Metoda elektronske ravnoteže u pristupačnoj prezentaciji. Jedinjenja dušika Oksidacijsko stanje hno3 je

Jedinjenja sa oksidacionim stanjem od –3. Jedinjenja dušika u -3 oksidacijskom stanju predstavljaju amonijak i metalni nitridi.

Amonijak- NH 3 je bezbojni plin karakterističnog oštrog mirisa. Molekula amonijaka ima geometriju trigonalne piramide s atomom dušika na vrhu. Atomske orbitale azota su unutra sp 3- hibridno stanje. Tri orbitale su uključene u formiranje azot-vodikovih veza, a četvrta orbitala sadrži nepodijeljeni elektronski par, molekula ima piramidalni oblik. Odbojno djelovanje usamljenog para elektrona uzrokuje smanjenje ugla veze sa očekivanih 109,5 na 107,3°.

Na -33,4 °C, amonijak se kondenzuje i formira tečnost sa veoma visokom toplotom isparavanja, što mu omogućava da se koristi kao rashladno sredstvo u industrijskim rashladnim sistemima.

Prisustvo nepodijeljenog elektronskog para na atomu dušika omogućava mu da formira još jednu kovalentnu vezu prema mehanizmu donor-akceptor. Tako u kiseloj sredini dolazi do stvaranja molekularnog amonijum kationa - NH 4 +. Formiranje četvrte kovalentne veze dovodi do poravnanja uglova veze (109,5°) zbog ujednačenog odbijanja atoma vodonika.

Tečni amonijak je dobar samojonizujući rastvarač:

2NH 3 NH 4 + + NH 2 -

amid anion

Rastvara alkalne i zemnoalkalne metale, formirajući obojene provodne otopine. U prisustvu katalizatora (FeCl 3), otopljeni metal reagira s amonijakom kako bi se oslobodio vodik i formirao amid, na primjer:

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

natrijum amid

Amonijak je vrlo rastvorljiv u vodi (na 20 °C, oko 700 zapremina amonijaka se rastvori u jednoj zapremini vode). U vodenim rastvorima pokazuje svojstva slabe baze.

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

= 1,85 10 -5

U atmosferi kisika, amonijak gori sa stvaranjem dušika; na platinskom katalizatoru, amonijak se oksidira u dušikov oksid (II):

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

Kao baza, amonijak reaguje sa kiselinama i formira soli amonijum kationa, na primer:

NH 3 + HCl = NH 4 Cl

Amonijumove soli su visoko rastvorljive u vodi i blago hidrolizovane. U kristalnom stanju su termički nestabilni. Sastav proizvoda termolize ovisi o svojstvima kiseline koja tvori sol:

NH 4 Cl ® NH 3 + 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

Pod djelovanjem lužina na vodene otopine amonijevih soli dolazi do oslobađanja amonijaka pri zagrijavanju, što omogućava da se ova reakcija koristi kao kvalitativna za amonijeve soli i kao laboratorijska metoda za dobivanje amonijaka.

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

U industriji se amonijak dobiva direktnom sintezom.

N 2 + 3H 2 2NH 3

Budući da je reakcija vrlo reverzibilna, sinteza se provodi pri povišenom tlaku (do 100 MPa). Da bi se proces ubrzao, proces se izvodi u prisustvu katalizatora (spužvasto željezo promovirano aditivima) i na temperaturi od oko 500°C.

Nitrid nastaju kao rezultat reakcija mnogih metala i nemetala sa dušikom. Svojstva nitrida se prirodno mijenjaju tokom perioda. Na primjer, za elemente trećeg perioda:

Nitridi s-elemenata grupe I i II su kristalne supstance nalik solima koje se lako razlažu vodom i formiraju amonijak.

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

Od halogenih nitrida u slobodnom stanju izolovan je samo Cl 3 N, kiseli karakter se manifestuje u reakciji sa vodom:

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

Interakcija nitrida različite prirode dovodi do stvaranja miješanih nitrida:

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

litijum nitridoaluminat nitridogermanat(IV) litijum

BN, AlN, Si 3 N 4, Ge 3 N 4 nitridi su čvrste polimerne supstance sa visokim tačkama topljenja (2000-3000 °C), poluprovodnici ili dielektrici. Nitridi d-metala - kristalna jedinjenja promenljivog sastava (bertolidi), veoma čvrsta, vatrostalna i hemijski stabilna, pokazuju metalna svojstva: metalni sjaj, električnu provodljivost.

Jedinjenja sa oksidacionim stanjem od –2. Hidrazin - N 2 H 4 - najvažnije neorgansko jedinjenje azota u -2 oksidacionom stanju.

Hidrazin je bezbojna tečnost sa tačkom ključanja od 113,5 °C, koja dimi na vazduhu. Pare hidrazina su izuzetno toksične i stvaraju eksplozivne smjese sa zrakom. Hidrazin se dobija oksidacijom amonijaka natrijum hipohloritom:

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

Hidrazin se miješa s vodom u bilo kojem omjeru i u otopini se ponaša kao slaba baza dikiseline, formirajući dvije serije soli.

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

hidrosonijum kation

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

dihidrozonijum kation

N 2 H 4 + HCl N 2 H 5 Cl; N 2 H 5 Cl + HCl N 2 H 6 Cl 2

hidrosonijum hlorid dihidrozonijum dihlorid

Hidrazin je najjači redukcijski agens:

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

Nesimetrični dimetilhidrazin (heptil) se široko koristi kao raketno gorivo.

Jedinjenja sa oksidacionim stanjem od –1. Hidroksilamin - NH 2 OH - glavno neorgansko jedinjenje azota u oksidacionom stanju -1.

Hidroksilamin se dobija redukcijom dušične kiseline vodonikom u vrijeme izolacije tokom elektrolize:

HNO 3 + 6H \u003d NH 2 OH + 2H 2 O

Ovo je bezbojna kristalna supstanca (t.t. 33 °C), visoko rastvorljiva u vodi, u kojoj pokazuje svojstva slabe baze. Sa kiselinama daje hidroksilamonijumove soli - stabilne bezbojne supstance rastvorljive u vodi.

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

hidroksilamonijum jona

Atom dušika u molekuli NH 2 OH pokazuje srednje oksidaciono stanje (između -3 i +5), tako da hidroksilamin može djelovati i kao redukcijski i kao oksidacijski agens:

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

redukciono sredstvo

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

oksidaciono sredstvo

NH 2 OH se lako razgrađuje kada se zagrije, podvrgavajući se disproporcionalnosti:

3N -1 H 2 OH \u003d N 0 2 + N -3 H 3 + 3H 2 O;

Jedinjenja sa oksidacionim stanjem od +1. Dušikov oksid (I) - N 2 O (dušikov oksid, gas za smejanje). Strukturu njegovog molekula može se prenijeti rezonancijom dvije valentne sheme, koje pokazuju da se ovo jedinjenje može smatrati azotnim oksidom (I) samo formalno, u stvarnosti je dušikov (V) oksinitrid - ON +5 N -3.

N 2 O je bezbojni gas blagog prijatnog mirisa. U malim koncentracijama izaziva napade neobuzdane radosti, u velikim dozama ima opći anestetički učinak. U medicini se za anesteziju koristila mješavina dušikovog oksida (80%) i kisika (20%).

U laboratorijskim uslovima, azot oksid (I) se može dobiti razgradnjom amonijum nitrata. N 2 O dobiven ovom metodom sadrži nečistoće viših dušikovih oksida, koji su izuzetno toksični!

NH 4 NO 3 ¾® N 2 O + 2H 2 O

Prema svojim hemijskim svojstvima, dušikov oksid (I) je tipičan oksid koji ne stvara soli, ne reagira s vodom, kiselinama i alkalijama. Kada se zagrije, razgrađuje se i stvara kisik i dušik. Iz tog razloga, N 2 O može djelovati kao oksidacijsko sredstvo, na primjer:

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

Jedinjenja sa oksidacionim stanjem od +2. Dušikov oksid (II) - NO - bezbojni gas, izuzetno otrovan. U zraku se brzo oksidira kisikom da nastane ništa manje otrovan dušikov oksid (IV). U industriji, NO se proizvodi oksidacijom amonijaka na platinskom katalizatoru ili propuštanjem zraka kroz električni luk (3000-4000 °C).

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

Laboratorijska metoda za dobivanje dušikovog oksida (II) je interakcija bakra s razrijeđenom dušičnom kiselinom.

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

Dušikov oksid (II) je oksid koji ne stvara soli, jak redukcijski agens, lako reagira s kisikom i halogenima.

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

nitrozil hlorid

U isto vrijeme, kada je u interakciji s jakim redukcijskim agensima, NO djeluje kao oksidacijsko sredstvo:

2NO + 2H 2 = N 2 + 2H 2 O; 10NO + 4R = 5N 2 + 2R 2 O 5

Jedinjenja sa oksidacionim stanjem od +3. Dušikov oksid (III) - N 2 O 3 - intenzivno plava tečnost (t.cr. -100°C). Stabilan samo u tečnom i čvrstom stanju na niskim temperaturama. Čini se da postoji u dva oblika:

Dušikov oksid(III) se dobija ko-kondenzacijom para NO i NO2. Disocira u tečnostima i parama.

NO 2 + NO N 2 O 3

Svojstva su tipični kiseli oksid. Reaguje sa vodom, formirajući azotnu kiselinu, sa alkalijama formira soli - nitrite.

N 2 O 3 + H 2 O \u003d 2HNO 2; N 2 O 3 + 2NaOH \u003d 2NaNO 2 + H 2 O

Dušična kiselina- kiselina srednje jačine (K a = 1×10 -4). Nije izolovan u svom čistom obliku, u rastvorima postoji u dva tautomerna oblika (tautomeri su izomeri koji su u dinamičkoj ravnoteži).

nitritni oblik nitro oblik

Soli dušične kiseline su stabilne. Nitritni anion pokazuje izraženu redoks dualnost. U zavisnosti od uslova, može obavljati i funkciju oksidacionog agensa i funkciju redukcionog sredstva, na primer:

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

oksidaciono sredstvo

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

redukciono sredstvo

Dušična kiselina i nitriti su skloni disproporcionalnosti:

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

Jedinjenja sa oksidacionim stanjem od +4. Dušikov oksid (IV) - NO 2 - smeđi gas, oštrog neprijatnog mirisa. Izuzetno otrovno! U industriji, NO 2 nastaje oksidacijom NO. Laboratorijska metoda za dobijanje NO 2 je interakcija bakra sa koncentrovanom azotnom kiselinom, kao i termička razgradnja olovnog nitrata.

Cu + 4HNO 3 (konc.) = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O;

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

Molekul NO 2 ima jedan nespareni elektron i stabilan je slobodni radikal, tako da dušikov oksid lako dimerizira.

Proces dimerizacije je reverzibilan i vrlo je osjetljiv na temperaturu:

paramagnetski, dijamagnetski,

smeđa bezbojna

Dušikov dioksid je kiseli oksid koji reaguje sa vodom i formira mešavinu azotne i azotne kiseline (mešoviti anhidrid).

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

Jedinjenja sa oksidacionim stanjem od +5. Dušikov oksid (V) - N 2 O 5 - bijela kristalna supstanca. Dobiva se dehidracijom dušične kiseline ili oksidacijom dušikovog oksida (IV) ozonom:

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

U kristalnom stanju, N 2 O 5 ima strukturu nalik soli - + -, u pari (t. vozg. 33 ° C) - molekularnu.

N 2 O 5 - kiseli oksid - anhidrid azotne kiseline:

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

Azotna kiselina- HNO 3 - bezbojna tečnost sa tačkom ključanja od 84,1°C, raspada se pri zagrevanju i na svetlosti.

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

Nečistoće dušikovog dioksida daju koncentrovanoj dušičnoj kiselini žuto-smeđu boju. Dušična kiselina se miješa s vodom u bilo kojem omjeru i jedna je od najjačih mineralnih kiselina, potpuno se disocira u otopini.

Struktura molekule dušične kiseline opisana je sljedećim strukturnim formulama:

Poteškoće sa pisanjem strukturne formule HNO 3 uzrokovane su činjenicom da, pokazujući u ovom spoju oksidacijsko stanje +5, dušik, kao element drugog perioda, može formirati samo četiri kovalentne veze.

Dušična kiselina je jedan od najjačih oksidansa. Dubina njegovog oporavka zavisi od mnogih faktora: koncentracije, temperature, redukcionog sredstva. Obično, kada se oksidira dušičnom kiselinom, nastaje mješavina redukcijskih produkata:

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

Preovlađujući proizvod oksidacije nemetala i neaktivnih metala koncentriranom dušičnom kiselinom je dušikov oksid (IV):

I 2 + 10HNO 3 (konc) = 2HIO 3 + 10NO 2 + 4H 2 O;

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

Koncentrirana dušična kiselina pasivizira željezo i aluminij. Aluminijum je pasiviran čak i sa razblaženom azotnom kiselinom. Dušična kiselina bilo koje koncentracije ne utiče na zlato, platinu, tantal, rodijum i iridijum. Zlato i platina su otopljeni u aqua regia - mješavini koncentrisane dušične i hlorovodonične kiseline u omjeru 1: 3.

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

Snažan oksidacijski učinak carske vode nastaje zbog stvaranja atomskog hlora tokom razgradnje nitrozil hlorida, produkta interakcije azotne kiseline i hlorovodonika.

HNO 3 + 3HCl \u003d Cl 2 + NOCl + 2H 2 O;

NOCl = NO + Cl×

Efikasan rastvarač za niskoaktivne metale je mješavina koncentriranih dušičnih i fluorovodoničnih kiselina.

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

Razrijeđena dušična kiselina, kada je u interakciji s nemetalima i nisko aktivnim metalima, reducira se uglavnom na dušikov oksid (II), na primjer:

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

Aktivni metali reduciraju razrijeđenu dušičnu kiselinu u N 2 O, N 2 ili NH 4 NO 3, na primjer,

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

Najveći dio dušične kiseline odlazi na proizvodnju gnojiva i eksploziva.

Dušična kiselina se industrijski proizvodi kontaktnom ili lučnom metodom, koji se razlikuju u prvoj fazi - proizvodnji dušikovog oksida (II). Metoda luka se zasniva na proizvodnji NO propuštanjem zraka kroz električni luk. U kontaktnom procesu, NO nastaje oksidacijom amonijaka kisikom preko platinastog katalizatora. Zatim, dušikov oksid (II) se oksidira u dušikov oksid (IV) kisikom iz atmosfere. Otapanjem NO 2 u vodi u prisustvu kiseonika dobija se azotna kiselina u koncentraciji od 60-65%.

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

Po potrebi se dušična kiselina koncentrira destilacijom s koncentriranom sumpornom kiselinom. U laboratoriju se 100% dušična kiselina može dobiti djelovanjem koncentrirane sumporne kiseline na kristalni natrijum nitrat kada se zagrijava.

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

Soli dušične kiseline- nitrati - visoko rastvorljivi u vodi, termički nestabilni. Razlaganje nitrata aktivnih metala (isključujući litij), koji se nalaze u nizu standardnih elektrodnih potencijala lijevo od magnezijuma, dovodi do stvaranja nitrita. Na primjer:

2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2

Prilikom razgradnje litijum i magnezijum nitrata, kao i nitrata metala koji se nalaze u nizu standardnih elektrodnih potencijala desno od magnezijuma, do bakra, oslobađa se mešavina azot-oksida (IV) i kiseonika. Na primjer:

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

Nitrati metala koji se nalaze na kraju serije aktivnosti razlažu se do slobodnog metala:

2AgNO 3 = 2Ag + 2NO 2 + O 2

Natrijum, kalijum i amonijum nitrati se široko koriste za proizvodnju baruta i eksploziva, kao i azotnih đubriva (saltitra). Amonijum sulfat, amonijačna voda i karbamid (urea) - puni amid ugljene kiseline se takođe koriste kao đubriva:

Vodonik azid(dinitridonitrat) - HN 3 (HNN 2) - bezbojna isparljiva tečnost (t.t. -80°C, bp 37°C) oštrog mirisa. Centralni atom azota je u sp hibridizaciji, oksidaciono stanje je +5, atomi pored njega imaju oksidaciono stanje -3. Struktura molekula:

Vodena otopina HN 3 - dušikove kiseline je po jačini bliska octenoj kiselini, K a = 2,6 × 10 -5. Stabilan u razblaženim rastvorima. Dobiva se interakcijom hidrazina i dušične kiseline:

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

U pogledu oksidacijskih svojstava, HN 3 (HN +5 N 2) podsjeća na dušičnu kiselinu. Dakle, ako interakcija metala s dušičnom kiselinom proizvodi dušikov oksid (II) i vodu, onda s hidrazoičnom kiselinom - dušik i amonijak. Na primjer,

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

Mješavina HN 3 i HCl ponaša se poput kraljevske vode. Soli dušikove kiseline - azidi. Samo azidi alkalnih metala su relativno stabilni; na temperaturama > 300 °C uništavaju se bez eksplozije. Ostatak se raspada eksplozijom pri udaru ili zagrijavanju. Olovni azid se koristi u proizvodnji detonatora:

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

Početni proizvod za proizvodnju azida je NaN 3, koji nastaje kao rezultat reakcije natrijevog amida i dušikovog oksida (I):

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

4.2 Fosfor

Fosfor je u prirodi zastupljen jednim izotopom - 31 P, klarka fosfora je 0,05 mol.%. Javlja se u obliku fosfatnih minerala: Ca 3 (PO 4) 2 - fosforit, Ca 5 (PO 4) 3 X (X \u003d F, Cl, OH) - apatiti. Dio je kostiju i zuba životinja i ljudi, kao i sastava nukleinskih kiselina (DNK i RNK) i adenozin fosfornih kiselina (ATP, ADP i AMP).

Fosfor se dobija redukcijom fosforita koksom u prisustvu silicijum dioksida.

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

Jednostavna tvar - fosfor - formira nekoliko alotropnih modifikacija, od kojih su glavne bijeli, crveni i crni fosfor. Bijeli fosfor nastaje kondenzacijom fosforne pare i tvar je slična bijelom vosku (t.t. 44°C), nerastvorljiva u vodi, rastvorljiva u nekim organskim rastvaračima. Bijeli fosfor ima molekularnu strukturu i sastoji se od tetraedarskih molekula P 4 .

Jačina veze (valentni ugao P-P-P je samo 60°) određuje visoku reaktivnost i toksičnost bijelog fosfora (smrtonosna doza je oko 0,1 g). Budući da je bijeli fosfor visoko rastvorljiv u mastima, mlijeko se ne može koristiti kao protuotrov za trovanje. U vazduhu se beli fosfor spontano zapali, pa se skladišti u hermetički zatvorenoj hemijskoj posudi ispod sloja vode.

Crveni fosfor ima polimernu strukturu. Dobija se zagrijavanjem bijelog fosfora ili zračenjem svjetlom. Za razliku od bijelog fosfora, blago je reaktivan i netoksičan. Međutim, preostale količine bijelog fosfora mogu učiniti crveni fosfor toksičnim!

Crni fosfor se dobija zagrijavanjem bijelog fosfora pod pritiskom od 120 hiljada atm. Ima polimernu strukturu, ima poluvodička svojstva, hemijski je stabilan i netoksičan.

Hemijska svojstva. Bijeli fosfor se spontano oksidira atmosferskim kisikom na sobnoj temperaturi (oksidacija crvenog i crnog fosfora dolazi do zagrijavanja). Reakcija se odvija u dva stupnja i praćena je luminiscencijom (hemiluminiscencijom).

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

Fosfor takođe postepeno reaguje sa sumporom i halogenima.

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

U interakciji s aktivnim metalima, fosfor djeluje kao oksidacijsko sredstvo, formirajući fosfide - fosforna jedinjenja u -3 oksidacijskom stanju.

3Ca + 2P = Ca 3 P 2

Oksidirajuće kiseline (dušična i koncentrirana sumporna kiselina) oksidiraju fosfor u fosfornu kiselinu.

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

Prilikom ključanja s alkalnim otopinama, bijeli fosfor postaje neproporcionalan:

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

fosfin kalij hipofosfit

U normalnim uslovima, azotna kiselina je bezbojna tečnost (gustine 1,52 g/cm 3 ), koja ključa na 82,6 o C, a na temperaturi (-41,6 o C) očvrsne u providnu kristalnu masu. Bruto formula - HNO 3 . Molarna masa - 93 g/mol. Struktura molekula dušične kiseline prikazana je na sl. jedan.

Dušična kiselina se miješa sa vodom u bilo kojem omjeru. Jak je elektrolit, tj. u vodenom rastvoru gotovo potpuno disocira na jone. U OVR-u djeluje kao oksidacijsko sredstvo.

Rice. 1. Struktura molekula azotne kiseline, koja ukazuje na uglove veze između veza i dužine hemijskih veza.

HNO3, oksidaciona stanja elemenata u njemu

Da biste odredili oksidaciona stanja elemenata koji čine dušičnu kiselinu, prvo morate shvatiti za koje elemente je ta vrijednost točno poznata.

Oksidaciona stanja vodonika i kiseonika u sastavu neorganskih kiselina su uvek jednaka (+1) i (-2), respektivno. Da bismo pronašli oksidaciono stanje dušika, uzmimo njegovu vrijednost kao "x" i odredimo ga pomoću jednadžbe elektroneutralnosti:

(+1) + x + 3×(-2) = 0;

1 + x - 6 = 0;

Dakle, stepen oksidacije azota u azotnoj kiselini je (+5):

H +1 N +5 O -2 3 .

Primjeri rješavanja problema

PRIMJER 1

Hemikalije se mogu podijeliti na tipični oksidanti, tipični redukcioni agensi, i tvari koje mogu biti izložene i oksidirajuća i redukcijska svojstva. Neke tvari praktički ne pokazuju redoks aktivnost.

To tipični oksidanti uključuju:

• jednostavne supstance - nemetali sa najjačim oksidacionim svojstvima (fluor F 2, kiseonik O 2, hlor Cl 2);
• jonimetala ili nemetala sa visoka pozitivna (obično viša) oksidaciona stanja : kiseline (HN +5 O 3, HCl +7 O 4), soli (KN +5 O 3, KMn +7 O 4), oksidi (S +6 O 3, Cr +6 O 3)
• jedinjenja koja sadrže neke metalni katjoni vlasništvo visoka oksidaciona stanja: Pb 4+, Fe 3+, Au 3+ itd.

Tipični redukcioni agensi obično je:

• jednostavne supstance - metali(smanjenje sposobnosti metala je određeno nizom elektrohemijskih aktivnosti);
• složene supstance koje sadrže atoma ili jona nemetala s negativnim (obično nižim) oksidacijskim stanjem: binarna jedinjenja vodonika (H 2 S, HBr), soli kiselina bez kiseonika (K 2 S, NaI);
• neka jedinjenja koja sadrže kationi sa najnižim pozitivnim oksidacionim stanjem(Sn 2+, Fe 2+, Cr 2+), koji, donirajući elektrone, mogu povećati njihovo oksidacijsko stanje;
• spojevi koji sadrže kompleksne jone, koji se sastoje od nemetali sa srednjim pozitivnim oksidacijskim stanjem(S +4 O 3) 2–, (NR +3 O 3) 2– , u kojima elementi mogu doniranjem elektrona, povećati njegovo pozitivno oksidacijsko stanje.

Većina drugih supstanci se može pokazati i oksidirajuća i redukcijska svojstva.

Tipični oksidacijski i redukcijski agensi prikazani su u tabeli.

U laboratorijskoj praksi najčešće korišteni su sljedeći oksidanti :

kalijum permanganat (KMnO 4);

kalijum dihromat (K 2 Cr 2 O 7);

dušična kiselina (HNO 3);

koncentrovana sumporna kiselina (H 2 SO 4);

vodonik peroksid (H 2 O 2);

oksidi mangana (IV) i olova (IV) (MnO 2 , PbO 2);

rastopljeni kalijum nitrat (KNO 3) i taline nekih drugih nitrata.

To reduktori koji se primenjuju in laboratorijska praksa vezati:

• magnezijum (Mg), aluminij (Al), cink (Zn) i drugi aktivni metali;
• vodonik (H 2) i ugljenik (C);
• kalijum jodid (KI);
• natrijum sulfid (Na 2 S) i vodonik sulfid (H 2 S);
• natrijum sulfit (Na 2 SO 3);
• kalaj hlorid (SnCl 2).

Klasifikacija redoks reakcija

Redox reakcije se obično dijele na četiri tipa: intermolekularne, intramolekularne, reakcije disproporcije (samo-oksidacije-samoredukcije) i reakcije kontra-disproporcionalnosti.

Intermolekularne reakcije nastaviti sa promjenom stupnja oksidacije različiti elementi od različiti reagensi. Istovremeno se formiraju razne produkte oksidacije i redukcije .

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

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

Intramolekularne reakcije su reakcije u kojima različiti elementi od jedan reagens useliti u različiti proizvodi kao npr:

(N -3 H 4) 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 .

Reakcije disproporcionalnosti (samooksidacija-samooporavak) - to su reakcije u kojima oksidirajuće i redukcijsko sredstvo - isti element istog reagensa, koji ulazi u različiti proizvodi:

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

Reproporcionalnost (proporcija, kontradisproporcionalnost ) su reakcije u kojima su oksidacijski agens i redukcijski agens isti element, Koji od različiti reagensi ulazi u jedan proizvod. Reakcija inverzna disproporcionalnosti.

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

Osnovna pravila za sastavljanje redoks reakcija

Redoks reakcije su praćene procesima oksidacije i redukcije:

Oksidacija je proces doniranja elektrona redukcijskim agensom.

Oporavak je proces dodavanja elektrona oksidacionom agensu.

Oksidirajuće sredstvo oporavlja sei redukciono sredstvo oksidirano .

U redoks reakcijama, elektronski balans: broj elektrona koje redukciono sredstvo donira jednak je broju elektrona koje oksidaciono sredstvo prima. Ako je saldo pogrešno sastavljen, nećete moći sastaviti složene OVR-ove.

Koristi se nekoliko metoda za sastavljanje redoks reakcija (ORR): metoda ravnoteže elektrona, metoda ravnoteže elektrona-jona (metoda polureakcije) i druge.

Razmotrite detaljno metoda elektronske ravnoteže .

OVR je prilično lako "prepoznati" - dovoljno je rasporediti oksidaciona stanja u svim spojevima i odrediti da atomi mijenjaju oksidacijsko stanje:

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

Posebno ispisujemo atome elemenata koji mijenjaju oksidacijsko stanje, u stanju PRIJE reakcije i NAKON reakcije.

Oksidacijsko stanje mijenjaju atomi mangana i sumpora:

S -2 -2e = S 0

Mn +7 + 1e = Mn +6

Mangan apsorbuje 1 elektron, sumpor daje 2 elektrona. Istovremeno, potrebno je pridržavati se elektronski balans. Stoga je potrebno udvostručiti broj atoma mangana, a broj atoma sumpora ostaviti nepromijenjenim. Navodimo koeficijente ravnoteže i prije reagensa i prije proizvoda!

Šema za sastavljanje OVR jednačina metodom elektronske ravnoteže:

Pažnja! U reakciji može postojati nekoliko oksidacijskih ili redukcijskih agenasa. Bilans se mora sastaviti tako da UKUPAN broj datih i primljenih elektrona bude isti.

Opći obrasci redoks reakcija

Proizvodi redoks reakcija često ovise o uslovi procesa. Razmislite glavni faktori koji utiču na tok redoks reakcija.

Najočigledniji odlučujući faktor je medij za reakcijsku otopinu - . U pravilu (ali ne nužno), supstanca koja definira medij je navedena među reagensima. Moguće su sljedeće opcije:

• oksidativna aktivnost pojačava se u kiselijoj sredini i oksidans se dublje reducira(na primjer, kalijum permanganat, KMnO 4, gdje je Mn +7 reduciran na Mn +2 u kiseloj sredini i na Mn +6 u alkalnoj sredini);
• oksidativna aktivnost intenzivira se u alkalnijoj sredini, a oksidacijski agens se dublje reducira (na primjer, kalijev nitrat KNO 3, gdje se N +5, pri interakciji sa redukcijskim sredstvom u alkalnom mediju, reducira na N -3);
• ili oksidant praktički nije podložan promjenama u okolini.

Reakcioni medij omogućava određivanje sastava i oblika postojanja preostalih OVR proizvoda. Osnovni princip je da se formiraju proizvodi koji ne stupaju u interakciju sa reagensima!

Bilješka! E Ako je medij rastvora kisel, tada baze i bazni oksidi ne mogu biti prisutni među produktima reakcije, jer stupaju u interakciju sa kiselinom. Nasuprot tome, u alkalnom mediju isključeno je stvaranje kiseline i kiselog oksida. Ovo je jedna od najčešćih i najgrubljih grešaka.

Također, na smjer toka OVR utiče priroda reaktanata. na primjer, tokom interakcije azotne kiseline HNO 3 sa redukcionim agensima, uočava se obrazac - što je veća aktivnost redukcionog agensa, to se više azota N + 5 smanjuje.

Sa povećanjem temperaturu većina OVR-a ima tendenciju da bude intenzivnija i dublja.

U heterogenim reakcijama na sastav proizvoda često utiču finoća čvrste materije . Na primjer, cink u prahu s dušičnom kiselinom čini jedan proizvod, dok cink u granulama stvara potpuno različite proizvode. Što je veći stepen mlevenja reagensa, veća je njegova aktivnost, obično.

Razmotrite najtipičnije laboratorijske oksidatore.

Osnovne sheme redoks reakcija

Shema oporavka permanganata

Permanganati sadrže snažno oksidaciono sredstvo - mangan u oksidacionom stanju +7. Soli mangana +7 boje rastvor Violet Boja.

Permanganati se, ovisno o mediju reakcijske otopine, reduciraju na različite načine.

AT kisela sredina oporavak je dublji Mn2+. Mangan oksid u oksidacionom stanju +2 pokazuje osnovna svojstva, dakle, in kisela sredina nastaje sol. Soli mangana +2 bezbojan. AT neutralno rješenje mangan se obnavlja do stepena oksidacije +4 , sa obrazovanjem amfoterni oksid MnO 2 — braon sediment nerastvorljiv u kiselinama i alkalijama. AT alkalne okoline, mangan se smanjuje minimalno - do najbliže oksidaciona stanja +6 . Jedinjenja mangana +6 pokazuju kisela svojstva, u alkalnom mediju formiraju soli - manganata. Manganati daju rješenje zelena boja .

Razmotrite interakciju kalijum permanganata KMnO 4 sa kalijum sulfidom u kiselim, neutralnim i alkalnim medijima. U ovim reakcijama, proizvod oksidacije sulfidnog jona je 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,

Česta greška u ovoj reakciji je indikacija interakcije sumpora i lužine u produktima reakcije. Međutim, sumpor stupa u interakciju sa alkalijom u prilično teškim uslovima (povišena temperatura), što ne odgovara uslovima za ovu reakciju. U normalnim uvjetima, bit će ispravno označiti molekularni sumpor i alkalije odvojeno, a ne produkte njihove interakcije.

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

Poteškoće se javljaju i pri sastavljanju ove reakcije. Činjenica je da u ovom slučaju nije potrebno upisivanje molekula medija (KOH ili druge alkalije) u reagense za izjednačavanje reakcije. Alkalija učestvuje u reakciji i određuje proizvod redukcije kalijum permanganata, ali se reaktanti i produkti izjednačavaju i bez njenog učešća. Ovaj naizgled paradoks može se lako razriješiti ako se sjetimo da je kemijska reakcija samo uvjetna oznaka koja ne označava svaki tekući proces, već je samo odraz zbira svih procesa. Kako to sami odrediti? Ako postupate prema klasičnoj shemi - koeficijenti ravnoteže-ravnoteže - izjednačavanje metala, tada ćete vidjeti da su metali izjednačeni koeficijentima ravnoteže, a prisustvo alkalija na lijevoj strani jednadžbe reakcije će biti suvišno.

Permanganati oksidirati:

• nemetali sa negativnim oksidacionim stanjem na jednostavne supstance (sa oksidacijskim stanjem 0), izuzeci — fosfor, arsen - do +5 ;
• nemetali sa srednjim oksidacionim stanjem do najvišeg stepena oksidacije;
• aktivni metali stabilno pozitivno stepen oksidacije metala.

KMnO 4 + NeMe (najniži d.d.) = NeMe 0 + ostali proizvodi

KMnO 4 + NeMe (srednji s.o.) = NeMe (viši s.o.) + ostali proizvodi

KMnO 4 + Me 0 = Me (stabilan s.d.) + ostali proizvodi

KMnO 4 + P -3, As -3 = P +5, As +5 + ostali proizvodi

Shema oporavka hroma/bihromata

Karakteristika hroma sa valencijom VI je da formira 2 vrste soli u vodenim rastvorima: hromate i bihromate, u zavisnosti od medijuma rastvora. Aktivni metalni kromati (na primjer, K 2 CrO 4) su soli koje su stabilne u alkalne okruženje. Dihromati (bihromati) aktivnih metala (na primjer, K 2 Cr 2 O 7) - soli, stabilne u kiseloj sredini .

Jedinjenja hroma(VI) se redukuju na jedinjenja hroma(III). . Jedinjenja hroma Cr +3 su amfoterna i u zavisnosti od sredine rastvora postoje u rastvoru u različitim oblicima: u kiseloj sredini u obliku soli(amfoterna jedinjenja stvaraju soli pri interakciji sa kiselinama), u neutralnom mediju - nerastvorljiva amfoterni hrom (III) hidroksid Cr(OH) 3 , a u alkalnoj sredini nastaju jedinjenja hroma (III). kompleksna so, Na primjer, kalijum heksahidroksohromat (III) K 3 .

Jedinjenja hroma VI oksidirati:

• nemetali u negativnom oksidacionom stanju na jednostavne supstance (sa oksidacijskim stanjem 0), izuzeci — fosfor, arsen - do +5;
• nemetali u srednjem oksidacionom stanju do najvišeg stepena oksidacije;
• aktivni metali od jednostavnih supstanci (tačka oksidacije 0) do spojeva sa stabilno pozitivno stepen oksidacije metala.

Kromat/bikromat + neMe (negativni d.d.) = neMe 0 + ostali proizvodi

Kromat/bikromat + NeMe (srednje pozitivan s.d.) = NeMe (najviši s.d.) + ostali proizvodi

Kromat / bikromat + Me 0 = Me (stabilan s.d.) + ostali proizvodi

Kromat/dikromat + P, As (negativni d.d.) = P, As +5 + ostali proizvodi

Razgradnja nitrata

Nitratne soli sadrže dušik u oksidacionom stanju +5 - jaka oksidaciono sredstvo. Takav dušik može oksidirati kisik (O -2). Ovo se dešava kada se nitrati zagrevaju. U ovom slučaju, u većini slučajeva, kisik se oksidira do oksidacijskog stanja 0, tj. prije molekularni kiseonik O2 .

U zavisnosti od vrste metala koji formira so, tokom termičke (temperaturne) razgradnje nitrata nastaju različiti produkti: ako metal aktivni(u nizu elektrohemijskih aktivnosti su na magnezijum), tada se dušik reducira do oksidacijskog stanja od +3, a nakon razgradnje nastaju soli nitrita i molekularni kiseonik .

na primjer:

2NaNO 3 → 2NaNO 2 + O 2 .

Aktivni metali se u prirodi javljaju u obliku soli (KCl, NaCl).

Ako je metal u nizu elektrohemijske aktivnosti desno od magnezijuma i lijevo od bakra (uključujući magnezij i bakar) , tada nastaje razgradnja metalni oksid u stabilnom oksidacionom stanju, dušikov oksid (IV)(smeđi gas) i kiseonik. Metalni oksid se takođe formira tokom raspadanja litijum nitrata .

na primjer, razlaganje cinkov nitrat:

2Zn(NO 3) 2 → 2ZnO + 4NO 2 + O 2.

Metali srednje aktivnosti se u prirodi najčešće nalaze u obliku oksida (Fe 2 O 3, Al 2 O 3 itd.).

joni metali, koji se nalazi u nizu elektrohemijske aktivnosti desno od bakra su jaki oksidanti. At razlaganje nitrata oni, kao i N+5, učestvuju u oksidaciji kiseonika, pa se redukuju u jednostavne supstance, tj. formira se metal a gasovi se oslobađaju dušikov oksid (IV) i kisik .

na primjer, razlaganje srebrni nitrat:

2AgNO 3 → 2Ag + 2NO 2 + O 2 .

Neaktivni metali se javljaju u prirodi u obliku jednostavnih supstanci.

Neki izuzeci!

Razgradnja amonijum nitrat :

U molekuli amonijum nitrata postoji i oksidaciono sredstvo i redukciono sredstvo: azot u -3 oksidacionom stanju pokazuje samo redukciona svojstva, azot u +5 oksidacionom stanju samo oksidira.

Kada se zagrije, amonijum nitrat razgrađujući. Na temperaturama do 270 o C, dušikov oksid (I)("gas koji se smije") i voda:

NH 4 NO 3 → N 2 O + 2H 2 O

Ovo je primjer reakcije kontradisproporcionalnost .

Rezultirajuće stanje oksidacije dušika je aritmetička sredina oksidacijskog stanja atoma dušika u originalnoj molekuli.

Na višoj temperaturi, dušikov oksid (I) se razlaže u jednostavne tvari - nitrogen i kiseonik:

2NH 4 NO 3 → 2N 2 + O 2 + 4H 2 O

At raspadanje amonijum nitrit NH4NO2 dolazi i do kontra-disproporcionalnosti.

Rezultirajuće oksidacijsko stanje dušika također je jednako aritmetičkoj sredini oksidacijskih stanja početnih atoma dušika - oksidacijskog agensa N +3 i redukcionog sredstva N -3

NH 4 NO 2 → N 2 + 2H 2 O

Termička razgradnja mangan(II) nitrat praćeno oksidacijom metala:

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

Gvožđe(II) nitrat na niskim temperaturama razlaže se do željeznog oksida (II), kada se zagrije, željezo se oksidira do oksidacijskog stanja od +3:

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

Nikl(II) nitrat zagrevanjem se razlaže u nitrit.

Oksidirajuća svojstva dušične kiseline

Azotna kiselina HNO 3 u interakciji s metalima je praktično nikada ne formira vodonik , za razliku od većine mineralnih kiselina.

To je zbog činjenice da kiselina sadrži vrlo jak oksidacijski agens - dušik u oksidacijskom stanju +5. U interakciji sa redukcijskim agensima - metalima, nastaju različiti produkti redukcije dušika.

Dušična kiselina + metal \u003d metalna sol + proizvod redukcije dušika + H 2 O

Dušična kiselina se može pretvoriti u dušikov oksid (IV) NO 2 (N +4); dušikov oksid (II) NO (N +2); dušikov oksid (I) N 2 O ("gas za smijeh"); molekularni dušik N 2 ; amonijum nitrat NH 4 NO 3. U pravilu se formira mješavina proizvoda s prevlašću jednog od njih. Dušik se u ovom slučaju redukuje u oksidaciona stanja od +4 do -3. Dubina oporavka prvenstveno zavisi po prirodi redukciono sredstvo i od koncentracije dušične kiseline . Ovako funkcionira pravilo: što je niža koncentracija kiseline i veća aktivnost metala, to više elektrona prima dušik, a stvara se više reduciranih proizvoda.

Neki obrasci će vam omogućiti da ispravno odredite glavni proizvod redukcije dušične kiseline metalima u reakciji:

• u akciji vrlo razrijeđena dušična kiselina na metali obično formirana amonijum nitrat NH 4 NO 3 ;

na primjer, interakcija cinka s vrlo razrijeđenom dušičnom kiselinom:

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

• koncentrovane azotne kiseline na hladnom pasivira neki metali - hrom Cr, aluminijum Al i gvožđe Fe . Kada se otopina zagrije ili razrijedi, reakcija se nastavlja;

pasivizacija metala - to je prelazak površine metala u neaktivno stanje zbog stvaranja tankih slojeva inertnih spojeva na površini metala, u ovom slučaju uglavnom metalnih oksida, koji ne reagiraju s koncentriranom dušičnom kiselinom

• Azotna kiselina ne reaguje sa metalima podgrupe platine — zlato Au, platina Pt, and paladijum Pd;

• prilikom interakcije koncentrirana kiselina sa neaktivnim metalima i metali srednje aktivnosti azotna kiselina se redukuje na dušikov oksid (IV) NE 2 ;

na primjer, oksidacija bakra koncentrovanom azotnom kiselinom:

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

• prilikom interakcije koncentrirana dušična kiselina s aktivnim metalima formirana dušikov oksid (I) N 2 O ;

na primjer, oksidacija natrijum koncentrirano azotna kiselina:

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

• prilikom interakcije razrijeđena dušična kiselina neaktivnim metalima (u nizu aktivnosti desno od vodonika) kiselina se reducira na dušikov oksid (II) BR ;
• prilikom interakcije razrijeđena dušična kiselina s metalima srednje aktivnosti bilo dušikov oksid (II) NO, ili dušikov oksid N 2 O, ili molekularni dušik N 2 - zavisno od dodatnih faktora (aktivnost metala, stepen mlevenja metala, stepen razblaženja kiselinom, temperatura).
• prilikom interakcije razrijeđena dušična kiselina aktivnim metalima formirana molekularni dušik N 2 .

Za približno određivanje proizvoda redukcije dušične kiseline u interakciji s različitim metalima, predlažem korištenje principa klatna. Glavni faktori koji pomeraju položaj klatna su koncentracija kiseline i aktivnost metala. Da pojednostavimo, koristimo 3 vrste koncentracija kiselina: koncentrirane (više od 30%), razrijeđene (30% ili manje), vrlo razrijeđene (manje od 5%). Metale prema aktivnosti dijelimo na aktivne (prije aluminija), srednje aktivnosti (od aluminija do vodonika) i neaktivne (poslije vodonika). Proizvodi redukcije dušične kiseline raspoređeni su u opadajućem redoslijedu po stepenu oksidacije:

NO2; NE; N 2 O; N 2 ; NH4NO3

Što je metal aktivniji, to se više pomičemo udesno. Što je veća koncentracija ili što je niže razrjeđenje kiseline, to se više pomičemo ulijevo.

na primjer , koncentrirana kiselina i neaktivni metalni bakar Cu međusobno djeluju. Stoga se pomjeramo u krajnju lijevu poziciju, formiraju se dušikov oksid (IV), bakar nitrat i voda.

Interakcija metala sa sumpornom kiselinom

Razrijeđena sumporna kiselina stupa u interakciju s metalima poput normalne mineralne kiseline. One. stupa u interakciju s metalima koji se nalaze u nizu elektrohemijskih napona do vodonika. Oksidirajući agens ovdje su H+ joni, koji se redukuju u molekularni vodonik H2. U ovom slučaju metali se po pravilu oksidiraju u minimum stepen oksidacije.

na primjer:

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

stupa u interakciju s metalima koji stoje u nizu napona i prije i poslije vodonika.

H 2 SO 4 (konc) + metal \u003d metalna sol + proizvod redukcije sumpora (SO 2, S, H 2 S) + voda

Kada koncentrirana sumporna kiselina stupi u interakciju s metalima, nastaje sol metala (u stabilnom oksidacijskom stanju), voda i produkt redukcije sumpora - sumpor dioksid S +4 O 2, molekularni sumpor S ili sumporovodik H 2 S -2, u zavisnosti od stepena koncentracije, aktivnosti metala, njegovog stepena mlevenja, temperature itd. Kada koncentrirana sumporna kiselina stupi u interakciju s metalima, ne nastaje molekularni vodonik!

Osnovni principi interakcije koncentrirane sumporne kiseline sa metalima:

1. koncentrovane sumporne kiseline pasivira aluminijum, hrom, gvožđe na sobnoj temperaturi ili na hladnom;

2. koncentrovane sumporne kiseline ne stupa u interakciju sa zlato, platina i paladijum ;

3. With neaktivni metali koncentrovane sumporne kiseline oporavlja se na sumpor oksid (IV).

na primjer, bakar se oksidira koncentriranom sumpornom kiselinom:

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

4. Prilikom interakcije sa aktivnim metalima i cinkom koncentrirani oblici sumporne kiselinesumpor S ili vodonik sulfid H 2 S 2- (u zavisnosti od temperature, stepena mlevenja i aktivnosti metala).

na primjer , interakcija koncentrirane sumporne kiseline sa cinkom:

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

Vodikov peroksid

Vodikov peroksid H 2 O 2 sadrži kiseonik u -1 oksidacionom stanju. Takav kisik može povećati i smanjiti oksidacijsko stanje. Dakle, vodikov peroksid pokazuje i oksidirajuća i redukcijska svojstva.

Prilikom interakcije sa redukcijskim agensima, vodikov peroksid pokazuje svojstva oksidacijskog sredstva i reducira se na oksidacijsko stanje od -2. U pravilu, proizvod redukcije vodikovog peroksida je voda ili hidroksidni jon, ovisno o uvjetima reakcije. Na primjer:

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

U interakciji sa oksidacijskim agensima, peroksid se oksidira u molekularni kisik (oksidacijsko stanje 0): O 2 . na primjer :

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. Stanje oksidacije ugljika u kalcijum karbonatu je:
A. -4 B.+2 C.+4

3. Tvar u kojoj je oksidacijsko stanje fosfora nula:
A. P4 B.PH3 C.P2O5

4. Redox je reakcija čija je jednadžba:
A.2Al(OH)3=Al2O3+3H2O B.H2+Cl2=2HCl C.NaOH+HNO3=NaNO3+H2O

5. Oksidacijsko sredstvo u hemijskoj reakciji, CuO+H2=Cu+H2O je:
A.H20 B.Cu2+ C.O2- D.Cu0

6. Oksidacijsko stanje hlora opada u nizu:
A.Cl2– HCl–HClO B.NaCl–Cl2–KClO3 C.HClO4–NaClO2–BaCl2

7. Proces tranzicije, čija je šema N-3→N+2:
A. Oporavak
B. Oksidacija
B. Nije redoks proces.

8. U jednadžbi reakcije S + O2 → SO2, broj elektrona doniranih oksidacijskim agensom je:
A.2 B.4 C.6

9. Fosfor u oksidacionom stanju 0 može biti:
A.Samo reduktor
B. Samo oksidant
B. Oksidirajuće i redukciono sredstvo

10. Jednostavna supstanca je nemetal sa najjačim oksidacionim svojstvima:
A. Br2
B. Cl2
B. F2

dio B.
11. Napišite formule za dušikov oksid (III) i dušikov oksid (V)

12. Rasporedite koeficijente u šemi reakcije koristeći metodu elektronske ravnoteže:
Ca + O2 = CaO
Imenujte procese oksidacije i redukcije i navedite oksidaciono sredstvo i redukciono sredstvo.

13. Rasporedite formule hemijskih jedinjenja: CH4, CO2, CO - po opadajućem oksidacionom stanju atoma ugljenika.

14. Prema šemi Cu + 2 + 2ē → Cu0, sastaviti jednačinu za hemijsku reakciju i razmotriti je sa stanovišta OVR.

15. Dopunite rečenicu: "Restauracija je ..."

1) dodati jednačine reakcije, označiti oksidaciona stanja elemenata i urediti koeficijente metodom elektronske ravnoteže: Ca + O2 ->, N2 + H2 ->. 2)

odrediti oksidacijsko stanje svakog elementa, rasporediti koeficijente koristeći metodu elektronske ravnoteže: KCIO3 + S -> KCI + SO2. 3) Odredite oksidaciono stanje sumpora u sledećim jedinjenjima: H2SO4, SO2, H2S, SO2, H2SO3. 4 prema atomima kog hemijskog elementa se pomeraju uobičajeni elektronski parovi u molekulima sledećih jedinjenja: H2O, HI, PCI3, H3N, H2S, CO2? molim vas dajte validan odgovor! 5) reci mi da li se oksidaciona stanja atoma menjaju kada se voda formira od vodonika i kiseonika? 6) napišite jednačine elektrolitičke disocijacije: bakar nitrat, hlorovodonična kiselina, aluminijum sulfat, barijum hidroksid, cink sulfat. 7) napišite molekularne i jonske jednačine reakcija između rastvora: litijum hidroksida i azotne kiseline, bakar nitrata i natrijum hidroksida, kalijum karbonata i fosforne kiseline. 8) u interakciji rastvora kojih supstanci jedan od proizvoda reakcije je voda? K2CO3 i HCI: Ca(OH)2 i HNO3: NaOH i H2SO4: NaNO3 i H2SO4? Napišite jednadžbe reakcija u molekularnim i ionskim formulama. 9) koje od sledećih soli podležu hidrolizi kada su rastvorene u vodi: aluminijum hlorid, kalijum sulfid, natrijum hlorid? Napišite jednadžbe za hidrolizu.