуває помаранчевого забарвлення, а не залишається безбарвним. Чим це пояснюється?

Отримати азотну кислоту у лабораторії дуже легко. Зазвичай її отримують шляхом витіснення з її солей сірчаною кислотою, наприклад:
2KNО3 + H2SО4 = K2SО4 + 2HNО3
На рис. 61 зображено лабораторну установку для отримання азотної кислоти.
У промисловості сировиною отримання азотної кислоти служить аміак. В результаті окислення аміаку у присутності платинового каталізатора утворюється окис азоту:
4NH3 + 5О2 = 4NO + 6Н2О
Як було зазначено вище, окис азоту легко окислюється киснем повітря в двоокис азоту:
2NO + О2 = 2NO2
а двоокис азоту, з'єднуючись з водою, утворює азотну кислоту і знову окис азоту за рівнянням:

3NО2 + Н2О = 2HNО3 + NO.
Потім окис азоту знову подається на окислення:
Перша стадія процесу - окислення аміаку в окис азоту - здійснюється контактному апараті при температурі 820°. Каталізатором служать сітки з платини з домішкою родію, які нагрівають перед запуском апарату. Так як реакція екзотермічна, надалі сітки нагріваються за рахунок тепла реакції. Оксид азоту, що вийшов з контактного апарату, охолоджують до температури близько 40°, так як процес окислення окису азоту йде швидше при більш низькій температурі. При температурі 140° двоокис азоту, що утворюється, розкладається знову на окис азоту і кисню.

Окислення окису азоту в двоокис здійснюється у вежах, званих абсорберами, зазвичай під тиском 8-10 атм. У них одночасно відбувається і поглинання (абсорбція) двоокису азоту, що утворюється водою. Для кращого поглинання двоокису азоту розчин охолоджують. Виходить 50-60% азотної кислоти.
Концентрування азотної кислоти проводять у присутності концентрованої сірчаної кислоти в ректифікаційних колонах. утворює з наявною водою гідрати з температурою кипіння вищою, ніж у азотної кислоти, тому із суміші досить легко виділяються пари азотної кислоти. При конденсації цих пар можна отримати 98-99% азотну кислоту. Зазвичай концентрована кислота застосовується рідко.

■ 43. Запишіть у зошит усі рівняння реакцій, які відбуваються при отриманні азотної кислоти лабораторним та промисловим засобами.
44. Як здійснити низку перетворень:

45. Скільки 10% розчину можна приготувати з азотної кислоти, одержаної взаємодією 2,02 кг нітрату калію з надлишком сірчаної кислоти?
46. Визначте молярність 63% азотної кислоти.
47. Скільки азотної кислоти можна отримати з 1 т аміаку за 70% виходу?
48. Циліндр заповнили окисом азоту шляхом витіснення води. Потім, не виймаючи з води, під нього підвели трубку від газометра.
(див. рис. 34) і почали пропускати . Опишіть, що має спостерігатися у циліндрі, якщо надлишку кисню не допускалося. Обґрунтуйте свою відповідь рівняннями реакцій.

Мал. 62. Горіння вугілля у розплавленій селітрі. 1 – розплавлена селітра; 2 - вогник, що горить; 3 – пісок.

Солі азотної кислоти

Солі азотної кислоти називаються нітратами. Нітрати лужних металів, а також кальцію та амонію називаються селітрами. Наприклад, KNО3 – калійна селітра, NH4NО3 – аміачна селітра. Природні поклади нітрату натрію є у величезній кількості в Чилі, у зв'язку з чим ця сіль отримала назву чилійської селітри.

Мал. 62.Горіння вугілля у розплавленій селітрі. 1 – розплавлена селітра; 2 - вогник, що горить; 3 – пісок.

Солі азотної кислоти, як вона сама, є сильними окислювачами. Наприклад, солі лужних металів при плавленні виділяють за рівнянням:

2KNО3 = 2KNO2+ О2

Завдяки цьому вугілля та інші горючі речовини горять у розплавленій селітрі (рис. 62).
Солі важких металів також розкладаються із виділенням кисню, але з іншою схемою.
2Pb(NО3)2 = 2РbО + 4NO2 + О2

Мал. 63. Кругообіг азоту в природі

Калійна селітра застосовується виготовлення чорного пороху. Для цього її змішують з вугіллям та сіркою. для цієї мети не використовується, тому що вона гігроскопічна. Чорний порох при підпалюванні інтенсивно згоряє за рівнянням:
2KNO3 + 3С + S = N2 + 3CO2 + K2S
Нітрати кальцію та амонію – дуже хороші азотні добрива. Останнім часом набув поширення як добрива та нітрат калію.
Азотна кислота широко застосовується у виробництві хіміко-фармацевтичних препаратів (стрептоцид), органічних барвників, целулоїду, кіно- та фотоплівок. Солі азотної кислоти широко використовуються у піротехніці.
У природі існує кругообіг азоту, при якому рослини при відмиранні повертають назад у ґрунт отриманий з неї азот. Тварини, харчуючись рослинами, повертають азот у ґрунт у вигляді випорожнень, а після смерті їх трупи перегнивають і тим самим також повертають ґрунту отриманий від нього азот (рис.63). Знімаючи врожай, людина втручається в цей кругообіг, порушує його і тим самим збіднює ґрунт азотом, тому доводиться вносити азот на поля у вигляді мінеральних добрив.

■ 49. Як здійснити низку перетворень

HNO 2 Фізичні властивості Стан тверде Молярна маса 47.0134 г/моль густина 1.685 (рідок) Термічні властивості Т. плав. 42.35 °C Т. кіп. 158 °C Хімічні властивості pK a 3.4 Розчинність у воді 548 г/100 мл Класифікація Реєстр. номер CAS Наводяться дані для стандартних умов (25 °C, 100 кПа), якщо не вказано інше.

Азотіста кислота HNO 2 - слабка одноосновна кислота, існує тільки в розбавлених водних розчинах, пофарбованих у слабкий блакитний колір, та у газовій фазі. Солі азотистої кислоти називаються нітритами чи азотистокислими. Нітрити набагато більш стійкі, ніж HNO 2 всі вони токсичні.

Будова

У газовій фазі планарна молекула азотистої кислоти існує у вигляді двох конфігурацій цис-і транс-.


цис-ізомер	транс-ізомер

При кімнатній температурі переважає трансізомер: ця структура є більш стійкою. Так, для цис-HNO 2 (г) DG° f = -42,59 кДж/моль, а для транс-HNO 2 (г) DG = -44,65 кДж/моль.

Хімічні властивості

У водних розчинах існує рівновага:

$\mathsf(2HNO_2 \rightleftarrows N_2O_3 + H_2O \rightleftarrows NO \uparrow + NO_2 \uparrow + H_2O)$

При нагріванні розчину азотиста кислота розпадається з виділенням та утворенням азотної кислоти:

$\mathsf(3HNO_2 \rightleftarrows HNO_3 + 2NO \uparrow + H_2O)$

HNO 2 є слабкою кислотою. У водних розчинах дисоціює (K D =4,6 · 10 -4), трохи сильніше оцтової кислоти. Легко витісняється сильнішими кислотами із солей:

$\mathsf(H_2SO_4 + 2NaNO_2 \rightarrow Na_2SO_4 + 2HNO_2)$

Азотиста кислота виявляє як окисні, так і відновлювальні властивості. При дії сильніших окислювачів (пероксид водню, хлор, перманганат калію) окислюється в азотну кислоту:

$\mathsf(HNO_2 + H_2O_2 \rightarrow HNO_3 + H_2O)$ $\mathsf(HNO_2 + Cl_2 + H_2O\rightarrow HNO_3 + 2HCl)$ $\mathsf(5HNO_2 + 2KMnO_4 + HNO_3 \rightarrow 2Mn(NO_3)_2 + 2KNO_3 + 3H_2O)$

У той же час вона здатна окислювати речовини, що мають відновлювальні властивості:

\mathsf(2HNO_2 + 2HI \rightarrow 2NO\uparrow + I_2 +2H_2O)

Отримання

Азотисту кислоту можна отримати при розчиненні оксиду азоту (III) N 2 O 3 у воді:

$\mathsf(N_2O_3 + H_2O \rightarrow 2HNO_2)$ $\mathsf(2NO_2 + H_2O \rightarrow HNO_3 + HNO_2)$

Застосування

Азотиста кислота застосовується для діазотування первинних ароматичних амінів та утворення солей діазонію. Нітрити застосовуються в органічному синтезі під час виробництва органічних барвників.

Фізіологічна дія

Азотиста кислота токсична, причому має яскраво виражену мутагенну дію, оскільки є деамінуючим агентом.

Джерела

Карапетьянц М. Х., Дракін С. І. Загальна та неорганічна хімія. М.: Хімія1994

Напишіть відгук про статтю "Азотиста кислота"

Посилання

// Енциклопедичний словник Брокгауза та Єфрона: в 86 т. (82 т. і 4 дод.). - СПб. , 1890-1907.

Це незавершена стаття про неорганічну речовину. Ви можете допомогти проекту, доповнивши її.

Уривок, що характеризує Азотиста кислота

Соня, як би не вірячи своїм вухам, дивилася на очі Наташу.
– А Болконський? - сказала вона.
- Ах, Соня, ах коли б ти могла знати, яка я щаслива! - Сказала Наталка. – Ти не знаєш, що таке кохання…
- Але, Наташа, невже це все скінчено?
Наташа великими, розплющеними очима дивилася на Соню, ніби не розуміючи її питання.
– Що ж, ти відмовляєш князеві Андрію? – сказала Соня.
- Ах, ти нічого не розумієш, ти не кажи дурниці, ти слухай, - з миттєвою досадою сказала Наталка.
– Ні, я не можу цьому вірити, – повторила Соня. - Я не розумію. Як же ти цілий рік любила одну людину і раптом... Адже ти тільки тричі бачила її. Наташа, я тобі не вірю, ти пустуєш. За три дні забути все і так…
– Три дні, – сказала Наталка. – Мені здається, що я сто років люблю його. Мені здається, що я нікого ніколи не любила раніше за нього. Ти цього не можеш зрозуміти. Соня, стривай, сідай тут. – Наталка обняла та поцілувала її.
- Мені казали, що це буває і ти вірно чула, але я тепер тільки випробувала це кохання. Це не те, що раніше. Як тільки я побачила його, я відчула, що він мій володар, і я його раба, і що я не можу не любити його. Так, раба! Що він мені велить, то я й зроблю. Ти цього не розумієш. Що мені робити? Що ж мені робити, Соня? - говорила Наталка зі щасливим і зляканим обличчям.
- Але ти подумай, що ти робиш, - говорила Соня, - я не можу так залишити. Ці таємні листи ... Як ти могла його допустити до цього? - говорила вона з жахом і з огидою, яку вона ледве приховувала.
- Я тобі казала, - відповіла Наталка, - що я не маю волі, як ти не розумієш цього: я його люблю!
- Так я не допущу до цього, я розповім, - з сльозами, що прорвалися, скрикнула Соня.
– Що ти, заради Бога… Якщо ти розповіси, ти мій ворог, – заговорила Наталка. – Ти хочеш мого нещастя, ти хочеш, щоби нас розлучили…
Побачивши цей страх Наташі, Соня заплакала сльозами сорому та жалості за свою подругу.
- Але що було між вами? - Запитала вона. – Що він казав тобі? Навіщо він не їздить до хати?
Наталя не відповідала на її запитання.
– Заради Бога, Соня, нікому не кажи, не муч мене, – прохала Наталка. – Ти пам'ятай, що не можна втручатися у такі справи. Я тобі відкрила…
– Але навіщо ці таємниці! Чому ж він не їздить до хати? - Запитувала Соня. - Чому він прямо не шукає твоєї руки? Адже князь Андрій дав тобі повну свободу, якщо так; але я не вірю цьому. Наташо, ти подумала, які можуть бути таємні причини?
Наталка здивованими очима дивилася на Соню. Мабуть, їй самій уперше представлялося це питання і вона не знала, що відповідати на нього.
- Які причини, не знаю. Але є причини!
Соня зітхнула і недовірливо похитала головою.
– Якби були причини… – почала вона. Але Наталка вгадуючи її сумнів, перелякано перебила її.
- Соня, не можна сумніватися в ньому, не можна, не можна, ти розумієш? – прокричала вона.
- Чи любить він тебе?
- Чи любить? - повторила Наташа з усмішкою жалю про незрозумілість своєї подруги. - Ти ж прочитала листа, ти бачила його?
- Але якщо вона неблагородна людина?
- Він! ... Неблагородна людина? Коли б ти знала! – казала Наташа.

Азотна кислота.Чиста азотна кислота HNO 3 - безбарвна рідина щільністю 1,51 г/см при - 42 °С, що застигає в прозору кристалічну масу. На повітрі вона, подібно до концентрованої соляної кислоти, «димить», так як пари її утворюють з "вологою повітря дрібні крапельки туману,

Азотна кислота не відрізняється міцністю, Вже під впливом світла вона поступово розкладається:

Що температура і що концентрованіша кислота, то швидше йде розкладання. Діоксид азоту, що виділяється, розчиняється в кислоті і надає їй бурого забарвлення.

Азотна кислота належить до найбільш сильних кислот; у розведених розчинах вона повністю розпадається на іони Н + і - NO 3 .

Окисні властивості азотної кислоти. Характерною властивістю азотної кислоти є її яскраво виражена окислювальна здатність. Азотна кислота-один

з найенергійніших окислювачів. Багато неметалів легко окислюються нею, перетворюючись на відповідні кислоти. Так, сірка при кип'ятінні з азотною кислотою поступово окислюється у сірчану кислоту, фосфор – у фосфорну. Тліючий куточок, занурений у концентровану HNO 3 яскраво розгорається.

Азотна кислота діє майже на всі метали (за винятком золота, платини, танталу, родію, іридію), перетворюючи їх на нітрати, а деякі метали-в оксиди.

Концентрована HNO 3 пасивує деякі метали. Ще Ломоносов відкрив, що залізо, що легко розчиняється в розведеній азотній кислоті, не розчиняється

в холодній концентрованій HNO 3 . Пізніше було встановлено, що аналогічну дію азотна кислота надає на хром та алюміній. Ці метали переходять під

дією концентрованої азотної кислоти у пасивний стан.

Ступінь окиснення азоту в азотній кислоті дорівнює 4-5. Виступаючи як окислювач, НNО 3 може відновлюватися до різних продуктів:

Отримання.

1. У лабораторії азотну кислоту одержують при взаємодії безводних нітратів з концентрованою сірчаною кислотою:

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

2. У промисловості одержання азотної кислоти йде у три стадії:

1. Окислення аміаку до оксиду азоту (II):

4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6 H 2 O

2. Окислення оксиду азоту (II) в оксид азоту (IV):

2NO + O 2 → 2NO 2

3. Розчинення оксиду азоту (IV) у воді з надлишком кисню:

4NO 2 + 2H 2 O + O 2 → 4HNO 3

Хімічні властивості . Виявляє всі властивості кислот. Азотна кислота одна з найсильніших мінеральних кислот.

1. У водних розчинах вона повністю дисоційована на іони:

HNO 3 → H + + NO - 3

2. Реагує з оксидами металів:

MgO + 2HNO 3 → Mg(NO 3) 2 + H 2 O,

3. Реагує з основами:

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

4. Концентрована HNO 3 при взаємодії з найбільш активними металами Al відновлюється до N 2 О. Наприклад:

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

5. Концентрована HNO 3 при взаємодії із менш активними металами (Ni, Cu, Ag, Hg) відновлюється до NO 2 . Наприклад:

4HNO 3 + Ni → Ni(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O.

6. Аналогічно концентрована HNO 3 реагує з неметалами. Неметал у своїй окислюється. Наприклад:

5HNO 3 +P → HP+5O 3 + 5NO 2 + 2H 2 O.

C олі азотної кислоти – нітрати при нагріванні розкладаються за схемою:

лівіше Mg: MeNO 3 → MeNO 2 + O 2

Mg – Cu: MeNO 3 → MeO + NO 2 + O 2

правіше Су MeNO 3 → Me + NO 2 +O 2

Застосування.

Азотну кислоту застосовують для отримання азотних добрив, лікарських та вибухових речовин.

Водень. Будова атома, фізичні та хімічні властивості, отримання та застосування водню.

ВОДОРОД, H хімічний елемент з атомним номером 1, атомна маса 1,00794.

Природний водень складається із суміші двох стабільних нуклідів з масовими числами 1,007825 (99,985 % у суміші) та 2,0140 (0,015 %). Крім того, у природному водні завжди присутні нікчемні кількості радіоактивного нукліду - тритію 3 Н (період напіврозпаду Т1/2=12,43 року). Так як в ядрі атома водню міститься лише 1 протон (менше в ядрі атома елемента протонів бути не може), то іноді кажуть, що водень утворює природну нижню межу періодичної системи елементів Д. І. Менделєєва (хоча сам елемент водень розташований у верхній частині таблиці). Елемент водень розташований у першому періоді таблиці Менделєєва. Його відносять і до 1 групи (групі IА лужних металів), і до 7 групи (групі VIIA галогенів).

Маси атомів у ізотопів водню різняться між собою дуже сильно (в рази). Це призводить до помітних відмінностей у їх поведінці у фізичних процесах (дистиляція, електроліз та ін) і до певних хімічних відмінностей (відмінності у поведінці ізотопів одного елемента називають ізотопними ефектами, для водню ізотопні ефекти є найбільш суттєвими). Тому на відміну від ізотопів решти елементів ізотопи водню мають спеціальні символи і назви. Водень з масовим числом 1 називають легким воднем або протиєм (лат. Protium, від грецького protos - перший), позначають символом Н, а його ядро називають протоном, символ р. Водень з масовим числом 2 називають важким воднем, дейтерієм (лат Deuterium, від грецького deuteros – другий), для його позначення використовують символи 2 Н, або D (читається «де»), ядро d – дейтрон. Радіоактивний ізотоп з масовим числом 3 називають надважким воднем, або тритієм (лат. Tritum, від грецького tritos - третій), символ 3 Н або Т (читається "ті"), ядро t - тритон.

Конфігурація єдиного електронного нейтрального шару незбудженого атома водню 1s1. У сполуках виявляє ступеня окиснення +1 і, рідше, -1 (валентність I). Радіус нейтрального атома водню 0,0529 нм. Енергія іонізації атома 13,595 еВ, спорідненість до електрона 0,75 еВ. За шкалою Полінг електронегативність водню 2,20. Водень належить до неметалів.

У вільному вигляді – легкий горючий газ без кольору, запаху та смаку.

Фізичні та Хімічні властивості: за звичайних умов водень - легкий (щільність за нормальних умов 0,0899 кг/м 3 ) безбарвний газ. Температура плавлення -259,15 ° C, температура кипіння -252,7 ° C. Рідкий водень (при температурі кипіння) має щільність 70,8 кг/м 3 і є найлегшою рідиною. Стандартний електродний потенціал Н 2 /Н– у водному розчині приймають рівним 0. Водень погано розчинний у воді: при 0°C розчинність становить менше 0,02 см 3 /мл, але добре розчинний у деяких металах (губчасте залізо та інших), особливо добре - у металевому паладії (близько 850 об'ємів водню в 1 об'ємі металу). Теплота згоряння водню дорівнює 143,06 МДж/кг.

Існує як двоатомних молекул Н 2 . Константа дисоціації Н2 на атоми при 300 К 2,56 · 10-34. Енергія дисоціації молекули Н2 на атоми 436 кДж/моль. Міжядерна відстань у молекулі Н 2 0,07414 нм.

Оскільки ядро кожного атома Н, що входить до складу молекули, має свій спин, то молекулярний водень може перебувати у двох формах: у формі ортоводороду (о-Н 2) (обидва спини мають однакову орієнтацію) та у формі параводню (п-Н 2 ) (Спини мають різну орієнтацію). За звичайних умов нормальний водень є сумішшю 75% про-Н 2 і 25% п-Н2. Фізичні властивості п-і про-Н2 трохи різняться між собою. Так, якщо температура кипіння чистого про-Н 2 20,45 К, то чистого п-Н 2 - 20,26 К. Перетворення про-Н 2 п-Н 2 супроводжується виділенням 1418 Дж/моль теплоти.

Висока міцність хімічного зв'язку між атомами в молекулі Н 2 (що, наприклад, використовуючи метод молекулярних орбіталей, можна пояснити тим, що в цій молекулі електронна пара знаходиться на зв'язувальній орбіталі, а орбіталь, що розпушує, електронами не заселена) призводить до того, що при кімнатній температурі газоподібний водень хімічно малоактивний Так, без нагрівання при простому змішуванні водень реагує (з вибухом) тільки з газоподібним фтором (F):

H2+F2=2HF+Q.

Якщо суміш водню та хлору (Cl) при кімнатній температурі опромінити ультрафіолетовим світлом, спостерігається негайне утворення хлороводню НСl. Реакція водню з киснем (O) відбувається з вибухом, якщо суміш цих газів внести каталізатор - металевий паладій (Pd) (або платину (Pt)). При підпалюванні суміш водню та кисню (O) (так званий гримучий газ) вибухає, при цьому вибух може відбутися у сумішах, у яких вміст водню становить від 5 до 95 об'ємних відсотків. Чистий водень на повітрі або в чистому кисні (O) спокійно горить з великою кількістю теплоти:

H 2 + 1/2O 2 = Н 2 Про + 285,75 кДж/моль

З іншими неметалами та металами водень якщо і взаємодіє, то лише за певних умов (нагрівання, підвищений тиск, присутність каталізатора). Так, з азотом (N) водень оборотно реагує при підвищеному тиску (20-30 МПа і більше) та при температурі 300-400°C у присутності каталізатора - заліза (Fe):

3H2+N2=2NH3+Q.

Також тільки при нагріванні водень реагує із сіркою (S) з утворенням сірководню H 2 S, з бромом (Br) - з утворенням бромоводню НBr, з йодом (I) - з утворенням йодоводу НI. З вугіллям (графітом) водень реагує з утворенням суміші вуглеводнів різного складу. З бором (B), кремнієм (Si), фосфором (P) водень безпосередньо не взаємодіє, сполуки цих елементів з воднем отримують непрямими шляхами.

При нагріванні водень здатний вступати в реакції з лужними, лужноземельними металами та магнієм (Mg) з утворенням сполук з іонним характером зв'язку, у складі яких міститься водень у ступені окислення –1. Так, при нагріванні кальцію в атмосфері водню утворюється солеподібний гідрид складу СаН2. Полімерний гідрид алюмінію (AlH 3)x - один із найсильніших відновників - отримують непрямими шляхами (наприклад, за допомогою алюмінійорганічних сполук). З багатьма перехідними металами (наприклад, цирконієм (Zr), гафнієм (Hf) та ін) водень утворює сполуки змінного складу (тверді розчини).

Водень здатний реагувати не тільки з багатьма простими, але і складними речовинами. Насамперед, треба відзначити здатність водню відновлювати багато металів з їх оксидів (такі, як залізо (Fe), нікель (Ni), свинець (Pb), вольфрам (W), мідь (Cu) та інших.). Так, при нагріванні до температури 400-450°C і вище відбувається відновлення заліза (Fe) воднем з будь-якого оксиду, наприклад:

Fe 2 O 3 + 3H 2 = 2Fe + 3H 2 O.

Слід зазначити, що відновити воднем з оксидів можна лише метали, які у ряді стандартних потенціалів за марганцем (Mn). Більш активні метали (у тому числі марганець (Mn)) до металу з оксидів не відновлюються.

Водень здатний приєднуватися за подвійним або потрійним зв'язком до багатьох органічних сполук (це - так звані реакції гідрування). Наприклад, у присутності нікелевого каталізатора можна здійснити гідрування етилену 2 Н 4 , причому утворюється етан 2 Н 6:

2 Н 4 + Н 2 = З 2 Н 6 .

Взаємодіям оксиду вуглецю (II) та водню в промисловості одержують метанол:

2Н 2 + СО = СН 3 ВІН.

У сполуках, у яких атом водню з'єднаний з атомом більш електронегативного елемента Е (Е = F, Cl, O, N), між молекулами утворюються водневі зв'язки (два атоми Е одного і того ж або двох різних елементів пов'язані між собою через атом Н: Е"... Н... Е"", причому всі три атоми розташовані на одній прямій). Такі зв'язки існують між молекулами води, аміаку, метанолу та ін. т.д.

Отримання: водень можна отримати багатьма способами. У промисловості для цього використовують природні гази, а також гази, що отримуються під час переробки нафти, коксування та газифікації вугілля та інших палив. При виробництві водню з природного газу (основний компонент - метан) проводять його каталітичну взаємодію з водяною парою та неповне окислення киснем (O):

CH 4 + H 2 O = CO + 3H 2 і CH 4 + 1/2 O 2 = CO 2 + 2H 2

Виділення водню з коксового газу та газів нафтопереробки засноване на їх зрідженні при глибокому охолодженні та видаленні із суміші газів, що скраплюються легше, ніж водень. За наявності дешевої електроенергії водень одержують електролізом води, пропускаючи струм через розчини лугів. У лабораторних умовах водень легко отримати взаємодією металів із кислотами, наприклад, цинку (Zn) із соляною кислотою.

Застосування: водень використовують при синтезі аміаку NH3, хлороводню HCl, метанолу СН 3 ОН, при гідрокрекінгу (крекінгу в атмосфері водню) природних вуглеводнів, як відновник при отриманні деяких металів. Гідруванням природних рослинних олій одержують твердий жир - маргарин. Рідкий водень знаходить застосування як ракетне паливо, і навіть як холодоагент. Суміш кисню (O) з воднем використовують при зварюванні.

У свій час висловлювалося припущення, що в недалекому майбутньому основним джерелом одержання енергії стане реакція горіння водню, і воднева енергетика витіснить традиційні джерела одержання енергії (вугілля, нафта та ін.). При цьому передбачалося, що для отримання водню у великих масштабах можна використовувати електроліз води. Електроліз води – досить енергоємний процес, і нині отримувати водень електролізом у промислових масштабах невигідно. Але очікувалося, що електроліз буде заснований на використанні середньотемпературної (500-600 ° C) теплоти, яка у великих кількостях виникає під час роботи атомних електростанцій. Ця теплота має обмежене застосування, і можливості отримання з її допомогою водню дозволили б вирішити як проблему екології (при згорянні водню на повітрі кількість екологічно шкідливих речовин, що утворюються, мінімально), так і проблему утилізації середньотемпературної теплоти. Однак після Чорнобильської катастрофи розвиток атомної енергетики повсюдно згортається, тому зазначене джерело енергії стає недоступним. Тому перспективи широкого використання водню як джерела енергії поки що зсуваються щонайменше до середини 21-го століття.

Особливості звернення : водень не отруйний, але при поводженні з ним потрібно постійно враховувати його високу пожежо- та вибухонебезпечність, причому вибухонебезпечність водню підвищена через високу здатність газу до дифузії навіть через деякі тверді матеріали. Перед початком будь-яких операцій з нагрівання в атмосфері водню слід переконатися в його чистоті (при підпалюванні водню в перевернутій вгору дном пробірці звук повинен бути глухим, а не гавкаючим).

27 Положення мікроорганізмів у системі живого світу. Різноманітність мікроорганізмів та їхня спільність з іншими організмами. Істотні особливості мікроорганізмів: малі розміри клітини, висока метаболічна активність, висока пластичність їх метаболізму (швидке пристосування до умов навколишнього середовища, «скрізь»), здатність до швидкого розмноження, слабке морфологічне диференціювання, різноманіття метаболічних процесів.

Мікроорганізми, (Мікро́би) - збірна назва групи живих організмів, які занадто малі для того, щоб бути видимими неозброєним оком (їх характерний розмір - менше 0,1 мм). У складі мікроорганізмів входять як без'ядерні (прокаріоти: бактерії, археї), так і еукаріоти: деякі гриби, протисти, але не віруси, які зазвичай виділяють в окрему групу. Більшість мікроорганізмів складаються з однієї клітини, але є багатоклітинні мікроорганізми, так само як і є деякі одноклітинні макроорганізми, видимі неозброєним поглядом, наприклад Thiomargarita namibiensis, представники роду Caulerpa (є гігантськими полікаріонами). Вивченням цих організмів займається мікробіологія.

Повсюдна поширеність та сумарна потужність метаболічного потенціалу мікроорганізмів визначає їх найважливішу рольу кругообігу речовин та підтримці динамічної рівноваги в біосфері Землі.

Короткий розгляд різних представників мікросвіту, які займають певні «поверхи» розмірів, показує, як правило, величина об'єктів безумовно пов'язана з їхньою структурною складністю. Нижня межа розмірів вільноживучого одноклітинного організму визначається простором, необхідним для упакування всередині клітини апарату, необхідного для незалежного існування. Обмеження верхньої межі розмірів мікроорганізмів визначається, за сучасними уявленнями, співвідношеннями між клітинною поверхнею та об'ємом. При збільшенні клітинних розмірів поверхня збільшується у квадраті, а обсяг - у кубі, тому співвідношення між цими величинами зсувається убік останнього.

Мікроорганізми живуть майже повсюдно, де є вода, включаючи гарячі джерела, дно світового океану, і навіть глибоко всередині земної кори. Вони є важливою ланкою в обміні речовин в екосистемах, переважно виконуючи роль редуцентів, але в деяких екосистемах вони – єдині виробники біомаси – продуценти.

Мікроорганізми, що мешкають у різних середовищах, беруть участь у кругообігу сірки, заліза, фосфору та інших елементів, здійснюють розкладання органічних речовин тваринного, рослинного походження, а також абіогенного походження (метан, парафіни) забезпечують самоочищення води у водоймах.

Втім, не всі види мікроорганізмів приносять людині користь. Дуже багато видів мікроорганізмів є умовно-патогенною або патогенною для людини і тварин. Деякі мікроорганізми викликають псування сільськогосподарської продукції, збіднюють ґрунт азотом, викликають забруднення водойм, накопичення у продуктах харчування отруйних речовин (наприклад, мікробних токсинів).

Мікроорганізми відрізняються гарною пристосовністю до дії факторів довкілля. Різні мікроорганізми можуть зростати при температурі від -6 ° до +50-75 °. Рекорд виживання за підвищеної температури поставили археї, деякі вивчені культури яких ростуть на живильних середовищах понад 110 °C, наприклад, Methanopyrus kandleri (штам 116) зростає при 122 °C, рекордно високій температурівсім відомих організмів.

У природі місце існування з такою температурою існує під тиском в гарячих вулканічних джерелах на дні океанів (Чорні курці).

Відомі мікроорганізми, що процвітають при згубних для багатоклітинних істот рівнях іонізуючого випромінювання, у широкому інтервалі значень pH, при 25% концентрації хлориду натрію, в умовах різного вмісту кисню аж до повної його відсутності (Анаеробні мікроорганізми).

У той же час патогенні мікроорганізми викликають хвороби людини, тварин і рослин.

Найбільш загальновизнані теорії про походження життя на Землі припускають, що протомікроорганізми були першими живими організмами, що виникли у процесі еволюції.

В даний час всі мікроорганізми ділять на 3 царства:

1. Procariotae. До цього царства можна віднести всі види бактерій, рикетсій, хламідій, мікоплазм тощо. У клітинах є ядро із однією хромосомою. Ядро не відокремлено від цитоплазми клітини. Простий цикл поділу шляхом перетяжки. Є низка унікальних органел, таких як плазміди, мезосоми. Відсутня здатність до фотосинтезу.

2. Eucariotae. Представниками даного царства є гриби та найпростіші. Клітина містить ядро, відмежоване від цитоплазми мембраною з кількома хромасомами. Є ряд органел, притаманних вищих тварин: мітохондрії, ендоплазматичну мережу, апарат Гольджи. Деякі представники цього царства мають хлоропласти та здатні до фотосинтезу. Мають складний життєвий цикл.

3. Vira. До цього царства належать віруси. Відмінними рисами віріону є наявність лише одного типу нуклеїнових кислот: РНК чи ДНК, укладеного у капсид. Загальної зовнішньої оболонки у вірусу може бути. Розмноження вірусу може відбуватися тільки після вбудовування в іншу клітину, де відбувається реплікація.