Метод електронного балансу у доступному викладі. З'єднання азоту Ступінь окислення hno3 дорівнює

З'єднання зі ступенем окиснення -3.З'єднання азоту в ступені окислення -3 представлені аміаком та нітридами металів.

Аміак- NH 3 – безбарвний газ із характерним різким запахом. Молекула аміаку має геометрію тригональної піраміди з атомом азоту на вершині. Атомні орбіталі азоту знаходяться в sp 3-гібридному стані. Три орбіталі задіяні у освіті зв'язків азот-водень, а четверта орбіталь містить неподілену електронну пару, молекула має пірамідальну форму. Відштовхуюча дія неподіленої пари електронів призводить до зменшення валентного кута від очікуваного 109,5 до 107,3°.

При температурі -33,4 °С аміак конденсується, утворюючи рідину з дуже високою теплотою випаровування, що дозволяє використовувати його як холодоагент у промислових холодильних установках.

Наявність в атома азоту неподіленої електронної пари дозволяє йому утворити ще один ковалентний зв'язок за механізмом донорно-акцепторного. Таким чином, у кислому середовищі відбувається утворення молекулярного катіону амонію - NH 4 + . Утворення четвертого ковалентного зв'язку призводить до вирівнювання валентних кутів (109,5°) за рахунок рівномірного відштовхування атомів водню.

Рідкий аміак хороший розчинник, що самоіонізується:

2NH 3 NH 4 + + NH 2 -

амід-аніон

У ньому розчиняються лужні та лужноземельні метали, утворюючи забарвлені струмопровідні розчини. У присутності каталізатора (FeCl 3) розчинений метал реагує з аміаком з виділенням водню та утворенням аміду, наприклад:

2Na + 2NH 3 = 2NaNH 2 + H 2

амід натрію

Аміак дуже добре розчинний у воді (при 20 ° С в одному об'ємі води розчиняється близько 700 об'ємів аміаку). У водних розчинах виявляє властивості слабкої основи.

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

= 1,85 · 10 -5

В атмосфері кисню аміак горить із заснуванням азоту, на платиновому каталізаторі аміак окислюється до оксиду азоту(II):

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

Як основа аміак реагує з кислотами, утворюючи солі катіону амонію, наприклад:

NH 3 + HCl = NH 4 Cl

Солі амонію добре розчиняються у воді і слабо гідролізовані. У кристалічному стані термічно нестійкі. Склад продуктів термолізу залежить від властивостей кислоти, що утворює сіль:

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

При дії на водні розчини солей амонію лугів при нагріванні виділяється аміак, що дозволяє використовувати дану реакцію як якісну на солі амонію та як лабораторний метод отримання аміаку.

NH 4 Cl + NaOH = NaCl + NH 3 + H 2 О

У промисловості аміак одержують прямим синтезом.

N 2 + 3H 2 2NH 3

Оскільки реакція сильно оборотна, синтез ведуть за підвищеного тиску (до 100 мПа). Для прискорення процес проводять у присутності каталізатора (губчасте залізо, промотоване добавками) і за нормальної температури близько 500 °З.

Нітрідиутворюються в результаті реакцій багатьох металів та неметалів з азотом. Властивості нітридів закономірно змінюються у періоді. Наприклад, для елементів третього періоду:

Нітриди s-елементів І та ІІ груп являють собою кристалічні солеподібні речовини, що легко розкладаються водою з утворенням аміаку.

Li 3 N + 3H 2 O = 3LiOH + NH 3

З нітридів галогенів у вільному стані виділено лише Cl 3 N, кислотний характер проявляється у реакції з водою:

Cl 3 N + 3H 2 O = 3HClO + NH 3

Взаємодія нітридів різної природи призводить до утворення змішаних нітридів:

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

нітридоалюмінат нітрідогерманат(IV) літію

Нітриди ВN, AlN, Si 3 N 4 , Ge 3 N 4 – тверді полімерні речовини з високими температурами плавлення (2000-3000 °С), вони є напівпровідниками або діелектриками. Нітриди d-металів - кристалічні сполуки змінного складу (бертоліди), дуже тверді, тугоплавкі та хімічно стійкі, виявляють металеві властивості: металевий блиск, електропровідність.

З'єднання зі ступенем окиснення -2.Гідразин - N 2 H 4 - найважливіша неорганічна сполука азоту в ступені окислення -2.

Гідразин є безбарвною рідиною, з температурою кипіння 113,5 °С, що димиться на повітрі. Пари гідразину надзвичайно отруйні і утворюють із повітрям вибухоподібні суміші. Отримують гідразин, окислюючи аміак гіпохлоритом натрію:

2N -3 H 3 + NaCl +1 O = N 2 -2 H 4 + NaCl -1 + H 2 O

Гідразин змішується з водою в будь-яких співвідношеннях і в розчині поводиться як слабка двокислотна основа, утворюючи два ряди солей.

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

катіон гідрозонія

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

катіон дигідрозонія

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

хлорид гідрозонію дихлорид дигідрозонію

Гідразин найсильніший відновник:

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

Несиметричний диметилгідразин (гептил) широко застосовується як ракетне паливо.

З'єднання зі ступенем окиснення -1.Гідроксиламін - NH 2 OH - основна неорганічна сполука азоту в ступені окислення -1.

Отримують гідроксиламін відновленням азотної кислоти воднем у момент виділення при електролізі:

HNO 3 + 6H = NH 2 OH + 2H 2 O

Це безбарвна кристалічна речовина (т.пл. 33 °С), добре розчинна у воді, в якій виявляє властивості слабкої основи. З кислотами дає солі гидроксиламмония – стійкі безбарвні речовини, розчинні у питній воді.

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

іон гідроксиламонія

Атом азоту в молекулі NH 2 OН виявляє проміжний ступінь окиснення (між -3 і +5) тому гідроксиламін може виступати як у ролі відновника, так і в ролі окисника:

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

відновник

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

окислювач

NH 2 OН легко розкладається при нагріванні, піддаючись диспропорціонування:

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

З'єднання зі ступенем окиснення +1. Оксид азоту(I) - N 2 O (закис азоту, що веселить газ). Будова його молекули можна передати резонансом двох валентних схем, які показують, що розглядати цю сполуку як оксид азоту(I) можна лише формально, реально це оксонітрид азоту(V) - ON +5 N -3 .

N 2 O - безбарвний газ із слабким приємним запахом. У малих концентраціях викликає напади нестримних веселощів, у великих дозах надає загальну анестезуючу дію. Суміш закису азоту (80%) та кисню (20%) використовувалася в медицині для наркозу.

В лабораторних умовах оксид азоту (I) можна отримати розкладання нітрату амонію. N 2 O, отриманий даним методом, містить домішки вищих оксидів азоту, які є надзвичайно токсичними!

NH 4 NO 3 ¾® N 2 O + 2H 2 O

За хімічними властивостями оксид азоту(I) типовий несолетворний оксид, з водою, кислотами та лугами не реагує. При нагріванні розкладається з утворенням кисню та азоту. З цієї причини N 2 O може виступати в ролі окислювача, наприклад:

N 2 O + H 2 = N 2 + H 2 O

З'єднання зі ступенем окиснення +2. Оксид азоту(II) - NO - безбарвний газ, надзвичайно токсичний. На повітрі швидко окислюється киснем із заснуванням щонайменше токсичного оксиду азоту(IV). У промисловості NO отримують окисленням аміаку на платиновому каталізаторі або пропускаючи повітря через електричну дугу (3000-4000 °С).

4NH 3 + 5О 2 = 4NО + 6H 2 О; N 2 + O 2 = 2NO

Лабораторним методом одержання оксиду азоту(II) є взаємодія міді із розведеною азотною кислотою.

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

Оксид азоту(II) - несолетворний оксид, сильний відновник, легко реагує з киснем та галогенами.

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

хлористий нітрозил

У той же час, при взаємодії із сильними відновниками NO виконує функцію окислювача:

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

З'єднання зі ступенем окиснення +3. Оксид азоту(III) - N 2 O 3 - рідина інтенсивно синього кольору (т.кр. -100 ° С). Стійкий тільки в рідкому та твердому стані за низьких температур. Очевидно, існує у двох формах:

Отримують оксид азоту(III) спільною конденсацією парів NO та NO 2 . У рідині та в парах дисоціює.

NO 2 + NO N 2 O 3

За властивостями типовий кислотний оксид. Реагує з водою, утворюючи азотну кислоту, з лугами утворює солі - нітрити.

N 2 O 3 + H 2 O = 2HNO 2; N 2 O 3 + 2NaOH = 2NaNO 2 + H 2 O

Азотиста кислота- Кислота середньої сили (K a = 1×10 -4). У чистому вигляді не виділено, у розчинах існує у двох таутомерних формах (таутомери - ізомери, що знаходяться в динамічній рівновазі).

нітрито-форма нітро-форма

Солі азотистої кислоти є стійкими. Нітрит-аніон виявляє яскраво виражену окисно-відновну двоїстість. Залежно від умов, він може виконувати як функцію окислювача, так і функцію відновника, наприклад:

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

окислювач

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

відновник

Азотиста кислота та нітрити схильні до диспропорціонування:

3HN +3 O 2 = HN +5 O 3 + 2N +2 O + H 2 O

З'єднання зі ступенем окиснення +4. Оксид азоту(IV) – NO 2 – бурий газ, з різким неприємним запахом. Надзвичайно токсичний! У промисловості NO 2 одержують окисленням NO. Лабораторним методом одержання NO 2 є взаємодія міді з концентрованою азотною кислотою, а також термічне розкладання нітрату свинцю.

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

2Pb(NO 3) 2 = 2PbO + 4NO 2 + O 2

Молекула NO 2 має один неспарений електрон і є вільним стабільним радикалом, тому оксид азоту легко димеризується.

Процес димеризації оборотний і дуже чутливий до температури:

парамагнітний, діамагнітний,

бурий безбарвний

Діоксид азоту - кислотний оксид, що взаємодіє з водою, утворюючи суміш азотної та азотистої кислоти (змішаний ангідрид).

2NO 2 + H 2 O = HNO 2 + HNO 3; 2NO 2 + 2NaOH = NaNO 3 + NaNO 2 + H 2 O

З'єднання зі ступенем окиснення +5. Оксид азоту(V) - N 2 O 5 - біла кристалічна речовина. Виходить дегідратацією азотної кислоти або окисленням оксиду азоту(IV) озоном:

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

У кристалічному стані N 2 O 5 має солеподібну будову - + - , У парах (т.возг. 33 ° С) - молекулярне.

N 2 O 5 - кислотний оксид - ангідрид азотної кислоти:

N 2 O 5 + H 2 O = 2HNO 3

Азотна кислота- HNO 3 - безбарвна рідина з температурою кипіння 84,1 ° С, при нагріванні та на світлі розкладається.

4HNO 3 = 4NO 2 + O 2 + 2H 2 O

Домішки діоксиду азоту надають концентрованої азотної кислоти жовто-бурого забарвлення. З водою азотна кислота поєднується в будь-яких співвідношеннях і є однією з найсильніших мінеральних кислот, в розчині повністю дисоціює.

Будова молекули азотної кислоти описується такими структурними формулами:

Складнощі з написанням структурної формули HNO 3 викликані тією обставиною, що, виявляючи в даному поєднанні ступінь окислення +5, азот, як елемент другого періоду, може утворити лише чотири ковалентні зв'язки.

Азотна кислота – один із найсильніших окислювачів. Глибина її відновлення залежить багатьох чинників: концентрація, температура, відновник. Зазвичай при окисненні азотною кислотою утворюється суміш продуктів відновлення:

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

Превалюючим продуктом окиснення концентрованою азотною кислотою неметалів та неактивних металів є оксид азоту(IV):

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

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

Концентрована азотна кислота пасивує залізо та алюміній. Алюміній пасивується навіть розведеною азотною кислотою. Азотна кислота будь-якої концентрації не діє на золото, платину, тантал, родій та іридій. Золото і платина розчиняється в царській горілці - суміші концентрованої азотної та соляної кислот у співвідношенні 1:3.

Au + HNO 3 + 4HCl = H + NO + 2H 2 O

Сильне окислюючу дію царської горілки зумовлено утворення атомарного хлору при розпаді хлористого нітрозілу - продукту взаємодії азотної кислоти з хлороводнем.

HNO 3 + 3HCl = Cl 2 + NOCl + 2H 2 O;

NOCl = NO + Cl×

Ефективним розчинником малоактивних металів є суміш концентрованої азотної та плавикової кислот.

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

Розведена азотна кислота при взаємодії з неметалами та малоактивними металами відновлюється переважно до оксиду азоту(II), наприклад:

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

3Pb + 8HNO 3 (розб) = 3Pb(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O

Активні метали відновлюють розведену азотну кислоту до N 2 O, N 2 або NH 4 NO 3 наприклад,

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

Основна маса азотної кислоти йде на виробництво добрив та вибухових речовин.

Отримують азотну кислоту в промисловості контактним або дуговим способом, що відрізняються першою стадією - одержанням оксиду азоту(II). Дуговий спосіб заснований на отриманні NO при пропущенні повітря через електричну дугу. У контактному способі NO одержують окисленням аміаку киснем на платиновому каталізаторі. Далі оксид азоту(II) окислюється до оксиду азоту(IV) киснем повітря. Розчиняючи NO 2 у воді у присутності кисню одержують азотну кислоту з концентрацією 60-65%.

4NO 2 + O 2 + 2H 2 O = 4HNO 3

При необхідності азотну кислоту концентрують перегонкою з концентрованою сірчаною кислотою. У лабораторії 100% азотну кислоту можна отримати дією концентрованої сірчаної кислоти на кристалічний нітрат натрію при нагріванні.

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

Солі азотної кислоти- нітрати - добре розчиняються у воді, термічно нестійкі. Розкладання нітратів активних металів (виключаючи літій), що стоять у ряді стандартних електродних потенціалів лівіше магнію, призводить до утворення нітритів. Наприклад:

2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2

При розкладанні нітратів літію, магнію, а також нітратів металів, розташованих у ряді стандартних електродних потенціалів правіше магнію, аж до міді, виділяється суміш оксиду азоту(IV) та кисню. Наприклад:

2Cu(NO 3) 2 = 2CuO + 4NO 2 + O 2

Нітрати металів, розташованих наприкінці низки активності, розкладаються до вільного металу:

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

Нітрати натрію, калію та амонію широко використовуються для виробництва пороху та вибухових речовин, а також як азотні добрива (селітри). Як добрива використовують також сульфат амонію, аміачну воду та карбамід (сечовину) - повний амід вугільної кислоти:

Азид водню(Днітрідонітрат) - HN 3 (HNN 2) - безбарвна летюча рідина (т.пл. -80 ° С, т.кип. 37 ° С) з різким запахом. Центральний атом азоту знаходиться в sp-гібридизації, ступінь окиснення +5, сусідні з ним атоми мають ступінь окиснення -3. Структура молекули:

Водний розчин HN 3 - азотистоводнева кислота за силою близька до оцтової K a = 2,6×10 -5 . У розведених розчинах стійка. Її отримують взаємодією гідразину та азотистої кислоти:

N 2 Н 4 + HNO 2 = HN 3 + 2Н 2

За окисними властивостями HN 3 (HN +5 N 2) нагадує азотну кислоту. Так, якщо при взаємодії металу з азотною кислотою утворюються оксид азоту(II) і вода, то з азотистоводневою кислотою – азот та аміак. Наприклад,

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

Суміш HN 3 і HCl веде себе подібно до царської горілки. Солі азотистоводневої кислоти – азиди. Щодо стійкі лише азиди лужних металів, за температури > 300 °З вони руйнуються без вибуху. Інші розпадаються з вибухом при ударі або нагріванні. Азид свинцю використовують у виробництві детонаторів:

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

Вихідним продуктом для отримання азидів є NaN 3 який утворюється в результаті реакції аміду натрію і оксиду азоту(I):

NaNH 2 + N 2 O = NaN 3 + H 2 O

4.2.Фосфор

Фосфор представлений у природі одним ізотопом – 31 Р, кларк фосфору дорівнює 0,05 мол.%. Зустрічається як фосфатних мінералів: Ca 3 (PO 4) 2 - фосфорит, Ca 5 (PO 4) 3 X (X = F,Cl,OH) - апатити. Входить до складу кісток та зубів тварин і людини, а також до складу нуклеїнових кислот (ДНК та РНК) та аденозинфосфорних кислот (АТФ, АДФ та АМФ).

Отримують фосфор відновленням фосфориту коксом у присутності діоксиду кремнію.

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

Проста речовина – фосфор – утворює кілька алотропних модифікацій, з яких основними є білий, червоний та чорний фосфор. Білий фосфор утворюється при конденсації парів фосфору і є білою воскоподібною речовиною (т.пл. 44 °С), нерозчинною у воді, розчинною в деяких органічних розчинниках. Білий фосфор має молекулярну будову та складається з тетраедричних молекул P 4 .

Напруженість зв'язків (валентний кут P-P-P становить лише 60°) обумовлює високу реакційну здатність та токсичність білого фосфору (смертельна доза близько 0,1 г). Оскільки білий фосфор добре розчинний у жирах, як антидот при отруєнні не можна застосовувати молоко. На повітрі білий фосфор мимовільно спалахує, тому зберігають його в герметично упакованому хімічному посуді під шаром води.

Червоний фосфор має полімерну будову. Виходить при нагріванні білого фосфору або опроміненні світлом. На відміну від білого фосфору малореакційний і нетоксичний. Однак залишкові кількості білого фосфору можуть надавати токсичність червоному фосфору!

Чорний фосфор виходить під час нагрівання білого фосфору під тиском 120 тис.атм. Має полімерну будову, має напівпровідникові властивості, хімічно стійкий і нетоксичний.

Хімічні властивості. Білий фосфор мимовільно окислюється киснем повітря за кімнатної температури (окислення червоного і чорного фосфору йде при нагріванні). Реакція протікає у два етапи та супроводжується світінням (хемілюмінесценція).

2P + 3O 2 = 2P 2 O 3; P 2 O 3 + O 2 = P 2 O 5

Ступінчасто відбувається також взаємодія фосфору з сіркою та галогенами.

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

При взаємодії з активними металами фосфор виступає у ролі окислювача, утворюючи фосфіди - сполуки фосфору ступенем окислення -3.

3Ca + 2P = Ca 3 P 2

Кислотами-окислювачами (азотна та концентрована сірчана кислоти) фосфор окислюється до фосфорної кислоти.

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

При кип'ятінні з розчинами лугів білий фосфор диспропорціонує:

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

фосфін гіпофосфіт калію

За звичайних умов азотна кислота являє собою безбарвну рідину (щільність 1,52 г/см 3 ), киплячу при 82,6 o C, а при температурі (-41,6 o C), що твердне в прозору кристалічну масу. Брутто-формула – HNO 3 . Молярна вага - 93 г/моль. Будова молекули азотної кислоти наведено на рис. 1.

Азотна кислота поєднується з водою в будь-яких співвідношеннях. Є сильним електролітом, тобто. у водному розчині практично повністю дисоціює на іони. В ОВР виявляє себе у ролі окислювача.

Рис. 1. Будова молекули азотної кислоти із зазначенням валентних кутів між зв'язками та довжинами хімічних зв'язків.

HNO3, ступеня окиснення елементів у ній

Щоб визначити ступеня окиснення елементів, що входять до складу азотної кислоти, спочатку необхідно розібратися з тим, для яких елементів ця величина точно відома.

Ступені окислення водню та кисню у складі неорганічних кислот завжди рівні (+1) та (-2) відповідно. Для знаходження ступеня окиснення азоту приймемо її значення за «х» і визначимо його за допомогою рівняння електронейтральності:

(+1) + х + 3×(-2) = 0;

1 + х - 6 = 0;

Значить ступінь окиснення азоту в азотній кислоті дорівнює (+5):

H +1 N +5 O -2 3 .

Приклади розв'язання задач

ПРИКЛАД 1

Хімічні речовини можна розділити на типові окислювачі, типові відновники, та речовини, які можуть виявляти і окисні, і відновлювальні властивості. Деякі речовини практично не виявляють окисно-відновну активність.

До типовим окисникам відносять:

• прості речовини-неметали з найбільш сильними окисними властивостями (фтор F 2 , кисень O 2 хлор Cl 2);
• іониметалів чи неметалівз високими позитивними (як правило, вищими) ступенями окиснення : кислоти (HN +5 O 3 , HCl +7 O 4), солі (KN +5 O 3 , KMn +7 O 4), оксиди (S +6 O 3 Cr +6 O 3)
• з'єднання, що містять деякі катіони металів, що мають високі ступеня окиснення: Pb 4+, Fe 3+, Au 3+ та ін.

Типові відновники - це, як правило:

• прості речовини-метали(відновлювальні можливості металів визначаються поруч електрохімічної активності);
• складні речовини, у складі яких є атоми або іони неметалів з негативним (як правило, нижчим) ступенем окиснення: бінарні водневі сполуки (H2S, HBr), солі безкисневих кислот (K2S, NaI);
• деякі з'єднання, що містять катіони з мінімальним позитивним ступенем окиснення(Sn 2+ , Fe 2+ , Cr 2+), які, віддаючи електрони, можуть підвищувати свій рівень окислення;
• з'єднання, що містять складні іони, що складаються з неметалів з проміжним позитивним ступенем окиснення(S +4 O 3) 2– , (НР +3 O 3) 2– , у яких елементи можуть, віддаючи електрони, підвищувати свій позитивний ступінь окиснення.

Більшість інших речовин може виявляти як окисні, так і відновлювальні властивості.

Типові окислювачі та відновники наведені у таблиці.

У лабораторній практиці найчастіше використовуються такі окислювачі :

перманганат калію (KMnO 4);

дихромат калію (K 2 Cr 2 O 7);

азотна кислота (HNO3);

концентрована сірчана кислота (H 2 SO 4);

пероксид водню (H 2 O 2);

оксиди марганцю (IV) та свинцю (IV) (MnO 2 , PbO 2);

розплавлений нітрат калію (KNO 3) та розплави деяких інших нітратів.

До відновникам , які застосовуються в лабораторної практики відносяться:

• магній (Mg), алюміній (Al), цинк (Zn) та інші активні метали;
• водень (Н 2) та вуглець (С);
• йодид калію (KI);
• сульфід натрію (Na 2 S) та сірководень (H 2 S);
• сульфіт натрію (Na 2 SO 3);
• хлорид олова (SnCl2).

Класифікація окисно-відновних реакцій

Окисно-відновні реакції зазвичай поділяють на чотири типи: міжмолекулярні, внутрішньомолекулярні, реакції диспропорціонування (самоокислення-самовосновлення), і реакції контрдиспропорціонування.

Міжмолекулярні реакції протікають із зміною ступеня окиснення різних елементівз різних реагентів. При цьому утворюються різні продукти окислення та відновлення .

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

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

Внутрішньомолекулярні реакції – це такі реакції, у яких різні елементиз одного реагентупереходять у різні продукти, наприклад:

(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 .

Реакції диспропорціонування (самоокислення-самовосновлення) – це такі реакції, в яких окислювач та відновник – один і той самий елемент одного реагенту,який при цьому переходить у різні продукти:

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

Репропорціонування (конпропорціонування, контрдиспропорціонування ) – це реакції, в яких окислювач та відновник – це один і той самий елемент, який з різних реагентівпереходить у один продукт. Реакція, обернена до диспропорціонування.

2H 2 S -2 + S +4 O 2 = 3S + 2H 2 O

Основні правила складання окисно-відновних реакцій

Окисно-відновні реакції супроводжуються процесами окислення та відновлення:

Окислення- Це процес віддачі електронів відновником.

Відновлення - Це процес приєднання електронів окислювачем.

Окислювач відновлюється, а відновник окислюється .

В окисно-відновних реакціях дотримується електронний баланс: кількість електронів, які віддає відновник, дорівнює кількості електронів, що отримує окислювач. Якщо баланс складено неправильно, скласти складні ОВР у вас не вдасться.

Використовується кілька методів складання окисно-відновних реакцій (ОВР): метод електронного балансу, метод електронно-іонного балансу (метод напівреакцій) та інші.

Розглянемо докладно метод електронного балансу .

«Впізнати» ОВР досить легко — достатньо розставити ступеня окиснення у всіх сполуках та визначити, що атоми змінюють ступінь окиснення:

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

Виписуємо окремо атоми елементів, що змінюють ступінь окислення, у стані ДО реакції та ПІСЛЯ реакції.

Ступінь окислення змінюють атоми марганцю та сірки:

S -2 -2e = S 0

Mn +7 + 1e = Mn +6

Марганець поглинає 1 електрон, сірка віддає 2 електрони. При цьому необхідно, щоб дотримувався електронний баланс. Отже, необхідно подвоїти кількість атомів марганцю, а кількість атомів сірки залишити без зміни. Балансові коефіцієнти вказуємо перед реагентами, і перед продуктами!

Схема складання рівнянь ОВР методом електронного балансу:

Увага!У реакції може бути кілька окислювачів чи відновників. Баланс необхідно скласти так, щоб ЗАГАЛЬНА кількість відданих та отриманих електронів була однаковою.

Загальні закономірності перебігу окисно-відновних реакцій

Продукти окиснювально-відновних реакцій часто залежать від умов проведення процесу. Розглянемо основні фактори, що впливають на перебіг окисно-відновних реакцій.

Найочевидніший фактор, що визначає середовище розчину реакції - . Як правило (але не обов'язково), речовина, яка визначає середовище, зазначена серед реагентів. Можливі такі варіанти:

• окисна активність посилюється в більш кислому середовищі і окисник відновлюється глибше(наприклад, перманганат калію, KMnO 4 де Mn +7 в кислому середовищі відновлюється до Mn +2 , а в лужній - до Mn +6);
• окисна активність посилюється у більш лужному середовищі, і окисник відновлюється глибше (наприклад, нітрат калію KNO 3 де N +5 при взаємодії з відновником в лужному середовищі відновлюється до N -3);
• або окислювач практично не схильний до змін середовища.

Середовище протікання реакції дозволяє визначити склад та форму існування інших продуктів ОВР. Основний принцип — продукти утворюються такі, що не взаємодіють із реагентами!

Зверніть увагу! Еякщо середовище розчину кисле, то серед продуктів реакції не можуть бути підстави та основні оксиди, т.к. вони взаємодіють із кислотою. І, навпаки, у лужному середовищі виключено утворення кислоти та кислотного оксиду. Це одна з найчастіших і найбільш грубих помилок.

Також на напрям протікання ОВР впливає природа реагуючих речовин. Наприклад, при взаємодії азотної кислоти HNO 3 з відновниками спостерігається закономірність - що більше активність відновника, то більше відновлюється азот N +5 .

При збільшенні температури більшість ОВР, як правило, проходять інтенсивніше і глибше.

У гетерогенних реакціях на склад продуктів часто впливає ступінь подрібнення твердої речовини . Наприклад, порошковий цинк із азотною кислотою утворює одні продукти, а гранульований — зовсім інші. Чим більший ступінь подрібнення реагенту, тим більша його активність, як правило.

Розглянемо найбільш типові лабораторні окисники.

Основні схеми окиснювально-відновних реакцій

Схема відновлення перманганатів

У складі перманганатів є потужний окисник. марганецьу ступені окислення +7. Солі марганцю +7 фарбують розчин в фіолетовийколір.

Перманганати залежно від середовища реакційного розчину відновлюються по-різному.

В кислому середовищі відновлення відбувається глибше, до Mn 2+. Оксид марганцю в ступені окислення +2 виявляє основні властивості, тому кислому середовищі утворюється сіль. Солі марганцю безбарвні. В нейтральному розчині марганець відновлюється до ступеня окиснення +4 , з освітою амфотерного оксиду MnO 2 — коричневого осаду, нерозчинного в кислотах та лугах. В лужнийсередовищі марганець відновлюється мінімально - до найближчої ступеня окиснення +6 . З'єднання марганцю +6 виявляють кислотні властивості, у лужному середовищі утворюють солі. манганати. Манганати надають розчину зелене забарвлення .

Розглянемо взаємодію перманганату калію KMnO 4 з сульфідом калію в кислому, нейтральному та лужному середовищах. У цих реакціях продуктом окиснення сульфід-іону є S0.

5 K 2 S + 2 KMnO 4 + 8 H 2 SO 4 = 5 S + 2 MnSO 4 + 6 K 2 SO 4 + 8 H 2 O,

3 K 2 S + 2 KMnO 4 + 4 H 2 O = 2 MnO 2 ↓ + 3 S↓ + 8 KOH,

Поширеною помилкою у цій реакції є вказівка ​​на взаємодію сірки та лугу у продуктах реакції. Проте, сірка взаємодіє з лугом у досить жорстких умовах (підвищена температура), що відповідає умовам цієї реакції. За звичайних умов правильно вказуватиме саме молекулярну сірку і луг окремо, а не продукти їхньої взаємодії.

K 2 S + 2 KMnO 4 –(KOH)= 2 K 2 MnO 4 + S↓

При складанні цієї реакції також виникають проблеми. Справа в тому, що в даному випадку написання молекули середовища (КОН або інший луг) в реагентах не потрібне для рівняння реакції. Луж бере участь у реакції, та визначає продукт відновлення перманганату калію, але реагенти та продукти зрівнюються і без її участі. Цей, здавалося б, парадокс легко дозволимо, якщо згадати, що хімічна реакція — це лише умовний запис, який не вказує на кожен процес, що відбувається, а всього лише є відображенням суми всіх процесів. Як визначити це самостійно? Якщо діяти за класичною схемою - баланс-балансові коефіцієнти-рівняння металу, то ви побачите, що метали зрівнюються балансовими коефіцієнтами, і наявність лугу в лівій частині рівняння реакції буде зайвим.

Перманганатиокислюють:

• неметализ негативним ступенем окиснення до простих речовин (зі ступенем окиснення 0), винятки — фосфор, миш'як - до +5 ;
• неметализ проміжним ступенем окиснення до вищого ступеня окиснення;
• активні метали стабільною позитивною ступенем окиснення металу.

KMnO 4 + НЕМ (нижча з.о.) = НЕМ 0 + інші продукти

KMnO 4 + неМе (проміжна з.о.) = неМе(вища з.о.) + ін.

KMnO 4 + Ме 0 = Ме (стабільна с.о.) + ін.

KMnO 4 + P -3 , As -3 = P +5 , As +5 + ін.

Схема відновлення хроматів/біхроматів

Особливістю хрому з валентністю VI є те, що він утворює 2 типи солей у водних розчинах: хромати та біхромати, залежно від середовища розчину. Хромати активних металів (наприклад, K 2 CrO 4) - це солі, які стійкі до лужнийсередовище. Дихромати (біхромати) активних металів (наприклад, K 2 Cr 2 O 7) - солі, стійкі у кислому середовищі .

Відновлюються сполуки хрому (VI) до з'єднань хрому (III) . З'єднання хрому Cr +3 — амфотерні, і залежно від середовища розчину вони існують у розчині у різних формах: у кислому середовищі у вигляді солей(амфотерні сполуки при взаємодії з кислотами утворюють солі), у нейтральному середовищі – нерозчинний амфотерний гідроксид хрому (III) Cr(OH) 3 , і в лужному середовищі сполуки хрому (III) утворюють комплексну сіль, наприклад, гексагідроксохромат (III) калію K 3 .

З'єднання хрому VIокислюють:

• неметалив негативному ступені окислення до простих речовин (зі ступенем окиснення 0), винятки — фосфор, миш'як – до +5;
• неметалиу проміжному ступені окислення до вищого ступеня окиснення;
• активні метали з простих речовин (ст.окислення 0) до сполук з стабільною позитивною ступенем окиснення металу.

Хромат/біхромат + НЕМ (негативна с.о.) = НЕМ 0 + інші продукти

Хромат/біхромат + неМе (проміжна позитивна с.о.) = неМе(вища с.о.) + ін.

Хромат/біхромат + Ме 0 = Ме (стабільна с.о.) + ін.

Хромат/біхромат + P, As (негативна п.о.) = P, As +5 + інші продукти

Розкладання нітратів

Солі-нітрати містять азот у ступені окислення +5 - сильний окислювач. Такий азот може окислювати кисень (О -2). Це відбувається при нагріванні нітратів. У цьому найчастіше кисень окислюється до ступеня окислення 0, тобто. до молекулярного кисню O 2 .

Залежно від типу металу, що утворює сіль, при термічному (температурному) розкладанні нітратів утворюються різні продукти: якщо метал активний(у ряді електрохімічної активності знаходяться до магнію), то азот відновлюється до ступеня окиснення +3, і при розкладанні утворюється солі-нітрити та молекулярний кисень .

Наприклад:

2NaNO 3 → 2NaNO 2 + O 2 .

Активні метали у природі зустрічаються як солей (KCl, NaCl).

Якщо метал у ряді електрохімічної активності знаходиться правіше магнію і лівіше міді (включаючи магній та мідь) , то при розкладанні утворюється оксид металуу стійкому ступені окислення, оксид азоту (IV)(бурий газ) та кисень. Оксид металу утворює також під час розкладання нітрат літію .

Наприклад, розкладання нітрату цинку:

2Zn(NO 3) 2 → 2ZnО + 4NO 2 + O 2 .

Метали середньої активності найчастіше у природі зустрічаються у вигляді оксидів (Fe 2 O 3 , Al 2 O 3 та ін).

Іони металів, розташованих у ряді електрохімічної активності правіше мідіє сильними окисниками. При розкладанні нітратіввони, як і N +5 , беруть участь у окисненні кисню, і відновлюються до найпростіших речовин, тобто. утворюється метал і виділяються гази - оксид азоту (IV) та кисень .

Наприклад, розкладання нітрату срібла:

2AgNO 3 → 2Ag + 2NO 2 + O 2 .

Неактивні метали у природі зустрічаються як простих речовин.

Деякі винятки!

Розкладання нітрату амонію :

У молекулі нітрату амонію є і окислювач, і відновник: азот у ступені окислення -3 виявляє лише відновлювальні властивості, азот у ступені окислення +5 - лише окислювальні.

При нагріванні нітрат амонію розкладається. При температурі до 270 о С утворюється оксид азоту (I)(«веселячий газ») та вода:

NH 4 NO 3 → N 2 O + 2H 2 O

Це приклад реакції контрдиспропорціонування .

Результуючий ступінь окиснення азоту - середнє арифметичне ступеня окиснення атомів азоту у вихідній молекулі.

За більш високої температури оксид азоту (I) розкладається на прості речовини. азоті кисень:

2NH 4 NO 3 → 2N 2 + O 2 + 4H 2 O

При розкладанні нітриту амонію NH 4 NO 2також відбувається контрдиспропорціонування.

Результуючий ступінь окиснення азоту також дорівнює середньому арифметичному ступеню окиснення вихідних атомів азоту - окисника N +3 та відновника N -3

NH 4 NO 2 → N 2 + 2H 2 O

Термічне розкладання нітрату марганцю (II) супроводжується окисленням металу:

Mn(NO 3) 2 = MnO 2 + 2NO 2

Нітрат заліза (II) при низьких температурах розкладається до оксиду заліза (II), при нагріванні залізо окислюється до ступеня окиснення +3:

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

Нітрат нікелю (II) розкладається до нітриту під час нагрівання.

Окисні властивості азотної кислоти

Азотна кислота HNO 3 при взаємодії з металами практично ніколи не утворює водень , на відміну більшості мінеральних кислот.

Це з тим, що у складі кислоти є дуже сильний окислювач — азот у ступеня окислення +5. При взаємодії із відновниками - металами утворюються різні продукти відновлення азоту.

Азотна кислота + метал = сіль металу + продукт відновлення азоту + H 2 O

Азотна кислота при відновленні може переходити в оксид азоту (IV) NO 2 (N+4); оксид азоту (II) NO (N+2); оксид азоту (I) N 2 O («звеселяючий газ»); молекулярний азот N 2; нітрат амонію NH 4 NO 3. Як правило, утворюється суміш продуктів з переважанням одного з них. Азот відновлюється при цьому до ступенів окиснення від +4 до -3. Глибина відновлення залежить насамперед від природи відновникаі від концентрації азотної кислоти . При цьому працює правило: що менше концентрація кислоти і вище активність металу, то більше вписувалося електронів отримує азот, і більше відновлені продукти утворюються.

Деякі закономірності дозволять правильно визначати основний продукт відновлення металами азотної кислоти реакції:

• при дії дуже розведеної азотної кислоти на металиутворюється, як правило, нітрат амонію NH 4 NO 3;

Наприклад, взаємодія цинку з дуже розбавленою азотною кислотою:

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

• концентрована азотна кислотана холоді пасивує деякі метали хром Cr, алюміній Al та залізо Fe . При нагріванні чи розведенні розчину реакція йде;

пасивація металів — це переведення поверхні металу в неактивний стан за рахунок утворення на поверхні металу тонких шарів інертних сполук, у цьому випадку переважно оксидів металів, які не реагують із концентрованою азотною кислотою

• азотна кислота не реагує з металами платинової підгрупи — золотом Au, платиною Pt, та паладієм Pd;

• при взаємодії концентрованої кислоти з неактивними металами та металами середньої активностіазотнакислота відновлюється до оксиду азоту (IV) NO 2 ;

Наприклад, окислення міді концентрованою азотною кислотою:

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

• при взаємодії концентрованої азотної кислоти з активними металами утворюється оксид азоту (I) N 2 O ;

Наприклад, окиснення натріюконцентрованої азотною кислотою:

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

• при взаємодії розведеної азотної кислоти з неактивними металами (у ряду активності правіше водню) кислота відновлюється до оксиду азоту (II) NO ;
• при взаємодії розведеної азотної кислоти з металами середньої активності утворюється або оксид азоту (II) NO, або оксид азоту N 2 O, або молекулярний азот N 2 - Залежно від додаткових факторів (активність металу, ступінь подрібнення металу, ступінь розведення кислоти, температура).
• при взаємодії розведеної азотної кислоти з активними металами утворюється молекулярний азот N 2 .

Для наближеного визначення продуктів відновлення азотної кислоти при взаємодії з різними металами пропоную скористатися принципом маятника. Основні фактори, що зміщують положення маятника: концентрація кислоти та активність металу. Для спрощення використовуємо 3 типи концентрацій кислоти: концентрована (більше 30%), розведена (30% або менше), дуже розбавлена ​​(менше 5%). Метали за активністю розділимо на активні (до алюмінію), середньої активності (від алюмінію до водню) та неактивні (після водню). Продукти відновлення азотної кислоти маємо в порядку зменшення ступеня окиснення:

NO 2; NO; N 2 O; N 2; NH 4 NO 3

Чим активніший метал, тим більше ми зміщуємось праворуч. Чим більша концентрація або менше ступінь розведення кислоти, тим більше ми зміщуємось вліво.

Наприклад , взаємодіють концентрована кислота та неактивний метал мідь Cu. Отже, зміщуємось у крайнє ліве положення, утворюється оксид азоту (IV), нітрат міді та вода.

Взаємодія металів із сірчаною кислотою

Розведена сірчана кислота взаємодіє з металами як звичайна мінеральна кислота. Тобто. взаємодіє з металами, які розташовані у ряді електрохімічних напруг до водню. Окислювачем тут виступають іони H+, які відновлюються до молекулярного водню H2. При цьому метали окислюються, як правило, до мінімальної ступеня окиснення.

Наприклад:

Fe + H 2 SO 4(розб) = FeSO 4 + H 2

взаємодіє з металами, що стоять у ряді напруг як до, і після водню.

H 2 SO 4 (конц) + метал = сіль металу + продукт відновлення сірки (SO 2 , S, H 2 S) + вода

При взаємодії концентрованої сірчаної кислоти з металами утворюються сіль металу (у стійкому ступені окислення), вода та продукт відновлення сірки. сірчистий газ S +4 O 2 молекулярна сірка S або сірководень H 2 S -2, Залежно від ступеня концентрації, активності металу, ступеня його подрібнення, температури і т.д. За взаємодії концентрованої сірчаної кислоти з металами молекулярний водень не утворюється!

Основні принципи взаємодії концентрованої сірчаної кислоти з металами:

1. Концентрована сірчана кислота пасивує алюміній, хром, залізо при кімнатній температурі або на холоді;

2. Концентрована сірчана кислота не взаємодіє з золотом, платиною та паладієм ;

3. З неактивними металамиконцентована сірчана кислотавідновлюється до оксиду сірки (IV).

Наприкладмідь окислюється концентрованою сірчаною кислотою:

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

4. При взаємодії з активними металами та цинкомконцентрована сірчана кислота утворюєсірку S або сірководень H 2 S 2- (залежно від температури, ступеня подрібнення та активності металу).

Наприклад , взаємодія концентрованої сірчаної кислоти з цинком:

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

Перекис водню

Пероксид водню H 2 O 2 містить кисень у ступені окислення -1. Такий кисень може підвищувати, і знижувати рівень окислення. Таким чином, пероксид водню виявляє і окисні, і відновлювальні властивості.

При взаємодії з відновниками пероксид водню виявляє властивості окислювача і відновлюється до ступеня окислення -2. Як правило, продуктом відновлення пероксиду водню є вода або гідроксид-іон залежно від умов проведення реакції. Наприклад:

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

При взаємодії з окислювачами перекис окислюється молекулярного кисню (ступінь окислення 0): O 2 . Наприклад :

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

А. H2S Б.SO3 В.H2SO3

2. Ступінь окиснення вуглецю в карбонаті кальцію дорівнює:
А. -4 Б.+2 В.+4

3. Речовина, в якій рівень окислення фосфору дорівнює нулю:
А. P4 Б.PH3 В.P2O5

4.Окислювально-відновною є реакція, рівняння якої:
А.2Al(OH)3=Al2O3+3H2O Б.H2+Cl2=2HCl В.NaOH+HNO3=NaNO3+H2O

5. Окислювачем у хімічній реакції, CuO+H2=Cu+H2O є:
А.H20 Б.Cu2+ В.O2- Г.Cu0

6. Ступінь окиснення хлору зменшується в ряду:
А.Cl2– HCl–HClO Б.NaCl–Cl2–KClO3 В.HClO4–NaClO2–BaCl2

7.Процес переходу, схема якого N-3→N+2 є:
А. Відновленням
Б. Окисленням
В. Чи не окисно-відновним процесом.

8. У рівнянні реакції S+O2→SO2 число електронів, відданих окислювачем, дорівнює:
А. 2 Б.4 В.6

9. Фосфор у ступені окислення 0 може бути:
О. Тільки відновником
Б. Тільки окислювачем
В.Окислювачем та відновником

10. Проста речовина - неметал, що володіє найбільш сильними окисними властивостями:
А. Br2
Б. Cl2
Ст F2

Частина Б.
11. Складіть формули оксиду азоту (III) та оксиду азоту (V)

12. Розставте коефіцієнти у схемі реакції методом електронного балансу:
Ca + O2 = CaO
Назвіть процеси окислення та відновлення, та вкажіть окислювач та відновник.

13. Розташуйте формули хімічних сполук: CH4, CO2, CO – у порядку зменшення ступенів окиснення атомів вуглецю.

14. За схемою Сu+2 + 2ē → Cu0 складіть рівняння хімічної реакції та розгляньте її з погляду ОВР.

15. Доповніть фразу: "Відновлення - це ...."

1) допишіть рівняння реакцій, вкажіть ступеня окислення елементів та розставте коефіцієнти методом електронного балансу: Са+О2 ->, N2+H2 ->. 2)

визначте рівень окислення кожного елемента, розставте коефіцієнти методом електронного балансу: KCIO3+S -> KCI+SO2. 3) визначте будь ласка ступінь окислення сірки у таких сполуках: H2SO4, SO2, H2S, SO2, H2SO3. 4 у бік атомів якого хімічного елемента зміщуються загальні електронні пари в молекулах наступних сполук: H2O, HI, PCI3, H3N, H2S, CO2? дайте будь ласка обґрунтовану відповідь! 5) скажіть, чи змінюються ступеня окиснення атомів при утворенні води з водню та кисню? 6) напишіть рівняння електролітичної дисоціації: нітрату міді, соляної кислоти, сульфату алюмінію, гідроксиду барію, сульфату цинку. 7) будь ласка напишіть молекулярні та іонні рівняння реакцій між розчинами: гідроксиду літію та азотної кислоти, нітрату міді та гідроксиду натрію, карбонату калію та фосфорної кислоти. 8) при взаємодії розчинів яких речовин одним із продуктів реакції є вода? K2CO3 та HCI: Ca(OH)2 та HNO3: NaOH та H2SO4: NaNO3 та H2SO4? напишіть будь ласка рівняння реакцій у молекулярній та іонній формулах. 9) які з перерахованих солей піддаються гідролізу при розчиненні у воді: хлорид алюмінію, сульфід калію, хлорид натрію? Напишіть рівняння, що відповідають гідролізу.