Степента на окисление на hno3 е еднаква. Редокс реакции. Окислителни свойства на азотната киселина

Нека разгледаме степента на окисление на всички елементи в азотната киселина. Кислородът в комплексните съединения е почти винаги в степен на окисление -2 (с изключение на пероксиди, супероксиди, кислороден флуорид и др.). Водородният атом, който е задължително включен в протонните киселини, има степен на окисление +1. За да определите степента на окисление на азотен атом, трябва да решите просто уравнение. Нека x е степента на окисление на азота, тогава, съгласно принципа на електрическата неутралност на молекулата, 1 + x + 3 * (-2) = 0, откъдето x = 5. Отговор: степента на окисление на елементите в азотната киселина са +1, +5, -2 съответно за водород, азот и кислород.

В тази задача трябва да определите степента на окисление на следното съединение:

Определете последователността за изпълнение на тази задача

• Запишете какво означава окислително число;
• Определете степента на окисление на азотната киселина;
• Запишете описание.

Степента на окисление в това съединение е както следва

Степен на окисление - спомагателна условна стойност за записване на процесите на окисление, редукция и окисление - редукционни реакции. Той показва степента на окисление на отделен атом от молекула и е само удобен метод за отчитане на преноса на електрони: това не е истинският заряд на атом в молекулата.

Идеите за степента на окисление на елементите формират основата и се използват в класификацията химически вещества, описание на свойствата им, съставяне на формули на съединения и техните международни наименования (номенклатура). Но особено широко се използва при изследване на окислително-редукционните реакции.

Концепция степен на окислениечесто се използва в неорганичната химия вместо концепцията за валентност.

Окислителното число е посочено над символа на елемента. За разлика от посочването на заряда на йона, при посочване на степента на окисление първо се дава знакът, а след това числовата стойност, а не обратното.

Окислителното число (за разлика от валентността) може да има нулеви, отрицателни и положителни стойности, които обикновено се поставят над символа на елемента в горната част.

Степента на окисление на азотната киселина е както следва:

HNO3 - степен на окисление на водород + 1, степен на окисление на азот + 5, степен на окисление на кислород - 2.

Химикалите могат да бъдат разделени на типични окислители, типични редуциращи агенти, и вещества, които могат да проявяват както окислителни, така и редуциращи свойства. Някои вещества практически не проявяват редокс активност.

ДА СЕ типични окислители включват:

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

Типични редуциращи агенти - това е, като правило:

• прости вещества - метали(редукционните способности на металите се определят от редица електрохимични активности);
• сложни вещества, които съдържат атоми или йони на неметали с отрицателна (обикновено най-ниска) степен на окисление: бинарни водородни съединения (H 2 S, HBr), соли на безкислородни киселини (K 2 S, NaI);
• някои съединения, съдържащи катиони с минимална положителна степен на окисление(Sn 2+, Fe 2+, Cr 2+), които, отдавайки електрони, могат да повишат степента си на окисление;
• съединения, съдържащи сложни йони, състоящи се от неметали с междинно положително състояние на окисление(S +4 O 3) 2–, (НР +3 O 3) 2–, в които елементите могат, като отдават електрони, повишава положителното си окислително състояние.

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

Типичните окислители и редуциращи агенти са дадени в таблицата.

В лабораторна практика най-често използваните са следните окислители :

калиев перманганат (KMnO 4);

калиев дихромат (K 2 Cr 2 O 7);

азотна киселина (HNO3);

концентрирана сярна киселина (H 2 SO 4);

водороден пероксид (H 2 O 2);

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

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

ДА СЕ реставраторите , които се прилагат V лабораторна практика отнасям се:

• магнезий (Mg), алуминий (Al), цинк (Zn) и други активни метали;
• водород (Н2) и въглерод (С);
• калиев йодид (KI);
• натриев сулфид (Na 2 S) и сероводород (H 2 S);
• натриев сулфит (Na 2 SO 3);
• калаен хлорид (SnCl2).

Класификация на редокс реакциите

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

Междумолекулни реакции възникват с промяна в степента на окисление различни елементиот различни реагенти. В такъв случай, различни продукти на окисление и редукция .

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.

Вътрешномолекулни реакции - това са реакции, при които различни елементиот един реагентотидете на различни продукти, например:

(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 .

Реакции на диспропорционалност (автооксидация-самовъзстановяване) са реакции, при които окислителят и редуциращият агент са същият елемент от същия реагент,който след това се превръща в различни продукти:

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

Препропорциониране (съпоставяне, контра-диспропорционалност ) са реакции, при които окислителят и редукторът са същият елемент, Кой от различни реагентиотива в един продукт. Реакцията е противоположна на диспропорционалността.

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

Основни правила за съставяне на редокс реакции

Редокс реакциите са придружени от процеси на окисление и редукция:

Окисляванее процес на отдаване на електрони от редуциращ агент.

Възстановяване е процес на получаване на електрони от окислител.

Окислител се възстановява, и редуциращия агент окислява се .

При окислително-възстановителните реакции се наблюдава електронен баланс: Броят на електроните, които редукторът отдава, е равен на броя на електроните, които окислителят получава. Ако балансът е съставен неправилно, няма да можете да създавате сложни OVR.

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

Нека да разгледаме по-отблизо метод на електронен баланс .

Много лесно е да се „идентифицира“ ORR - достатъчно е да се подредят степени на окисление във всички съединения и да се определи, че атомите променят степента на окисление:

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

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

Степента на окисление се променя от манганови и серни атоми:

S -2 -2e = S 0

Mn +7 + 1e = Mn +6

Манганът абсорбира 1 електрон, сярата отдава 2 електрона. В този случай е необходимо да се съобразят електронен баланс. Следователно е необходимо да се удвои броят на мангановите атоми и да се остави броят на серните атоми непроменен. Посочваме балансови коефициенти както преди реактивите, така и преди продуктите!

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

внимание!В реакцията може да има няколко окислителни или редуциращи агенти. Балансът трябва да бъде съставен така, че ОБЩИЯТ брой на дадените и получените електрони да е еднакъв.

Общи модели на редокс реакции

Продуктите на редокс реакциите често зависят от условия за процеса. Нека помислим основни фактори, влияещи върху протичането на редокс реакциите.

Най-очевидният определящ фактор е реакционен разтвор среда — . Обикновено (но не задължително), веществото, определящо средата, е посочено сред реагентите. Възможни са следните опции:

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

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

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

Посоката на потока на OVR също се влияе от природата на реагиращите вещества. Например, когато азотната киселина HNO 3 взаимодейства с редуциращи агенти, се наблюдава модел - колкото по-голяма е активността на редуциращия агент, толкова повече азот N +5 се редуцира.

При увеличаване температура Повечето ODD обикновено са по-интензивни и по-дълбоки.

При хетерогенни реакции съставът на продуктите често се влияе от степен на смилане на твърди вещества . Например прахообразният цинк с азотна киселина образува някои продукти, докато гранулираният цинк образува съвсем други. Колкото по-голяма е степента на смилане на реагента, толкова по-голяма е неговата активност, обикновено.

Нека да разгледаме най-типичните лабораторни окислители.

Основни схеми на редокс реакции

Схема за възстановяване на перманганат

Перманганатите съдържат мощен окислител - манганв степен на окисление +7. Манганови соли +7 оцветяват разтвора виолетовоцвят.

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

IN кисела среда възстановяването настъпва по-дълбоко, до Mn 2+. Мангановият оксид в степен на окисление +2 проявява основни свойства, следователно в кисела среда се образува сол. Манганови соли +2 безцветен. IN неутрален разтвор манганът се намалява до състояние на окисление +4 , с образование амфотерен оксид MnO2 — кафяво утайка, неразтворима в киселини и основи. IN алкаленсреда, манганът се възстановява минимално – с точност до степени на окисление +6 . Мангановите съединения +6 проявяват киселинни свойства и образуват соли в алкална среда - манганати. Манганатите придават на разтвора зелен цвят .

Нека разгледаме взаимодействието на калиев перманганат KMnO 4 с калиев сулфид в кисела, неутрална и алкална среда. В тези реакции продуктът на окисление на сулфидния йон е 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,

Често срещана грешка при тази реакция е да се посочи взаимодействието на сяра и алкали в реакционните продукти. Въпреки това, сярата взаимодейства с алкали при доста сурови условия (повишена температура), което не съответства на условията на тази реакция. При нормални условия би било правилно да се посочат молекулярната сяра и алкалите отделно, а не продуктите от тяхното взаимодействие.

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

Трудности възникват и при съставянето на тази реакция. Факт е, че в този случай не се изисква записването на молекула от средата (KOH или друга основа) в реагентите за изравняване на реакцията. Алкалът участва в реакцията и определя продукта от редукция на калиев перманганат, но реагентите и продуктите се изравняват без негово участие. Този привидно парадокс може лесно да бъде разрешен, ако си спомним, че химическата реакция е просто конвенционално обозначение, което не показва всеки протичащ процес, а е просто отражение на сумата от всички процеси. Как да определите това сами? Ако следвате класическата схема - баланс - балансови коефициенти - метално изравняване, тогава ще видите, че металите са изравнени чрез балансови коефициенти и присъствието на алкали в лявата страна на уравнението на реакцията ще бъде излишно.

Перманганатиокислявам:

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

KMnO 4 + neMe (най-ниска d.o.) = neMe 0 + други продукти

KMnO 4 + neMe (средно d.o.) = neMe (по-високо d.o.) + други продукти

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

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

Схема за възстановяване на хромат/бихромат

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

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

Съединения на хром VIокислявам:

• неметалив отрицателна степен на окисление към прости вещества (със степен на окисление 0), изключения — фосфор, арсен – до +5;
• неметалив междинно състояние на окисление до най-висока степен на окисление;
• активни метали от прости вещества (степен на окисление 0) до съединения с стабилно положителен степен на окисление на метала.

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

Хромат/бихромат + neMe (междинно положително d.o.) = neMe (по-високо d.o.) + други продукти

Хромат/бихромат + Me 0 = Me (стабилен d.o.) + други продукти

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

Разлагане на нитрати

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

В зависимост от вида на метала, образуващ солта, по време на термичното (температурно) разлагане на нитратите се образуват различни продукти: активен метал(в поредицата от електрохимична активност има към магнезий), тогава азотът се редуцира до степен на окисление +3 и по време на разлагането образуват се нитритни соли и молекулярен кислород .

Например:

2NaNO 3 → 2NaNO 2 + O 2 .

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

Ако даден метал е в серията на електрохимичната активност отдясно на магнезий и отляво на мед (включително магнезий и мед) , след което при разлагане се образува метален оксидв стабилно състояние на окисление, азотен оксид (IV)(кафяв газ) и кислород. По време на разлагането се образува и метален оксид литиев нитрат .

Например, разграждане цинков нитрат:

2Zn(NO 3) 2 → 2ZnО + 4NO 2 + O 2 .

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

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

Например, разграждане сребърен нитрат:

2AgNO3 → 2Ag + 2NO2 + O2.

Неактивните метали се срещат в природата като прости вещества.

Някои изключения!

Разграждане амониев нитрат :

Молекулата на амониевия нитрат съдържа както окислител, така и редуциращ агент: азотът в степен на окисление -3 проявява само редуциращи свойства, докато азотът в степен на окисление +5 проявява само окислителни свойства.

При нагряване амониев нитрат разлага се. При температури до 270 o C се образува азотен оксид (I)(„смеещ се газ“) и вода:

NH 4 NO 3 → N 2 O + 2H 2 O

Това е пример за реакция контра-диспропорционалност .

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

При по-високи температури азотният оксид (I) се разлага на прости вещества - азотИ кислород:

2NH 4 NO 3 → 2N 2 + O 2 + 4H 2 O

При разграждане амониев нитрит NH4NO2възниква и контрадиспропорционалност.

Получената степен на окисление на азота също е равна на средноаритметичното от степени на окисление на изходните азотни атоми - окислител N +3 и редуциращ агент N -3

NH 4 NO 2 → N 2 + 2H 2 O

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

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

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

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

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

Окислителни свойства на азотната киселина

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

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

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

Азотната киселина при редукция може да се трансформира в азотен оксид (IV) NO 2 (N +4); азотен оксид (II) NO (N +2); азотен оксид (I) N 2 O („смеещ се газ“); молекулярен азот N 2; амониев нитрат NH 4 NO 3. По правило се образува смес от продукти с преобладаване на един от тях. Азотът се редуцира до степени на окисление от +4 до -3. Дълбочината на възстановяване зависи преди всичко по природа на редуциращ агентИ върху концентрацията на азотна киселина . Правилото работи: колкото по-ниска е концентрацията на киселината и колкото по-висока е активността на метала, толкова повече електрони получава азотът и толкова повече редуцирани продукти се образуват.

Някои закономерности ще ви позволят да определите правилно основния продукт от редукцията на азотна киселина с метали в реакцията:

• при действие много разредена азотна киселина На металиобикновено се формира амониев нитрат NH4NO3;

Например, реакция на цинк с много разредена азотна киселина:

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

• концентрирана азотна киселинана студено пасивира някои метали - хром Cr, алуминий Al и желязо Fe . Когато разтворът се нагрее или разреди, протича реакцията;

метална пасивация - това е прехвърлянето на металната повърхност в неактивно състояние поради образуването върху металната повърхност на тънки слоеве от инертни съединения, в този случай главно метални оксиди, които не реагират с концентрирана азотна киселина

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

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

Например, окисление на мед с концентрирана азотна киселина:

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

• при взаимодействие концентрирана азотна киселина с активни метали е формиран Азотен оксид (I)N2O ;

Например, окисление натрийконцентриран азотна киселина:

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

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

За приблизително определяне на продуктите на редукция на азотната киселина при взаимодействие с различни метали предлагам да използвам принципа на махалото. Основните фактори, които изместват позицията на махалото са: концентрация на киселина и активност на метала. За да опростим, ние използваме 3 вида киселинни концентрации: концентрирана (повече от 30%), разредена (30% или по-малко), много разредена (по-малко от 5%). Разделяме металите според активността на активни (преди алуминия), средноактивни (от алуминий до водород) и неактивни (след водорода). Ние подреждаме продуктите на редукция на азотната киселина в низходящ ред на степен на окисление:

NO2; НЕ; N2O; N 2; NH4NO3

Колкото по-активен е металът, толкова повече се движим надясно. Колкото по-висока е концентрацията или колкото по-ниска е степента на разреждане на киселината, толкова повече се изместваме наляво.

Например , концентрирана киселина и неактивен метал мед Cu взаимодействат. Следователно се преместваме в крайна лява позиция, образуват се азотен оксид (IV), меден нитрат и вода.

Взаимодействие на метали със сярна киселина

Разредена сярна киселина взаимодейства с металите като обикновена минерална киселина. Тези. взаимодейства с метали, които са разположени в поредицата от електрохимични напрежения до водород. Окислителят тук са Н + йони, които се редуцират до молекулярен водород Н 2 . В този случай металите се окисляват, като правило, до минимум степен на окисление.

Например:

Fe + H 2 SO 4 (разп.) = FeSO 4 + H 2

взаимодейства с метали в диапазона на напрежение както преди, така и след водорода.

H 2 SO 4 (конц.) + метал = метална сол + редукционен продукт на сяра (SO 2, S, H 2 S) + вода

Когато концентрираната сярна киселина взаимодейства с металите, се образува метална сол (в стабилно състояние на окисление), вода и продукт на редукция на сяра - серен диоксид S +4 O 2, молекулярна сяра S или сероводород H 2 S -2, в зависимост от степента на концентрация, активността на метала, степента на смилането му, температурата и др. Когато концентрираната сярна киселина реагира с метали, не се образува молекулярен водород!

Основни принципи на взаимодействие на концентрирана сярна киселина с метали:

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

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

3. СЪС неактивни металиконцентрирана сярна киселинавъзстановен до серен (IV) оксид.

Например, медта се окислява с концентрирана сярна киселина:

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

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

Например , взаимодействие на концентрирана сярна киселина с цинк:

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

Водороден прекис

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

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

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

При взаимодействие с окислители пероксидът се окислява до молекулярен кислород (степен на окисление 0): O 2 . Например :

2KMn +7 O 4 + 5H 2 O 2 -1 + 3H 2 SO 4 → 5O 2 0 + 2Mn +2 SO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O

Същността метод на електронен балансе:

• Изчисляване на промяната в степента на окисление за всеки от елементите, включени в уравнението на химичната реакция
• Не се вземат предвид елементи, чиято степен на окисление не се променя в резултат на реакцията
• От останалите елементи, чиято степен на окисление се е променила, се съставя баланс, който се състои от изчисляване на броя на придобитите или загубени електрони
• За всички елементи, които са загубили или са получили електрони (чийто брой е различен за всеки елемент), намерете най-малкото общо кратно
• Намерената стойност е базовите коефициенти за съставяне на уравнението.

Визуално, алгоритъмът за решаване на проблема с помощта метод на електронен баланспредставени на диаграмата.

Обсъжда се как изглежда това на практика използвайки примера на задачите стъпка по стъпка.

A) Ag + HNO 3 → AgNO 3 + NO + H 2 O
б) Ca + H 2 SO 4 → CaSO 4 + H 2 S + H 2 O
в) Be + HNO 3 → Be(NO 3) 2 + NO + H 2 O

Решение.
За да разрешим тази задача, ще използваме правилата за определяне на степента на окисление.

Прилагане на метода на електронния баланс стъпка по стъпка. Пример "а"

Да композираме електронен балансза всеки елемент от реакцията на окисление Ag + HNO 3 → AgNO 3 + NO + H 2 O.

Етап 1. Нека изчислим степени на окисление за всеки елемент, участващ в химична реакция.

Ag. Среброто първоначално е неутрално, тоест има степен на окисление нула.

За HNO 3 определяме степента на окисление като сумата от степени на окисление на всеки елемент.

Степента на окисление на водорода е +1, кислорода е -2, следователно степента на окисление на азота е:

0 - (+1) - (-2)*3 = +5

(общо отново получаваме нула, както трябва да бъде)

Сега да преминем към втората частуравнения

За AgNO 3 степента на окисление на среброто е +1 кислород -2, следователно степента на окисление на азота е равна на:

0 - (+1) - (-2)*3 = +5

За NO степента на окисление на кислорода е -2, следователно азотът е +2

За H 2 O степента на окисление на водорода е +1, кислорода -2

Стъпка 2. Напишете уравнението в нова форма, показващ степента на окисление на всеки от елементите, участващи в химичната реакция.

Ag 0 + H +1 N +5 O -2 3 → Ag +1 N +5 O -2 3 + N +2 O -2 + H +1 2 O -2

От полученото уравнение с посочените степени на окисление виждаме дисбаланс в сумата на положителните и отрицателните степени на окисление отделни елементи.

Стъпка 3. Нека ги запишем отделно във формуляра електронен баланс- кой елемент и колко електрони губи или печели:
(Необходимо е да се има предвид, че елементите, чието състояние на окисление не се е променило, не са включени в това изчисление)

Ag 0 - 1e = Ag +1
N +5 +3e = N +2

Среброто губи един електрон, азотът печели три. Така виждаме, че за балансиране трябва да приложим коефициент 3 за среброто и 1 за азота. Тогава броят на загубените и придобитите електрони ще бъде равен.

Стъпка 4. Сега, въз основа на получения коефициент "3" за сребро, започваме да балансираме цялото уравнение, като вземем предвид броя на атомите, участващи в химическата реакция.

• В първоначалното уравнение поставяме три пред Ag, което ще изисква същия коефициент пред AgNO 3
• Сега имаме дисбаланс в броя на азотните атоми. Има четири от тях от дясната страна, един отляво. Следователно поставяме коефициент 4 пред HNO 3
• Сега остава да изравним 4 водородни атома отляво и два отдясно. Решаваме това, като прилагаме коефициент 2 пред H 2 O

Отговор:
3Ag + 4HNO3 = 3AgNO3 + NO + 2H2O

Пример "б"

Да композираме електронен балансза всеки елемент от реакцията на окисление Ca + H 2 SO 4 → CaSO 4 + H 2 S + H 2 O

За H 2 SO 4 степента на окисление на водорода е +1 на кислорода -2, откъдето степента на окисление на сярата е 0 - (+1)*2 - (-2)*4 = +6

За CaSO 4 степента на окисление на калция е +2 на кислорода -2, откъдето степента на окисление на сярата е 0 - (+2) - (-2)*4 = +6

За H 2 S степента на окисление на водорода е +1, съответно на сярата -2

Ca 0 +H +1 2 S +6 O -2 4 → Ca +2 S +6 O -2 4 + H +1 2 S -2 + H +1 2 O -2
Ca 0 - 2e = Ca +2 (фактор 4)
S +6 + 8e = S -2

4Ca + 5H 2 SO 4 = 4CaSO 4 + H 2 S + 4H 2 O

При нормални условия азотната киселина е безцветна течност (плътност 1,52 g/cm3), кипи при 82,6 o C, а при температура (-41,6 o C) се втвърдява в прозрачна кристална маса. Брутна формула - HNO 3. Моларна маса - 93 g/mol. Структурата на молекулата на азотната киселина е показана на фиг. 1.

Азотната киселина се смесва с вода във всяко съотношение. Той е силен електролит, т.е. V воден разтворпочти напълно се дисоциира на йони. В ORR се проявява като окислител.

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

HNO3, степени на окисление на елементите в него

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

Степените на окисление на водорода и кислорода в състава на неорганичните киселини винаги са равни съответно на (+1) и (-2). За да намерим степента на окисление на азота, ние приемаме неговата стойност като „x“ и я определяме с помощта на уравнението за електрическа неутралност:

(+1) + x + 3×(-2) = 0;

1 + x - 6 = 0;

Това означава, че степента на окисление на азота в азотната киселина е (+5):

H +1 N +5 O -2 3 .

Примери за решаване на проблеми

ПРИМЕР 1

У дома » Полезен » Степента на окисление на hno3 е еднаква. Редокс реакции. Окислителни свойства на азотната киселина