El estado de oxidación del hno3 es igual. Reacciones redox. Propiedades oxidantes del ácido nítrico

Considere los estados de oxidación de todos los elementos en ácido nítrico. El oxígeno en los compuestos complejos casi siempre está en el estado de oxidación -2 (a excepción de los peróxidos, superóxidos, fluoruro de oxígeno, etc.). El átomo de hidrógeno, que forma parte necesariamente de los ácidos próticos, tiene un estado de oxidación de +1. Para determinar el estado de oxidación de un átomo de nitrógeno, se debe resolver una ecuación simple. Sea x el estado de oxidación del nitrógeno, luego, de acuerdo con el principio de neutralidad eléctrica de la molécula, 1 + x + 3 * (-2) \u003d 0, de donde x \u003d 5. Respuesta: los estados de oxidación de los elementos en ácido nítrico son +1, +5, -2 para hidrógeno, nitrógeno y oxígeno, respectivamente.

En esta tarea, debe determinar el estado de oxidación del siguiente compuesto:

Determinar el orden en que se debe realizar esta tarea.

• Anota qué significa el grado de oxidación;
• Determinar el estado de oxidación del ácido nítrico;
• Escribe una descripción.

El estado de oxidación de este compuesto es el siguiente

Estado de oxidación - valor condicional auxiliar para registrar los procesos de oxidación, reducción y reacciones redox. Indica el estado de oxidación de un átomo individual de una molécula y es solo un método conveniente para contabilizar la transferencia de electrones: no es la verdadera carga de un átomo en una molécula.

Las ideas sobre el grado de oxidación de los elementos forman la base y se utilizan en la clasificación de los productos químicos, la descripción de sus propiedades, la preparación de fórmulas para compuestos y sus nombres internacionales (nomenclatura). Pero es especialmente ampliamente utilizado en el estudio de las reacciones redox.

concepto estado de oxidación a menudo se usa en química inorgánica en lugar del concepto de valencia.

El estado de oxidación se indica sobre el símbolo del elemento. A diferencia de indicar la carga de un ion, al indicar el grado de oxidación se pone primero el signo y luego el valor numérico, y no al revés.

El estado de oxidación (a diferencia de la valencia) puede tener valores cero, negativos y positivos, que generalmente se colocan encima del símbolo del elemento en la parte superior.

El estado de oxidación del ácido nítrico es el siguiente:

HNO3 - estado de oxidación de hidrógeno + 1, estado de oxidación de nitrógeno + 5, estado de oxidación de oxígeno - 2.

Los productos químicos se pueden dividir en oxidantes típicos, agentes reductores típicos y sustancias que pueden exhibir propiedades tanto oxidantes como reductoras. Algunas sustancias prácticamente no muestran actividad redox.

A oxidantes típicos incluir:

• sustancias simples - no metales con las propiedades oxidantes más fuertes (flúor F 2, oxígeno O 2, cloro Cl 2);
• ionesmetales o no metales Con estados de oxidación muy positivos (generalmente más altos) : ácidos (HN +5 O 3, HCl +7 O 4), sales (KN +5 O 3, KMn +7 O 4), óxidos (S +6 O 3, Cr +6 O 3)
• compuestos que contienen algunos cationes metálicos teniendo altos estados de oxidación: Pb 4+ , ​​Fe 3+ , Au 3+ etc.

Agentes reductores típicos es usualmente:

• sustancias simples - metales(las capacidades reductoras de los metales están determinadas por una serie de actividades electroquímicas);
• sustancias complejas que contienen átomos o iones de no metales con un estado de oxidación negativo (generalmente más bajo): compuestos binarios de hidrógeno (H 2 S, HBr), sales de ácidos libres de oxígeno (K 2 S, NaI);
• algunos compuestos que contienen cationes con el estado de oxidación positivo más bajo(Sn 2+, Fe 2+, Cr 2+), que, donando electrones, pueden aumentar su estado de oxidación;
• compuestos que contienen iones complejos, que consisten en no metales con un estado de oxidación positivo intermedio(S +4 O 3) 2–, (НР +3 O 3) 2– , en la que los elementos pueden, donando electrones, aumentar su estado de oxidación positivo.

La mayoría de las otras sustancias pueden mostrar propiedades tanto oxidantes como reductoras.

Los agentes oxidantes y reductores típicos se muestran en la tabla.

En la práctica de laboratorio los más utilizados son los siguientes oxidantes :

permanganato de potasio (KMnO 4);

dicromato de potasio (K2Cr2O7);

ácido nítrico (HNO 3);

ácido sulfúrico concentrado (H 2 SO 4);

peróxido de hidrógeno (H 2 O 2);

óxidos de manganeso (IV) y plomo (IV) (MnO 2 , PbO 2);

nitrato de potasio fundido (KNO 3) y fundidos de algunos otros nitratos.

A reductores eso aplica v práctica de laboratorio relacionar:

• magnesio (Mg), aluminio (Al), zinc (Zn) y otros metales activos;
• hidrógeno (H 2 ) y carbono (C);
• yoduro de potasio (KI);
• sulfuro de sodio (Na 2 S) y sulfuro de hidrógeno (H 2 S);
• sulfito de sodio (Na2SO3);
• cloruro de estaño (SnCl2).

Clasificación de las reacciones redox

Las reacciones redox generalmente se dividen en cuatro tipos: intermoleculares, intramoleculares, reacciones de desproporción (autooxidación-autorreducción) y reacciones de contradesproporción.

Reacciones intermoleculares proceder con un cambio en el grado de oxidación diferentes elementos desde reactivos diferentes. Al mismo tiempo, forman diversos productos de oxidación y reducción .

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

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

Reacciones intramoleculares son reacciones en las que diferentes elementos desde un reactivo entra diferentes productos como:

(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 .

Reacciones de desproporción (autooxidación-autocuración) - estas son reacciones en las que el agente oxidante y el agente reductor - el mismo elemento del mismo reactivo, que entra diferentes productos:

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

Reproporción (proporcionalidad, contradesproporción ) son reacciones en las que un agente oxidante y un agente reductor son el mismo elemento, cual de reactivos diferentes entra en una producto. Reacción inversa a la desproporción.

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

Reglas básicas para compilar reacciones redox.

Las reacciones redox van acompañadas de procesos de oxidación y reducción:

Oxidación es el proceso de donación de electrones por un agente reductor.

Recuperación es el proceso de agregar electrones a un agente oxidante.

Agente oxidante recuperacióny el agente reductor oxidado .

En las reacciones redox, la balance electrónico: El número de electrones que cede el agente reductor es igual al número de electrones que recibe el agente oxidante. Si el saldo se elabora incorrectamente, no podrá elaborar OVR complejos.

Se utilizan varios métodos para compilar reacciones redox (ORR): el método de balance de electrones, el método de balance de electrones y iones (método de media reacción) y otros.

Considere en detalle metodo de balanza electronica .

Es bastante fácil "reconocer" OVR: es suficiente organizar los estados de oxidación en todos los compuestos y determinar que los átomos cambian el estado de oxidación:

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

Escribimos por separado los átomos de los elementos que cambian el estado de oxidación, en el estado ANTES de la reacción y DESPUÉS de la reacción.

El estado de oxidación es cambiado por átomos de manganeso y azufre:

S -2 -2e = S 0

Manganeso +7 + 1e = Manganeso +6

El manganeso absorbe 1 electrón, el azufre dona 2 electrones. Al mismo tiempo, es necesario cumplir balance electrónico. Por lo tanto, es necesario duplicar el número de átomos de manganeso y dejar sin cambios el número de átomos de azufre. ¡Indicamos los coeficientes de equilibrio tanto antes de los reactivos como antes de los productos!

Esquema para compilar ecuaciones OVR usando el método de balance electrónico:

¡Atención! Puede haber varios agentes oxidantes o reductores en una reacción. El balance debe establecerse de modo que el número TOTAL de electrones dados y recibidos sea el mismo.

Patrones generales de reacciones redox.

Los productos de las reacciones redox a menudo dependen de condiciones de proceso. Considerar los principales factores que afectan el curso de las reacciones redox.

El factor determinante más evidente es medio de solución de reacción - . Por regla general (pero no necesariamente), la sustancia que define el medio figura entre los reactivos. Las siguientes opciones son posibles:

• actividad oxidativa se intensifica en un ambiente más ácido y el oxidante se reduce más profundamente(por ejemplo, permanganato de potasio, KMnO 4, donde Mn +7 se reduce a Mn +2 en medio ácido ya Mn +6 en medio alcalino);
• actividad oxidativa se intensifica en un ambiente más alcalino, y el agente oxidante se reduce más profundamente (por ejemplo, nitrato de potasio KNO 3, donde N +5, al interactuar con un agente reductor en un medio alcalino, se reduce a N -3);
• o el agente oxidante prácticamente no está sujeto a cambios en el medio ambiente.

El medio de reacción permite determinar la composición y forma de existencia de los restantes productos OVR. ¡El principio básico es que se forman productos que no interactúan con los reactivos!

¡Nota! mi Si el medio de la solución es ácido, entonces las bases y los óxidos básicos no pueden estar presentes entre los productos de reacción, porque interactúan con el ácido. Por el contrario, en un medio alcalino, se excluye la formación de ácido y óxido de ácido. Este es uno de los errores más comunes y más graves.

Además, la dirección del flujo de OVR se ve afectada por la naturaleza de los reactivos. por ejemplo, durante la interacción del ácido nítrico HNO 3 con agentes reductores, se observa un patrón: cuanto mayor es la actividad del agente reductor, más nitrógeno N + 5 se reduce.

con un aumento temperatura la mayoría de los OVR tienden a ser más intensos y profundos.

En reacciones heterogéneas, la composición de los productos a menudo está influenciada por finura del sólido . Por ejemplo, el zinc en polvo con ácido nítrico forma un producto, mientras que el zinc granular forma productos completamente diferentes. Cuanto mayor sea el grado de molienda del reactivo, mayor será su actividad, por lo general.

Considere los oxidantes de laboratorio más típicos.

Esquemas básicos de reacciones redox.

Esquema para la recuperación de permanganatos

Los permanganatos contienen un poderoso agente oxidante - manganeso en estado de oxidación +7. Las sales de manganeso +7 colorean la solución en Violeta color.

Los permanganatos, dependiendo del medio de la solución de reacción, se reducen de diferentes formas.

V ambiente ácido la recuperación es más profunda Mn2+. El óxido de manganeso en el estado de oxidación +2 exhibe propiedades básicas, por lo tanto, en ambiente ácido se forma la sal. Sales de manganeso +2 incoloro. V solución neutra se recupera el manganeso al grado de oxidación +4 , con educación óxido anfótero MnO 2 — marrón sedimento insoluble en ácidos y álcalis. V alcalino ambiente, el manganeso se reduce mínimamente - al más cercano estados de oxidación +6 . Los compuestos de manganeso +6 exhiben propiedades ácidas, en un medio alcalino forman sales - manganatos. Los manganatos dan la solución. colorante verde .

Considere la interacción del permanganato de potasio KMnO 4 con sulfuro de potasio en medios ácidos, neutros y alcalinos. En estas reacciones, el producto de oxidación del ion sulfuro es 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,

Un error común en esta reacción es una indicación de la interacción de azufre y álcali en los productos de reacción. Sin embargo, el azufre interactúa con el álcali en condiciones bastante duras (temperatura elevada), lo que no corresponde a las condiciones para esta reacción. En condiciones normales, será correcto indicar exactamente el azufre molecular y el álcali por separado, y no los productos de su interacción.

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

También surgen dificultades al compilar esta reacción. El hecho es que en este caso, no se requiere escribir la molécula del medio (KOH u otro álcali) en los reactivos para igualar la reacción. El álcali participa en la reacción y determina el producto de la reducción del permanganato de potasio, pero los reactivos y los productos se igualan incluso sin su participación. Esta aparente paradoja se puede resolver fácilmente si recordamos que una reacción química es solo una notación condicional que no indica todos los procesos en curso, sino que es solo un reflejo de la suma de todos los procesos. ¿Cómo determinarlo usted mismo? Si actúa de acuerdo con el esquema clásico - coeficientes de equilibrio de equilibrio - ecualización de metales, verá que los metales se igualan mediante coeficientes de equilibrio, y la presencia de álcali en el lado izquierdo de la ecuación de reacción será superflua.

Permanganatos oxidar:

• no metales con un estado de oxidación negativo a las sustancias simples (con estado de oxidación 0), excepciones — fósforo, arsénico - hasta +5 ;
• no metales con un estado de oxidación intermedio al más alto grado de oxidación;
• metales activos positivo estable el grado de oxidación del metal.

KMnO 4 + NeMe (menor d.d.) = NeMe 0 + otros productos

KMnO 4 + NeMe (s.o. intermedia) = NeMe (s.o. más alta) + otros productos

KMnO 4 + Me 0 = Me (s.d. estable) + otros productos

KMnO 4 + P -3, As -3 = P +5, As +5 + otros productos

Esquema de Recuperación de Cromato/Bicromato

Una característica del cromo con valencia VI es que forma 2 tipos de sales en soluciones acuosas: cromatos y bicromatos, según el medio de la solución. Cromatos metálicos activos (por ejemplo, K 2 CrO 4) son sales que son estables en alcalino ambiente. Dicromatos (bicromatos) de metales activos (por ejemplo, K 2 Cr 2 O 7) - sales, estables en un ambiente ácido .

Los compuestos de cromo (VI) se reducen a compuestos de cromo (III) . Los compuestos de cromo Cr+3 son anfóteros, y dependiendo del medio de la solución, existen en solución en varias formas: en un medio ácido en la forma sales(los compuestos anfóteros forman sales al interactuar con los ácidos), en medio neutro - insoluble hidróxido de cromo (III) anfótero Cr(OH) 3 , y en un ambiente alcalino, se forman compuestos de cromo (III) sal compleja, Por ejemplo, hexahidroxocromato de potasio (III) K 3 .

Compuestos de cromo VI oxidar:

• no metales en un estado de oxidación negativo a las sustancias simples (con estado de oxidación 0), excepciones — fósforo, arsénico - hasta +5;
• no metales en un estado de oxidación intermedio al más alto grado de oxidación;
• metales activos desde sustancias simples (punto de oxidación 0) hasta compuestos con positivo estable el grado de oxidación del metal.

Cromato/bicromato + neMe (d.d. negativa) = neMe 0 + otros productos

Cromato/bicromato + NeMe (d.e. positiva intermedia) = NeMe (d.e. más alta) + otros productos

Cromato / bicromato + Me 0 \u003d Me (s.d. estable) + otros productos

Cromato/dicromato + P, As (d.d. negativa) = P, As +5 + otros productos

Descomposición de nitratos

Las sales de nitrato contienen nitrógeno en estado de oxidación +5 - fuerte agente oxidante. Tal nitrógeno puede oxidar el oxígeno (O -2). Esto sucede cuando se calientan los nitratos. En este caso, en la mayoría de los casos, el oxígeno se oxida al estado de oxidación 0, es decir antes de molecular oxígeno O2 .

Dependiendo del tipo de metal que forma la sal, se forman varios productos durante la descomposición térmica (temperatura) de los nitratos: si metal activo(en la serie de actividad electroquímica son al magnesio), luego el nitrógeno se reduce a un estado de oxidación de +3, y al descomponerse se forman sales de nitrito y oxígeno molecular .

por ejemplo:

2NaNO3 → 2NaNO2 + O2.

Los metales activos se encuentran en la naturaleza en forma de sales (KCl, NaCl).

Si un metal está en la serie de actividad electroquímica a la derecha de magnesio y a la izquierda de cobre (incluyendo magnesio y cobre) , entonces la descomposición produce Óxido de metal en un estado de oxidación estable, óxido nítrico (IV)(gas marrón) y oxígeno. El óxido de metal también se forma durante la descomposición. nitrato de litio .

por ejemplo, descomposición nitrato de zinc:

2Zn(NO3)2 → 2ZnO + 4NO2 + O2.

Los metales de actividad media se encuentran con mayor frecuencia en la naturaleza en forma de óxidos (Fe 2 O 3, Al 2 O 3, etc.).

iones rieles, ubicado en la serie de actividad electroquímica a la derecha del cobre son agentes oxidantes fuertes. En descomposición de nitratos ellos, como N +5, participan en la oxidación del oxígeno y se reducen a sustancias simples, es decir. se forma el metal y se liberan gases óxido nítrico (IV) y oxígeno .

por ejemplo, descomposición nitrato de plata:

2AgNO3 → 2Ag + 2NO2 + O2.

Los metales inactivos se encuentran en la naturaleza en forma de sustancias simples.

¡Algunas excepciones!

Descomposición nitrato de amonio :

En la molécula de nitrato de amonio hay tanto un agente oxidante como un agente reductor: el nitrógeno en el estado de oxidación -3 exhibe solo propiedades reductoras, el nitrógeno en el estado de oxidación +5 solo oxida.

Cuando se calienta, el nitrato de amonio descomponiendo. A temperaturas de hasta 270 o C, óxido nítrico (I)("gas de la risa") y agua:

NH 4 NO 3 → N 2 O + 2H 2 O

Este es un ejemplo de una reacción. contradesproporción .

El estado de oxidación resultante del nitrógeno es la media aritmética del estado de oxidación de los átomos de nitrógeno en la molécula original.

A una temperatura más alta, el óxido nítrico (I) se descompone en sustancias simples: nitrógeno y oxígeno:

2NH 4 NO 3 → 2N 2 + O 2 + 4H 2 O

En descomposición nitrito de amonio NH4NO2 también se produce una contradesproporción.

El estado de oxidación resultante del nitrógeno también es igual a la media aritmética de los estados de oxidación de los átomos de nitrógeno iniciales: el agente oxidante N +3 y el agente reductor N -3

NH 4 NO 2 → N 2 + 2H 2 O

Descomposición térmica nitrato de manganeso (II) acompañado de oxidación de metales:

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

Nitrato de hierro (II) a bajas temperaturas se descompone en óxido de hierro (II), cuando se calienta, el hierro se oxida a un estado de oxidación de +3:

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

Nitrato de níquel (II) se descompone en nitrito cuando se calienta.

Propiedades oxidantes del ácido nítrico

Ácido nítrico HNO 3 al interactuar con metales es prácticamente nunca forma hidrógeno , a diferencia de la mayoría de los ácidos minerales.

Esto se debe al hecho de que el ácido contiene un agente oxidante muy fuerte: nitrógeno en el estado de oxidación +5. Al interactuar con agentes reductores - metales, se forman varios productos de reducción de nitrógeno.

Ácido nítrico + metal \u003d sal metálica + producto de reducción de nitrógeno + H 2 O

El ácido nítrico se puede convertir en óxido nítrico (IV) NO2 (N+4); óxido nítrico (II) NO (N+2); óxido nítrico (I) N 2 O ("gas de la risa"); nitrógeno molecular N2; nitrato de amonio NH 4 NO 3. Como regla general, se forma una mezcla de productos con predominio de uno de ellos. El nitrógeno se reduce en este caso a estados de oxidación de +4 a -3. La profundidad de la recuperación depende principalmente por naturaleza agente reductor y de la concentración de ácido nítrico . Así es como funciona la regla: cuanto menor es la concentración del ácido y mayor la actividad del metal, más electrones recibe el nitrógeno y más productos reducidos se forman..

Algunos patrones le permitirán determinar correctamente el producto principal de la reducción del ácido nítrico por metales en la reacción:

• bajo acción ácido nítrico muy diluido sobre el rieles generalmente formado nitrato de amonio NH4NO3;

por ejemplo, interacción del zinc con ácido nítrico muy diluido:

4Zn + 10HNO3 = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

• ácido nítrico concentrado en el frio pasivas algunos metales - cromo Cr, aluminio Al y hierro Fe . Cuando la solución se calienta o se diluye, la reacción procede;

pasivación de metales - esta es la transferencia de la superficie del metal a un estado inactivo debido a la formación de capas delgadas de compuestos inertes en la superficie del metal, en este caso principalmente óxidos metálicos, que no reaccionan con el ácido nítrico concentrado

• Ácido nítrico no reacciona con los metales del subgrupo del platino — oro Au, platino y paladio PD;

• al interactuar ácido concentrado con metales inactivos y metales de actividad media nítrico El ácido se reduce a óxido nítrico (IV) Nº 2 ;

por ejemplo, oxidación del cobre con ácido nítrico concentrado:

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

• al interactuar ácido nítrico concentrado con metales activos formado Óxido nítrico (yo) N2O ;

por ejemplo, oxidación sodio concentrado Ácido nítrico:

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

• al interactuar ácido nítrico diluido con metales inactivos (en la serie de actividad a la derecha del hidrógeno) el ácido se reduce a óxido nítrico (II) NO ;
• al interactuar ácido nítrico diluido con metales de actividad intermedia cualquiera óxido nítrico (II) NO, u óxido nítrico N 2 O, o nitrógeno molecular N 2 - dependiendo de factores adicionales (actividad del metal, grado de molienda del metal, grado de dilución del ácido, temperatura).
• al interactuar ácido nítrico diluido con metales activos formado nitrógeno molecular N 2 .

Para una determinación aproximada de los productos de la reducción del ácido nítrico en la interacción con diferentes metales, propongo utilizar el principio del péndulo. Los principales factores que desplazan la posición del péndulo son la concentración del ácido y la actividad del metal. Para simplificar, usamos 3 tipos de concentraciones de ácido: concentrado (más del 30 %), diluido (30 % o menos), muy diluido (menos del 5 %). Dividimos los metales por actividad en activos (antes del aluminio), actividad media (del aluminio al hidrógeno) e inactivos (después del hidrógeno). Los productos de la reducción del ácido nítrico se ordenan en orden decreciente del grado de oxidación:

NO2; NO; N2O; N2; NH4NO3

Cuanto más activo es el metal, más nos movemos hacia la derecha. Cuanto mayor sea la concentración o menor la dilución del ácido, más nos desplazaremos hacia la izquierda.

por ejemplo , El ácido concentrado y el cobre Cu metálico inactivo interactúan. Por lo tanto, cambiamos a la posición extrema izquierda, se forman óxido nítrico (IV), nitrato de cobre y agua.

La interacción de los metales con el ácido sulfúrico.

Ácido sulfúrico diluido interactúa con los metales como un ácido mineral normal. Aquellos. interactúa con los metales que se encuentran en una serie de voltajes electroquímicos hasta el hidrógeno. El agente oxidante aquí son los iones H +, que se reducen a hidrógeno molecular H 2. En este caso, los metales se oxidan, por regla general, a mínimo grado de oxidación.

por ejemplo:

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

interactúa con los metales que se encuentran en una serie de voltajes tanto antes como después del hidrógeno.

H 2 SO 4 (conc) + metal \u003d sal metálica + producto de reducción de azufre (SO 2, S, H 2 S) + agua

Cuando el ácido sulfúrico concentrado interactúa con los metales, se forman una sal metálica (en un estado de oxidación estable), agua y un producto de reducción de azufre. dióxido de azufre S +4 O 2, azufre molecular S o sulfuro de hidrógeno H 2 S -2, dependiendo del grado de concentración, actividad del metal, su grado de molienda, temperatura, etc. Cuando el ácido sulfúrico concentrado interactúa con los metales, ¡no se forma hidrógeno molecular!

Los principios básicos de la interacción del ácido sulfúrico concentrado con los metales:

1. ácido sulfúrico concentrado pasivas aluminio, cromo, hierro a temperatura ambiente o en frío;

2. ácido sulfúrico concentrado no interactúa Con oro, platino y paladio ;

3. CON metales inactivosácido sulfúrico concentrado se recupera a óxido de azufre (IV).

por ejemplo, el cobre se oxida con ácido sulfúrico concentrado:

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

4. al interactuar con metales activos y zinc formas concentradas de ácido sulfúricoazufre S o sulfuro de hidrógeno H 2 S 2- (dependiendo de la temperatura, grado de molienda y actividad del metal).

por ejemplo , interacción de ácido sulfúrico concentrado con zinc:

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

Peróxido de hidrógeno

El peróxido de hidrógeno H 2 O 2 contiene oxígeno en el estado de oxidación -1. Dicho oxígeno puede tanto aumentar como disminuir el estado de oxidación. Por lo tanto, el peróxido de hidrógeno exhibe propiedades tanto oxidantes como reductoras.

Cuando interactúa con agentes reductores, el peróxido de hidrógeno exhibe las propiedades de un agente oxidante y se reduce a un estado de oxidación de -2. Por regla general, el producto de reducción del peróxido de hidrógeno es agua o iones de hidróxido, dependiendo de las condiciones de reacción. Por ejemplo:

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

Cuando interactúa con agentes oxidantes, el peróxido se oxida a oxígeno molecular (estado de oxidación 0): O 2 . por ejemplo :

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

esencia metodo de balanza electronica consiste en:

• Cálculo del cambio de estado de oxidación de cada uno de los elementos incluidos en la ecuación de reacción química
• No se tienen en cuenta los elementos cuyo estado de oxidación no cambia como consecuencia de la reacción que se ha producido.
• De los elementos restantes, cuyo estado de oxidación ha cambiado, se hace un balance, que consiste en contar el número de electrones adquiridos o perdidos.
• Para todos los elementos que han perdido o ganado electrones (cuyo número difiere para cada elemento), encuentre el mínimo común múltiplo
• El valor encontrado son los coeficientes base para compilar la ecuación.

Visualmente, el algoritmo para resolver el problema usando metodo de balanza electronica presentado en el diagrama.

Cómo se ve en la práctica en el ejemplo de tareas por pasos.

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

Solución.
Para resolver este problema, usamos las reglas para determinar el grado de oxidación.

Aplicación del método de balanza electrónica paso a paso. Ejemplo "a"

vamos a componer balance electrónico para cada elemento de la reacción de oxidación Ag + HNO 3 → AgNO 3 + NO + H 2 O.

Paso 1. Calculemos los estados de oxidación de cada elemento incluido en la reacción química.

ag. La plata es inicialmente neutra, es decir, tiene un estado de oxidación de cero.

Para HNO 3, definimos el estado de oxidación como la suma de los estados de oxidación de cada elemento.

El estado de oxidación del hidrógeno es +1, el oxígeno es -2, por lo tanto, el estado de oxidación del nitrógeno es:

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

(en suma, nuevamente, obtenemos cero, como debería ser)

Ahora pasemos a la segunda parte ecuaciones

Para AgNO 3, el estado de oxidación de la plata +1 oxígeno -2, por lo tanto, el estado de oxidación del nitrógeno es:

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

Para NO, el estado de oxidación del oxígeno es -2, por lo tanto, el nitrógeno es +2

Para H 2 O, el estado de oxidación del hidrógeno es +1, el oxígeno es -2

Paso 2. Escribe la ecuación en una nueva forma, indicando el grado de oxidación de cada uno de los elementos que intervienen en la reacción química.

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

De la ecuación resultante con los estados de oxidación indicados, vemos un desequilibrio en la suma de los estados de oxidación positivos y negativos elementos individuales.

Paso 3. Los escribimos por separado en la forma balance electrónico- qué elemento pierde o gana electrones y cuántos:
(Hay que tener en cuenta que no se incluyen en este cálculo los elementos cuyo estado de oxidación no ha cambiado.)

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

La plata pierde un electrón, el nitrógeno gana tres. Así, vemos que para el balanceo es necesario aplicar un factor de 3 para la plata y 1 para el nitrógeno. Entonces el número de electrones perdidos y adquiridos será igual.

Etapa 4. Ahora, con base en el coeficiente "3" obtenido para la plata, comenzamos a balancear toda la ecuación, teniendo en cuenta la cantidad de átomos involucrados en la reacción química.

• En la ecuación original, anteponemos tres a Ag, lo que requerirá el mismo coeficiente frente a AgNO 3
• Ahora tenemos un desequilibrio en el número de átomos de nitrógeno. Hay cuatro en el lado derecho y uno en el izquierdo. Por lo tanto, anteponemos un coeficiente 4 a HNO 3
• Ahora queda igualar 4 átomos de hidrógeno a la izquierda y dos a la derecha. Resolvemos esto aplicando un factor de 2 frente a H 2 O

Respuesta:
3Ag + 4HNO 3 \u003d 3AgNO 3 + NO + 2H 2 O

Ejemplo "b"

vamos a componer balance electrónico para cada elemento de la reacción de oxidación Ca + H 2 SO 4 → CaSO 4 + H 2 S + H 2 O

Para H 2 SO 4, el estado de oxidación del hidrógeno +1 oxígeno -2 de donde el estado de oxidación del azufre 0 - (+1) * 2 - (-2) * 4 \u003d +6

Para CaSO 4, el estado de oxidación del calcio es +2 oxígeno -2, por lo que el estado de oxidación del azufre es 0 - (+2) - (-2) * 4 \u003d +6

Para H 2 S, el estado de oxidación del hidrógeno es +1, respectivamente, el azufre es -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 \u003d Ca +2 (coeficiente 4)
S+6 + 8e = S-2

4Ca + 5H 2 SO 4 \u003d 4CaSO 4 + H 2 S + 4H 2 O

En condiciones normales, el ácido nítrico es un líquido incoloro (densidad 1,52 g/cm 3 ), que hierve a 82,6 o C, ya una temperatura (-41,6 o C) solidifica en una masa cristalina transparente. Fórmula bruta - HNO 3 . Masa molar - 93 g/mol. La estructura de la molécula de ácido nítrico se muestra en la fig. una.

El ácido nítrico es miscible con agua en cualquier proporción. Es un electrolito fuerte, es decir en solución acuosa se disocia casi por completo en iones. En OVR, actúa como agente oxidante.

Arroz. 1. La estructura de la molécula de ácido nítrico, indicando los ángulos de enlace entre los enlaces y las longitudes de los enlaces químicos.

HNO3, estados de oxidación de los elementos que contiene.

Para determinar los estados de oxidación de los elementos que componen el ácido nítrico, primero debe averiguar para qué elementos se conoce exactamente este valor.

Los estados de oxidación del hidrógeno y el oxígeno en la composición de los ácidos inorgánicos son siempre iguales a (+1) y (-2), respectivamente. Para encontrar el estado de oxidación del nitrógeno, tomemos su valor como "x" y determinemos usando la ecuación de electroneutralidad:

(+1) + x + 3×(-2) = 0;

1 + x - 6 = 0;

Entonces el grado de oxidación del nitrógeno en ácido nítrico es (+5):

H+1N+5O-23.

Ejemplos de resolución de problemas

EJEMPLO 1

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