Determinați gradul de oxidare în compușii hno3. Reacții redox. Aplicarea metodei echilibrului electronic pas cu pas. Exemplu „a”
Să luăm în considerare stările de oxidare ale tuturor elementelor din acidul azotic. Oxigenul din compușii complecși este aproape întotdeauna în starea de oxidare -2 (cu excepția peroxizilor, superoxizilor, fluorurii de oxigen etc.). Atomul de hidrogen, care este inclus în mod necesar în acizii protici, are o stare de oxidare de +1. Pentru a determina starea de oxidare a unui atom de azot, trebuie să rezolvați o ecuație simplă. Fie x starea de oxidare a azotului, apoi, conform principiului neutralității electrice a moleculei, 1 + x + 3 * (-2) = 0, de unde x = 5. Răspuns: stările de oxidare ale elementelor din acidul azotic sunt +1, +5, -2 pentru hidrogen, azot și respectiv oxigen.
În această sarcină trebuie să determinați starea de oxidare a următorului compus:
Determinați secvența pentru finalizarea acestei sarcini
- Scrieți ce înseamnă numărul de oxidare;
- Determinați gradul de oxidare al acidului azotic;
- Scrieți o descriere.
Starea de oxidare a acestui compus este următoarea
Starea de oxidare - o valoare convențională auxiliară pentru înregistrarea proceselor de oxidare, reducere și reacții redox. Indică starea de oxidare a unui atom individual al unei molecule și este doar o metodă convenabilă de contabilizare a transferului de electroni: nu este sarcina adevărată a unui atom din moleculă.
Ideile despre gradul de oxidare a elementelor stau la baza și sunt utilizate în clasificarea substanțelor chimice, descrierea proprietăților acestora, compilarea formulelor compușilor și a denumirilor lor internaționale (nomenclatură). Dar este utilizat pe scară largă în studiul reacțiilor redox.
Concept starea de oxidare folosit adesea în chimia anorganică în locul conceptului de valență.
Numărul de oxidare este indicat deasupra simbolului elementului. Spre deosebire de indicarea sarcinii unui ion, atunci când se indică starea de oxidare, semnul este dat mai întâi, apoi valoarea numerică și nu invers.
Numărul de oxidare (spre deosebire de valență) poate avea valori zero, negative și pozitive, care sunt de obicei plasate deasupra simbolului elementului din partea de sus.
Starea de oxidare a acidului azotic este următoarea:
HNO3 - starea de oxidare a hidrogenului + 1, starea de oxidare a azotului + 5, starea de oxidare a oxigenului - 2.
A. H2S B.SO3 C.H2SO3
2. Gradul de oxidare a carbonului în carbonat de calciu este egal cu:
A. -4 B.+2 C.+4
3. O substanță în care starea de oxidare a fosforului este zero:
A. P4 B.PH3 C.P2O5
4. Reacția redox este reacția a cărei ecuație este:
A.2Al(OH)3=Al2O3+3H2O B.H2+Cl2=2HCl C.NaOH+HNO3=NaNO3+H2O
5. Agentul de oxidare în reacția chimică, CuO+H2=Cu+H2O este:
A.H20 B.Cu2+ C.O2- D.Cu0
6. Starea de oxidare a clorului scade în seria:
A.Cl2–HCl–HClO B.NaCl–Cl2–KClO3 C.HClO4–NaClO2–BaCl2
7. Proces de tranziție a cărui diagramă N-3→N+2 este:
A. Restaurare
B. Oxidarea
B. Nu este un proces redox.
8. În ecuația pentru reacția S+O2→SO2, numărul de electroni donați de agentul oxidant este egal cu:
A. 2 B.4 C.6
9. Fosforul în starea de oxidare 0 poate fi:
A. Numai ca agent reducător
B. Numai agent oxidant
B. Agent oxidant și agent reducător
10. O substanță simplă este un nemetal care are cele mai puternice proprietăți oxidante:
A. Br2
B. Cl2
B. F2
Partea B
11. Alcătuiți formulele oxidului de azot (III) și oxidului de azot (V)
12. Aranjați coeficienții în schema de reacție folosind metoda echilibrului electronic:
Ca + O2 = CaO
Numiți procesele de oxidare și reducere și indicați agentul oxidant și agentul reducător.
13. Aranjați formulele compușilor chimici: CH4, CO2, CO – în ordinea stărilor de oxidare descrescătoare ale atomilor de carbon.
14. Folosind schema Сu+2 + 2ē → Cu0, creați o ecuație pentru reacția chimică și considerați-o din punctul de vedere al ORR.
15. Completați fraza: „Restaurarea este...”
Determinați starea de oxidare a fiecărui element, aranjați coeficienții folosind metoda echilibrului electronic: KCIO3+S -> KCI+SO2. 3) vă rugăm să determinați starea de oxidare a sulfului în următorii compuși: H2SO4, SO2, H2S, SO2, H2SO3. 4 spre atomii ai cărui element chimic se deplasează perechile de electroni comuni din moleculele următorilor compuși: H2O, HI, PCI3, H3N, H2S, CO2? va rog sa dati un raspuns motivat! 5) spuneți-mi, se schimbă stările de oxidare ale atomilor atunci când se formează apa din hidrogen și oxigen? 6) scrieți ecuațiile de disociere electrolitică: azotat de cupru, acid clorhidric, sulfat de aluminiu, hidroxid de bariu, sulfat de zinc. 7) Vă rugăm să scrieți ecuații moleculare și ionice pentru reacțiile dintre soluții: hidroxid de litiu și acid azotic, azotat de cupru și hidroxid de sodiu, carbonat de potasiu și acid fosforic. 8) când soluțiile din ce substanțe interacționează, unul dintre produșii de reacție este apa? K2CO3 și HCI: Ca(OH)2 și HNO3: NaOH și H2SO4: NaNO3 și H2SO4? Vă rugăm să scrieți ecuațiile de reacție în formule moleculare și ionice. 9) care dintre următoarele săruri suferă hidroliză atunci când sunt dizolvate în apă: clorură de aluminiu, sulfură de potasiu, clorură de sodiu? Scrieți ecuațiile corespunzătoare hidrolizei.
Substanțele chimice pot fi împărțite în agenţi oxidanţi tipici, agenţi reducători tipici, și substanțe care pot prezenta proprietăți atât oxidante, cât și reducătoare. Unele substanțe nu prezintă practic nicio activitate redox.
LA agenţi oxidanţi tipici include:
- substanțe simple – nemetale cu cele mai puternice proprietăți oxidante (fluor F 2, oxigen O 2, clor Cl 2);
- ioniimetale sau nemetale Cu stări de oxidare pozitive ridicate (de obicei mai mari). : acizi (HN +5 O 3, HCl +7 O 4), săruri (KN +5 O 3, KMn +7 O 4), oxizi (S +6 O 3, Cr +6 O 3)
- compuşi care conţin unele cationi metalici având stări de oxidare ridicate: Pb 4+, Fe 3+, Au 3+ etc.
Agenți reducători tipici - aceasta este, de regulă:
- substanțe simple – metale(capacitățile reducătoare ale metalelor sunt determinate de o serie de activități electrochimice);
- substanţe complexe care conţin atomi sau ioni de nemetale cu o stare de oxidare negativă (de obicei cea mai scăzută).: compuşi binari de hidrogen (H 2 S, HBr), săruri ale acizilor fără oxigen (K 2 S, NaI);
- unii compuşi care conţin cationi cu stare de oxidare pozitivă minimă(Sn 2+, Fe 2+, Cr 2+), care, renunțând la electroni, pot crește starea lor de oxidare;
- compuşi care conţin ioni complecşi constând din nemetale cu o stare intermediară de oxidare pozitivă(S +4 O 3) 2–, (НР +3 O 3) 2–, în care elementele pot, donând electroni, crește starea sa de oxidare pozitivă.
Majoritatea celorlalte substanțe pot prezenta proprietăți atât oxidante, cât și reducătoare.
Agenții de oxidare și reducție tipici sunt indicați în tabel.
În practica de laborator cele mai frecvent utilizate sunt următoarele agenţi oxidanţi :
permanganat de potasiu (KMnO4);
dicromat de potasiu (K2Cr2O7);
acid azotic (HNO3);
acid sulfuric concentrat (H2S04);
peroxid de hidrogen (H2O2);
oxizi de mangan (IV) şi plumb (IV) (MnO2, PbO2);
azotat de potasiu topit (KNO 3) și topituri ale altor nitrați.
LA lucrători de restaurare , care se aplică V practica de laborator include:
- magneziu (Mg), aluminiu (Al), zinc (Zn) și alte metale active;
- hidrogen (H2) şi carbon (C);
- iodură de potasiu (KI);
- sulfură de sodiu (Na2S) şi hidrogen sulfurat (H2S);
- sulfit de sodiu (Na2S03);
- clorură de staniu (SnCl 2).
Clasificarea reacțiilor redox
Reacțiile redox sunt de obicei împărțite în patru tipuri: reacții intermoleculare, intramoleculare, reacții de disproporționare (auto-oxidare-autoreducere) și reacții de contra-disproporționare.
Reacții intermoleculare apar odată cu modificarea stării de oxidare elemente diferite din reactivi diferiti. În acest caz, diverse produse de oxidare și reducere .
2Al0 + Fe +3 2 O 3 → Al +3 2 O 3 + 2Fe 0,
C0 + 4HN +5O3 (conc) = C +4O2 + 4N +4O2 + 2H2O.
Reacții intramoleculare - acestea sunt reacţii în care elemente diferite din un reactiv du-te la diferite produse, de exemplu:
(N-3H4) 2 Cr +6 2 O 7 → N 2 0 + Cr +3 2 O 3 + 4 H 2 O,
2 NaN +5 O -2 3 → 2 NaN +3 O 2 + O 0 2 .
Reacții de disproporționare (auto-oxidare-auto-vindecare) sunt reacții în care agentul oxidant și agentul reducător sunt același element al aceluiași reactiv, care apoi se transformă în produse diferite:
3Br 2 + 6 KOH → 5KBr + KBrO 3 + 3 H 2 O,
Reproporționare (proporționare, contradisproporționare ) sunt reacții în care agentul oxidant și agentul reducător sunt același element care din reactivi diferiti intră în unul produs. Reacția este opusul disproporționării.
2H2S-2 + S +4O2 = 3S + 2H2O
Reguli de bază pentru alcătuirea reacțiilor redox
Reacțiile redox sunt însoțite de procese de oxidare și reducere:
Oxidare este procesul de donare de electroni de către un agent reducător.
Recuperare este procesul de câștig de electroni de către un agent oxidant.
Oxidant este în curs de restaurare, și agentul reducător oxidează .
În reacțiile redox se observă balanță electronică: Numărul de electroni pe care îi renunță agentul reducător este egal cu numărul de electroni pe care îi câștigă agentul oxidant.
Dacă bilanţul este întocmit incorect, nu veţi putea crea OVR-uri complexe.
Pentru alcătuirea reacțiilor redox (ORR) sunt utilizate mai multe metode: metoda echilibrului electronilor, metoda echilibrului electron-ion (metoda semireacției) și altele. Să aruncăm o privire mai atentă .
metoda echilibrului electronic
Este destul de ușor de „identificat” ORR - este suficient să aranjați stările de oxidare în toți compușii și să determinați că atomii schimbă starea de oxidare:
K + 2 S -2 + 2K + Mn +7 O -2 4 = 2K + 2 Mn +6 O -2 4 + S 0
Scriem separat atomii elementelor care schimbă starea de oxidare, în starea ÎNAINTE de reacție și DUPĂ reacție.
Starea de oxidare este modificată de atomi de mangan și sulf:
S -2 -2e = S 0
Mn +7 + 1e = Mn +6 Manganul absoarbe 1 electron, sulful cedează 2 electroni. În acest caz, este necesar să se respecte. balanță electronică Prin urmare, este necesar să se dubleze numărul de atomi de mangan și să se lase numărul de atomi de sulf neschimbat.
Indicăm coeficienții de echilibru atât înainte de reactivi cât și înainte de produse!
Schema de compilare a ecuațiilor OVR folosind metoda echilibrului electronic: Atenţie!
Într-o reacție pot exista mai mulți agenți oxidanți sau reducători. Bilanțul trebuie întocmit astfel încât numărul TOTAL de electroni dați și primiți să fie același.
Modele generale ale reacțiilor redox Produsele reacțiilor redox depind adesea de conditii pentru proces . Să luăm în considerare.
principalii factori care influenţează cursul reacţiilor redox Cel mai evident factor determinant este mediu soluție de reacție
- — . De obicei (dar nu neapărat), substanța care definește mediul este listată printre reactivi. Sunt posibile următoarele opțiuni: activitate oxidativă este intensificat într-un mediu mai acid, iar agentul de oxidare este redus mai profund
- — . De obicei (dar nu neapărat), substanța care definește mediul este listată printre reactivi. Sunt posibile următoarele opțiuni: (de exemplu, permanganat de potasiu, KMnO 4, unde Mn +7 într-un mediu acid este redus la Mn +2, iar într-un mediu alcalin - la Mn +6); crește într-un mediu mai alcalin
- , iar agentul de oxidare este redus mai profund (de exemplu, azotat de potasiu KNO3, unde N +5, atunci când interacționează cu un agent reducător într-un mediu alcalin, este redus la N -3);
Mediul de reacție face posibilă determinarea compoziției și formei de existență a produselor OVR rămase. Principiul de bază este că se formează produse care nu interacționează cu reactivii!
Fiţi atenți! E Dacă mediul de soluție este acid, atunci bazele și oxizii bazici nu pot fi prezenți printre produșii de reacție, deoarece reacţionează cu acidul. Și, invers, într-un mediu alcalin, formarea de acid și oxid acid este exclusă. Aceasta este una dintre cele mai comune și mai grave greșeli.
Direcția fluxului OVR este, de asemenea, afectată de natura substanţelor care reacţionează. De exemplu, când acidul azotic HNO 3 interacționează cu agenții reducători, se observă un model - cu cât activitatea agentului reducător este mai mare, cu atât azotul N +5 este redus.
La crestere temperatură Cele mai multe ODD tind să fie mai intense și mai profunde.
În reacțiile eterogene, compoziția produselor este adesea influențată de gradul de măcinare a solidelor . De exemplu, zincul sub formă de pulbere cu acid azotic formează unele produse, în timp ce zincul granulat formează altele complet diferite. Cu cât gradul de măcinare al reactivului este mai mare, cu atât activitatea acestuia este mai mare, de regulă.
Să ne uităm la cei mai tipici agenți oxidanți de laborator.
Scheme de bază ale reacțiilor redox
Schema de recuperare a permanganatului
Permanganații conțin un agent oxidant puternic - manganîn stare de oxidare +7. Sărurile de mangan +7 colorează soluția violet culoare.
Permanganații, în funcție de mediul în care se află soluția de reacție, se reduc în moduri diferite.
ÎN mediu acid recuperarea are loc mai profund, la Mn 2+. Oxidul de mangan în starea de oxidare +2 prezintă proprietăți de bază, deci în mediu acid se formează sare. Săruri de mangan +2 incolor. ÎN soluție neutră manganul este redus la starea de oxidare +4 , cu educație oxid amfoter MnO2 — maro precipitat insolubil în acizi și baze. ÎN alcalin mediu, manganul este restaurat minim - la cel mai apropiat stări de oxidare +6 . Compușii de mangan +6 prezintă proprietăți acide și formează săruri într-un mediu alcalin - manganați. Manganații împărtășesc soluției culoare verde .
Să luăm în considerare interacțiunea permanganatului de potasiu KMnO 4 cu sulfura de potasiu în medii acide, neutre și alcaline. În aceste reacții, produsul de oxidare al ionului sulfură este S0.
5 K 2 S + 2 KMnO 4 + 8 H 2 SO 4 = 5 S + 2 MnSO 4 + 6 K 2 SO 4 + 8 H 2 O,
3 K 2 S + 2 KMnO 4 + 4 H 2 O = 2 MnO 2 ↓ + 3 S↓ + 8 KOH,
O greșeală comună în această reacție este de a indica interacțiunea sulfului și alcalinei în produșii de reacție. Cu toate acestea, sulful interacționează cu alcalii în condiții destul de dure (temperatură ridicată), ceea ce nu corespunde condițiilor acestei reacții. În condiții normale, ar fi corect să se indice separat sulful molecular și alcalii, și nu produsele interacțiunii lor.
K 2 S + 2 KMnO 4 –(KOH)= 2 K 2 MnO 4 + S↓
Apar dificultăți și la compunerea acestei reacții. Faptul este că în acest caz nu este necesară scrierea unei molecule a mediului (KOH sau alt alcalin) în reactivi pentru a egaliza reacția. Alcalii participă la reacție și determină produsul reducerii permanganatului de potasiu, dar reactivii și produsele sunt egalizate fără participarea sa. Acest paradox aparent poate fi ușor de rezolvat dacă ne amintim că o reacție chimică este doar o notație convențională care nu indică fiecare proces care are loc, ci este doar o reflectare a sumei tuturor proceselor. Cum să determinați singur acest lucru? Dacă urmați schema clasică - echilibru - coeficienți de echilibru - egalizare metal, atunci veți vedea că metalele sunt egalizate prin coeficienți de echilibru, iar prezența alcalinei în partea stângă a ecuației de reacție va fi de prisos.
Permanganați oxida:
- nemetale cu stare de oxidare negativă la substanţe simple (cu starea de oxidare 0), exceptii — fosfor, arsen - până la +5 ;
- nemetale cu stare intermediară de oxidare la cel mai înalt grad de oxidare;
- metale active pozitiv stabil gradul de oxidare al metalului.
KMnO 4 + neMe (cel mai mic d.o.) = neMe 0 + alte produse
KMnO 4 + neMe (d.o. intermediar) = neMe (d.o. mai mare) + alte produse
KMnO 4 + Me 0 = Me (s.o. stabil) + alte produse
KMnO 4 + P -3 , As -3 = P +5 , As +5 + alte produse
Schema de recuperare cromat/bicromat
O caracteristică aparte a cromului cu valență VI este că formează 2 tipuri de săruri în soluții apoase: cromați și dicromați, în funcție de mediul soluției. Cromati metalici activi (de exemplu, K2CrO4) sunt săruri care sunt stabile în alcalin mediu. Dicromații (bicromații) metalelor active (de exemplu, K 2 Cr 2 O 7) - săruri, stabile într-un mediu acid .
Compușii de crom(VI) se reduc la compușii cromului (III). . Compușii cromului Cr +3 sunt amfoteri, iar în funcție de mediul de soluție, există în soluție sub diferite forme: în mediu acid sub formă săruri(compușii amfoteri formează săruri atunci când interacționează cu acizii), insolubili în mediu neutru hidroxid de crom (III) amfoter Cr(OH) 3 , iar într-un mediu alcalin se formează compuși de crom (III). sare complexă, De exemplu, hexahidroxocromat de potasiu (III) K 3 .
Compușii cromului VI oxida:
- nemetaleîn stare negativă de oxidare la substanţe simple (cu starea de oxidare 0), exceptii — fosfor, arsenic – până la +5;
- nemetaleîn stare intermediară de oxidare la cel mai înalt grad de oxidare;
- metale active de la substanţe simple (etapa de oxidare 0) la compuşi cu pozitiv stabil gradul de oxidare al metalului.
Cromat/bicromat + NeMe (d.o. negativ) = NeMe 0 + alte produse
Cromat/bicromat + neMe (d.o. pozitiv intermediar) = neMe (d.o. mai mare) + alte produse
Cromat/bicromat + Me 0 = Me (d.o. stabil) + alte produse
Cromat/bicromat + P, As (d.o. negativ) = P, As +5 + alte produse
Descompunerea nitraților
Sărurile nitrate conțin azot în stare de oxidare +5 - puternic oxidant. Un astfel de azot poate oxida oxigenul (O -2). Acest lucru se întâmplă atunci când nitrații sunt încălziți. În cele mai multe cazuri, oxigenul este oxidat până la starea de oxidare 0, adică. la molecular oxigen O2 .
În funcție de tipul de metal care formează sarea, în timpul descompunerii termice (la temperatură) a nitraților se formează diverși produse: dacă metal activ(în seria activității electrochimice există la magneziu), apoi azotul este redus la starea de oxidare +3, iar în timpul descompunerii se formează săruri de nitriți și oxigen molecular .
De exemplu:
2NaNO 3 → 2NaNO 2 + O 2 .
Metalele active apar în natură sub formă de săruri (KCl, NaCl).
Dacă un metal se află în seria activității electrochimice la dreapta magneziului și la stânga cuprului (inclusiv magneziul și cuprul) , apoi la descompunere se formează oxid de metalîntr-o stare de oxidare stabilă, oxid nitric (IV)(gaz maro) și oxigen. În timpul descompunerii se formează și oxidul de metal nitrat de litiu .
De exemplu, descompunere nitrat de zinc:
2Zn(NO 3) 2 → 2ZnО + 4NO 2 + O 2 .
Metalele cu activitate intermediară se găsesc cel mai adesea în natură sub formă de oxizi (Fe 2 O 3, Al 2 O 3 etc.).
Ioni metale, situat în seria activității electrochimice la dreapta cuprului sunt agenți oxidanți puternici. La descompunerea nitraților ele, ca N +5, participă la oxidarea oxigenului și sunt reduse la substanțe simple, adică. se formează metal iar gazele sunt eliberate - oxid nitric (IV) și oxigen .
De exemplu, descompunere nitrat de argint:
2AgNO3 → 2Ag + 2NO2 + O2.
Metalele inactive apar în natură ca substanțe simple.
Câteva excepții!
Descompunere azotat de amoniu :
Molecula de azotat de amoniu conține atât un agent oxidant, cât și un agent reducător: azotul în starea de oxidare -3 prezintă numai proprietăți reducătoare, în timp ce azotul în starea de oxidare +5 prezintă numai proprietăți oxidative.
Când este încălzit, azotat de amoniu se descompune. La temperaturi de până la 270 o C se formează oxid nitric (I)(„gaz râd”) și apă:
NH4NO3 → N2O + 2H2O
Acesta este un exemplu de reacție contradisproporționare .
Starea de oxidare rezultată a azotului este media aritmetică a stării de oxidare a atomilor de azot din molecula originală.
La temperaturi mai ridicate, oxidul de azot (I) se descompune în substanțe simple - azotŞi oxigen:
2NH4NO3 → 2N2 + O2 + 4H2O
La descompunere nitrit de amoniu NH4NO2 apare și contradisproporționarea.
Starea de oxidare rezultată a azotului este, de asemenea, egală cu media aritmetică a stărilor de oxidare ale atomilor inițiali de azot - agent de oxidare N +3 și agent reducător N -3
NH4NO2 → N2 + 2H2O
Descompunere termică nitrat de mangan(II). însoțită de oxidarea metalelor:
Mn(NO3)2 = MnO2 + 2NO2
Nitrat de fier (II). la temperaturi scăzute se descompune în oxid de fier (II) când este încălzit, fierul se oxidează la starea de oxidare +3:
2Fe(NO 3) 2 → 2FeO + 4NO 2 + O 2 la 60°C
4Fe(NO 3) 2 → 2Fe 2 O 3 + 8NO 2 + O 2 la >60°C
Nitrat de nichel(II).
se descompune în nitrit când este încălzit.
Proprietățile oxidative ale acidului azotic
Acid azotic HNO 3 atunci când interacționează cu metalele este practic nu produce niciodată hidrogen , spre deosebire de majoritatea acizilor minerali.
Acest lucru se datorează faptului că acidul conține un agent oxidant foarte puternic - azot în starea de oxidare +5. Când interacționează cu agenți reducători — metale — se formează diverși produși de reducere a azotului.
Acid azotic + metal = sare metalică + produs de reducere a azotului + H2O
Acidul azotic la reducere se poate transforma în oxid de azot (IV) N02 (N +4); oxid nitric (II) NO (N +2); oxid nitric (I) N 2 O („gaz de râs”); azot molecular N2; azotat de amoniu NH4NO3. De regulă, se formează un amestec de produse cu o predominanță a unuia dintre ele. Azotul este redus la stări de oxidare de la +4 la -3. Adâncimea restaurării depinde în primul rând prin natura unui agent reducătorŞi asupra concentrației de acid azotic . Regula functioneaza: cu cât concentrația de acid este mai mică și cu atât activitatea metalului este mai mare, cu atât azotul primește mai mulți electroni și se formează produse mai reduse..
Unele regularități vă vor permite să determinați corect produsul principal al reducerii acidului azotic de către metale în reacție:
- la acţiune acid azotic foarte diluat pe metale se formează de obicei azotat de amoniu NH4N03;
De exemplu, reacția zincului cu acid azotic foarte diluat:
4Zn + 10HNO3 = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
- acid azotic concentratîn frig pasivează unele metale - crom Cr, aluminiu Al și fier Fe . Când soluția este încălzită sau diluată, are loc reacția;
pasivarea metalelor - acesta este transferul suprafeței metalului într-o stare inactivă datorită formării pe suprafața metalului a unor straturi subțiri de compuși inerți, în acest caz în principal oxizi metalici care nu reacţionează cu acidul azotic concentrat
- acid azotic nu reacționează cu metalele din subgrupa platinei — aur Au, platină Pt, și paladiu Pd;
- când interacționează acid concentrat cu metale inactive şi metale cu activitate medie azot acidul se reduce la oxid nitric (IV) NU 2 ;
De exemplu, oxidarea cuprului cu acid azotic concentrat:
Cu+ 4HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
- când interacționează acid azotic concentrat cu metale active se formează oxid de azot (I)N2O ;
De exemplu, oxidare sodiu concentrat acid azotic:
Na+ 10HNO 3 = 8NaNO 3 + N 2 O + 5H 2 O
- când interacționează diluați acidul azotic cu metale inactive (în seria de activitate din dreapta hidrogenului) acidul se reduce la oxid nitric (II) NR ;
- când interacționează acid azotic diluat cu metale cu activitate medie se formează fie oxid nitric (II) NO sau oxid nitric N 2 O sau azot molecular N 2 - in functie de factori suplimentari (activitatea metalului, gradul de macinare a metalului, gradul de diluare a acidului, temperatura).
- când interacționează diluați acidul azotic cu metale active se formează azot molecular N2 .
Pentru a determina aproximativ produșii de reducere ai acidului azotic atunci când interacționează cu diferite metale, propun să folosim principiul pendulului. Principalii factori care modifică poziția pendulului sunt: concentrația acidului și activitatea metalului. Pentru a simplifica, folosim 3 tipuri de concentrații de acid: concentrat (mai mult de 30%), diluat (30% sau mai puțin), foarte diluat (mai puțin de 5%). Împărțim metalele în funcție de activitate în active (înainte de aluminiu), activitate medie (de la aluminiu la hidrogen) și inactive (după hidrogen). Aranjam produșii de reducere ai acidului azotic în ordinea descrescătoare a stării de oxidare:
NO2; NU; N2O; N2; NH4NO3
Cu cât metalul este mai activ, cu atât ne deplasăm mai mult spre dreapta. Cu cât concentrația este mai mare sau gradul de diluție al acidului este mai scăzut, cu atât ne deplasăm mai mult spre stânga.
De exemplu , acidul concentrat și metalul inactiv cuprul Cu interacționează. În consecință, trecem în poziția extremă din stânga, se formează oxid de azot (IV), nitrat de cupru și apă.
Reacția metalelor cu acidul sulfuric
Acid sulfuric diluat interacționează cu metalele ca un acid mineral obișnuit. Aceste. interacționează cu metalele care se află în seria tensiunilor electrochimice până la hidrogen. Agentul de oxidare aici este ionii H +, care sunt reduși la hidrogen molecular H2. În acest caz, metalele sunt oxidate, de regulă, la minim gradul de oxidare.
De exemplu:
Fe + H2S04 (dil) = FeS04 + H2
interacționează cu metalele din domeniul de tensiune atât înainte, cât și după hidrogen.
H 2 SO 4 (conc) + metal = sare metalică + produs de reducere a sulfului (SO 2, S, H 2 S) + apă
Când acidul sulfuric concentrat interacționează cu metalele, se formează o sare metalică (în stare stabilă de oxidare), apă și un produs de reducere a sulfului - dioxid de sulf S +4 O 2, sulf molecular S sau hidrogen sulfurat H 2 S -2, in functie de gradul de concentrare, activitatea metalului, gradul de macinare a acestuia, temperatura etc. Când acidul sulfuric concentrat reacționează cu metalele, nu se formează hidrogen molecular!
Principiile de bază ale interacțiunii acidului sulfuric concentrat cu metalele:
1. Acid sulfuric concentrat pasivează aluminiu, crom, fier la temperatura camerei sau la rece;
2. Acid sulfuric concentrat nu interactioneaza Cu aur, platină și paladiu ;
3. CU metale inactive acid sulfuric concentrat restaurat la oxid de sulf(IV).
De exemplu, cuprul este oxidat de acid sulfuric concentrat:
Cu 0 + 2H 2 S + 6 O 4 (conc) = Cu + 2 SO 4 + S + 4 O 2 + 2H 2 O
4. Când interacționați cu metale active și zinc se formează acid sulfuric concentratsulf S sau hidrogen sulfurat H 2 S 2- (in functie de temperatura, gradul de macinare si activitatea metalului).
De exemplu , interacțiunea acidului sulfuric concentrat cu zinc:
8Na 0 + 5H 2 S + 6 O 4 (conc) → 4Na 2 + SO 4 + H 2 S — 2 + 4H20
Peroxid de hidrogen
Peroxidul de hidrogen H 2 O 2 conţine oxigen în starea de oxidare -1. Un astfel de oxigen poate crește și reduce starea de oxidare. Astfel, peroxidul de hidrogen prezintă proprietăți atât oxidante, cât și reducătoare.
Când interacționează cu agenți reducători, peroxidul de hidrogen prezintă proprietățile unui agent oxidant și este redus la o stare de oxidare de -2. De obicei, produsul reducerii peroxidului de hidrogen este apa sau ionul hidroxid, în funcție de condițiile de reacție. De exemplu:
S +4O2 + H2O2-1 → H2S +6O4-2
Când interacționează cu agenții oxidanți, peroxidul este oxidat la oxigen molecular (starea de oxidare 0): O 2 . De exemplu :
2KMn +7 O 4 + 5H 2 O 2 -1 + 3H 2 SO 4 → 5O 2 0 + 2Mn +2 SO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O
În condiții normale, acidul azotic este un lichid incolor (densitate 1,52 g/cm3), care fierbe la 82,6 o C, iar la o temperatură (-41,6 o C) se solidifică într-o masă cristalină transparentă. Formula brută - HNO3. Masa molara - 93 g/mol. Structura moleculei de acid azotic este prezentată în Fig. 1.
Acidul azotic se amestecă cu apa în orice raport. Este un electrolit puternic, de ex. într-o soluție apoasă se disociază aproape complet în ioni. În ORR se manifestă ca un agent oxidant.
Orez. 1. Structura moleculei de acid azotic, indicând unghiurile de legătură dintre legături și lungimile legăturilor chimice.
HNO3, stările de oxidare ale elementelor din acesta
Pentru a determina stările de oxidare ale elementelor care alcătuiesc acidul azotic, trebuie mai întâi să înțelegeți pentru ce elemente este cunoscută cu precizie această valoare.
Stările de oxidare ale hidrogenului și oxigenului din compoziția acizilor anorganici sunt întotdeauna egale cu (+1) și respectiv (-2). Pentru a găsi starea de oxidare a azotului, luăm valoarea lui „x” și o determinăm folosind ecuația de neutralitate electrică:
(+1) + x + 3×(-2) = 0;
1 + x - 6 = 0;
Aceasta înseamnă că gradul de oxidare al azotului din acidul azotic este egal cu (+5):
H+1N+50-23.
Exemple de rezolvare a problemelor
EXEMPLUL 1
