Elektroninio balanso metodas prieinamame pristatyme. Azoto junginiai hno3 oksidacijos būsena yra

Junginiai, kurių oksidacijos laipsnis –3.-3 oksidacijos būsenos azoto junginius vaizduoja amoniakas ir metalų nitridai.

Amoniakas- NH 3 yra bespalvės dujos, turinčios būdingą aštrų kvapą. Amoniako molekulė turi trikampės piramidės geometriją, kurios viršuje yra azoto atomas. Azoto atominės orbitalės yra sp 3- hibridinė būsena. Formuojant azoto-vandenilio ryšius dalyvauja trys orbitalės, o ketvirtoje orbitalėse yra nepasidalinta elektronų pora, molekulė turi piramidės formą. Vienišų elektronų poros atstumiantis veiksmas lemia, kad ryšio kampas sumažėja nuo tikėtino 109,5 iki 107,3°.

Prie -33,4 °C amoniakas kondensuojasi ir susidaro skystis su labai didele garavimo šiluma, todėl jį galima naudoti kaip šaltnešį pramoninėse šaldymo sistemose.

Nepaskirstytos elektronų poros buvimas prie azoto atomo leidžia sudaryti kitą kovalentinį ryšį pagal donoro-akceptoriaus mechanizmą. Taigi rūgščioje aplinkoje susidaro molekulinis amonio katijonas - NH 4 +. Ketvirtosios kovalentinės jungties susidarymas lemia ryšių kampų išlyginimą (109,5°) dėl vienodo vandenilio atomų atstūmimo.

Skystas amoniakas yra geras savaime jonizuojantis tirpiklis:

2NH 3 NH 4 + + NH 2 -

amido anijonas

Jis tirpdo šarminius ir šarminių žemių metalus, sudarydamas spalvotus laidžius tirpalus. Esant katalizatoriui (FeCl 3), ištirpęs metalas reaguoja su amoniaku ir išskiria vandenilį ir susidaro amidas, pavyzdžiui:

2Na + 2NH3 \u003d 2NaNH2 + H2

natrio amidas

Amoniakas labai gerai tirpsta vandenyje (20 °C temperatūroje viename tūryje vandens ištirpsta apie 700 tūrių amoniako). Vandeniniuose tirpaluose jis pasižymi silpnos bazės savybėmis.

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

= 1,85 10 -5

Deguonies atmosferoje amoniakas dega susidarant azotui; platinos katalizatoriuje amoniakas oksiduojamas iki azoto oksido (II):

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

Kaip bazė, amoniakas reaguoja su rūgštimis, sudarydamas amonio katijono druskas, pavyzdžiui:

NH 3 + HCl = NH 4 Cl

Amonio druskos gerai tirpsta vandenyje ir šiek tiek hidrolizuotos. Kristalinėje būsenoje jie yra termiškai nestabilūs. Termolizės produktų sudėtis priklauso nuo rūgšties, sudarančios druską, savybių:

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

Šarmams veikiant vandeninius amonio druskų tirpalus, kaitinant išsiskiria amoniakas, todėl šią reakciją galima panaudoti kaip kokybinę amonio druskų reakciją ir kaip laboratorinį amoniako gavimo būdą.

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

Pramonėje amoniakas gaunamas tiesioginės sintezės būdu.

N2 + 3H22NH3

Kadangi reakcija yra labai grįžtama, sintezė vykdoma esant padidintam slėgiui (iki 100 MPa). Siekiant pagreitinti procesą, procesas vykdomas esant katalizatoriui (kempinė geležis skatinama priedų) ir maždaug 500°C temperatūroje.

Nitridas susidaro daugelio metalų ir nemetalų reakcijos su azotu rezultatas. Nitridų savybės natūraliai keičiasi tam tikru laikotarpiu. Pavyzdžiui, trečiojo laikotarpio elementams:

I ir II grupių s elementų nitridai yra į kristalines druskas panašios medžiagos, kurias vanduo lengvai skaido ir susidaro amoniakas.

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

Iš laisvos būsenos halogeninių nitridų buvo išskirtas tik Cl 3 N, rūgštingumas pasireiškia reakcijoje su vandeniu:

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

Dėl skirtingo pobūdžio nitridų sąveikos susidaro mišrūs nitridai:

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

ličio nitridoaliuminatas nitridogermanatas(IV) litis

BN, AlN, Si 3 N 4, Ge 3 N 4 nitridai yra kietos polimerinės medžiagos, turinčios aukštą lydymosi temperatūrą (2000-3000 °C), tai puslaidininkiai arba dielektrikai. D-metalų nitridai – kintamos sudėties kristaliniai junginiai (bertolidai), labai kieti, atsparūs ugniai ir chemiškai stabilūs, pasižymi metalinėmis savybėmis: metaliniu blizgesiu, laidumu elektrai.

Junginiai, kurių oksidacijos laipsnis –2. Hidrazinas - N 2 H 4 - svarbiausias neorganinis azoto junginys, esantis -2 oksidacijos būsenai.

Hidrazinas yra bespalvis skystis, kurio virimo temperatūra yra 113,5 °C, rūkantis ore. Hidrazino garai yra labai toksiški ir sudaro sprogius mišinius su oru. Hidrazinas gaunamas oksiduojant amoniaką natrio hipochloritu:

2N -3 H3 + NaCl +1 O \u003d N 2 -2 H4 + NaCl -1 + H 2 O

Hidrazinas bet kokiu santykiu maišosi su vandeniu ir tirpale elgiasi kaip silpna dirūgštinė bazė, sudarydama dvi druskų serijas.

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

hidrosonio katijonas

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

dihidrozonio katijonas

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

hidrosonio chloridas dihidrozonio dichloridas

Hidrazinas yra stipriausias reduktorius:

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

Nesimetriškas dimetilhidrazinas (heptilas) plačiai naudojamas kaip raketų kuras.

Junginiai, kurių oksidacijos laipsnis –1. Hidroksilaminas - NH 2 OH - pagrindinis neorganinis azoto junginys oksidacijos būsenoje -1.

Hidroksilaminas gaunamas redukuojant azoto rūgštį vandeniliu izoliacijos metu elektrolizės metu:

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

Tai bespalvė kristalinė medžiaga (temp. 33 °C), gerai tirpi vandenyje, kurioje ji pasižymi silpnos bazės savybėmis. Su rūgštimis gaunamos hidroksilammonio druskos – stabilios bespalvės medžiagos, tirpios vandenyje.

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

hidroksilamonio jonai

Azoto atomas NH 2 OH molekulėje turi tarpinę oksidacijos būseną (tarp -3 ir +5), todėl hidroksilaminas gali veikti ir kaip reduktorius, ir kaip oksidatorius:

2N -1 H2OH + I2 + 2KOH = N 0 2 + 2KI + 4H 2 O;

reduktorius

2N -1 H2OH + 4FeSO 4 + 3H 2 SO 4 = 2Fe 2 (SO 4) 3 + (N -3 H 4) 2 SO 4 + 2H 2 O

oksidatorius

NH 2 OH lengvai suyra kaitinant, patiriamas neproporcingumas:

3N -1 H2OH \u003d N 0 2 + N -3 H3 + 3H 2 O;

Junginiai, kurių oksidacijos laipsnis +1. Azoto oksidas (I) - N 2 O (azoto oksidas, juoko dujos). Jo molekulės struktūrą galima perteikti dviejų valentinių schemų rezonansu, iš kurių matyti, kad šį junginį azoto oksidu (I) galima laikyti tik formaliai, realiai tai yra azoto (V) oksinitridas - ON +5 N -3.

N 2 O yra bespalvės dujos, turinčios lengvą malonų kvapą. Mažomis koncentracijomis sukelia nežaboto džiaugsmo priepuolius, didelėmis dozėmis turi bendrą anestezinį poveikį. Medicinoje anestezijai buvo naudojamas azoto oksido (80%) ir deguonies (20%) mišinys.

Laboratorinėmis sąlygomis azoto oksidas (I) gali būti gaunamas skaidant amonio salietrą. Šiuo metodu gautame N 2 O yra aukštesniųjų azoto oksidų priemaišų, kurios yra itin toksiškos!

NH 4 NO 3 ¾® N 2 O + 2H 2 O

Pagal savo chemines savybes azoto oksidas (I) yra tipiškas druskos nesudarantis oksidas, nereaguoja su vandeniu, rūgštimis ir šarmais. Kaitinamas, jis suyra, sudarydamas deguonį ir azotą. Dėl šios priežasties N 2 O gali veikti kaip oksidatorius, pavyzdžiui:

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

Junginiai, kurių oksidacijos laipsnis +2. Azoto oksidas (II) – NO – bespalvės dujos, itin toksiškos. Ore jis greitai oksiduojamas deguonies ir susidaro ne mažiau toksiškas azoto oksidas (IV). Pramonėje NO susidaro oksiduojant amoniaką ant platinos katalizatoriaus arba leidžiant orą elektros lanku (3000-4000 °C).

4NH3 + 5O2 \u003d 4NO + 6H2O; N 2 + O 2 \u003d 2NO

Laboratorinis azoto oksido (II) gavimo metodas yra vario sąveika su praskiesta azoto rūgštimi.

3Cu + 8HNO3 (diff.) = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O

Azoto oksidas (II) yra druskos nesudarantis oksidas, stiprus reduktorius, lengvai reaguoja su deguonimi ir halogenais.

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

nitrozilo chloridas

Tuo pačiu metu, sąveikaudamas su stipriais reduktoriais, NO veikia kaip oksidatorius:

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

Junginiai, kurių oksidacijos laipsnis +3. Azoto oksidas (III) - N 2 O 3 - intensyviai mėlynas skystis (t.kr. -100 °C). Stabilus tik skystoje ir kietoje būsenoje esant žemai temperatūrai. Atrodo, kad jis egzistuoja dviem formomis:

Azoto oksidas (III) gaunamas kartu kondensuojant NO ir NO 2 garus. Disocijuoja skysčiuose ir garuose.

NO 2 + NO N 2 O 3

Savybės būdingos rūgštiniam oksidui. Reaguoja su vandeniu, susidaro azoto rūgštis, su šarmais susidaro druskos – nitritai.

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

Azoto rūgštis- vidutinio stiprumo rūgštis (K a = 1×10 -4). Jis nebuvo išskirtas gryna forma, jis egzistuoja tirpaluose dviem tautomerinėmis formomis (tautomerai yra izomerai, esantys dinaminėje pusiausvyroje).

nitrito forma nitro forma

Azoto rūgšties druskos yra stabilios. Nitrito anijonas turi ryškų redokso dvilypumą. Priklausomai nuo sąlygų, jis gali atlikti ir oksidatoriaus, ir redukcijos agento funkciją, pavyzdžiui:

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

oksidatorius

KMnO4 + 5NaNO2 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5NaNO3 + K2SO4 + 3H2O

reduktorius

Azoto rūgštis ir nitritai yra linkę į disproporciją:

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

Junginiai, kurių oksidacijos laipsnis +4. Azoto oksidas (IV) – NO 2 – rudos dujos, turinčios aštrų nemalonų kvapą. Itin toksiška! Pramonėje NO 2 susidaro oksiduojant NO. Laboratorinis NO 2 gavimo būdas – vario sąveika su koncentruota azoto rūgštimi, taip pat terminis švino nitrato skaidymas.

Cu + 4HNO3 (konc.) = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O;

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

NO 2 molekulė turi vieną nesuporuotą elektroną ir yra stabilus laisvasis radikalas, todėl azoto oksidas lengvai dimerizuojasi.

Dimerizacijos procesas yra grįžtamasis ir labai jautrus temperatūrai:

paramagnetinis, diamagnetinis,

ruda bespalvė

Azoto dioksidas yra rūgštus oksidas, kuris reaguoja su vandeniu ir sudaro azoto ir azoto rūgšties mišinį (mišrus anhidridas).

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

Junginiai, kurių oksidacijos laipsnis +5. Azoto oksidas (V) - N 2 O 5 - balta kristalinė medžiaga. Gaunamas dehidratuojant azoto rūgštį arba oksiduojant azoto oksidą (IV) ozonu:

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

Kristalinėje būsenoje N 2 O 5 turi panašią į druską struktūrą - + -, garuose (t. vozg. 33 ° C) - molekulinę.

N 2 O 5 - rūgšties oksidas - azoto rūgšties anhidridas:

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

Azoto rūgštis- HNO 3 - bespalvis skystis, kurio virimo temperatūra yra 84,1 ° C, suyra kaitinant ir šviesoje.

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

Azoto dioksido priemaišos suteikia koncentruotai azoto rūgščiai geltonai rudą spalvą. Azoto rūgštis bet kokiu santykiu maišosi su vandeniu ir yra viena stipriausių mineralinių rūgščių, tirpale ji visiškai disocijuoja.

Azoto rūgšties molekulės struktūra apibūdinama šiomis struktūrinėmis formulėmis:

Sunkumų rašant HNO 3 struktūrinę formulę sukelia tai, kad, rodant šiame junginyje oksidacijos būseną +5, azotas, kaip antrojo periodo elementas, gali sudaryti tik keturis kovalentinius ryšius.

Azoto rūgštis yra viena stipriausių oksidatorių. Jo atsigavimo gylis priklauso nuo daugelio veiksnių: koncentracijos, temperatūros, redukuojančios medžiagos. Paprastai, oksiduojant azoto rūgštimi, susidaro redukcijos produktų mišinys:

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

Dominuojantis nemetalų ir neaktyvių metalų oksidacijos koncentruota azoto rūgštimi produktas yra azoto oksidas (IV):

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

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

Koncentruota azoto rūgštis pasyvina geležį ir aliuminį. Aliuminis pasyvinamas net praskiesta azoto rūgštimi. Bet kokios koncentracijos azoto rūgštis neturi įtakos auksui, platinai, tantalui, rodžiui ir iridžiui. Auksas ir platina ištirpinami aqua regia – koncentruotų azoto ir druskos rūgščių mišinyje santykiu 1:3.

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

Stiprų oksidacinį vandens regijos poveikį lemia atominio chloro susidarymas nitrozilo chlorido, azoto rūgšties ir vandenilio chlorido sąveikos produkto, skilimo metu.

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

NOCl = NO + Cl×

Veiksmingas mažo aktyvumo metalų tirpiklis yra koncentruotų azoto ir vandenilio fluorido rūgščių mišinys.

3Ta + 5HNO3 + 21HF = 3H2 + 5NO + 10H 2O

Praskiesta azoto rūgštis, sąveikaudama su nemetalais ir mažai aktyviais metalais, daugiausia redukuojama iki azoto oksido (II), pavyzdžiui:

3P + 5HNO3 (razb) + 2H 2O \u003d 3H3PO4 + 5NO;

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

Pavyzdžiui, aktyvūs metalai sumažina praskiestą azoto rūgštį iki N 2 O, N 2 arba NH 4 NO 3,

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

Didžioji dalis azoto rūgšties patenka į trąšų ir sprogmenų gamybą.

Azoto rūgštis pramoniniu būdu gaminama kontaktiniu arba lankiniu būdu, kurie skiriasi pirmuoju etapu – azoto oksido (II) gamyba. Lanko metodas pagrįstas NO gamyba praleidžiant orą elektros lanku. Kontaktinio proceso metu NO susidaro oksiduojant amoniaką deguonimi virš platinos katalizatoriaus. Tada azoto oksidas (II) atmosferos deguonimi oksiduojamas į azoto oksidą (IV). Tirpinant NO 2 vandenyje esant deguoniui, gaunama 60-65 % koncentracijos azoto rūgštis.

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

Jei reikia, azoto rūgštis koncentruojama distiliuojant su koncentruota sieros rūgštimi. Laboratorijoje 100 % azoto rūgšties galima gauti koncentruota sieros rūgštimi veikiant kristalinį natrio nitratą kaitinant.

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

Azoto rūgšties druskos- nitratai - gerai tirpsta vandenyje, termiškai nestabilus. Skildami aktyvių metalų (išskyrus ličio) nitratus, kurie yra standartinių elektrodo potencialų serijoje magnio kairėje, susidaro nitritai. Pavyzdžiui:

2KNO 3 \u003d 2KNO 2 + O 2

Skilimo metu ličio ir magnio nitratams, taip pat metalų nitratams, esantiems standartinių elektrodų potencialų serijoje magnio dešinėje iki vario, išsiskiria azoto oksido (IV) ir deguonies mišinys. Pavyzdžiui:

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

Metalų nitratai, esantys veiklos serijos pabaigoje, skyla į laisvą metalą:

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

Natrio, kalio ir amonio nitratai plačiai naudojami parako ir sprogstamųjų medžiagų, taip pat azoto trąšų (druskos) gamybai. Amonio sulfatas, amoniako vanduo ir karbamidas (karbamidas) – pilnas anglies rūgšties amidas taip pat naudojami kaip trąšos:

Vandenilio azidas(dinitridonitratas) - HN 3 (HNN 2) - bespalvis lakus skystis (mp -80 ° C, vir. 37 ° C), turintis aštrų kvapą. Centrinis azoto atomas yra sp hibridizacijoje, oksidacijos laipsnis yra +5, šalia esančių atomų oksidacijos būsena –3. Molekulių struktūra:

Vandeninis HN 3 - azoto rūgšties tirpalas yra artimas acto rūgščiai, K a = 2,6 × 10 -5. Stabilus praskiestuose tirpaluose. Jis gaunamas sąveikaujant hidrazinui ir azoto rūgštims:

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

Oksidacinėmis savybėmis HN 3 (HN +5 N 2) primena azoto rūgštį. Taigi, jei metalui sąveikaujant su azoto rūgštimi susidaro azoto oksidas (II) ir vanduo, tada su hidrazoine rūgštimi - azotas ir amoniakas. Pavyzdžiui,

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

HN 3 ir HCl mišinys elgiasi kaip Aqua Regia. Vandenilio azoto rūgšties druskos – azidai. Tik šarminių metalų azidai yra gana stabilūs, esant > 300 °C temperatūrai, jie sunaikinami nesprogdami. Likusi dalis suyra sprogus nuo smūgio arba įkaitus. Švino azidas naudojamas detonatorių gamyboje:

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

Pradinis azidų gamybos produktas yra NaN 3, susidarantis natrio amido ir azoto oksido (I) reakcijos metu:

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

4.2 Fosforas

Fosforą gamtoje sudaro vienas izotopas - 31 P, fosforo klarkas yra 0,05 mol.%. Jis atsiranda fosfatų mineralų pavidalu: Ca 3 (PO 4) 2 - fosforitas, Ca 5 (PO 4) 3 X (X \u003d F, Cl, OH) - apatitai. Tai yra gyvūnų ir žmonių kaulų ir dantų dalis, taip pat nukleorūgščių (DNR ir RNR) ir adenozino fosforo rūgščių (ATP, ADP ir AMP) sudėtis.

Fosforas gaunamas redukuojant fosforitą koksu, esant silicio dioksidui.

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

Paprasta medžiaga – fosforas – sudaro keletą alotropinių modifikacijų, iš kurių pagrindinės yra baltasis, raudonasis ir juodasis fosforas. Baltasis fosforas susidaro kondensuojantis fosforo garams ir yra į baltą vašką panaši medžiaga (mp 44 °C), netirpi vandenyje, tirpi kai kuriuose organiniuose tirpikliuose. Baltasis fosforas turi molekulinę struktūrą ir susideda iš tetraedrinių molekulių P 4 .

Ryšio stiprumas (valentinis kampas P-P-P yra tik 60 °) lemia didelį baltojo fosforo reaktyvumą ir toksiškumą (mirtina dozė yra apie 0,1 g). Kadangi baltasis fosforas labai gerai tirpsta riebaluose, pienas negali būti naudojamas kaip priešnuodis apsinuodijus. Ore baltas fosforas savaime užsiliepsnoja, todėl laikomas hermetiškai uždarytoje cheminių medžiagų inde po vandens sluoksniu.

Raudonasis fosforas turi polimerinę struktūrą. Jis gaunamas kaitinant baltąjį fosforą arba apšvitinant jį šviesa. Skirtingai nuo baltojo fosforo, jis yra šiek tiek reaktyvus ir netoksiškas. Tačiau baltojo fosforo likučiai gali padaryti raudonąjį fosforą toksišką!

Juodasis fosforas gaunamas kaitinant baltąjį fosforą esant 120 tūkst. atm slėgiui. Jis turi polimerinę struktūrą, turi puslaidininkių savybių, yra chemiškai stabilus ir netoksiškas.

Cheminės savybės. Baltasis fosforas spontaniškai oksiduojasi atmosferos deguonimi kambario temperatūroje (kaitinant įvyksta raudonojo ir juodojo fosforo oksidacija). Reakcija vyksta dviem etapais ir ją lydi liuminescencija (chemiliuminescencija).

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

Fosforas taip pat laipsniškai reaguoja su siera ir halogenais.

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

Sąveikaujant su aktyviais metalais, fosforas veikia kaip oksidatorius, sudarydamas fosfidus – fosforo junginius, kurių oksidacijos būsena -3.

3Ca + 2P = Ca 3P 2

Oksiduojančios rūgštys (azoto ir koncentruotos sieros rūgštys) oksiduoja fosforą į fosforo rūgštį.

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

Verdant su šarminiais tirpalais, baltas fosforas neproporcingas:

4P 0 + 3KOH + 3H 2 O = P -3 H3 + 3KH 2 P +1 O 2

fosfino kalio hipofosfitas

Įprastomis sąlygomis azoto rūgštis yra bespalvis skystis (tankis 1,52 g/cm 3 ), verdantis 82,6 o C temperatūroje, o temperatūroje (-41,6 o C) kietėjantis į skaidrią kristalinę masę. Bendroji formulė – HNO 3 . Molinė masė - 93 g/mol. Azoto rūgšties molekulės struktūra parodyta fig. vienas.

Azoto rūgštis bet kokiu santykiu maišosi su vandeniu. Tai stiprus elektrolitas, t.y. vandeniniame tirpale beveik visiškai disocijuoja į jonus. OVR jis veikia kaip oksidatorius.

Ryžiai. 1. Azoto rūgšties molekulės struktūra, nurodanti ryšių kampus tarp jungčių ir cheminių jungčių ilgius.

HNO3, jame esančių elementų oksidacijos būsenos

Norėdami nustatyti azoto rūgštį sudarančių elementų oksidacijos būsenas, pirmiausia turite išsiaiškinti, kuriems elementams ši vertė tiksliai žinoma.

Vandenilio ir deguonies oksidacijos būsenos neorganinių rūgščių sudėtyje visada yra lygios (+1) ir (-2). Norėdami sužinoti azoto oksidacijos būseną, paimkime jo reikšmę „x“ ir nustatykime ją naudodami elektroneutralumo lygtį:

(+1) + x + 3 × (-2) = 0;

1 + x - 6 = 0;

Taigi azoto oksidacijos laipsnis azoto rūgštyje yra (+5):

H +1 N +5 O -2 3 .

Problemų sprendimo pavyzdžiai

1 PAVYZDYS

Cheminės medžiagos gali būti skirstomos į tipiški oksidatoriai, tipiškos reduktorius, ir medžiagos, kurios gali būti rodomos tiek oksiduojančių, tiek redukuojančių savybių. Kai kurios medžiagos praktiškai nerodo redokso aktyvumo.

Į tipiški oksidatoriai apima:

• paprastos medžiagos – nemetalai su stipriausiomis oksidacinėmis savybėmis (fluoras F 2, deguonis O 2, chloras Cl 2);
• jonųmetalai arba nemetalai su didelės teigiamos (dažniausiai didesnės) oksidacijos būsenos : rūgštys (HN +5 O 3, HCl +7 O 4), druskos (KN +5 O 3, KMn +7 O 4), oksidai (S +6 O 3, Cr +6 O 3)
• junginiai, kurių sudėtyje yra tam tikrų metalo katijonai turintys aukšta oksidacijos būsena: Pb 4+, Fe 3+, Au 3+ ir kt.

Tipiški reduktoriai paprastai yra:

• paprastos medžiagos – metalai(redukuojančius metalų gebėjimus lemia elektrocheminio aktyvumo serija);
• sudėtingų medžiagų, kurių sudėtyje yra neigiamos (dažniausiai žemesnės) oksidacijos būsenos nemetalų atomai arba jonai: dvejetainiai vandenilio junginiai (H 2 S, HBr), bedeguonių rūgščių druskos (K 2 S, NaI);
• kai kurie junginiai, kurių sudėtyje yra katijonai, turintys mažiausią teigiamą oksidacijos laipsnį(Sn 2+, Fe 2+, Cr 2+), kurios, atiduodamos elektronus, gali padidinti jų oksidacijos būseną;
• junginiai, turintys kompleksinių jonų, susidedantys iš nemetalai, turintys vidutinę teigiamą oksidacijos būseną(S +4 O 3) 2–, (НР +3 O 3) 2– , kuriuose elementai, dovanodami elektronus, gali padidinti jo teigiamą oksidacijos būseną.

Daugelis kitų medžiagų gali parodyti tiek oksiduojančių, tiek redukuojančių savybių.

Tipinės oksiduojančios ir redukuojančios medžiagos pateiktos lentelėje.

Laboratorinėje praktikoje dažniausiai naudojami yra šie oksidatoriai :

kalio permanganatas (KMnO 4);

kalio dichromatas (K 2 Cr 2 O 7);

azoto rūgštis (HNO 3);

koncentruota sieros rūgštis (H2SO4);

vandenilio peroksidas (H 2 O 2);

mangano (IV) ir švino (IV) oksidai (MnO 2, PbO 2);

išlydytas kalio nitratas (KNO 3) ir kai kurių kitų nitratų lydalai.

Į reduktoriai kurios taikomos in laboratorinė praktika susieti:

• magnis (Mg), aliuminis (Al), cinkas (Zn) ir kiti aktyvūs metalai;
• vandenilis (H2) ir anglis (C);
• kalio jodidas (KI);
• natrio sulfidas (Na 2 S) ir vandenilio sulfidas (H 2 S);
• natrio sulfitas (Na 2 SO 3);
• alavo chloridas (SnCl 2).

Redokso reakcijų klasifikacija

Redokso reakcijos paprastai skirstomos į keturis tipus: tarpmolekulines, intramolekulines, disproporcines reakcijas (savioksidacija-saviredukcija) ir priešines disproporcines reakcijas.

Tarpmolekulinės reakcijos tęsti oksidacijos laipsnio pasikeitimą skirtingi elementai iš skirtingi reagentai. Tuo pačiu metu jie formuojasi įvairūs oksidacijos ir redukcijos produktai .

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.

Intramolekulinės reakcijos yra reakcijos, kuriose skirtingi elementai iš vienas reagentas persikelti į įvairių produktų, pvz:

(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 .

Disproporcingumo reakcijos (savioksidacija-savigydymas) – tai reakcijos, kurių metu oksidatorius ir reduktorius – tas pats to paties reagento elementas, kuris patenka į skirtingi produktai:

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

Proporcingumas (proporcija, priešpriešinis disproporcija ) yra reakcijos, kuriose dalyvauja oksidatorius ir reduktorius tas pats elementas, Kuris iš skirtingi reagentai eina į vienas produktas. Reakcija atvirkštinė disproporcijai.

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

Pagrindinės redokso reakcijų sudarymo taisyklės

Redokso reakcijas lydi oksidacijos ir redukcijos procesai:

Oksidacija yra elektronų dovanojimo redukuojančio agento procesas.

Atsigavimas yra elektronų pridėjimo prie oksidatoriaus procesas.

Oksidatorius atsigaunair reduktorius oksiduotas .

Redokso reakcijose, elektroninis balansas: elektronų skaičius, kurį dovanoja reduktorius, yra lygus elektronų skaičiui, kurį gauna oksidatorius. Jei balansas sudarytas neteisingai, negalėsite sudaryti sudėtingų OVR.

Redokso reakcijų (ORR) sudarymui taikomi keli metodai: elektronų balanso metodas, elektronų jonų balanso metodas (pusinės reakcijos metodas) ir kt.

Apsvarstykite išsamiai elektroninio balanso metodas .

„Atpažinti“ OVR gana lengva - pakanka išdėstyti visų junginių oksidacijos būsenas ir nustatyti, kad atomai keičia oksidacijos būseną:

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

Atskirai išrašome oksidacijos būseną keičiančių elementų atomus, būsenose PRIEŠ reakciją ir PO reakcijos.

Oksidacijos būseną keičia mangano ir sieros atomai:

S -2 -2e = S 0

Mn +7 + 1e = Mn +6

Manganas sugeria 1 elektroną, siera dovanoja 2 elektronus. Tuo pačiu būtina laikytis elektroninis balansas. Todėl mangano atomų skaičių reikia padvigubinti, o sieros atomų skaičių palikti nepakitusią. Balanso koeficientus nurodome ir prieš reagentus, ir prieš produktus!

OVR lygčių sudarymo naudojant elektroninio balanso metodą schema:

Dėmesio! Reakcijoje gali būti keletas oksiduojančių arba redukuojančių agentų. Balansas turi būti sudarytas taip, kad VISAS duotų ir gautų elektronų skaičius būtų vienodas.

Bendrieji redokso reakcijų modeliai

Redokso reakcijų produktai dažnai priklauso nuo proceso sąlygos. Apsvarstykite pagrindiniai veiksniai, turintys įtakos redokso reakcijų eigai.

Akivaizdžiausias lemiamas veiksnys yra reakcijos tirpalo terpė - . Paprastai (bet nebūtinai) terpę apibrėžianti medžiaga yra įtraukta į reagentus. Galimi šie variantai:

• oksidacinis aktyvumas rūgštesnėje aplinkoje sustiprėja ir oksidatorius redukuojamas giliau(pavyzdžiui, kalio permanganatas, KMnO 4, kur Mn +7 rūgščioje aplinkoje redukuojamas iki Mn +2, o šarminėje – iki Mn +6);
• oksidacinis aktyvumas sustiprėja šarmingesnėje aplinkoje, o oksidatorius redukuojamas giliau (pavyzdžiui, kalio nitratas KNO 3, kur N +5, sąveikaujant su reduktoriumi šarminėje terpėje, redukuojasi iki N -3);
• arba oksidatorius praktiškai nekeičiamas aplinkoje.

Reakcijos terpė leidžia nustatyti likusių OVR produktų sudėtį ir egzistavimo formą. Pagrindinis principas – susidaro produktai, kurie nesąveikauja su reagentais!

Pastaba! E Jei tirpalo terpė rūgštinė, tai tarp reakcijos produktų negali būti bazių ir bazinių oksidų, nes jie sąveikauja su rūgštimi. Ir atvirkščiai, šarminėje terpėje rūgšties ir rūgščių oksidų susidarymas neleidžiamas. Tai viena dažniausių ir grubiausių klaidų.

Taip pat turi įtakos OVR srauto kryptis reaguojančių medžiagų prigimtis. pavyzdžiui, azoto rūgšties HNO 3 sąveikos su reduktoriais metu stebimas modelis – kuo didesnis redukcijos aktyvumas, tuo labiau sumažėja azoto N + 5.

Su padidėjimu temperatūros dauguma OVR būna intensyvesni ir gilesni.

Esant nevienalytėms reakcijoms, produktų sudėtį dažnai įtakoja kietosios medžiagos smulkumas . Pavyzdžiui, miltelių pavidalo cinkas su azoto rūgštimi sudaro vieną produktą, o granuliuotas cinkas – visiškai skirtingus produktus. Kuo didesnis reagento šlifavimo laipsnis, tuo didesnis jo aktyvumas, paprastai.

Apsvarstykite tipiškiausius laboratorinius oksidatorius.

Pagrindinės redokso reakcijų schemos

Permanganatų regeneravimo schema

Permanganatuose yra galingas oksidatorius - mangano oksidacijos būsenoje +7. Mangano druskos +7 nuspalvina tirpalą Violetinė Spalva.

Permanganatai, priklausomai nuo reakcijos tirpalo terpės, redukuojami įvairiais būdais.

AT rūgštinė aplinka atsigavimas yra gilesnis Mn2+. Mangano oksidas, esantis +2 oksidacijos būsenoje, pasižymi pagrindinėmis savybėmis, todėl rūgštinė aplinka susidaro druska. Mangano druskos +2 bespalvis. AT neutralus tirpalas atgaunamas manganas iki oksidacijos laipsnio +4 , su išsilavinimu amfoterinis oksidas MnO 2 — rudas rūgštyse ir šarmuose netirpios nuosėdos. AT šarminis aplinką, mangano sumažinama minimaliai – iki artimiausio oksidacijos būsenos +6 . Mangano junginiai +6 pasižymi rūgštinėmis savybėmis, šarminėje terpėje sudaro druskas - manganatai. Manganatai suteikia tirpalą žalias dažymas .

Apsvarstykite kalio permanganato KMnO 4 sąveiką su kalio sulfidu rūgštinėje, neutralioje ir šarminėje terpėje. Šiose reakcijose sulfido jono oksidacijos produktas yra 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,

Dažna šios reakcijos klaida yra sieros ir šarmo sąveikos reakcijos produktuose požymis. Tačiau siera sąveikauja su šarmu gana atšiauriomis sąlygomis (aukštesnėje temperatūroje), o tai neatitinka šios reakcijos sąlygų. Įprastomis sąlygomis bus teisinga tiksliai nurodyti molekulinę sierą ir šarmą atskirai, o ne jų sąveikos produktus.

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

Sudarant šią reakciją taip pat kyla sunkumų. Faktas yra tas, kad šiuo atveju terpės (KOH ar kito šarmo) molekulės įrašyti į reagentus nereikia, kad reakcija būtų išlyginta. Šarmas dalyvauja reakcijoje ir nustato kalio permanganato redukcijos produktą, tačiau reagentai ir produktai išlyginami net nedalyvaujant. Šį iš pažiūros paradoksą galima nesunkiai išspręsti, jei prisiminsime, kad cheminė reakcija yra tik sąlyginis žymėjimas, kuris nenurodo kiekvieno vykstančio proceso, o yra tik visų procesų sumos atspindys. Kaip pačiam tai nustatyti? Jei elgsitės pagal klasikinę schemą - balanso-balanso koeficientai - metalo išlyginimas, tada pamatysite, kad metalai išlyginami balanso koeficientais, o šarmų buvimas kairėje reakcijos lygties pusėje bus nereikalingas.

Permanganatai oksiduoti:

• nemetalai su neigiama oksidacijos būsena į paprastas medžiagas (su oksidacijos būsena 0), išimtis — fosforo, arseno - iki +5 ;
• nemetalai su vidutine oksidacijos būsena iki aukščiausio oksidacijos laipsnio;
• aktyvieji metalai stabilus teigiamas metalo oksidacijos laipsnis.

KMnO 4 + NeMe (mažiausias d.d.) = NeMe 0 + kiti produktai

KMnO 4 + NeMe (vidutinis s.o.) = NeMe (aukštesnis s.o.) + kiti produktai

KMnO 4 + Me 0 = Me (stabilus s.d.) + kiti produktai

KMnO 4 + P -3, As -3 = P +5, As +5 + kiti produktai

Chromato / bichromato atkūrimo schema

Chromo, kurio valentingumas VI, ypatybė yra ta, kad vandeniniuose tirpaluose jis sudaro 2 rūšių druskas: chromatus ir bichromatus, priklausomai nuo tirpalo terpės. Aktyvūs metalo chromatai (pavyzdžiui, K 2 CrO 4) yra druskos, kurios yra stabilios šarminis aplinką. Aktyvių metalų dichromatai (bichromatai). (pvz., K 2 Cr 2 O 7) – druskos, stabilios rūgščioje aplinkoje .

Chromo(VI) junginiai redukuojami iki chromo(III) junginiai . Chromo junginiai Cr +3 yra amfoteriniai ir, priklausomai nuo tirpalo terpės, tirpale būna įvairių formų: rūgščioje terpėje. druskos(amfoteriniai junginiai sąveikaudami su rūgštimis sudaro druskas), neutralioje terpėje – netirpi amfoterinis chromo (III) hidroksidas Cr(OH) 3 , o šarminėje aplinkoje susidaro chromo (III) junginiai kompleksinė druska, Pavyzdžiui, kalio heksahidroksochromatas (III) K 3 .

Chromo VI junginiai oksiduoti:

• nemetalai neigiamoje oksidacijos būsenoje į paprastas medžiagas (su oksidacijos būsena 0), išimtis — fosforo, arseno - iki +5;
• nemetalai tarpinėje oksidacijos būsenoje iki aukščiausio oksidacijos laipsnio;
• aktyvieji metalai nuo paprastų medžiagų (oksidacijos taškas 0) iki junginių su stabilus teigiamas metalo oksidacijos laipsnis.

Chromatas / bichromatas + neMe (neigiamas d.d.) = neMe 0 + kiti produktai

Chromatas / bichromatas + NeMe (vidutinis teigiamas s.d.) = NeMe (didžiausias s.d.) + kiti produktai

Chromatas / bichromatas + Me 0 \u003d Me (stabilus s.d.) + kiti produktai

Chromatas / dichromatas + P, As (neigiamas d.d.) = P, As +5 + kiti produktai

Nitratų skilimas

Nitratų druskų sudėtyje yra azotas oksidacijos būsenoje +5 - stiprus oksidatorius. Toks azotas gali oksiduoti deguonį (O -2). Tai atsitinka kaitinant nitratus. Šiuo atveju dažniausiai deguonis oksiduojamas iki oksidacijos būsenos 0, t.y. prieš molekulinės deguonies O2 .

Priklausomai nuo metalo, kuris sudaro druską, rūšies, terminio (temperatūros) nitratų skaidymosi metu susidaro įvairūs produktai: jei aktyvus metalas(elektrocheminio aktyvumo serijoje yra iki magnio), tada azotas redukuojamas iki oksidacijos būsenos +3, o irstant susidaro nitritinės druskos ir molekulinis deguonis .

pavyzdžiui:

2NaNO 3 → 2NaNO 2 + O 2 .

Aktyvūs metalai gamtoje randami druskų (KCl, NaCl) pavidalu.

Jei metalas yra elektrocheminio aktyvumo serijoje į dešinę nuo magnio ir į kairę nuo vario (įskaitant magnį ir varį) , tada susidaro skilimas metalo oksidas stabilioje oksidacijos būsenoje, azoto oksidas (IV)(rudosios dujos) ir deguonies. Skilimo metu susidaro ir metalo oksidas ličio nitratas .

pavyzdžiui, skilimas cinko nitratas:

2Zn(NO 3) 2 → 2ZnO + 4NO 2 + O 2.

Vidutinio aktyvumo metalai gamtoje dažniausiai randami oksidų pavidalu (Fe 2 O 3, Al 2 O 3 ir kt.).

jonų metalai, esantis elektrocheminio aktyvumo serijoje vario dešinėje yra stiprūs oksidatoriai. At nitratų skilimas jos, kaip ir N +5, dalyvauja deguonies oksidavime, redukuojasi iki paprastų medžiagų, t.y. susidaro metalas ir išsiskiria dujos azoto oksidas (IV) ir deguonis .

pavyzdžiui, skilimas sidabro nitratas:

2AgNO 3 → 2Ag + 2NO 2 + O 2 .

Neaktyvūs metalai gamtoje randami paprastų medžiagų pavidalu.

Kai kurios išimtys!

Skilimas amonio nitratas :

Amonio nitrato molekulėje yra ir oksidatorius, ir reduktorius: -3 oksidacijos būsenos azotas pasižymi tik redukuojančiomis savybėmis, o +5 oksidacijos būsenos azotas tik oksiduoja.

Kaitinant, amonio nitratas suyra. Esant temperatūrai iki 270 o C, azoto oksidas (I)(„juoko dujos“) ir vanduo:

NH 4 NO 3 → N 2 O + 2H 2 O

Tai yra reakcijos pavyzdys priešpriešinis disproporcija .

Gauta azoto oksidacijos būsena yra azoto atomų oksidacijos būsenos pradinėje molekulėje aritmetinis vidurkis.

Aukštesnėje temperatūroje azoto oksidas (I) skyla į paprastas medžiagas - azoto ir deguonies:

2NH 4 NO 3 → 2N 2 + O 2 + 4H 2 O

At skilimas amonio nitritas NH4NO2 taip pat atsiranda priešinga disproporcija.

Gauta azoto oksidacijos būsena taip pat lygi pradinių azoto atomų - oksidatoriaus N +3 ir redukcijos N -3 oksidacijos būsenų aritmetiniam vidurkiui.

NH 4 NO 2 → N 2 + 2H 2 O

Terminis skilimas mangano (II) nitratas lydi metalo oksidacija:

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

Geležies (II) nitratas žemoje temperatūroje skyla į geležies oksidą (II), kaitinant geležis oksiduojasi iki oksidacijos būsenos +3:

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

Nikelio (II) nitratas kaitinant suyra iki nitritų.

Azoto rūgšties oksidacinės savybės

Azoto rūgštis HNO 3 sąveikaujant su metalais yra praktiškai niekada nesudaro vandenilio , skirtingai nei dauguma mineralinių rūgščių.

Taip yra dėl to, kad rūgštyje yra labai stiprus oksidatorius – +5 oksidacijos būsenos azotas. Sąveikaujant su reduktoriais – metalais, susidaro įvairūs azoto redukcijos produktai.

Azoto rūgštis + metalas \u003d metalo druska + azoto redukcijos produktas + H 2 O

Azoto rūgštis gali būti paversta azoto oksidas (IV) NO 2 (N +4); azoto oksidas (II) NO (N +2); azoto oksidas (I) N 2 O („juoko dujos“); molekulinis azotas N 2; amonio nitratas NH 4 NO 3. Paprastai susidaro produktų mišinys, kuriame vyrauja vienas iš jų. Azotas šiuo atveju redukuojamas iki oksidacijos būsenos nuo +4 iki –3. Atkūrimo gylis pirmiausia priklauso pagal savo prigimtį reduktorius ir nuo azoto rūgšties koncentracijos . Taisyklė veikia taip: kuo mažesnė rūgšties koncentracija ir kuo didesnis metalo aktyvumas, tuo daugiau elektronų gauna azotas ir susidaro daugiau redukuotų produktų.

Kai kurie modeliai leis teisingai nustatyti pagrindinį azoto rūgšties redukcijos metalais produktą reakcijoje:

• veikiant labai praskiesta azoto rūgštimi ant metalai paprastai susidaro amonio nitratas NH4NO3;

pavyzdžiui, cinko sąveika su labai praskiesta azoto rūgštimi:

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

• koncentruota azoto rūgštisšaltyje pasyvina kai kurie metalai - chromo Cr, aliuminio Al ir geležies Fe . Kai tirpalas kaitinamas arba skiedžiamas, reakcija vyksta;

metalo pasyvavimas - tai metalo paviršiaus perėjimas į neaktyvią būseną dėl plonų inertinių junginių sluoksnių susidarymo ant metalo paviršiaus, šiuo atveju daugiausia metalo oksidų, kurie nereaguoja su koncentruota azoto rūgštimi

• Azoto rūgštis nereaguoja su platinos pogrupio metalais — auksas Au, platina Pt ir paladis Pd;

• kai bendrauja koncentruota rūgštis su neaktyviais metalais ir vidutinio aktyvumo metalai azoto rūgštis sumažinama iki azoto oksidas (IV) NE 2 ;

pavyzdžiui, vario oksidacija koncentruota azoto rūgštimi:

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

• kai bendrauja koncentruota azoto rūgštis su aktyviais metalais susiformavo azoto oksidas (I) N 2 O ;

pavyzdžiui, oksidacija natrio koncentruotas azoto rūgštis:

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

• kai bendrauja skiesti azoto rūgštį neaktyviais metalais (veiklių serijoje į dešinę nuo vandenilio) rūgštis redukuojama iki azoto oksidas (II) NR ;
• kai bendrauja praskiesti azoto rūgštį vidutinio aktyvumo metalais arba azoto oksidas (II) NO arba azoto oksidas N 2 O, arba molekulinis azotas N 2 - priklausomai nuo papildomų veiksnių (metalo aktyvumo, metalo šlifavimo laipsnio, rūgšties skiedimo laipsnio, temperatūros).
• kai bendrauja praskieskite azoto rūgštį aktyviais metalais susiformavo molekulinis azotas N 2 .

Apytiksliai azoto rūgšties redukcijos produktų sąveikoje su skirtingais metalais nustatymui siūlau naudoti švytuoklės principą. Pagrindiniai veiksniai, keičiantys švytuoklės padėtį, yra rūgšties koncentracija ir metalo aktyvumas. Kad būtų paprasčiau, mes naudojame 3 rūšių rūgščių koncentracijas: koncentruotą (daugiau nei 30%), skiestą (30% ar mažiau), labai praskiestą (mažiau nei 5%). Pagal aktyvumą metalus skirstome į aktyvius (prieš aliuminį), vidutinio aktyvumo (nuo aliuminio iki vandenilio) ir neaktyvius (po vandenilio). Azoto rūgšties redukcijos produktai yra išdėstyti oksidacijos laipsnio mažėjimo tvarka:

NO2; NE; N2O; N2; NH4NO3

Kuo aktyvesnis metalas, tuo labiau judame į dešinę. Kuo didesnė rūgšties koncentracija arba mažesnis praskiedimas, tuo labiau pasislenkame į kairę.

pavyzdžiui , koncentruota rūgštis ir neaktyvus metalas varis Cu sąveikauja. Todėl pereiname į kraštinę kairę padėtį, susidaro azoto oksidas (IV), vario nitratas ir vanduo.

Metalų sąveika su sieros rūgštimi

Praskiesta sieros rūgštis sąveikauja su metalais kaip įprasta mineralinė rūgštis. Tie. sąveikauja su metalais, kurie yra elektrocheminių įtampų serijoje iki vandenilio. Oksidatorius čia yra H + jonai, kurie redukuojami iki molekulinio vandenilio H2. Šiuo atveju metalai, kaip taisyklė, oksiduojami minimumas oksidacijos laipsnis.

pavyzdžiui:

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

sąveikauja su metalais, stovinčiais tam tikroje įtampoje tiek prieš, tiek po vandenilio.

H 2 SO 4 (konc) + metalas \u003d metalo druska + sieros redukcijos produktas (SO 2, S, H 2 S) + vanduo

Kai koncentruota sieros rūgštis sąveikauja su metalais, susidaro metalo druska (stabilioje oksidacijos būsenoje), vanduo ir sieros redukcijos produktas - sieros dioksidas S +4 O 2, molekulinė siera S arba vandenilio sulfidas H 2 S -2, priklausomai nuo koncentracijos laipsnio, metalo aktyvumo, jo šlifavimo laipsnio, temperatūros ir kt. Kai koncentruota sieros rūgštis sąveikauja su metalais, molekulinis vandenilis nesusidaro!

Pagrindiniai koncentruotos sieros rūgšties sąveikos su metalais principai:

1. koncentruota sieros rūgštis pasyvina aliuminis, chromas, geležis kambario temperatūroje arba šaltai;

2. koncentruota sieros rūgštis nebendrauja su auksas, platina ir paladis ;

3. Su neaktyvūs metalai koncentruota sieros rūgštis atsigauna iki sieros oksidas (IV).

pavyzdžiui, varis oksiduojamas koncentruota sieros rūgštimi:

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

4. Kai bendrauja su aktyviais metalais ir cinku susiformuoja koncentruota sieros rūgštissieros S arba sieros vandenilio H 2 S 2- (priklausomai nuo temperatūros, šlifavimo laipsnio ir metalo aktyvumo).

pavyzdžiui , koncentruotos sieros rūgšties sąveika su cinku:

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

Vandenilio peroksidas

Vandenilio perokside H 2 O 2 yra -1 oksidacijos būsenos deguonies. Toks deguonis gali tiek padidinti, tiek sumažinti oksidacijos būseną. Taigi, vandenilio peroksidas eksponuoja tiek oksiduojančių, tiek redukuojančių savybių.

Sąveikaujant su reduktoriais, vandenilio peroksidas turi oksiduojančios medžiagos savybes ir redukuojamas iki -2 oksidacijos būsenos. Paprastai vandenilio peroksido redukcijos produktas yra vanduo arba hidroksido jonas, priklausomai nuo reakcijos sąlygų. Pavyzdžiui:

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

Sąveikaujant su oksiduojančiomis medžiagomis peroksidas oksiduojasi iki molekulinio deguonies (oksidacijos būsena 0): O 2 . pavyzdžiui :

2KMn +7O4 + 5H2O2-1 + 3H2SO4 → 5O20 + 2Mn +2SO4 + K2SO4 + 8H2O

A. H2S B.SO3 C.H2SO3

2. Anglies oksidacijos laipsnis kalcio karbonate yra:
A. -4 B.+2 C.+4

3. Medžiaga, kurios fosforo oksidacijos laipsnis lygus nuliui:
A. P4 B.PH3 C.P2O5

4. Redoksas yra reakcija, kurios lygtis:
A.2Al(OH)3=Al2O3+3H2O B.H2+Cl2=2HCl C.NaOH+HNO3=NaNO3+H2O

5. Oksidatorius cheminėje reakcijoje CuO+H2=Cu+H2O yra:
A.H20 B.Cu2+ C.O2- D.Cu0

6. Chloro oksidacijos laipsnis mažėja serijoje:
A.Cl2– HCl–HClO B.NaCl–Cl2–KClO3 C.HClO4–NaClO2–BaCl2

7. Perėjimo procesas, kurio schema N-3→N+2 yra:
A. Atsigavimas
B. Oksidacija
B. Ne redokso procesas.

8. Reakcijos lygtyje S + O2 → SO2 oksidatoriaus atiduotų elektronų skaičius yra:
A.2 B.4 C.6

9. Fosforas, kurio oksidacijos būsena 0, gali būti:
A.Tik reduktorius
B. Tik oksidatorius
B. Oksidatorius ir reduktorius

10. Paprasta medžiaga yra nemetalas, pasižymintis stipriausiomis oksidacinėmis savybėmis:
A. Br2
B. Cl2
B. F2

B dalis.
11. Parašykite azoto oksido (III) ir azoto oksido (V) formules.

12. Reakcijos schemoje elektroninio balanso metodu išdėliokite koeficientus:
Ca + O2 = CaO
Įvardykite oksidacijos ir redukcijos procesus, nurodykite oksidatorių ir reduktorius.

13. Išdėstykite cheminių junginių formules: CH4, CO2, CO - anglies atomų oksidacijos laipsnio mažėjimo tvarka.

14. Pagal schemą Cu + 2 + 2ē → Cu0 sudarykite cheminės reakcijos lygtį ir apsvarstykite ją OVR požiūriu.

15. Užbaikite frazę: „Restauravimas yra...“

1) sudėkite reakcijų lygtis, nurodykite elementų oksidacijos būsenas ir elektroninio balanso metodu išdėliokite koeficientus: Ca + O2 ->, N2 + H2 ->. 2)

nustatyti kiekvieno elemento oksidacijos laipsnį, elektroninio balanso metodu sutvarkyti koeficientus: KCIO3 + S -> KCI + SO2. 3) Prašome nustatyti sieros oksidacijos laipsnį šiuose junginiuose: H2SO4, SO2, H2S, SO2, H2SO3. 4 link kurio cheminio elemento atomų bendrosios elektronų poros pasislenka šių junginių molekulėse: H2O, HI, PCI3, H3N, H2S, CO2? prašau pateikti teisingą atsakymą! 5) pasakykite, ar pasikeičia atomų oksidacijos būsenos, kai vanduo susidaro iš vandenilio ir deguonies? 6) parašykite elektrolitinės disociacijos lygtis: vario nitratas, druskos rūgštis, aliuminio sulfatas, bario hidroksidas, cinko sulfatas. 7) Parašykite molekulines ir jonines reakcijų lygtis tarp tirpalų: ličio hidroksido ir azoto rūgšties, vario nitrato ir natrio hidroksido, kalio karbonato ir fosforo rūgšties. 8) kurių medžiagų tirpalams sąveikaujant vienas iš reakcijos produktų yra vanduo? K2CO3 ir HCI: Ca(OH)2 ir HNO3: NaOH ir H2SO4: NaNO3 ir H2SO4? Reakcijų lygtis surašykite molekulinėmis ir joninėmis formulėmis. 9) kurios iš šių druskų hidrolizuojasi ištirpusios vandenyje: aliuminio chloridas, kalio sulfidas, natrio chloridas? Parašykite hidrolizės lygtis.