Méthode de balance électronique dans une présentation accessible. Composés azotés L'état d'oxydation de hno3 est

Composés avec un état d'oxydation de -3. Les composés azotés à l'état d'oxydation -3 sont représentés par l'ammoniac et les nitrures métalliques.

Ammoniac- NH 3 est un gaz incolore avec une odeur piquante caractéristique. La molécule d'ammoniac a la géométrie d'une pyramide trigonale avec un atome d'azote au sommet. Les orbitales atomiques de l'azote sont dans sp 3- état hybride. Trois orbitales sont impliquées dans la formation de liaisons azote-hydrogène, et la quatrième orbitale contient une paire d'électrons non partagée, la molécule a une forme pyramidale. L'action répulsive de la seule paire d'électrons provoque une diminution de l'angle de liaison des 109,5 à 107,3° attendus.

À -33,4 °C, l'ammoniac se condense pour former un liquide à très haute chaleur de vaporisation, ce qui lui permet d'être utilisé comme réfrigérant dans les systèmes de réfrigération industriels.

La présence d'une seule paire d'électrons au niveau de l'atome d'azote lui permet de former une autre liaison covalente selon le mécanisme donneur-accepteur. Ainsi, dans un environnement acide, la formation du cation ammonium moléculaire - NH 4 + se produit. La formation d'une quatrième liaison covalente conduit à l'alignement des angles de liaison (109,5°) en raison de la répulsion uniforme des atomes d'hydrogène.

L'ammoniac liquide est un bon solvant auto-ionisant :

2NH 3 NH 4 + + NH 2 -

anion amide

Il dissout les métaux alcalins et alcalino-terreux, formant des solutions conductrices colorées. En présence d'un catalyseur (FeCl 3 ), le métal dissous réagit avec l'ammoniac pour libérer de l'hydrogène et former un amide, par exemple :

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

amide de sodium

L'ammoniac est très soluble dans l'eau (à 20 °C, environ 700 volumes d'ammoniac se dissolvent dans un volume d'eau). En solution aqueuse, il présente les propriétés d'une base faible.

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

= 1,85 10 -5

Dans une atmosphère d'oxygène, l'ammoniac brûle avec formation d'azote ; sur un catalyseur au platine, l'ammoniac est oxydé en monoxyde d'azote (II) :

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

En tant que base, l'ammoniac réagit avec les acides pour former des sels du cation ammonium, par exemple :

NH 3 + HCl = NH 4 Cl

Les sels d'ammonium sont très solubles dans l'eau et légèrement hydrolysés. A l'état cristallin, ils sont thermiquement instables. La composition des produits de thermolyse dépend des propriétés de l'acide formant le sel :

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

Sous l'action des alcalis sur les solutions aqueuses de sels d'ammonium, de l'ammoniac est libéré lors du chauffage, ce qui permet d'utiliser cette réaction comme une réaction qualitative pour les sels d'ammonium et comme méthode de laboratoire pour obtenir de l'ammoniac.

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

Dans l'industrie, l'ammoniac est obtenu par synthèse directe.

N 2 + 3H 2 2NH 3

La réaction étant hautement réversible, la synthèse est réalisée à haute pression (jusqu'à 100 MPa). Pour accélérer le processus, le procédé est réalisé en présence d'un catalyseur (fer spongieux favorisé par des additifs) et à une température d'environ 500°C.

nitrure se forment à la suite des réactions de nombreux métaux et non-métaux avec l'azote. Les propriétés des nitrures changent naturellement au cours d'une période. Par exemple, pour les éléments de la troisième période :

Les nitrures d'éléments s des groupes I et II sont des substances cristallines semblables à des sels qui sont facilement décomposées par l'eau pour former de l'ammoniac.

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

Parmi les nitrures d'halogène à l'état libre, seul Cl 3 N a été isolé, le caractère acide se manifeste dans la réaction avec l'eau :

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

L'interaction de nitrures de nature différente conduit à la formation de nitrures mixtes :

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

nitridoaluminate de lithium nitridogermanate(IV) de lithium

Les nitrures BN, AIN, Si 3 N 4, Ge 3 N 4 sont des substances polymères solides à haut point de fusion (2000-3000°C), ce sont des semi-conducteurs ou des diélectriques. Les nitrures de d-métaux - composés cristallins de composition variable (bertolides), très durs, réfractaires et chimiquement stables, présentent des propriétés métalliques : éclat métallique, conductivité électrique.

Composés avec un état d'oxydation de -2. Hydrazine - N 2 H 4 - le composé azoté inorganique le plus important à l'état d'oxydation -2.

L'hydrazine est un liquide incolore avec un point d'ébullition de 113,5 °C, fumant dans l'air. Les vapeurs d'hydrazine sont extrêmement toxiques et forment des mélanges explosifs avec l'air. L'hydrazine est obtenue en oxydant l'ammoniac avec de l'hypochlorite de sodium :

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

L'hydrazine est miscible à l'eau dans n'importe quel rapport et se comporte en solution comme une base diacide faible, formant deux séries de sels.

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

cation hydrosonium

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

cation dihydrosonium

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

chlorure d'hydrosonium dichlorure de dihydrosonium

L'hydrazine est l'agent réducteur le plus puissant :

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

La diméthylhydrazine asymétrique (heptyle) est largement utilisée comme carburant de fusée.

Composés avec un état d'oxydation de -1. Hydroxylamine - NH 2 OH - le principal composé azoté inorganique à l'état d'oxydation -1.

L'hydroxylamine est obtenue en réduisant l'acide nitrique avec de l'hydrogène au moment de l'isolement lors de l'électrolyse :

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

Il s'agit d'une substance cristalline incolore (pf 33°C), très soluble dans l'eau, dans laquelle elle présente les propriétés d'une base faible. Avec les acides, il donne des sels d'hydroxylammonium - des substances incolores stables solubles dans l'eau.

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

ion hydroxylammonium

L'atome d'azote de la molécule NH 2 OH présente un état d'oxydation intermédiaire (entre -3 et +5), l'hydroxylamine peut donc agir à la fois comme agent réducteur et comme agent oxydant :

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

agent réducteur

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

agent d'oxydation

NH 2 OH se décompose facilement lorsqu'il est chauffé, subissant une dismutation :

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

Composés avec un état d'oxydation de +1. Monoxyde d'azote (I) - N 2 O (protoxyde d'azote, gaz hilarant). La structure de sa molécule peut être véhiculée par la résonance de deux schémas de valence, qui montrent que ce composé ne peut être considéré comme du monoxyde d'azote (I) que formellement, en réalité il s'agit d'oxynitrure d'azote (V) - ON +5 N -3.

Le N 2 O est un gaz incolore avec une légère odeur agréable. À petites concentrations, il provoque des accès de joie débridée, à fortes doses, il a un effet anesthésiant général. Un mélange de protoxyde d'azote (80%) et d'oxygène (20%) était utilisé en médecine pour l'anesthésie.

Dans des conditions de laboratoire, l'oxyde nitrique (I) peut être obtenu par décomposition du nitrate d'ammonium. Le N 2 O obtenu par cette méthode contient des impuretés d'oxydes d'azote supérieurs, qui sont extrêmement toxiques !

NH 4 NO 3 ¾® N 2 O + 2H 2 O

Selon ses propriétés chimiques, l'oxyde nitrique (I) est un oxyde typique non salifiant, il ne réagit pas avec l'eau, les acides et les alcalis. Lorsqu'il est chauffé, il se décompose pour former de l'oxygène et de l'azote. Pour cette raison, le N 2 O peut jouer le rôle d'agent oxydant, par exemple :

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

Composés avec un état d'oxydation de +2. Oxyde nitrique (II) - NO - gaz incolore, extrêmement toxique. Dans l'air, il est rapidement oxydé par l'oxygène pour former du monoxyde d'azote (IV) non moins toxique. Dans l'industrie, le NO est produit par oxydation de l'ammoniac sur un catalyseur au platine ou par passage d'air dans un arc électrique (3000-4000 °C).

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

Une méthode de laboratoire pour obtenir de l'oxyde nitrique (II) est l'interaction du cuivre avec de l'acide nitrique dilué.

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

L'oxyde nitrique (II) est un oxyde non salifiant, un agent réducteur puissant, qui réagit facilement avec l'oxygène et les halogènes.

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

chlorure de nitrosyle

Dans le même temps, lorsqu'il interagit avec des agents réducteurs puissants, le NO agit comme un agent oxydant :

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

Composés avec un état d'oxydation de +3. Monoxyde d'azote (III) - N 2 O 3 - un liquide intensément bleu (t.cr. -100 ° C). Stable uniquement à l'état liquide et solide à basse température. Il semble exister sous deux formes :

Le monoxyde d'azote(III) est obtenu par co-condensation des vapeurs de NO et de NO 2 . Se dissocie dans les liquides et les vapeurs.

NON 2 + NON N 2 O 3

Les propriétés sont typiques de l'oxyde acide. Il réagit avec l'eau, formant de l'acide nitreux, avec des alcalis forme des sels - nitrites.

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

Acide nitreux- acide de force moyenne (K a = 1×10 -4). Il n'a pas été isolé sous sa forme pure, en solution il existe sous deux formes tautomères (les tautomères sont des isomères en équilibre dynamique).

forme nitrite forme nitro

Les sels d'acide nitreux sont stables. L'anion nitrite présente une dualité redox prononcée. Selon les conditions, il peut remplir à la fois la fonction d'agent oxydant et la fonction d'agent réducteur, par exemple :

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

agent d'oxydation

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

agent réducteur

L'acide nitreux et les nitrites sont sujets à la dismutation :

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

Composés avec un état d'oxydation de +4. Oxyde nitrique (IV) - NO 2 - gaz brun, avec une forte odeur désagréable. Extrêmement toxique ! Dans l'industrie, le NO 2 est produit par l'oxydation du NO. La méthode de laboratoire pour obtenir du NO 2 est l'interaction du cuivre avec de l'acide nitrique concentré, ainsi que la décomposition thermique du nitrate de plomb.

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

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

La molécule de NO 2 possède un électron non apparié et est un radical libre stable, de sorte que l'oxyde nitrique se dimérise facilement.

Le processus de dimérisation est réversible et très sensible à la température :

paramagnétique, diamagnétique,

marron incolore

Le dioxyde d'azote est un oxyde acide qui réagit avec l'eau pour former un mélange d'acide nitrique et nitreux (anhydride mixte).

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

Composés avec un état d'oxydation de +5. Monoxyde d'azote (V) - N 2 O 5 - substance cristalline blanche. Obtenu par déshydratation de l'acide nitrique ou oxydation du monoxyde d'azote (IV) avec de l'ozone :

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

À l'état cristallin, N 2 O 5 a une structure semblable à un sel - + -, en vapeur (t. vozg. 33 ° C) - moléculaire.

N 2 O 5 - oxyde d'acide - anhydride d'acide nitrique :

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

Acide nitrique- HNO 3 - un liquide incolore avec un point d'ébullition de 84,1 ° C, se décompose lorsqu'il est chauffé et à la lumière.

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

Les impuretés du dioxyde d'azote donnent à l'acide nitrique concentré une couleur jaune-brun. L'acide nitrique est miscible à l'eau dans n'importe quel rapport et est l'un des acides minéraux les plus forts; il se dissocie complètement en solution.

La structure de la molécule d'acide nitrique est décrite par les formules structurales suivantes :

Les difficultés d'écriture de la formule structurelle de HNO 3 sont dues au fait que, montrant dans ce composé l'état d'oxydation +5, l'azote, en tant qu'élément de la deuxième période, ne peut former que quatre liaisons covalentes.

L'acide nitrique est l'un des agents oxydants les plus puissants. La profondeur de sa récupération dépend de nombreux facteurs : concentration, température, agent réducteur. Habituellement, lorsqu'il est oxydé avec de l'acide nitrique, un mélange de produits de réduction se forme :

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

Le produit prédominant de l'oxydation des non-métaux et des métaux inactifs avec de l'acide nitrique concentré est l'oxyde nitrique (IV) :

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

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

L'acide nitrique concentré passive le fer et l'aluminium. L'aluminium est passivé même avec de l'acide nitrique dilué. L'acide nitrique, quelle que soit sa concentration, n'affecte pas l'or, le platine, le tantale, le rhodium et l'iridium. L'or et le platine sont dissous dans de l'eau régale - un mélange d'acides nitrique et chlorhydrique concentrés dans un rapport de 1: 3.

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

Le fort effet oxydant de l'eau régale est dû à la formation de chlore atomique lors de la décomposition du chlorure de nitrosyle, produit de l'interaction de l'acide nitrique avec le chlorure d'hydrogène.

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

NOCl = NO + Cl×

Un solvant efficace pour les métaux peu actifs est un mélange d'acides nitrique et fluorhydrique concentrés.

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

L'acide nitrique dilué, lorsqu'il interagit avec des non-métaux et des métaux peu actifs, est réduit principalement en oxyde nitrique (II), par exemple :

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

Les métaux actifs réduisent l'acide nitrique dilué en N 2 O, N 2 ou NH 4 NO 3, par exemple,

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

La majeure partie de l'acide nitrique sert à la production d'engrais et d'explosifs.

L'acide nitrique est produit industriellement par la méthode par contact ou à l'arc, qui diffère par la première étape - la production d'oxyde nitrique (II). La méthode à l'arc est basée sur la production de NO en faisant passer de l'air à travers un arc électrique. Dans le processus de contact, le NO est produit par l'oxydation de l'ammoniac avec de l'oxygène sur un catalyseur au platine. Ensuite, l'oxyde nitrique (II) est oxydé en oxyde nitrique (IV) par l'oxygène atmosphérique. En dissolvant du NO 2 dans de l'eau en présence d'oxygène, on obtient de l'acide nitrique à une concentration de 60 à 65 %.

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

Si nécessaire, l'acide nitrique est concentré par distillation avec de l'acide sulfurique concentré. En laboratoire, l'acide nitrique à 100% peut être obtenu par action de l'acide sulfurique concentré sur le nitrate de sodium cristallin lorsqu'il est chauffé.

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

Sels d'acide nitrique- nitrates - très solubles dans l'eau, thermiquement instables. La décomposition des nitrates de métaux actifs (hors lithium), qui sont dans la série des potentiels d'électrode standard à gauche du magnésium, conduit à la formation de nitrites. Par example:

2KNO 3 \u003d 2KNO 2 + O 2

Lors de la décomposition des nitrates de lithium et de magnésium, ainsi que des nitrates métalliques situés dans la série des potentiels d'électrode standard à droite du magnésium, jusqu'au cuivre, un mélange d'oxyde nitrique (IV) et d'oxygène est libéré. Par example:

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

Les nitrates de métaux situés en fin de série d'activité se décomposent en métal libre :

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

Les nitrates de sodium, de potassium et d'ammonium sont largement utilisés pour la production de poudre à canon et d'explosifs, ainsi que d'engrais azotés (salpêtre). Le sulfate d'ammonium, l'eau ammoniacale et le carbamide (urée) - amide d'acide carbonique complet sont également utilisés comme engrais :

Azoture d'hydrogène(dinitridonitrate) - HN 3 (HNN 2) - un liquide volatil incolore (pf -80 ° C, point d'ébullition 37 ° C) avec une odeur piquante. L'atome d'azote central est en hybridation sp, l'état d'oxydation est +5, les atomes qui lui sont adjacents ont un état d'oxydation de -3. Structure de la molécule :

Une solution aqueuse de HN 3 - acide nitreux a une concentration proche de l'acide acétique, K a \u003d 2,6 × 10 -5. Stable dans les solutions diluées. Il est obtenu par l'interaction de l'hydrazine et de l'acide nitreux :

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

En termes de propriétés oxydantes, HN 3 (HN + 5 N 2) ressemble à l'acide nitrique. Ainsi, si l'interaction d'un métal avec l'acide nitrique produit de l'oxyde nitrique (II) et de l'eau, alors avec de l'acide hydrazoïque - de l'azote et de l'ammoniac. Par example,

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

Un mélange de HN 3 et de HCl se comporte comme de l'eau régale. Sels d'acide nitreux - azides. Seuls les azotures de métaux alcalins sont relativement stables ; à des températures > 300 °C, ils sont détruits sans explosion. Le reste se désintègre avec une explosion lors d'un impact ou d'un échauffement. L'azide de plomb est utilisé dans la production de détonateurs :

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

Le produit de départ pour la production d'azotures est le NaN 3, qui se forme à la suite de la réaction de l'amide de sodium et de l'oxyde nitrique (I) :

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

4.2 Phosphore

Le phosphore est représenté dans la nature par un isotope - 31 P, le clarke du phosphore est de 0,05 mol.%. Il se présente sous la forme de minéraux phosphatés: Ca 3 (PO 4) 2 - phosphorite, Ca 5 (PO 4) 3 X (X \u003d F, Cl, OH) - apatites. Il fait partie des os et des dents des animaux et des humains, ainsi que de la composition des acides nucléiques (ADN et ARN) et des acides adénosine phosphorique (ATP, ADP et AMP).

Le phosphore est obtenu par réduction du phosphorite avec du coke en présence de dioxyde de silicium.

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

Une substance simple - le phosphore - forme plusieurs modifications allotropiques, dont les principales sont le phosphore blanc, rouge et noir. Le phosphore blanc se forme lors de la condensation de la vapeur de phosphore et est une substance cireuse blanche (pf 44°C), insoluble dans l'eau, soluble dans certains solvants organiques. Le phosphore blanc a une structure moléculaire et est constitué de molécules tétraédriques P 4 .

La force de liaison (l'angle de valence P-P-P n'est que de 60 °) détermine la réactivité et la toxicité élevées du phosphore blanc (la dose létale est d'environ 0,1 g). Le phosphore blanc étant très soluble dans les graisses, le lait ne peut pas être utilisé comme antidote en cas d'empoisonnement. Dans l'air, le phosphore blanc s'enflamme spontanément, il est donc stocké dans un récipient chimique hermétiquement fermé sous une couche d'eau.

Le phosphore rouge a une structure polymère. Il est obtenu en chauffant du phosphore blanc ou en l'irradiant avec de la lumière. Contrairement au phosphore blanc, il est légèrement réactif et non toxique. Cependant, les quantités résiduelles de phosphore blanc peuvent rendre le phosphore rouge toxique !

Le phosphore noir est obtenu en chauffant du phosphore blanc sous une pression de 120 000 atm. Il a une structure polymère, possède des propriétés semi-conductrices, est chimiquement stable et non toxique.

Propriétés chimiques. Le phosphore blanc est spontanément oxydé par l'oxygène atmosphérique à température ambiante (l'oxydation du phosphore rouge et noir se produit lorsqu'il est chauffé). La réaction se déroule en deux étapes et s'accompagne d'une luminescence (chimiluminescence).

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

Le phosphore réagit également par étapes avec le soufre et les halogènes.

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

Lors de l'interaction avec des métaux actifs, le phosphore agit comme un agent oxydant, formant des phosphures - composés du phosphore à l'état d'oxydation -3.

3Ca + 2P = Ca 3 P 2

Les acides oxydants (acides nitrique et sulfurique concentré) oxydent le phosphore en acide phosphorique.

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

Lors de l'ébullition avec des solutions alcalines, le phosphore blanc se disproportionne :

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

phosphine hypophosphite de potassium

Dans des conditions normales, l'acide nitrique est un liquide incolore (densité 1,52 g/cm 3 ), bouillant à 82,6 o C et à une température (-41,6 o C) se solidifiant en une masse cristalline transparente. Formule brute - HNO 3 . Masse molaire - 93 g/mol. La structure de la molécule d'acide nitrique est illustrée à la fig. une.

L'acide nitrique est miscible à l'eau dans n'importe quel rapport. C'est un électrolyte fort, c'est-à-dire en solution aqueuse se dissocie presque complètement en ions. Dans OVR, il agit comme un agent oxydant.

Riz. 1. La structure de la molécule d'acide nitrique, indiquant les angles de liaison entre les liaisons et les longueurs des liaisons chimiques.

HNO3, états d'oxydation des éléments qu'il contient

Pour déterminer les états d'oxydation des éléments qui composent l'acide nitrique, vous devez d'abord déterminer pour quels éléments cette valeur est exactement connue.

Les états d'oxydation de l'hydrogène et de l'oxygène dans la composition des acides inorganiques sont toujours égaux à (+1) et (-2), respectivement. Pour trouver l'état d'oxydation de l'azote, prenons sa valeur en "x" et déterminons-le à l'aide de l'équation d'électroneutralité :

(+1) + x + 3×(-2) = 0 ;

1 + x - 6 = 0 ;

Ainsi, le degré d'oxydation de l'azote dans l'acide nitrique est (+5):

H +1 N +5 O -2 3 .

Exemples de résolution de problèmes

EXEMPLE 1

Les produits chimiques peuvent être divisés en oxydants typiques, agents réducteurs typiques, et les substances qui peuvent présenter propriétés à la fois oxydantes et réductrices. Certaines substances ne présentent pratiquement pas d'activité redox.

Pour oxydants typiques inclure:

• substances simples - non-métaux avec les propriétés oxydantes les plus fortes (fluor F 2, oxygène O 2, chlore Cl 2);
• des ionsmétaux ou non-métaux avec états d'oxydation hautement positifs (généralement plus élevés) : acides (HN +5 O 3, HCl +7 O 4), sels (KN +5 O 3, KMn +7 O 4), oxydes (S +6 O 3, Cr +6 O 3)
• composés contenant des cations métalliques ayant états d'oxydation élevés: Pb 4+ , ​​​​Fe 3+ , Au 3+ etc.

Agents réducteurs typiques est habituellement:

• substances simples - métaux(les capacités réductrices des métaux sont déterminées par une série d'activités électrochimiques);
• substances complexes qui contiennent atomes ou ions de non-métaux avec un état d'oxydation négatif (généralement inférieur): composés hydrogène binaires (H 2 S, HBr), sels d'acides sans oxygène (K 2 S, NaI);
• certains composés contenant cations avec l'état d'oxydation positif le plus bas(Sn 2+, Fe 2+, Cr 2+), qui, en donnant des électrons, peuvent augmenter leur état d'oxydation;
• composés contenant des ions complexes, consistant en non-métaux avec un état d'oxydation positif intermédiaire(S +4 O 3) 2–, (НР +3 O 3) 2– , dans lesquels les éléments peuvent, en donnant des électrons, augmenter son état d'oxydation positif.

La plupart des autres substances peuvent montrer propriétés à la fois oxydantes et réductrices.

Les agents oxydants et réducteurs typiques sont indiqués dans le tableau.

En pratique de laboratoire les plus couramment utilisés sont les suivants oxydants :

permanganate de potassium (KMnO 4);

dichromate de potassium (K 2 Cr 2 O 7);

acide nitrique (HNO 3);

acide sulfurique concentré (H 2 SO 4);

peroxyde d'hydrogène (H 2 O 2);

les oxydes de manganèse (IV) et de plomb (IV) (MnO 2 , PbO 2 ) ;

nitrate de potassium fondu (KNO 3) et fonte de certains autres nitrates.

Pour réducteurs qui s'appliquent dans pratique de laboratoire relater:

• magnésium (Mg), aluminium (Al), zinc (Zn) et autres métaux actifs;
• l'hydrogène (H 2) et le carbone (C) ;
• iodure de potassium (KI);
• le sulfure de sodium (Na 2 S) et le sulfure d'hydrogène (H 2 S) ;
• le sulfite de sodium (Na 2 SO 3);
• chlorure d'étain (SnCl 2 ).

Classification des réactions redox

Les réactions d'oxydo-réduction sont généralement divisées en quatre types : réactions intermoléculaires, intramoléculaires, de dismutation (auto-oxydation-auto-réduction) et réactions de contre-dismutation.

Réactions intermoléculaires procéder à une modification du degré d'oxydation différents éléments depuis différents réactifs. En même temps, ils forment divers produits d'oxydation et de réduction .

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

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

Réactions intramoléculaires sont des réactions dans lesquelles différents éléments depuis un réactif emménager dans différents produits tels que:

(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 .

Réactions de dismutation (auto-oxydation-auto-guérison) - ce sont des réactions dans lesquelles l'agent oxydant et l'agent réducteur - le même élément du même réactif, qui entre dans différents produits:

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

Reproportionnement (proportion, contre-disproportion ) sont des réactions dans lesquelles un agent oxydant et un agent réducteur sont le même élément, Lequel de différents réactifs va dans une produit. Réaction inverse de la disproportion.

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

Règles de base pour la compilation des réactions redox

Les réactions redox s'accompagnent de processus d'oxydation et de réduction :

Oxydation est le processus de don d'électrons par un agent réducteur.

Récupération est le processus d'ajout d'électrons à un agent oxydant.

Agent d'oxydation récupérer, et l'agent réducteur oxydé .

Dans les réactions redox, le balance électronique: Le nombre d'électrons que l'agent réducteur donne est égal au nombre d'électrons que l'agent oxydant reçoit. Si le solde est mal établi, vous ne pourrez pas établir d'OVR complexes.

Plusieurs méthodes de compilation des réactions redox (ORR) sont utilisées : la méthode de l'équilibre électronique, la méthode de l'équilibre électron-ion (méthode de la demi-réaction), etc.

Considérez en détail méthode de la balance électronique .

Il est assez facile de «reconnaître» l'OVR - il suffit d'organiser les états d'oxydation dans tous les composés et de déterminer que les atomes changent d'état d'oxydation:

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

Nous écrivons séparément les atomes des éléments qui changent l'état d'oxydation, dans l'état AVANT la réaction et APRÈS la réaction.

L'état d'oxydation est modifié par les atomes de manganèse et de soufre :

S -2 -2e = S 0

Mn +7 + 1e = Mn +6

Le manganèse absorbe 1 électron, le soufre donne 2 électrons. En même temps, il faut respecter balance électronique. Par conséquent, il est nécessaire de doubler le nombre d'atomes de manganèse et de laisser le nombre d'atomes de soufre inchangé. Nous indiquons les coefficients d'équilibre à la fois avant les réactifs et avant les produits !

Schéma de compilation des équations OVR à l'aide de la méthode de la balance électronique :

Attention! Il peut y avoir plusieurs agents oxydants ou réducteurs dans une réaction. Le bilan doit être établi de manière à ce que le nombre TOTAL d'électrons donnés et reçus soit le même.

Schémas généraux des réactions redox

Les produits des réactions redox dépendent souvent de conditions de traitement. Considérer les principaux facteurs affectant le cours des réactions redox.

Le facteur déterminant le plus évident est milieu de la solution de réaction - . En règle générale (mais pas nécessairement), la substance définissant le milieu est répertoriée parmi les réactifs. Les options suivantes sont possibles :

• activité oxydative s'intensifie dans un environnement plus acide et l'oxydant est réduit plus profondément(par exemple, le permanganate de potassium, KMnO 4, où Mn+7 est réduit en Mn+2 en milieu acide, et en Mn+6 en milieu alcalin) ;
• activité oxydative s'intensifie dans un environnement plus alcalin, et l'agent oxydant est réduit plus profondément (par exemple, le nitrate de potassium KNO 3, où N +5, lorsqu'il interagit avec un agent réducteur en milieu alcalin, est réduit en N -3);
• soit l'agent oxydant n'est pratiquement pas soumis aux modifications de l'environnement.

Le milieu réactionnel permet de déterminer la composition et la forme d'existence des produits OVR restants. Le principe de base est que des produits se forment qui n'interagissent pas avec les réactifs !

Noter! E Si le milieu de solution est acide, les bases et les oxydes basiques ne peuvent pas être présents parmi les produits de réaction, car ils interagissent avec l'acide. A l'inverse, en milieu alcalin, la formation d'acide et d'oxyde d'acide est exclue. C'est l'une des erreurs les plus courantes et les plus grossières.

En outre, la direction du flux OVR est affectée par la nature des réactifs. par exemple, lors de l'interaction de l'acide nitrique HNO 3 avec des agents réducteurs, un schéma est observé - plus l'activité de l'agent réducteur est grande, plus l'azote N + 5 est réduit.

Avec une augmentation Température la plupart des OVR ont tendance à être plus intenses et plus profondes.

Dans les réactions hétérogènes, la composition des produits est souvent influencée par finesse du solide . Par exemple, le zinc en poudre avec de l'acide nitrique forme un produit, tandis que le zinc granulaire forme des produits complètement différents. Plus le degré de broyage du réactif est élevé, plus son activité est grande, habituellement.

Considérez les oxydants de laboratoire les plus typiques.

Schémas de base des réactions redox

Schéma de récupération des permanganates

Les permanganates contiennent un puissant agent oxydant - manganèseà l'état d'oxydation +7. Les sels de manganèse +7 colorent la solution en Violet Couleur.

Les permanganates, selon le milieu de la solution réactionnelle, sont réduits de différentes manières.

À environnement acide la récupération est plus profonde Mn2+. L'oxyde de manganèse à l'état d'oxydation +2 présente donc des propriétés fondamentales dans environnement acide le sel se forme. Sels de manganèse +2 incolore. À solution neutre le manganèse est récupéré au degré d'oxydation +4 , avec une éducation oxyde amphotère MnO 2 — brun sédiment insoluble dans les acides et les alcalis. À alcalin l'environnement, le manganèse est réduit au minimum - au plus près états d'oxydation +6 . Les composés de manganèse +6 présentent des propriétés acides, en milieu alcalin ils forment des sels - manganates. Les manganates donnent la solution coloration verte .

Considérez l'interaction du permanganate de potassium KMnO 4 avec le sulfure de potassium dans des milieux acides, neutres et alcalins. Dans ces réactions, le produit d'oxydation de l'ion sulfure est 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,

Une erreur courante dans cette réaction est une indication de l'interaction du soufre et de l'alcali dans les produits de réaction. Cependant, le soufre interagit avec l'alcali dans des conditions assez sévères (température élevée), ce qui ne correspond pas aux conditions de cette réaction. Dans des conditions normales, il sera correct d'indiquer exactement le soufre moléculaire et l'alcali séparément, et non les produits de leur interaction.

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

Des difficultés surviennent également lors de la compilation de cette réaction. Le fait est que dans ce cas, l'inscription de la molécule du milieu (KOH ou autre alcalin) dans les réactifs n'est pas nécessaire pour égaliser la réaction. L'alcali participe à la réaction et détermine le produit de la réduction du permanganate de potassium, mais les réactifs et les produits sont égalisés même sans sa participation. Ce paradoxe apparent peut être facilement résolu si nous nous souvenons qu'une réaction chimique n'est qu'une notation conditionnelle qui n'indique pas tous les processus en cours, mais qui reflète simplement la somme de tous les processus. Comment le déterminer vous-même? Si vous agissez selon le schéma classique - coefficients d'équilibre - égalisation des métaux, vous verrez que les métaux sont égalisés par des coefficients d'équilibre et la présence d'alcali sur le côté gauche de l'équation de réaction sera superflue.

Permanganates oxyder:

• non-métaux avec un état d'oxydation négatif aux substances simples (avec degré d'oxydation 0), exceptions — phosphore, arsenic - jusqu'à +5 ;
• non-métaux avec un état d'oxydation intermédiaire au plus haut degré d'oxydation;
• métaux actifs positif stable le degré d'oxydation du métal.

KMnO 4 + NeMe (d.d. le plus bas) = ​​NeMe 0 + autres produits

KMnO 4 + NeMe (s.o. intermédiaire) = NeMe (s.o. supérieur) + autres produits

KMnO 4 + Me 0 = Me (stable s.d.) + autres produits

KMnO 4 + P -3, As -3 = P +5, As +5 + autres produits

Schéma de récupération du chromate/bichromate

Une caractéristique du chrome de valence VI est qu'il forme 2 types de sels dans les solutions aqueuses : les chromates et les bichromates, selon le milieu de la solution. Chromates métalliques actifs (par exemple, K 2 CrO 4) sont des sels stables dans alcalin environnement. Dichromates (bichromates) de métaux actifs (par exemple, K 2 Cr 2 O 7) - sels, stables en milieu acide .

Les composés de chrome(VI) sont réduits en composés de chrome(III) . Les composés du chrome Cr +3 sont amphotères, et selon le milieu de la solution, ils existent en solution sous diverses formes : en milieu acide sous la forme sels(les composés amphotères forment des sels lorsqu'ils interagissent avec les acides), en milieu neutre - insoluble hydroxyde de chrome (III) amphotère Cr(OH) 3 , et en milieu alcalin, les composés du chrome (III) forment sel complexe, Par example, hexahydroxochromate de potassium (III) K 3 .

Composés de chrome VI oxyder:

• non-métaux dans un état d'oxydation négatif aux substances simples (avec degré d'oxydation 0), exceptions — phosphore, arsenic - jusqu'à +5;
• non-métaux dans un état d'oxydation intermédiaire au plus haut degré d'oxydation;
• métaux actifs des substances simples (point d'oxydation 0) aux composés avec positif stable le degré d'oxydation du métal.

Chromate/bichromate + neMe (d.d. négatif) = neMe 0 + autres produits

Chromate/bichromate + NeMe (s.d. positif intermédiaire) = NeMe (s.d. le plus élevé) + autres produits

Chromate / bichromate + Me 0 \u003d Me (stable s.d.) + autres produits

Chromate/dichromate + P, As (d.d. négatif) = P, As +5 + autres produits

Décomposition des nitrates

Les sels de nitrate contiennent azote à l'état d'oxydation +5 - fort agent d'oxydation. Cet azote peut oxyder l'oxygène (O -2). Cela se produit lorsque les nitrates sont chauffés. Dans ce cas, dans la plupart des cas, l'oxygène est oxydé à l'état d'oxydation 0, c'est-à-dire avant que moléculaire oxygène O2 .

Selon le type de métal qui forme le sel, différents produits se forment lors de la décomposition thermique (température) des nitrates : si métal actif(dans la série de l'activité électrochimique sont au magnésium), puis l'azote est réduit à un état d'oxydation de +3, et lors de la décomposition des sels de nitrite et de l'oxygène moléculaire se forment .

par exemple:

2NaNO 3 → 2NaNO 2 + O 2 .

Les métaux actifs se présentent dans la nature sous forme de sels (KCl, NaCl).

Si un métal est dans la série d'activité électrochimique à droite du magnésium et à gauche du cuivre (y compris le magnésium et le cuivre) , alors la décomposition produit oxyde métallique dans un état d'oxydation stable, monoxyde d'azote (IV)(gaz brun) et oxygène. L'oxyde métallique se forme également lors de la décomposition nitrate de lithium .

par exemple, décomposition nitrate de zinc:

2Zn(NO 3) 2 → 2ZnO + 4NO 2 + O 2.

Les métaux de moyenne activité se trouvent le plus souvent dans la nature sous forme d'oxydes (Fe 2 O 3, Al 2 O 3, etc.).

des ions les métaux, situé dans la série de l'activité électrochimique à droite du cuivre sont des oxydants puissants. À décomposition des nitrates ils participent, comme N +5, à l'oxydation de l'oxygène et sont réduits en substances simples, c'est-à-dire le métal se forme et les gaz sont libérés monoxyde d'azote (IV) et oxygène .

par exemple, décomposition nitrate d'argent:

2AgNO 3 → 2Ag + 2NO 2 + O 2 .

Les métaux inactifs se présentent dans la nature sous forme de substances simples.

Quelques exceptions !

Décomposition nitrate d'ammonium :

Dans la molécule de nitrate d'ammonium, il y a à la fois un agent oxydant et un agent réducteur : l'azote à l'état d'oxydation -3 ne présente que des propriétés réductrices, l'azote à l'état d'oxydation +5 uniquement oxydant.

Lorsqu'il est chauffé, le nitrate d'ammonium se décomposer. À des températures allant jusqu'à 270 o C, monoxyde d'azote (I)("gaz hilarant") et de l'eau :

NH4NO3 → N2O + 2H2O

Ceci est un exemple de réaction contre-disproportion .

L'état d'oxydation de l'azote résultant est la moyenne arithmétique de l'état d'oxydation des atomes d'azote dans la molécule d'origine.

À une température plus élevée, l'oxyde nitrique (I) se décompose en substances simples - azote et oxygène:

2NH 4 NO 3 → 2N 2 + O 2 + 4H 2 O

À décomposition nitrite d'ammonium NH4NO2 une contre-disproportion se produit également.

L'état d'oxydation de l'azote résultant est également égal à la moyenne arithmétique des états d'oxydation des atomes d'azote initiaux - l'agent oxydant N +3 et l'agent réducteur N -3

NH4NO2 → N2 + 2H2O

Décomposition thermique nitrate de manganèse(II) accompagnée d'oxydation des métaux :

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

Nitrate de fer(II) à basse température, il se décompose en oxyde de fer (II), lorsqu'il est chauffé, le fer est oxydé à un état d'oxydation de +3 :

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

Nitrate de nickel(II) se décompose en nitrite lorsqu'il est chauffé.

Propriétés oxydantes de l'acide nitrique

Acide nitrique HNO 3 lorsqu'il interagit avec des métaux est pratiquement ne forme jamais d'hydrogène , contrairement à la plupart des acides minéraux.

Cela est dû au fait que l'acide contient un agent oxydant très puissant - l'azote à l'état d'oxydation +5. Lors de l'interaction avec des agents réducteurs - métaux, divers produits de réduction de l'azote se forment.

Acide nitrique + métal \u003d sel métallique + produit de réduction de l'azote + H 2 O

L'acide nitrique peut être transformé en monoxyde d'azote (IV) NO 2 (N +4); monoxyde d'azote (II) NO (N+2) ; monoxyde d'azote (I) N 2 O ("gaz hilarant"); azote moléculaire N 2 ; nitrate d'ammonium NH 4 NO 3. En règle générale, un mélange de produits est formé avec une prédominance de l'un d'entre eux. L'azote est réduit dans ce cas à des états d'oxydation de +4 à -3. La profondeur de récupération dépend principalement par nature réducteur et de la concentration d'acide nitrique . Voici comment fonctionne la règle : plus la concentration de l'acide est faible et plus l'activité du métal est élevée, plus l'azote reçoit d'électrons et plus il se forme de produits réduits.

Certains modèles vous permettront de déterminer correctement le produit principal de la réduction de l'acide nitrique par les métaux dans la réaction :

• en action acide nitrique très dilué sur le les métaux généralement formé nitrate d'ammonium NH 4 NO 3 ;

par exemple, interaction du zinc avec l'acide nitrique très dilué :

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

• acide nitrique concentré Dans le froid passive certains métaux - chrome Cr, aluminium Al et fer Fe . Lorsque la solution est chauffée ou diluée, la réaction se poursuit ;

passivation des métaux - c'est le passage de la surface métallique à un état inactif dû à la formation de fines couches de composés inertes sur la surface métallique, dans ce cas principalement des oxydes métalliques, qui ne réagissent pas avec l'acide nitrique concentré

• Acide nitrique ne réagit pas avec les métaux du sous-groupe du platine — or Au, platine Pt, et palladium Pd ;

• lors de l'interaction acide concentré avec des métaux inactifs et métaux de moyenne activité nitrique l'acide est réduit à monoxyde d'azote (IV) NON 2 ;

par exemple, oxydation du cuivre avec de l'acide nitrique concentré :

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

• lors de l'interaction acide nitrique concentré avec métaux actifs formé oxyde de nitrogène (I)N2O ;

par exemple, oxydation sodium concentré acide nitrique:

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

• lors de l'interaction acide nitrique dilué avec des métaux inactifs (dans la série d'activité à droite de l'hydrogène) l'acide est réduit en monoxyde d'azote (II) NON ;
• lors de l'interaction acide nitrique dilué avec des métaux d'activité intermédiaire Soit monoxyde d'azote (II) NO, ou monoxyde d'azote N 2 O, ou azote moléculaire N 2 - en fonction de facteurs supplémentaires (activité du métal, degré de broyage du métal, degré de dilution de l'acide, température).
• lors de l'interaction acide nitrique dilué avec des métaux actifs formé azote moléculaire N 2 .

Pour une détermination approximative des produits de la réduction de l'acide nitrique dans l'interaction avec différents métaux, je propose d'utiliser le principe du pendule. Les principaux facteurs qui modifient la position du pendule sont la concentration de l'acide et l'activité du métal. Pour simplifier, on utilise 3 types de concentrations d'acide : concentré (plus de 30%), dilué (30% ou moins), très dilué (moins de 5%). Nous divisons les métaux par activité en actifs (avant l'aluminium), activité moyenne (de l'aluminium à l'hydrogène) et inactifs (après l'hydrogène). Les produits de la réduction de l'acide nitrique sont rangés par ordre décroissant du degré d'oxydation :

NO2 ; NON; N2O; N2; NH4NO3

Plus le métal est actif, plus on se déplace vers la droite. Plus la concentration est grande ou plus la dilution de l'acide est faible, plus on se décale vers la gauche.

par exemple , l'acide concentré et le cuivre métallique inactif Cu interagissent. Par conséquent, nous passons à l'extrême gauche, de l'oxyde nitrique (IV), du nitrate de cuivre et de l'eau se forment.

L'interaction des métaux avec l'acide sulfurique

Acide sulfurique dilué interagit avec les métaux comme un acide minéral normal. Ceux. interagit avec les métaux situés dans une série de tensions électrochimiques allant jusqu'à l'hydrogène. L'agent oxydant ici est les ions H +, qui sont réduits en hydrogène moléculaire H 2. Dans ce cas, les métaux sont généralement oxydés en le minimum degré d'oxydation.

par exemple:

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

interagit avec les métaux se trouvant dans une série de tensions à la fois avant et après l'hydrogène.

H 2 SO 4 (conc) + métal \u003d sel métallique + produit de réduction du soufre (SO 2, S, H 2 S) + eau

Lorsque l'acide sulfurique concentré interagit avec les métaux, un sel métallique (dans un état d'oxydation stable), de l'eau et un produit de réduction du soufre se forment - dioxyde de soufre S +4 O 2, soufre moléculaire S ou sulfure d'hydrogène H 2 S -2, en fonction du degré de concentration, de l'activité du métal, de son degré de broyage, de la température, etc. Lorsque l'acide sulfurique concentré interagit avec les métaux, l'hydrogène moléculaire ne se forme pas !

Les principes de base de l'interaction de l'acide sulfurique concentré avec les métaux:

1. acide sulfurique concentré passive aluminium, chrome, fer à température ambiante ou au froid;

2. acide sulfurique concentré n'interagit pas avec or, platine et palladium ;

3. Avec métaux inactifs acide sulfurique concentré se remet à oxyde de soufre (IV).

par exemple, le cuivre est oxydé avec de l'acide sulfurique concentré:

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

4. Lors de l'interaction avec des métaux actifs et du zinc formes concentrées d'acide sulfuriquesoufre S ou sulfure d'hydrogène H 2 S 2- (selon la température, le degré de broyage et l'activité du métal).

par exemple , interaction de l'acide sulfurique concentré avec le zinc:

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

Peroxyde d'hydrogène

Le peroxyde d'hydrogène H 2 O 2 contient de l'oxygène à l'état d'oxydation -1. Un tel oxygène peut à la fois augmenter et diminuer l'état d'oxydation. Ainsi, le peroxyde d'hydrogène présente propriétés à la fois oxydantes et réductrices.

Lorsqu'il interagit avec des agents réducteurs, le peroxyde d'hydrogène présente les propriétés d'un agent oxydant et est réduit à un état d'oxydation de -2. En règle générale, le produit de réduction du peroxyde d'hydrogène est de l'eau ou un ion hydroxyde, selon les conditions de réaction. Par example:

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

Lors de l'interaction avec des agents oxydants, le peroxyde est oxydé en oxygène moléculaire (état d'oxydation 0) : O 2 . par exemple :

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. L'état d'oxydation du carbone dans le carbonate de calcium est :
A. -4 B.+2 C.+4

3. Une substance dans laquelle l'état d'oxydation du phosphore est nul :
A.P4 B.PH3 C.P2O5

4. Redox est une réaction dont l'équation est :
A.2Al(OH)3=Al2O3+3H2O B.H2+Cl2=2HCl C.NaOH+HNO3=NaNO3+H2O

5. Un agent oxydant dans une réaction chimique, CuO+H2=Cu+H2O est :
A.H20 B.Cu2+ C.O2- D.Cu0

6. L'état d'oxydation du chlore décroît dans la série :
A.Cl2– HCl–HClO B.NaCl–Cl2–KClO3 C.HClO4–NaClO2–BaCl2

7. Le processus de transition, dont le schéma N-3→N+2 est :
Une reprise
B. Oxydation
B. Pas un processus redox.

8. Dans l'équation de réaction S + O2 → SO2, le nombre d'électrons cédés par l'agent oxydant est :
A.2 B.4 C.6

9. Le phosphore à l'état d'oxydation 0 peut être :
A.Seul réducteur
B. Oxydant uniquement
B. Agent oxydant et réducteur

10. Une substance simple est un non-métal avec les propriétés oxydantes les plus fortes :
A.Br2
B.Cl2
B.F2

Partie B.
11. Écrivez les formules pour l'oxyde nitrique (III) et l'oxyde nitrique (V)

12. Disposez les coefficients dans le schéma de réaction en utilisant la méthode de la balance électronique :
Ca + O2 = CaO
Nommez les processus d'oxydation et de réduction, et indiquez l'agent oxydant et l'agent réducteur.

13. Classez les formules des composés chimiques: CH4, CO2, CO - par ordre décroissant d'états d'oxydation des atomes de carbone.

14. Selon le schéma Cu + 2 + 2ē → Cu0, créez une équation pour une réaction chimique et considérez-la du point de vue de l'OVR.

15. Complétez la phrase : "La restauration, c'est ..."

1) additionner les équations de réaction, indiquer les états d'oxydation des éléments et agencer les coefficients selon la méthode de la balance électronique : Ca + O2 ->, N2 + H2 ->. 2)

déterminer l'état d'oxydation de chaque élément, arranger les coefficients en utilisant la méthode de la balance électronique : KCIO3 + S -> KCI + SO2. 3) Veuillez déterminer l'état d'oxydation du soufre dans les composés suivants : H2SO4, SO2, H2S, SO2, H2SO3. 4 vers les atomes de quel élément chimique les paires d'électrons communes se déplacent-elles dans les molécules des composés suivants : H2O, HI, PCI3, H3N, H2S, CO2 ? merci de donner une réponse valable ! 5) dites-moi, les états d'oxydation des atomes changent-ils lorsque l'eau se forme à partir d'hydrogène et d'oxygène ? 6) écrire les équations de la dissociation électrolytique : nitrate de cuivre, acide chlorhydrique, sulfate d'aluminium, hydroxyde de baryum, sulfate de zinc. 7) veuillez écrire les équations moléculaires et ioniques des réactions entre les solutions : hydroxyde de lithium et acide nitrique, nitrate de cuivre et hydroxyde de sodium, carbonate de potassium et acide phosphorique. 8) dans l'interaction de solutions de quelles substances, l'un des produits de réaction est l'eau ? K2CO3 et HCI : Ca(OH)2 et HNO3 : NaOH et H2SO4 : NaNO3 et H2SO4 ? Veuillez écrire les équations de réaction dans les formules moléculaires et ioniques. 9) Parmi les sels suivants, lesquels subissent une hydrolyse lorsqu'ils sont dissous dans l'eau : le chlorure d'aluminium, le sulfure de potassium, le chlorure de sodium ? Ecrire les équations de l'hydrolyse.