Метод на електронен баланс в достъпна презентация. Азотни съединения Степента на окисление на hno3 е

Съединения със степен на окисление -3.Азотните съединения в степен на окисление -3 са представени от амоняк и метални нитриди.

амоняк- NH 3 е безцветен газ с характерна остра миризма. Молекулата на амоняка има геометрия на триъгълна пирамида с азотен атом в горната част. Атомните орбитали на азота са вътре sp 3- хибридно състояние. Три орбитали участват в образуването на азот-водородни връзки, а четвъртата орбитала съдържа несподелена електронна двойка, молекулата има пирамидална форма. Отблъскващото действие на самотната двойка електрони води до намаляване на ъгъла на връзката от очакваните 109,5 до 107,3°.

При температура от -33,4 °C амонякът кондензира, за да образува течност с много висока топлина на изпаряване, което позволява да се използва като хладилен агент в промишлени хладилни системи.

Наличието на несподелена електронна двойка при азотния атом му позволява да образува друга ковалентна връзка според механизма донор-акцептор. Така в кисела среда се получава образуването на молекулния амониев катион - NH 4 +. Образуването на четвърта ковалентна връзка води до изравняване на ъглите на връзката (109,5°) поради равномерното отблъскване на водородните атоми.

Течният амоняк е добър самойонизиращ разтворител:

2NH 3 NH 4 + + NH 2 -

амиден анион

Разтваря алкални и алкалоземни метали, образувайки цветни проводими разтвори. В присъствието на катализатор (FeCl 3), разтвореният метал реагира с амоняк за освобождаване на водород и образуване на амид, например:

2Na + 2NH 3 \u003d 2NaNH 2 + H 2

натриев амид

Амонякът е много разтворим във вода (при 20 °C около 700 обема амоняк се разтварят в един обем вода). Във водни разтвори той проявява свойствата на слаба основа.

NH 3 + H 2 O ® NH 3 × H 2 O NH 4 + + OH -

= 1,85 10 -5

В кислородна атмосфера амонякът изгаря с образуването на азот; на платинен катализатор амонякът се окислява до азотен оксид (II):

4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O; 4NH 3 + 5O 2 \u003d 4NO + 6H 2 O

Като основа амонякът реагира с киселини, за да образува соли на амониевия катион, например:

NH3 + HCl = NH4Cl

Амониеви соли са силно разтворими във вода и слабо хидролизирани. В кристално състояние те са термично нестабилни. Съставът на продуктите на термолиза зависи от свойствата на киселината, образуваща солта:

NH4Cl® NH3 + HCl; (NH 4) 2 SO 4 ® NH 3 + (NH 4) HSO 4

(NH 4) 2 Cr 2 O 7 ® N 2 + Cr 2 O 3 + 4H 2 O

Под действието на алкали върху водни разтвори на амониеви соли при нагряване се отделя амоняк, което дава възможност да се използва тази реакция като качествена за амониеви соли и като лабораторен метод за получаване на амоняк.

NH 4 Cl + NaOH \u003d NaCl + NH 3 + H 2 O

В промишлеността амонякът се получава чрез директен синтез.

N 2 + 3H 2 2NH 3

Тъй като реакцията е силно обратима, синтезът се извършва при повишено налягане (до 100 MPa). За да се ускори процеса, процесът се провежда в присъствието на катализатор (гъбесто желязо, стимулирано от добавки) и при температура от около 500°C.

нитридсе образуват в резултат на реакциите на много метали и неметали с азот. Свойствата на нитридите се променят естествено за период. Например за елементи от третия период:

Нитридите на s-елементите от групи I и II са кристални солеподобни вещества, които лесно се разлагат от вода до образуване на амоняк.

Li 3 N + 3H 2 O \u003d 3LiOH + NH3

От халогенните нитриди в свободно състояние е изолиран само Cl 3 N, киселинният характер се проявява в реакцията с вода:

Cl 3 N + 3H 2 O \u003d 3HClO + NH3

Взаимодействието на нитриди от различно естество води до образуването на смесени нитриди:

Li 3 N + AlN \u003d Li 3 AlN 2; 5Li 3 N + Ge 3 N 4 = 3Li 5 GeN 3

литиев нитридоалуминат нитридогерманат(IV) литий

Нитридите BN, AlN, Si 3 N 4, Ge 3 N 4 са твърди полимерни вещества с високи точки на топене (2000-3000 ° C), те са полупроводници или диелектрици. Нитриди на d-метали - кристални съединения с променлив състав (бертолиди), много твърди, огнеупорни и химически стабилни, проявяват метални свойства: метален блясък, електропроводимост.

Съединения със степен на окисление -2.Хидразин - N 2 H 4 - най-важното неорганично азотно съединение в -2 степен на окисление.

Хидразинът е безцветна течност с точка на кипене 113,5 °C, димяща във въздуха. Парите на хидразина са изключително токсични и образуват експлозивни смеси с въздуха. Хидразинът се получава чрез окисление на амоняк с натриев хипохлорит:

2N -3 H 3 + NaCl +1 O \u003d N 2 -2 H 4 + NaCl -1 + H 2 O

Хидразинът се смесва с вода във всяко съотношение и се държи в разтвор като слаба двукиселинна основа, образувайки две серии соли.

N 2 H 4 + H 2 O N 2 H 5 + + OH - , K b = 9,3×10 -7;

хидрозониев катион

N 2 H 5 + + H 2 O N 2 H 6 2+ + OH - , K b = 8,5×10 -15;

дихидрозониев катион

N2H4 + HCl N2H5Cl; N 2 H 5 Cl + HCl N 2 H 6 Cl 2

хидрозониев хлорид дихидрозониев дихлорид

Хидразинът е най-силният редуктор:

4KMn +7 O 4 + 5N 2 -2 H 4 + 6H 2 SO 4 \u003d 5N 2 0 + 4Mn +2 SO 4 + 2K 2 SO 4 + 16H 2 O

Несиметричният диметилхидразин (хептил) се използва широко като ракетно гориво.

Съединения със степен на окисление –1.Хидроксиламин - NH 2 OH - основното неорганично азотно съединение в степен на окисление -1.

Хидроксиламинът се получава чрез редуциране на азотна киселина с водород в момента на изолиране по време на електролиза:

HNO 3 + 6H \u003d NH2OH + 2H2O

Това е безцветно кристално вещество (т.т. 33°C), силно разтворимо във вода, в което проявява свойствата на слаба основа. С киселини дава хидроксиламониеви соли - стабилни безцветни вещества, разтворими във вода.

NH 2 OH + H 2 O + + OH - , K b = 2×10 -8

хидроксиламониев йон

Азотният атом в молекулата на NH 2 OH показва междинно окислително състояние (между -3 и +5), така че хидроксиламинът може да действа както като редуциращ агент, така и като окислител:

2N -1 H 2 OH + I 2 + 2KOH = N 0 2 + 2KI + 4H 2O;

редуциращ агент

2N -1 H 2 OH + 4FeSO 4 + 3H 2 SO 4 = 2Fe 2 (SO 4) 3 + (N -3 H 4) 2 SO 4 + 2H 2 O

окислител

NH 2 OH лесно се разлага при нагряване, подлагайки се на диспропорциониране:

3N -1 H 2 OH = N 0 2 + N -3 H 3 + 3H 2O;

Съединения със степен на окисление +1. Азотен оксид (I) - N 2 O (азотен оксид, смях газ). Структурата на неговата молекула може да бъде предадена чрез резонанса на две валентни схеми, които показват, че това съединение може да се разглежда като азотен оксид (I) само формално, в действителност е азотен (V) оксинитрид - ON +5 N -3.

N 2 O е безцветен газ с лека приятна миризма. В малки концентрации предизвиква пристъпи на необуздана радост, в големи дози има общ анестетичен ефект. В медицината за анестезия се използва смес от азотен оксид (80%) и кислород (20%).

При лабораторни условия азотен оксид (I) може да се получи чрез разлагане на амониев нитрат. N 2 O, получен по този метод, съдържа примеси от висши азотни оксиди, които са изключително токсични!

NH 4 NO 3 ¾® N 2 O + 2H 2 O

Според химичните си свойства азотният оксид (I) е типичен несолеобразуващ оксид; не реагира с вода, киселини и основи. При нагряване се разлага, за да образува кислород и азот. Поради тази причина N2O може да действа като окислител, например:

N 2 O + H 2 \u003d N 2 + H 2 O

Съединения със степен на окисление +2. Азотен оксид (II) - NO - безцветен газ, изключително токсичен. Във въздуха той бързо се окислява от кислород, за да образува не по-малко токсичен азотен оксид (IV). В промишлеността NO се произвежда чрез окисляване на амоняк върху платинен катализатор или чрез преминаване на въздух през електрическа дъга (3000-4000 °C).

4NH 3 + 5O 2 \u003d 4NO + 6H 2 O; N 2 + O 2 \u003d 2NO

Лабораторен метод за получаване на азотен оксид (II) е взаимодействието на мед с разредена азотна киселина.

3Cu + 8HNO 3 (диф.) = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O

Азотният оксид (II) е оксид, който не образува сол, силен редуциращ агент, лесно реагира с кислород и халогени.

2NO + O 2 \u003d 2NO 2; 2NO + Cl2 = 2NOCl

нитрозил хлорид

В същото време, когато взаимодейства със силни редуциращи агенти, NO действа като окислител:

2NO + 2H2 = N2 + 2H2O; 10NO + 4Р = 5N 2 + 2Р 2 O 5

Съединения със степен на окисление +3. Азотен оксид (III) - N 2 O 3 - интензивно синя течност (t.cr. -100 ° C). Стабилен само в течно и твърдо състояние при ниски температури. Изглежда, че съществува в две форми:

Азотният оксид(III) се получава чрез съвместна кондензация на NO и NO 2 пари. Дисоциира в течности и пари.

NO 2 + NO N 2 O 3

Свойствата са типичен кисел оксид. Реагира с вода, образувайки азотна киселина, с алкали образува соли - нитрити.

N 2 O 3 + H 2 O = 2HNO 2; N 2 O 3 + 2NaOH \u003d 2NaNO2 + H2O

Азотна киселина- киселина със средна сила (K a = 1×10 -4). Не е изолиран в чиста форма, в разтвори съществува в две тавтомерни форми (тавтомерите са изомери, които са в динамично равновесие).

нитритна форма нитро форма

Солите на азотната киселина са стабилни. Нитритният анион проявява изразена редокс двойственост. В зависимост от условията, той може да изпълнява както функцията на окислител, така и функцията на редуциращ агент, например:

2NaNO 2 + 2KI + 2H 2 SO 4 = I 2 + 2NO + K 2 SO 4 + Na 2 SO 4 + 2H 2 O

окислител

KMnO 4 + 5NaNO 2 + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5NaNO 3 + K 2 SO 4 + 3H 2 O

редуциращ агент

Азотната киселина и нитритите са склонни към диспропорциониране:

3HN +3 O 2 \u003d HN +5 O 3 + 2N +2 O + H 2 O

Съединения със степен на окисление +4. Азотен оксид (IV) - NO 2 - кафяв газ, с остра неприятна миризма. Изключително токсичен! В промишлеността NO 2 се получава чрез окисляване на NO. Лабораторният метод за получаване на NO 2 е взаимодействието на медта с концентрирана азотна киселина, както и термичното разлагане на оловен нитрат.

Cu + 4HNO 3 (конц.) = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H2O;

2Pb(NO 3) 2 \u003d 2PbO + 4NO 2 + O 2

Молекулата NO 2 има един несдвоен електрон и е стабилен свободен радикал, така че азотният оксид лесно димеризира.

Процесът на димеризация е обратим и много чувствителен към температурата:

парамагнитни, диамагнитни,

кафяво безцветно

Азотният диоксид е кисел оксид, който реагира с вода, за да образува смес от азотна и азотна киселина (смесен анхидрид).

2NO 2 + H 2 O \u003d HNO 2 + HNO 3; 2NO 2 + 2NaOH \u003d NaNO 3 + NaNO 2 + H 2 O

Съединения със степен на окисление +5. Азотен оксид (V) - N 2 O 5 - бяло кристално вещество. Получава се чрез дехидратация на азотна киселина или окисление на азотен оксид (IV) с озон:

2HNO 3 + P 2 O 5 = N 2 O 5 + 2HPO 3; 2NO 2 + O 3 \u003d N 2 O 5 + O 2

В кристално състояние N 2 O 5 има соленоподобна структура - + -, в пара (t. vozg. 33 ° C) - молекулна.

N 2 O 5 - киселинен оксид - анхидрид на азотна киселина:

N 2 O 5 + H 2 O \u003d 2HNO 3

Азотна киселина- HNO 3 - безцветна течност с точка на кипене 84,1 ° C, разлага се при нагряване и на светлина.

4HNO 3 \u003d 4NO 2 + O 2 + 2H 2 O

Примесите от азотен диоксид придават на концентрираната азотна киселина жълто-кафяв цвят. Азотната киселина се смесва с вода във всякакви съотношения и е една от най-силните минерални киселини; напълно се дисоциира в разтвор.

Структурата на молекулата на азотната киселина се описва със следните структурни формули:

Трудностите при записването на структурната формула на HNO 3 са причинени от факта, че показвайки в това съединение степен на окисление +5, азотът, като елемент от втория период, може да образува само четири ковалентни връзки.

Азотната киселина е един от най-силните окислители. Дълбочината на неговото възстановяване зависи от много фактори: концентрация, температура, редуктор. Обикновено, когато се окислява с азотна киселина, се образува смес от редукционни продукти:

HN +5 O 3 ® N +4 O 2 ® N +2 O ® N +1 2 O ® N 0 2 ® +

Преобладаващият продукт от окисляването на неметали и неактивни метали с концентрирана азотна киселина е азотният оксид (IV):

I2 + 10HNO3 (конц) = 2HIO3 + 10NO2 + 4H2O;

Pb + 4HNO 3 (конц) = Pb (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

Концентрираната азотна киселина пасивира желязото и алуминия. Алуминият се пасивира дори с разредена азотна киселина. Азотната киселина с каквато и да е концентрация не засяга златото, платината, тантал, родий и иридий. Златото и платината се разтварят в царска вода - смес от концентрирана азотна и солна киселина в съотношение 1: 3.

Au + HNO 3 + 4HCl \u003d H + NO + 2H 2 O

Силният окислителен ефект на царската вода се дължи на образуването на атомен хлор по време на разлагането на нитрозил хлорид, продукт от взаимодействието на азотната киселина с хлороводород.

HNO 3 + 3HCl \u003d Cl 2 + NOCl + 2H2O;

NOCl = NO + Cl×

Ефективен разтворител за нискоактивни метали е смес от концентрирана азотна и флуороводородна киселина.

3Ta + 5HNO 3 + 21HF = 3H 2 + 5NO + 10H 2 O

Разредената азотна киселина, когато взаимодейства с неметали и нискоактивни метали, се редуцира главно до азотен оксид (II), например:

3P + 5HNO 3 (razb) + 2H 2 O \u003d 3H 3 PO 4 + 5NO;

3Pb + 8HNO 3 (razb) \u003d 3Pb (NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O

Активните метали редуцират разредената азотна киселина до N 2 O, N 2 или NH 4 NO 3, напр.

4Zn + 10HNO 3 (razb) \u003d 4Zn (NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

Основната част от азотната киселина отива за производството на торове и експлозиви.

Азотната киселина се произвежда индустриално по контактен или дъгов метод, които се различават в първия етап - производството на азотен оксид (II). Дъговият метод се основава на производството на NO чрез преминаване на въздух през електрическа дъга. При контактния процес NO се получава чрез окисляване на амоняк с кислород върху платинен катализатор. След това азотният оксид (II) се окислява до азотен оксид (IV) от атмосферния кислород. Чрез разтваряне на NO 2 във вода в присъствието на кислород се получава азотна киселина с концентрация 60-65%.

4NO 2 + O 2 + 2H 2 O \u003d 4HNO 3

Ако е необходимо, азотната киселина се концентрира чрез дестилация с концентрирана сярна киселина. В лабораторията може да се получи 100% азотна киселина чрез действието на концентрирана сярна киселина върху кристален натриев нитрат при нагряване.

NaNO 3 (cr) + H 2 SO 4 (конц) = HNO 3 + NaHSO 4

Соли на азотна киселина- нитрати - силно разтворими във вода, термично нестабилни. Разлагането на нитратите на активните метали (с изключение на лития), които са в поредицата от стандартни електродни потенциали вляво от магнезия, води до образуване на нитрити. Например:

2KNO 3 \u003d 2KNO 2 + O 2

При разлагането на литиеви и магнезиеви нитрати, както и на метални нитрати, разположени в поредицата от стандартни електродни потенциали вдясно от магнезия, до медта, се отделя смес от азотен оксид (IV) и кислород. Например:

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

Нитратите на металите, намиращи се в края на серия от дейности, се разлагат до свободен метал:

2AgNO 3 \u003d 2Ag + 2NO 2 + O 2

Натриевите, калиевите и амониевите нитрати намират широко приложение за производството на барут и експлозиви, както и на азотни торове (селитра). Амониев сулфат, амонячна вода и карбамид (карбамид) - пълен амид на въглеродна киселина също се използват като торове:

Водороден азид(динитридонитрат) - HN 3 (HNN 2) - безцветна летлива течност (т.т. -80 ° C, bp 37 ° C) с остър мирис. Централният азотен атом е в sp хибридизация, степента на окисление е +5, атомите в съседство с него имат степен на окисление -3. Структура на молекулата:

Воден разтвор на HN 3 - азотна киселина е близък по сила до оцетната киселина, K a = 2,6 × 10 -5. Стабилен в разредени разтвори. Получава се чрез взаимодействието на хидразин и азотна киселина:

N 2 H 4 + HNO 2 \u003d HN 3 + 2H 2 O

По отношение на окислителните свойства HN 3 (HN +5 N 2) наподобява азотната киселина. Така че, ако взаимодействието на метал с азотна киселина произвежда азотен оксид (II) и вода, тогава с хидразоена киселина - азот и амоняк. Например,

Cu + 3HN +5 N 2 = Cu(N 3) 2 + N 2 0 + NH 3

Смес от HN 3 и HCl се държи като царска вода. Соли на азотна киселина - азиди. Само азидите на алкалните метали са относително стабилни; при температури > 300 °C те се разрушават без експлозия. Останалите се разпадат с експлозия при удар или нагряване. Оловен азид се използва при производството на детонатори:

Pb(N 3) 2 = Pb + 3N 2 0

Изходният продукт за производството на азиди е NaN 3, който се образува в резултат на реакцията на натриев амид и азотен оксид (I):

NaNH 2 + N 2 O \u003d NaN 3 + H 2 O

4.2 Фосфор

Фосфорът е представен в природата от един изотоп - 31 P, кларкът на фосфора е 0,05 mol.%. Среща се под формата на фосфатни минерали: Ca 3 (PO 4) 2 - фосфорит, Ca 5 (PO 4) 3 X (X \u003d F, Cl, OH) - апатити. Той е част от костите и зъбите на животните и хората, както и състава на нуклеиновите киселини (ДНК и РНК) и аденозин фосфорните киселини (АТФ, АДФ и АМФ).

Фосфорът се получава чрез редукция на фосфорит с кокс в присъствието на силициев диоксид.

Ca 3 (PO 4) 2 + 3SiO 2 + 5C = 3CaSiO 3 + 2P + 5CO

Простото вещество - фосфорът - образува няколко алотропни модификации, от които основните са белият, червеният и черният фосфор. Белият фосфор се образува при кондензация на фосфорни пари и е бяло восъкоподобно вещество (т.т. 44 ° C), неразтворимо във вода, разтворимо в някои органични разтворители. Белият фосфор има молекулярна структура и се състои от тетраедрични молекули P 4 .

Силата на връзката (валентният ъгъл P-P-P е само 60 °) определя високата реактивност и токсичност на белия фосфор (леталната доза е около 0,1 g). Тъй като белият фосфор е силно разтворим в мазнини, млякото не може да се използва като антидот при отравяне. Във въздуха белият фосфор спонтанно се запалва, така че се съхранява в херметически затворен химически контейнер под слой вода.

Червеният фосфор има полимерна структура. Получава се чрез нагряване на белия фосфор или облъчването му със светлина. За разлика от белия фосфор, той е леко реактивен и нетоксичен. Въпреки това, остатъчните количества бял фосфор могат да направят червения фосфор токсичен!

Черният фосфор се получава чрез нагряване на бял фосфор под налягане от 120 хиляди атм. Има полимерна структура, има полупроводникови свойства, химически е стабилен и нетоксичен.

Химични свойства. Белият фосфор се окислява спонтанно от атмосферния кислород при стайна температура (окислението на червения и черния фосфор става при нагряване). Реакцията протича на два етапа и е придружена от луминесценция (хемилуминесценция).

2P + 3O 2 \u003d 2P 2 O 3; P 2 O 3 + O 2 \u003d P 2 O 5

Фосфорът също реагира поетапно със сяра и халогени.

2P + 3Cl 2 \u003d 2PCl 3; PCl 3 + Cl 2 = PCl 5

При взаимодействие с активни метали, фосфорът действа като окислител, образувайки фосфиди - фосфорни съединения в степен на окисление -3.

3Ca + 2P = Ca 3 P 2

Окислителните киселини (азотна и концентрирана сярна киселини) окисляват фосфора до фосфорна киселина.

P + 5HNO 3 (конц) = H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O

При кипене с алкални разтвори белият фосфор непропорционално:

4P 0 + 3KOH + 3H 2 O = P -3 H 3 + 3KH 2 P +1 O 2

фосфин калиев хипофосфит

При нормални условия азотната киселина е безцветна течност (плътност 1,52 g/cm 3 ), кипяща при 82,6 o C и при температура (-41,6 o C), втвърдена в прозрачна кристална маса. Брутна формула - HNO 3 . Моларна маса - 93 g/mol. Структурата на молекулата на азотната киселина е показана на фиг. един.

Азотната киселина се смесва с вода във всяко съотношение. Той е силен електролит, т.е. във воден разтвор почти напълно се дисоциира на йони. В OVR той действа като окислител.

Ориз. 1. Структурата на молекулата на азотната киселина, показваща ъглите на връзката между връзките и дължините на химичните връзки.

HNO3, степените на окисление на елементите в него

За да определите степените на окисление на елементите, които съставляват азотната киселина, първо трябва да разберете за кои елементи тази стойност е точно известна.

Степените на окисление на водорода и кислорода в състава на неорганичните киселини винаги са равни на (+1) и (-2) съответно. За да намерим степента на окисление на азота, нека вземем неговата стойност като "x" и го определим с помощта на уравнението за електронеутрализация:

(+1) + x + 3×(-2) = 0;

1 + x - 6 = 0;

Така че степента на окисление на азота в азотната киселина е (+5):

H +1 N +5 O -2 3 .

Примери за решаване на проблеми

ПРИМЕР 1

Химикалите могат да се разделят на типични окислители, типични редуциращи агентии вещества, които могат да се проявят както окислителни, така и редуциращи свойства. Някои вещества практически не проявяват редокс активност.

Да се типични окислители включват:

• прости вещества - неметали с най-силни окислителни свойства (флуор F 2, кислород O 2, хлор Cl 2);
• йониметали или неметалис високи положителни (обикновено по-високи) степени на окисление : киселини (HN +5 O 3, HCl +7 O 4), соли (KN +5 O 3, KMn +7 O 4), оксиди (S +6 O 3, Cr +6 O 3)
• съединения, съдържащи някои метални катионикато има високи степени на окисление: Pb 4+, Fe 3+, Au 3+ и др.

Типични редуциращи агенти обикновено е:

• прости вещества - метали(възможностите за намаляване на металите се определят от поредица от електрохимична активност);
• сложни вещества, които съдържат атоми или йони на неметали с отрицателна (обикновено по-ниска) степен на окисление: бинарни водородни съединения (H 2 S, HBr), соли на безкислородни киселини (K 2 S, NaI);
• някои съединения, съдържащи катиони с най-ниско положително окислително състояние(Sn 2+, Fe 2+, Cr 2+), които, дарявайки електрони, могат да повишат степента на окисление;
• съединения, съдържащи комплексни йони, състоящи се от неметали с междинно положително окислително състояние(S +4 O 3) 2–, (НР +3 O 3) 2– , в които елементите могат чрез даряване на електрони, повишава положителното му окислително състояние.

Повечето други вещества могат да покажат както окислителни, така и редуциращи свойства.

Типичните окислители и редуциращи агенти са показани в таблицата.

В лабораторна практика най-често използваните са следните окислители :

калиев перманганат (KMnO 4);

калиев дихромат (K2Cr2O7);

азотна киселина (HNO 3);

концентрирана сярна киселина (H2SO4);

водороден прекис (H 2 O 2);

оксиди на манган (IV) и олово (IV) (MnO 2 , PbO 2);

разтопен калиев нитрат (KNO 3) и стопилки на някои други нитрати.

Да се редуктори които се прилагат в лабораторна практика свързани:

• магнезий (Mg), алуминий (Al), цинк (Zn) и други активни метали;
• водород (H 2) и въглерод (C);
• калиев йодид (KI);
• натриев сулфид (Na 2 S) и сероводород (H 2 S);
• натриев сулфит (Na2SO3);
• калаен хлорид (SnCl 2).

Класификация на редокс реакции

Редокс реакциите обикновено се разделят на четири типа: междумолекулни, вътрешномолекулни, реакции на диспропорциониране (самоокисление-саморедукция) и реакции на контрадиспропорциониране.

Междумолекулни реакции продължете с промяна в степента на окисление различни елементиот различни реагенти. В същото време те се образуват различни продукти на окисление и редукция .

2Al0 + Fe +3 2 O 3 → Al +3 2 O 3 + 2Fe 0,

C 0 + 4HN +5 O 3 (конц) = C +4 O 2 + 4N +4 O 2 + 2H 2O.

Вътремолекулни реакции са реакции, при които различни елементиот един реагентместя се в различни продукти като:

(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 .

Реакции на диспропорционалност (самоокисление-самовъзстановяване) - това са реакции, при които окислителят и редуциращият агент - същия елемент от същия реагент,който влиза в различни продукти:

3Br 2 + 6 KOH → 5KBr + KBrO 3 + 3 H 2 O,

Препропорциониране (пропорция, контрадиспропорционалност ) са реакции, в които са окислител и редуциращ агент същия елемент, Коя от различни реагентиотива в един продукт. Реакция, обратна на диспропорцията.

2H 2 S -2 + S + 4 O 2 \u003d 3S + 2H 2 O

Основни правила за съставяне на редокс реакции

Редокс реакциите са придружени от окислителни и редукционни процеси:

Окислениее процесът на даряване на електрони от редуциращ агент.

Възстановяване е процесът на добавяне на електрони към окислител.

Окислител възстановявайки сеи редуциращият агент окислени .

В редокс реакциите, електронен баланс: Броят на електроните, които редуциращият агент дарява, е равен на броя на електроните, които окислителят получава. Ако балансът е изготвен неправилно, няма да можете да съставите сложни OVR.

Използват се няколко метода за съставяне на редокс реакции (ORRs): метод на електронен баланс, метод на електронно-йонен баланс (метод на полуреакция) и др.

Разгледайте подробно метод на електронен баланс .

Доста лесно е да се „разпознае“ OVR - достатъчно е да подредите степените на окисление във всички съединения и да определите, че атомите променят степента на окисление:

K + 2 S -2 + 2K + Mn +7 O -2 4 = 2K + 2 Mn +6 O -2 4 + S 0

Изписваме отделно атомите на елементите, които променят степента на окисление, в състоянието ПРЕДИ реакцията и СЛЕД реакцията.

Степента на окисление се променя от манганови и серни атоми:

S -2 -2e = S 0

Mn +7 + 1e = Mn +6

Манганът абсорбира 1 електрон, сярата дарява 2 електрона. В същото време е необходимо да се спазва електронен баланс. Следователно е необходимо да се удвои броят на мангановите атоми и да се остави броят на серните атоми непроменен. Посочваме балансовите коефициенти както преди реагентите, така и преди продуктите!

Схема за съставяне на OVR уравнения по метода на електронния баланс:

Внимание!В една реакция може да има няколко окислителни или редуциращи агенти. Равносметката трябва да се изготви така, че ОБЩИЯТ брой на дадените и приетите електрони да е еднакъв.

Общи модели на редокс реакции

Продуктите на редокс реакциите често зависят от условия на процеса. Обмисли основните фактори, влияещи върху протичането на редокс реакциите.

Най-очевидният определящ фактор е среда за реакционен разтвор - . Като правило (но не непременно) веществото, определящо средата, е посочено сред реагентите. Възможни са следните опции:

• окислителна активност засилва се в по-кисела среда и окислителят се намалява по-дълбоко(например калиев перманганат, KMnO 4, където Mn +7 се редуцира до Mn +2 в кисела среда и до Mn +6 в алкална среда);
• окислителна активност се засилва в по-алкална среда, а окислителят се редуцира по-дълбоко (например калиев нитрат KNO 3, където N +5, когато взаимодейства с редуциращ агент в алкална среда, се редуцира до N -3);
• или окислителят практически не подлежи на промени в околната среда.

Реакционната среда дава възможност да се определи съставът и формата на съществуване на останалите OVR продукти. Основният принцип е, че се образуват продукти, които не взаимодействат с реагенти!

Забележка! ЕАко средата на разтвора е кисела, тогава основи и основни оксиди не могат да присъстват сред реакционните продукти, т.к те взаимодействат с киселина. Обратно, в алкална среда образуването на киселина и киселинен оксид е изключено. Това е една от най-честите и най-грубите грешки.

Също така, посоката на потока OVR се влияе от естеството на реагентите. например, по време на взаимодействието на азотната киселина HNO 3 с редуциращи агенти се наблюдава закономерност - колкото по-голяма е активността на редуктора, толкова повече азот N + 5 се редуцира.

С увеличение температура повечето OVR са по-интензивни и по-дълбоки.

При хетерогенни реакции съставът на продуктите често се влияе от финост на твърдото вещество . Например цинкът на прах с азотна киселина образува един продукт, докато гранулираният цинк образува напълно различни продукти. Колкото по-голяма е степента на смилане на реагента, толкова по-голяма е неговата активност, обикновено.

Помислете за най-типичните лабораторни окислители.

Основни схеми на редокс реакции

Схема за възстановяване на перманганати

Перманганатите съдържат мощен окислител - манганв степен на окисление +7. Соли на манган +7 оцветяват разтвора ВиолетоваЦвят.

Перманганатите, в зависимост от средата на реакционния разтвор, се редуцират по различни начини.

AT кисела среда възстановяването е по-дълбоко Mn2+. Мангановият оксид в степен на окисление +2 проявява основни свойства, следователно, в кисела среда се образува сол. Соли на манган +2 безцветен. AT неутрален разтвор манганът се възстановява до степента на окисление +4 , с образование амфотерен оксид MnO 2 — кафяво утайка, неразтворима в киселини и основи. AT алкалнаоколната среда, манганът се намалява минимално - до най-близкия окислителни състояния +6 . Мангановите съединения +6 проявяват киселинни свойства, в алкална среда образуват соли - манганати. Манганатите дават разтвора зелено оцветяване .

Помислете за взаимодействието на калиев перманганат KMnO 4 с калиев сулфид в кисела, неутрална и алкална среда. При тези реакции продуктът на окисление на сулфидния йон е S 0 .

5 K 2 S + 2 KMnO 4 + 8 H 2 SO 4 \u003d 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,

Често срещана грешка в тази реакция е индикация за взаимодействието на сяра и алкали в реакционните продукти. Въпреки това, сярата взаимодейства с алкали при доста тежки условия (повишена температура), което не отговаря на условията за тази реакция. При нормални условия ще бъде правилно да се посочи точно молекулярната сяра и алкалите поотделно, а не продуктите от тяхното взаимодействие.

K 2 S + 2 KMnO 4 - (KOH) \u003d 2 K 2 MnO 4 + S ↓

Трудности възникват и при съставянето на тази реакция. Факт е, че в този случай не се изисква записването на молекулата на средата (KOH или друга алкална основа) в реагентите за изравняване на реакцията. Алкалът участва в реакцията и определя продукта на редукцията на калиев перманганат, но реагентите и продуктите се изравняват дори и без негово участие. Този привидно парадокс може лесно да бъде разрешен, ако си спомним, че химическата реакция е само условна нотация, която не обозначава всеки протичащ процес, а е просто отражение на сбора от всички процеси. Как да го определите сами? Ако действате по класическата схема - коефициенти на баланс-баланс - изравняване на метали, тогава ще видите, че металите се изравняват чрез коефициенти на баланс и наличието на алкали от лявата страна на уравнението на реакцията ще бъде излишно.

перманганатиокисляват:

• неметалис отрицателна степен на окисление към прости вещества (със степен на окисление 0), изключения — фосфор, арсен - до +5 ;
• неметалис междинна степен на окисление до най-висока степен на окисление;
• активни метали стабилно положително степента на окисляване на метала.

KMnO 4 + NeMe (най-ниско d.d.) = NeMe 0 + други продукти

KMnO 4 + NeMe (междинно s.o.) = NeMe (по-високо s.o.) + други продукти

KMnO 4 + Me 0 = Me (стабилен s.d.) + други продукти

KMnO 4 + P -3, As -3 = P +5, As +5 + други продукти

Схема за възстановяване на хромат/бихромат

Характеристика на хрома с валентност VI е, че той образува 2 вида соли във водни разтвори: хромати и бихромати, в зависимост от средата на разтвора. Активни метални хромати (например K 2 CrO 4) са соли, които са стабилни в алкалназаобикаляща среда. Дихромати (бихромати) на активни метали (например K 2 Cr 2 O 7) - соли, стабилни в кисела среда .

Съединенията на хром (VI) се редуцират до хром (III) съединения . Хромовите съединения Cr +3 са амфотерни и в зависимост от средата на разтвора те съществуват в разтвор в различни форми: в кисела среда под формата соли(амфотерните съединения образуват соли при взаимодействие с киселини), в неутрална среда - неразтворими амфотерен хром (III) хидроксид Cr(OH) 3 , а в алкална среда се образуват съединения на хром (III). сложна сол, Например, калиев хексахидроксохромат (III) K 3 .

Хром VI съединенияокисляват:

• неметалив отрицателно окислително състояние към прости вещества (със степен на окисление 0), изключения — фосфор, арсен - до +5;
• неметалив междинно окислително състояние до най-висока степен на окисление;
• активни метали от прости вещества (точка на окисление 0) до съединения с стабилно положително степента на окисляване на метала.

Хромат/бихромат + neMe (отрицателен d.d.) = neMe 0 + други продукти

Хромат/бихромат + NeMe (междинен положителен s.d.) = NeMe (най-висок s.d.) + други продукти

Хромат / бихромат + Me 0 \u003d Me (стабилен s.d.) + други продукти

Хромат/дихромат + P, As (отрицателен d.d.) = P, As +5 + други продукти

Разлагане на нитрати

Нитратните соли съдържат азот в степен на окисление +5 - силна окислител. Такъв азот може да окислява кислорода (O -2). Това се случва при нагряване на нитратите. В този случай в повечето случаи кислородът се окислява до степен на окисление 0, т.е. преди молекулярно кислород O2 .

В зависимост от вида на метала, който образува солта, при термичното (температурно) разлагане на нитратите се образуват различни продукти: ако активен метал(в поредицата от електрохимична активност са до магнезий), след това азотът се редуцира до степен на окисление +3 и при разлагане образуват се нитритни соли и молекулен кислород .

например:

2NaNO 3 → 2NaNO 2 + O 2 .

Активните метали се срещат в природата под формата на соли (KCl, NaCl).

Ако металът е в серията на електрохимичната активност вдясно от магнезий и вляво от мед (включително магнезий и мед) , тогава разлагането произвежда метален оксидв стабилно окислително състояние, азотен оксид (IV)(кафяв газ) и кислород. По време на разлагането се образува и метален оксид литиев нитрат .

например, разлагане цинков нитрат:

2Zn(NO 3) 2 → 2ZnO + 4NO 2 + O 2.

Металите със средна активност се срещат най-често в природата под формата на оксиди (Fe 2 O 3, Al 2 O 3 и др.).

йони метали, разположен в поредицата от електрохимична активност вдясно от медса силни окислители. В разлагане на нитратите, подобно на N +5, участват в окисляването на кислорода, и се редуцират до прости вещества, т.е. образува се метал и се отделят газове азотен оксид (IV) и кислород .

например, разлагане сребърен нитрат:

2AgNO 3 → 2Ag + 2NO 2 + O 2 .

Неактивните метали се срещат в природата под формата на прости вещества.

Някои изключения!

Разлагане амониев нитрат :

В молекулата на амониевия нитрат има както окислител, така и редуциращ агент: азотът в степен на окисление -3 проявява само редуциращи свойства, азотът в степен на окисление +5 само окислява.

При нагряване амониев нитрат разлагащи се. При температури до 270 o C, азотен оксид (I)("газ за смях") и вода:

NH 4 NO 3 → N 2 O + 2H 2 O

Това е пример за реакция контрадиспропорционалност .

Получената степен на окисление на азота е средноаритметичната стойност на степента на окисление на азотните атоми в оригиналната молекула.

При по-висока температура азотният оксид (I) се разлага на прости вещества - азоти кислород:

2NH 4 NO 3 → 2N 2 + O 2 + 4H 2 O

В разлагане амониев нитрит NH4NO2възниква и контрадиспропорционалност.

Получената степен на окисление на азота също е равна на средноаритметичната стойност на степените на окисление на изходните азотни атоми - окислителя N +3 и редуктора N -3

NH 4 NO 2 → N 2 + 2H 2 O

Термично разлагане манганов (II) нитрат придружено от окисление на метали:

Mn(NO 3) 2 \u003d MnO 2 + 2NO 2

Железен(II) нитрат при ниски температури се разлага до железен оксид (II), при нагряване желязото се окислява до степен на окисление +3:

2Fe(NO 3) 2 → 2FeO + 4NO 2 + O 2 при 60°C
4Fe(NO 3) 2 → 2Fe 2 O 3 + 8NO 2 + O 2 при >60°C

Никелов(II) нитрат при нагряване се разлага до нитрити.

Оксидиращи свойства на азотната киселина

Азотна киселина HNO 3 при взаимодействие с метали е практически никога не образува водород , за разлика от повечето минерални киселини.

Това се дължи на факта, че киселината съдържа много силен окислител - азот в степен на окисление +5. При взаимодействие с редуциращи агенти - метали, се образуват различни продукти на редукция на азот.

Азотна киселина + метал \u003d метална сол + продукт за редукция на азот + H 2 O

Азотната киселина може да се превърне в азотен оксид (IV) NO 2 (N +4); азотен оксид (II) NO (N +2); азотен оксид (I) N 2 O ("газ за смях"); молекулен азот N 2 ; амониев нитрат NH 4 NO 3. По правило се образува смес от продукти с преобладаване на един от тях. В този случай азотът се редуцира до степени на окисление от +4 до -3. Дълбочината на възстановяване зависи преди всичко по природа редуциращ агенти от концентрацията на азотна киселина . Ето как работи правилото: колкото по-ниска е концентрацията на киселината и по-висока е активността на метала, толкова повече електрони получава азотът и толкова повече редуцирани продукти се образуват.

Някои модели ще ви позволят да определите правилно основния продукт на редукция на азотна киселина от метали в реакцията:

• в действие много разредена азотна киселина на металиобикновено се образува амониев нитрат NH4NO3;

например, взаимодействие на цинк с много разредена азотна киселина:

4Zn + 10HNO 3 = 4Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

• концентрирана азотна киселинав студа пасивира някои метали - хром Cr, алуминий Al и желязо Fe . Когато разтворът се нагрява или разрежда, реакцията протича;

пасивиране на метала - това е преминаването на металната повърхност в неактивно състояние поради образуването на тънки слоеве от инертни съединения върху металната повърхност, в случая главно метални оксиди, които не реагират с концентрирана азотна киселина

• Азотна киселина не реагира с метали от платинената подгрупа — злато Au, платина Pt и паладий Pd;

• при взаимодействие концентрирана киселина с неактивни метали и метали със средна активностазотенкиселина се редуцира до азотен оксид (IV) НЕ 2 ;

например, окисление на мед с концентрирана азотна киселина:

Cu + 4HNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

• при взаимодействие концентрирана азотна киселина с активни метали образуван азотен оксид (I) N 2 O ;

например, окисление натрийконцентриран азотна киселина:

Na + 10HNO 3 \u003d 8NaNO 3 + N 2 O + 5H 2 O

• при взаимодействие разредена азотна киселина с неактивни метали (в серията активност вдясно от водорода) киселината се редуцира до азотен оксид (II) NO ;
• при взаимодействие разредена азотна киселина с метали с междинна активност или азотен оксид (II) NO, или азотен оксид N 2 O, или молекулен азот N 2 - в зависимост от допълнителни фактори (активност на метала, степен на смилане на метал, степен на киселинно разреждане, температура).
• при взаимодействие разредена азотна киселина с активни метали образуван молекулен азот N 2 .

За приблизително определяне на продуктите на редукцията на азотната киселина при взаимодействието с различни метали, предлагам да използвам принципа на махалото. Основните фактори, които изместват положението на махалото, са концентрацията на киселината и активността на метала. За опростяване използваме 3 вида концентрации на киселини: концентрирани (повече от 30%), разредени (30% или по-малко), много разредени (по-малко от 5%). Разделяме металите по активност на активни (преди алуминий), средна активност (от алуминий до водород) и неактивни (след водород). Продуктите на редукцията на азотната киселина са подредени в низходящ ред на степента на окисление:

NO2; НЕ; N2O; N2; NH4NO3

Колкото по-активен е металът, толкова повече се движим надясно. Колкото по-голяма е концентрацията или по-ниско е разреждането на киселината, толкова повече се изместваме наляво.

например , концентрирана киселина и неактивна метална мед Cu взаимодействат. Следователно се изместваме в крайна лява позиция, образуват се азотен оксид (IV), меден нитрат и вода.

Взаимодействието на металите със сярна киселина

Разредена сярна киселина взаимодейства с метали като нормална минерална киселина. Тези. взаимодейства с метали, които са разположени в серия от електрохимични напрежения до водород. Окислителят тук са Н + йони, които се редуцират до молекулен водород Н2. В този случай металите се окисляват, като правило, до минимум степен на окисление.

например:

Fe + H 2 SO 4 (razb) \u003d FeSO 4 + H 2

взаимодейства с метали, стоящи в серия от напрежения както преди, така и след водорода.

H 2 SO 4 (конц) + метал \u003d метална сол + продукт за редукция на сярата (SO 2, S, H 2 S) + вода

Когато концентрираната сярна киселина взаимодейства с метали, се образуват метална сол (в стабилно окислително състояние), вода и продукт за редукция на сярата - серен диоксид S +4 O 2, молекулярна сяра S или сероводород H 2 S -2, в зависимост от степента на концентрация, активността на метала, степента му на смилане, температура и др. Когато концентрираната сярна киселина взаимодейства с метали, не се образува молекулен водород!

Основните принципи на взаимодействието на концентрирана сярна киселина с метали:

1. концентрирана сярна киселина пасивира алуминий, хром, желязо при стайна температура или на студено;

2. концентрирана сярна киселина не взаимодейства с злато, платина и паладий ;

3. С неактивни металиконцентрирана сярна киселинавъзстановява се до серен оксид (IV).

например, медта се окислява с концентрирана сярна киселина:

Cu 0 + 2H 2 S +6 O 4 (конц) = Cu +2 SO 4 + S +4 O 2 + 2H 2 O

4. При взаимодействие с активни метали и цинкконцентрирани форми на сярна киселинасяра S или сероводород H 2 S 2- (в зависимост от температурата, степента на смилане и активността на метала).

например , взаимодействие на концентрирана сярна киселина с цинк:

8Na 0 + 5H 2 S +6 O 4 (конц) → 4Na 2 + SO 4 + H 2 S — 2 + 4H2O

Водороден пероксид

Водородният пероксид H 2 O 2 съдържа кислород в степен на окисление -1. Такъв кислород може както да увеличи, така и да намали степента на окисление. По този начин водороден прекис проявява както окислителни, така и редуциращи свойства.

При взаимодействие с редуциращи агенти водородният прекис проявява свойствата на окислител и се редуцира до степен на окисление от -2. По правило продуктът на редукция на водороден пероксид е вода или хидроксиден йон, в зависимост от условията на реакцията. Например:

S +4 O 2 + H 2 O 2 -1 → H 2 S +6 O 4 -2

При взаимодействие с окислители, пероксидът се окислява до молекулен кислород (степен на окисление 0): O 2 . например :

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

A. H2S B.SO3 C.H2SO3

2. Степента на окисление на въглерода в калциевия карбонат е:
А. -4 Б.+2 В.+4

3. Вещество, в което степента на окисление на фосфора е нула:
A. P4 B.PH3 C.P2O5

4. Редокс е реакция, чието уравнение е:
A.2Al(OH)3=Al2O3+3H2O B.H2+Cl2=2HCl C.NaOH+HNO3=NaNO3+H2O

5. Окислител в химическа реакция, CuO+H2=Cu+H2O е:
A.H20 B.Cu2+ C.O2- D.Cu0

6. Степента на окисление на хлора намалява в серия:
A.Cl2– HCl–HClO B.NaCl–Cl2–KClO3 C.HClO4–NaClO2–BaCl2

7. Процесът на преход, чиято схема N-3→N+2 е:
А. Възстановяване
Б. Окисление
Б. Не е редокс процес.

8. В уравнението на реакцията S + O2 → SO2 броят на електроните, дарени от окислителя, е:
A.2 B.4 C.6

9. Фосфорът в степен на окисление 0 може да бъде:
A. Само редуктор
Б. Само окислител
Б. Окислител и редуциращ агент

10. Простото вещество е неметал с най-силни окислителни свойства:
A. Br2
B. Cl2
B. F2

част Б.
11. Напишете формулите за азотен оксид (III) и азотен оксид (V)

12. Подредете коефициентите в реакционната схема по метода на електронния баланс:
Ca + O2 = CaO
Назовете процесите на окисление и редукция и посочете окислителя и редуктора.

13. Подредете формулите на химичните съединения: CH4, CO2, CO – в ред на намаляващи степени на окисление на въглеродните атоми.

14. По схемата Cu + 2 + 2ē → Cu0 съставете уравнение за химична реакция и го разгледайте от гледна точка на OVR.

15. Завършете фразата: "Възстановяването е ..."

1) добавете уравненията на реакцията, посочете степените на окисление на елементите и подредете коефициентите по метода на електронния баланс: Ca + O2 ->, N2 + H2 ->. 2)

определете степента на окисление на всеки елемент, подредете коефициентите по метода на електронния баланс: KCIO3 + S -> KCI + SO2. 3) Моля, определете степента на окисление на сярата в следните съединения: H2SO4, SO2, H2S, SO2, H2SO3. 4 към атомите на кой химичен елемент се изместват общите електронни двойки в молекулите на следните съединения: H2O, HI, PCI3, H3N, H2S, CO2? моля дайте валиден отговор! 5) кажете ми, променят ли се степените на окисление на атомите, когато се образува вода от водород и кислород? 6) напишете уравненията на електролитната дисоциация: меден нитрат, солна киселина, алуминиев сулфат, бариев хидроксид, цинков сулфат. 7) моля, напишете молекулярните и йонните уравнения на реакциите между разтворите: литиев хидроксид и азотна киселина, меден нитрат и натриев хидроксид, калиев карбонат и фосфорна киселина. 8) при взаимодействието на разтвори на кои вещества един от продуктите на реакцията е водата? K2CO3 и HCI: Ca(OH)2 и HNO3: NaOH и H2SO4: NaNO3 и H2SO4? Моля, напишете уравненията на реакцията в молекулни и йонни формули. 9) кои от следните соли се хидролизират при разтваряне във вода: алуминиев хлорид, калиев сулфид, натриев хлорид? Напишете уравнения за хидролиза.