При обычных условиях азотная кислота представляет собой бесцветную жидкость (плотность 1,52 г/см 3), кипящую при 82,6 o C, а при температуре (-41,6 o C) затвердевающую в прозрачную кристаллическую массу. Брутто-формула - HNO 3 . Молярная масса - 93 г/моль. Строение молекулы азотной кислоты приведено на рис. 1.
Азотная кислота смешивается с водой в любых соотношениях. Является сильным электролитом, т.е. в водном растворе практически полностью диссоциирует на ионы. В ОВР проявляет себя в роли окислителя.
Рис. 1. Строение молекулы азотной кислоты с указанием валентных углов между связями и длин химических связей.
HNO3, степени окисления элементов в ней
Чтобы определить степени окисления элементов, входящих в состав азотной кислоты, сначала необходимо разобраться с тем, для каких элементов эта величина точно известна.
Степени окисления водорода и кислорода в составе неорганических кислот всегда равны (+1) и (-2) соответственно. Для нахождения степени окисления азота примем её значение за «х» и определим его при помощи уравнения электронейтральности:
(+1) + х + 3×(-2) = 0;
1 + х — 6 = 0;
Значит степень окисления азота в азотной кислоте равна (+5):
H +1 N +5 O -2 3 .
Примеры решения задач
ПРИМЕР 1
Рассмотрим степени окисления всех элементов в азотной кислоте. Кислород в сложных соединениях почти всегда находится в степени окисления -2 (за исключением пероксидов, надоксидов, фторида кислорода и т.д.). Атом водорода, который обязательно входит в состав протонных кислот, имеет степень окисления +1. Чтобы определить степень окисления атома азота, необходимо решить простое уравнение. Пусть х - степень окисления азота, тогда, по принципу электронейтральности молекулы, 1 + х + 3 * (-2) = 0, откуда х = 5. Ответ: степени окисления элементов в азотной кислоте равны +1, +5, -2 для водорода, азота и кислорода соответственно.
В данном задании вам необходимо определить степень окисления следующего соединения:
Определите последовательность выполнения данного задания
- Запишите что означает степень окисления;
- Определите степень окисления азотной кислоты;
- Запишите описание.
Степень окисления в данном соединении следующая
Степень окисления - вспомогательная условная величина для записи процессов окисления, восстановления и окислительно - восстановительных реакций. Она указывает на состояние окисления отдельного атома молекулы и представляет собой лишь удобный метод учёта переноса электронов: она не является истинным зарядом атома в молекуле.
Представления о степени окисления элементов положены в основу и используются при классификации химических веществ, описании их свойств, составлении формул соединений и их международных названий (номенклатуры). Но особенно широко оно применяется при изучении окислительно-восстановительных реакций.
Понятие степень окисления часто используют в неорганической химии вместо понятия валентность.
Степень окисления указывается сверху над символом элемента. В отличие от указания заряда иона, при указании степени окисления первым ставится знак, а потом численное значение, а не наоборот.
Степень окисления (в отличие от валентности) может иметь нулевое, отрицательное и положительное значения, которые обычно ставятся над символом элемента сверху.
Степень окисления азотной кислоты следующая:
HNO3 - степень окисления водорода + 1, степень окисления азота + 5, степень окисления кислорода - 2.
Химические вещества можно разделить на типичные окислители , типичные восстановители , и вещества, которые могут проявлять и окислительные, и восстановительные свойства . Некоторые вещества практически не проявляют окислительно-восстановительную активность.
К типичным окислителям относят:
- простые вещества-неметаллы с наиболее сильными окислительными свойствами (фтор F 2 , кислород O 2 , хлор Cl 2);
- ионы металлов или неметаллов с высокими положительными (как правило, высшими) степенями окисления : кислоты (HN +5 O 3 , HCl +7 O 4), соли (KN +5 O 3 , KMn +7 O 4), оксиды (S +6 O 3 , Cr +6 O 3)
- соединения, содержащие некоторые катионы металлов , имеющих высокие степени окисления : Pb 4+ , Fe 3+ , Au 3+ и др.
Типичные восстановители – это, как правило:
- простые вещества-металлы (восстановительные способности металлов определяются рядом электрохимической активности);
- сложные вещества, в составе которых есть атомы или ионы неметаллов с отрицательной (как правило, низшей) степенью окисления : бинарные водородные соединения (H 2 S, HBr), соли бескислородных кислот (K 2 S, NaI);
- некоторые соединения, содержащие катионы с минимальной положительной степенью окисления (Sn 2+ , Fe 2+ , Cr 2+), которые, отдавая электроны, могут повышать свою степень окисления ;
- соединения, содержащие сложные ионы, состоящие из неметаллов с промежуточной положительной степенью окисления (S +4 O 3) 2– , (НР +3 O 3) 2– , в которых элементы могут, отдавая электроны, повышать свою положительную степень окисления .
Большинство остальных веществ может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства .
Типичные окислители и восстановители приведены в таблице.
В лабораторной практике наиболее часто используются следующие окислители :
перманганат калия (KMnO 4);
дихромат калия (K 2 Cr 2 O 7);
азотная кислота (HNO 3);
концентрированная серная кислота (H 2 SO 4);
пероксид водорода (H 2 O 2);
оксиды марганца (IV) и свинца (IV) (MnO 2 , PbO 2);
расплавленный нитрат калия (KNO 3) и расплавы некоторых других нитратов.
К восстановителям , которые применяются в лабораторной практике относятся:
- магний (Mg), алюминий (Al), цинк (Zn) и другие активные металлы;
- водород (Н 2) и углерод (С);
- иодид калия (KI);
- сульфид натрия (Na 2 S) и сероводород (H 2 S);
- сульфит натрия (Na 2 SO 3);
- хлорид олова (SnCl 2).
Классификация окислительно-восстановительных реакций
Окислительно-восстановительные реакции обычно разделяют на четыре типа: межмолекулярные, внутримолекулярные, реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления), и реакции контрдиспропорционирования .
Межмолекулярные реакции протекают с изменением степени окисления разных элементов из разных реагентов . При этом образуются разные продукты окисления и восстановления .
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.
Внутримолекулярные реакции – это такие реакции, в которых разные элементы из одного реагента переходят в разные продукты, 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 диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления) – это такие реакции, в которых окислитель и восстановитель – один и тот же элемент одного реагента, который при этом переходит в разные продукты :
3Br 2 + 6 KOH → 5KBr + KBrO 3 + 3 H 2 O,
Репропорционирование (конпропорционирование, контрдиспропорционирование ) – это реакции, в которых окислитель и восстановитель – это один и тот же элемент , которыйиз разных реагентов переходит в один продукт . Реакция, обратная диспропорционированию.
2H 2 S -2 + S +4 O 2 = 3S + 2H 2 O
Основные правила составления окислительно-восстановительных реакций
Окислительно-восстановительные реакции сопровождаются процессами окисления и восстановления:
Окисление — это процесс отдачи электронов восстановителем.
Восстановление — это процесс присоединения электронов окислителем.
Окислитель восстанавливается , а восстановитель окисляется .
В окислительно-восстановительных реакциях соблюдается электронный баланс : количество электронов, которые отдает восстановитель, равно количеству электронов, которые получает окислитель. Если баланс составлен неверно, составить сложные ОВР у вас не получится.
Используется несколько методов составления окислительно-восстановительных реакций (ОВР): метод электронного баланса, метод электронно-ионного баланса (метод полуреакций) и другие.
Рассмотрим подробно метод электронного баланса .
«Опознать» ОВР довольно легко — достаточно расставить степени окисления во всех соединениях и определить, что атомы меняют степень окисления:
K + 2 S -2 + 2K + Mn +7 O -2 4 = 2K + 2 Mn +6 O -2 4 + S 0
Выписываем отдельно атомы элементов, меняющих степень окисления, в состоянии ДО реакции и ПОСЛЕ реакции.
Степень окисления меняют атомы марганца и серы:
S -2 -2e = S 0
Mn +7 + 1e = Mn +6
Марганец поглощает 1 электрон, сера отдает 2 электрона. При этом необходимо, чтобы соблюдался электронный баланс . Следовательно, необходимо удвоить число атомов марганца, а число атомов серы оставить без изменения. Балансовые коэффициенты указываем и перед реагентами, и перед продуктами!
Схема составления уравнений ОВР методом электронного баланса:
Внимание! В реакции может быть несколько окислителей или восстановителей. Баланс необходимо составить так, чтобы ОБЩЕЕ число отданных и полученных электронов было одинаковым.
Общие закономерности протекания окислительно-восстановительных реакций
Продукты окислительно-восстановительных реакций зачастую зависят от условий проведения процесса . Рассмотрим основные факторы, влияющие на протекание окислительно-восстановительных реакций .
Самый очевидный фактор, определяющий — среда раствора реакции — . Как правило (но не обязательно), вещество, определяющее среду, указано среди реагентов. Возможны такие варианты:
- окислительная активность усиливается в более кислой среде и окислитель восстанавливается глубже (например, перманганат калия, KMnO 4 , где Mn +7 в кислой среде восстанавливается до Mn +2 , а в щелочной — до Mn +6);
- окислительная активность усиливается в более щелочной среде , и окислитель восстанавливается глубже (например, нитрат калия KNO 3 , где N +5 при взаимодействии с восстановителем в щелочной среде восстанавливается до N -3);
- либо окислитель практически не подвержен изменениям среды.
Среда протекания реакции позволяет определить состав и форму существования остальных продуктов ОВР. Основной принцип — продукты образуются такие, которые не взаимодействуют с реагентами!
Обратите внимание! Е сли среда раствора кислая, то среди продуктов реакции не могут присутствовать основания и основные оксиды, т.к. они взаимодействуют с кислотой. И, наоборот, в щелочной среде исключено образование кислоты и кислотного оксида. Это одна из наиболее частых, и наиболее грубых ошибок.
Также на направление протекания ОВР влияет природа реагирующих веществ. Например , при взаимодействии азотной кислоты HNO 3 с восстановителями наблюдается закономерность — чем больше активность восстановителя, тем больше восстановливается азот N +5 .
При увеличении температуры большинство ОВР, как правило, проходят более интенсивно и более глубоко.
В гетерогенных реакциях на состав продуктов зачастую влияет степень измельчения твердого вещества . Например, порошковый цинк с азотной кислотой образует одни продукты, а гранулированный — совершенно другие. Чем больше степень измельчения реагента, тем больше его активность, как правило.
Рассмотрим наиболее типичные лабораторные окислители.
Основные схемы окислительно-восстановительных реакций
Схема восстановления перманганатов
В составе перманганатов есть мощный окислитель — марганец в степени окисления +7. Соли марганца +7 окрашивают раствор в фиолетовый цвет.
Перманганаты, в зависимости от среды реакционного раствора, восстанавливаются по-разному.
В кислой среде восстановление происходит более глубоко, до Mn 2+ . Оксид марганца в степени окисления +2 проявляет основные свойства, поэтому в кислой среде образуется соль. Соли марганца +2 бесцветны . В нейтральном растворе марганец восстанавливается до степени окисления +4 , с образованием амфотерного оксида MnO 2 — коричневого осадка, нерастворимого в кислотах и щелочах. В щелочной среде марганец восстанавливается минимально — до ближайшей степени окисления +6 . Соединения марганца +6 проявляют кислотные свойства, в щелочной среде образуют соли — манганаты . Манганаты придают раствору зеленую окраску .
Рассмотрим взаимодействие перманганата калия KMnO 4 с сульфидом калия в кислой, нейтральной и щелочной средах. В этих реакциях продуктом окисления сульфид-иона является S 0 .
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,
Распространенной ошибкой в этой реакции является указание на взаимодействие серы и щелочи в продуктах реакции. Однако, сера взаимодействует с щелочью в довольно жестких условиях (повышенная температура), что не соответствует условиям этой реакции. При обычных условиях правильно будет указывать именно молекулярную серу и щелочь отдельно, а не продукты их взаимодействия.
K 2 S + 2 KMnO 4 –(KOH)= 2 K 2 MnO 4 + S↓
При составлении этой реакции также возникают трудности. Дело в том, что в данном случае написание молекулы среды (КОН или другая щелочь) в реагентах не требуется для уравнивания реакции. Щелочь принимает участие в реакции, и определяет продукт восстановления перманганата калия, но реагенты и продукты уравниваются и без ее участия. Этот, казалось бы, парадокс легко разрешим, если вспомнить, что химическая реакция — это всего лишь условная запись, которая не указывает на каждый происходящий процесс, а всего лишь является отображением суммы всех процессов. Как определить это самостоятельно? Если действовать по классической схеме — баланс-балансовые коэффициенты-уравнивание металла, то вы увидите, что металлы уравниваются балансовыми коэффициентами, и наличие щелочи в левой части уравнения реакции будет лишним.
Перманганаты окисляют:
- неметаллы с отрицательной степенью окисления до простых веществ (со степенью окисления 0), исключения — фосфор, мышьяк — до +5 ;
- неметаллы с промежуточной степенью окисления до высшей степени окисления;
- активные металлы стабильной положительной степенью окисления металла.
KMnO 4 + неМе (низшая с.о.) = неМе 0 + другие продукты
KMnO 4 + неМе (промежуточная с.о.) = неМе(высшая с.о.) + др. продукты
KMnO 4 + Ме 0 = Ме (стабильная с.о.) + др. продукты
KMnO 4 + P -3 , As -3 = P +5 , As +5 + др. продукты
Схема восстановления хроматов/бихроматов
Особенностью хрома с валентностью VI является то, что он образует 2 типа солей в водных растворах: хроматы и бихроматы, в зависимости от среды раствора. Хроматы активных металлов (например, K 2 CrO 4) — это соли, которые устойчивы в щелочной среде. Дихроматы (бихроматы) активных металлов (например, K 2 Cr 2 O 7) — соли, устойчивые в кислой среде .
Восстанавливаются соединения хрома (VI) до соединений хрома (III) . Соединения хрома Cr +3 — амфотерные, и в зависимости от среды раствора они существуют в растворе в различных формах: в кислой среде в виде солей (амфотерные соединения при взаимодействии с кислотами образуют соли), в нейтральной среде — нерастворимый амфотерный гидроксид хрома (III) Cr(OH) 3 , и в щелочной среде соединения хрома (III) образуют комплексную соль, например, гексагидроксохромат (III) калия K 3 .
Соединения хрома VI окисляют:
- неметаллы в отрицательной степени окисления до простых веществ (со степенью окисления 0), исключения — фосфор, мышьяк – до +5 ;
- неметаллы в промежуточной степени окисления до высшей степени окисления;
- активные металлы из простых веществ (ст.окисления 0) до соединений со стабильной положительной степенью окисления металла.
Хромат/бихромат + неМе (отрицательная с.о.) = неМе 0 + другие продукты
Хромат/бихромат + неМе (промежуточная положительная с.о.) = неМе(высшая с.о.) + др. продукты
Хромат/бихромат + Ме 0 = Ме (стабильная с.о.) + др. продукты
Хромат/бихромат + P, As (отрицательная с.о.) = P, As +5 + другие продукты
Разложение нитратов
Соли-нитраты содержат азот в степени окисления +5 — сильный окислитель . Такой азот может окислять кислород (О -2). Это происходит при нагревании нитратов. При этом в большинстве случаев кислород окисляется до степени окисления 0, т.е. до молекулярного кислорода O 2 .
В зависимости от типа металла, образующего соль, при термическом (температурном) разложении нитратов образуются различные продукты: если металл активный (в ряду электрохимической активности находятся до магния ), то азот восстанавливается до степени окисления +3, и при разложении образуется соли-нитриты и молекулярный кислород .
Например :
2NaNO 3 → 2NaNO 2 + O 2 .
Активные металлы в природе встречаются в виде солей (KCl, NaCl).
Если металл в ряду электрохимической активности находится правее магния и левее меди (включая магний и медь) , то при разложении образуется оксид металла в устойчивой степени окисления, оксид азота (IV) (бурый газ) и кислород . Оксид металла образует также при разложении нитрат лития .
Например , разложение нитрата цинка :
2Zn(NO 3) 2 → 2ZnО + 4NO 2 + O 2 .
Металлы средней активности чаще всего в природе встречаются в виде оксидов (Fe 2 O 3 , Al 2 O 3 и др.).
Ионы металлов , расположенных в ряду электрохимической активности правее меди являются сильными окислителями. При разложении нитратов они, как и N +5 , участвуют в окислении кислорода, и восстанавливаются до простых веществ, т.е. образуется металл и выделяются газы — оксид азота (IV) и кислород .
Например , разложение нитрата серебра :
2AgNO 3 → 2Ag + 2NO 2 + O 2 .
Неактивные металлы в природе встречаются в виде простых веществ.
Некоторые исключения!
Разложение нитрата аммония :
В молекуле нитрата аммония есть и окислитель, и восстановитель: азот в степени окисления -3 проявляет только восстановительные свойства, азот в степени окисления +5 — только окислительные.
При нагревании нитрат аммония разлагается . При температуре до 270 о С образуется оксид азота (I) («веселящий газ») и вода:
NH 4 NO 3 → N 2 O + 2H 2 O
Это пример реакции контрдиспропорционирования .
Результирующая степень окиcления азота — среднее арифметическое степени окисления атомов азота в исходной молекуле.
При более высокой температуре оксид азота (I) разлагается на простые вещества — азот и кислород :
2NH 4 NO 3 → 2N 2 + O 2 + 4H 2 O
При разложении нитрита аммония NH 4 NO 2 также происходит контрдиспропорционирование.
Результирующая степень окисления азота также равна среднему арифметическому степеней окисления исходных атомов азота — окислителя N +3 и восстановителя N -3
NH 4 NO 2 → N 2 + 2H 2 O
Термическое разложение нитрата марганца (II) сопровождается окислением металла:
Mn(NO 3) 2 = MnO 2 + 2NO 2
Нитрат железа (II) при низких температурах разлагается до оксида железа (II), при нагревании железо окисляется до степени окисления +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
Нитрат никеля (II)
разлагается до нитрита при нагревании.
Окислительные свойства азотной кислоты
Азотная кислота HNO 3 при взаимодействии с металлами практически никогда не образует водород , в отличие от большинства минеральных кислот.
Это связано с тем, что в составе кислоты есть очень сильный окислитель — азот в степени окисления +5. При взаимодействии с восстановителями — металлами образуются различные продукты восстановления азота.
Азотная кислота + металл = соль металла + продукт восстановления азота + H 2 O
Азотная кислота при восстановлении может переходить в оксид азота (IV) NO 2 (N +4); оксид азота (II) NO (N +2); оксид азота (I) N 2 O («веселящий газ»); молекулярный азот N 2 ; нитрат аммония NH 4 NO 3 . Как правило, образуется смесь продуктов с преобладанием одного из них. Азот восстанавливается при этом до степеней окисления от +4 до −3. Глубина восстановления зависит в первую очередь от природы восстановителя и от концентрации азотной кислоты . При этом работает правило: чем меньше концентрация кислоты и выше активность металла, тем больше электронов получает азот, и тем более восстановленные продукты образуются .
Некоторые закономерности позволят верно определять основной продукт восстановления металлами азотной кислоты в реакции:
- при действии очень разбавленной азотной кислоты на металлы образуется, как правило, нитрат аммония NH 4 NO 3 ;
Например , взаимодействие цинка с очень разбавленной азотной кислотой:
4Zn + 10HNO 3 = 4Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O
- концентрированная азотная кислота на холоде пассивирует некоторые металлы — хром Cr, алюминий Al и железо Fe . При нагревании или разбавлении раствора реакция идет;
пассивация металлов — это перевод поверхности металла в неактивное состояние за счет образования на поверхности металла тонких слоев инертных соединений, в данном случае преимущественно оксидов металлов, которые не реагируют с концентрированной азотной кислотой
- азотная кислота не реагирует с металлами платиновой подгруппы — золотом Au, платиной Pt, и палладием Pd;
- при взаимодействии концентрированной кислоты с неактивными металлами и металлами средней активности азотная кислота восстанавливается до оксида азота (IV) NO 2 ;
Например , окисление меди концентрированной азотной кислотой:
Cu+ 4HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
- при взаимодействии концентрированной азотной кислоты с активными металлами образуется оксид азота (I) N 2 O ;
Например , окисление натрия концентрированной азотной кислотой :
Na+ 10HNO 3 = 8NaNO 3 + N 2 O + 5H 2 O
- при взаимодействии разбавленной азотной кислоты с неактивными металлами (в ряду активности правее водорода) кислота восстанавливается до оксида азота (II) NO ;
- при взаимодействии разбавленной азотной кислоты с металлами средней активности образуется либо оксид азота (II) NO, либо оксид азота N 2 O, либо молекулярный азот N 2 — в зависимости от дополнительных факторов (активность металла, степень измельчения металла, степень разбавления кислоты, температура).
- при взаимодействии разбавленной азотной кислоты с активными металлами образуется молекулярный азот N 2 .
Для приближенного определения продуктов восстановления азотной кислоты при взаимодействии с разными металлами я предлагаю воспользоваться принципом маятника. Основные факторы, смещающие положение маятника: концентрация кислоты и активность металла. Для упрощения используем 3 типа концентраций кислоты: концентрированная (больше 30%), разбавленная (30% или меньше), очень разбавленная (меньше 5%). Металлы по активности разделим на активные (до алюминия), средней активности (от алюминия до водорода) и неактивные (после водорода). Продукты восстановления азотной кислоты располагаем в порядке убывания степени окисления:
NO 2 ; NO; N 2 O; N 2 ; NH 4 NO 3
Чем активнее металл, тем больше мы смещаемся вправо. Чем больше концентрация или меньше степень разбавления кислоты, тем больше мы смещаемся влево.
Например , взаимодействуют концентрированная кислота и неактивный металл медь Cu. Следовательно, смещаемся в крайнее левое положение, образуется оксид азота (IV), нитрат меди и вода.
Взаимодействие металлов с серной кислотой
Разбавленная серная кислота взаимодействует с металлами, как обычная минеральная кислота. Т.е. взаимодействует с металлами, которые расположены в ряду электрохимических напряжений до водорода . Окислителем здесь выступают ионы H + , которые восстанавливаются до молекулярного водорода H 2 . При этом металлы окисляются, как правило, до минимальной степени окисления.
Например :
Fe + H 2 SO 4(разб) = FeSO 4 + H 2
взаимодействует с металлами, стоящими в ряду напряжений как до, так и после водорода.
H 2 SO 4 (конц) + металл = соль металла + продукт восстановления серы (SO 2 , S, H 2 S) + вода
При взаимодействии концентрированной серной кислоты с металлами образуются соль металла (в устойчивой степени окисления), вода и продукт восстановления серы — сернистый газ S +4 O 2 , молекулярная сера S либо сероводород H 2 S -2 , в зависимости от степени концентрации, активности металла, степени его измельчение, температуры и т.д. При взаимодействии концентрированной серной кислоты с металлами молекулярный водород не образуется!
Основные принципы взаимодействия концентрированной серной кислоты с металлами:
1. Концентрированная серная кислота пассивирует алюминий, хром, железо при комнатной температуре, либо на холоду;
2. Концентрированная серная кислота не взаимодействует с золотом, платиной и палладием ;
3. С неактивными металлами концентированная серная кислота восстанавливается до оксида серы (IV).
Например , медь окисляется концентрированной серной кислотой :
Cu 0 + 2H 2 S +6 O 4(конц) = Cu +2 SO 4 + S +4 O 2 + 2H 2 O
4. При взаимодействии с активными металлами и цинком концентрированная серная кислота образует серу S либо сероводород H 2 S 2- (в зависимости от температуры, степени измельчения и активности металла).
Например , взаимодействие концентрированной серной кислоты с цинком :
8Na 0 + 5H 2 S +6 O 4(конц) → 4Na 2 + SO 4 + H 2 S — 2 + 4H 2 O
Пероксид водорода
Пероксид водорода H 2 O 2 содержит кислород в степени окисления -1. Такой кислород может и повышать, и понижать степень окисления. Таким образом, пероксид водорода проявляет и окислительные, и восстановительные свойства.
При взаимодействии с восстановителями пероксид водорода проявляет свойства окислителя, и восстанавливается до степени окисления -2. Как правило, продуктом восстановления пероксида водорода является вода или гидроксид-ион, в зависимости от условий проведения реакции. Например:
S +4 O 2 + H 2 O 2 -1 → H 2 S +6 O 4 -2
При взаимодействии с окислителями перекись окисляется до молекулярного кислорода (степень окисления 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
Соединения со степенью окисления –3. Соединения азота в степени окисления -3 представлены аммиаком и нитридами металлов.
Аммиак - NH 3 - бесцветный газ с характерным резким запахом. Молекула аммиака имеет геометрию тригональной пирамиды с атомом азота в вершине. Атомные орбитали азота находятся в sp 3 -гибридном состоянии. Три орбитали задействованы в образовании связей азот-водород, а четвертая орбиталь содержит неподеленную электронную пару, молекула имеет пирамидальную форму. Отталкивающее действие неподеленной пары электронов приводит к уменьшению валентного угла от ожидаемого 109,5 до 107,3 °.
При температуре -33,4 °С аммиак конденсируется, образуя жидкость с очень высокой теплотой испарения, что позволяет использовать его в качестве хладагента в промышленных холодильных установках.
Наличие у атома азота неподеленной электронной пары позволяет ему образовать еще одну ковалентную связь по донорно-акцепторному механизму. Таким образом в кислой среде происходит образование молекулярного катиона аммония - NH 4 + . Образование четвертой ковалентной связи приводит к выравниванию валентных углов (109,5 °) за счет равномерного отталкивания атомов водорода.
Жидкий аммиак хороший самоионизирующийся растворитель:
2NH 3 NH 4 + + NH 2 -
амид-анион
В нем растворяются щелочные и щелочноземельные металлы, образуя окрашенные токопроводящие растворы. В присутствии катализатора (FeCl 3) растворенный металл реагирует с аммиаком c выделением водорода и образованием амида, например:
2Na + 2NH 3 = 2NaNH 2 + H 2
амид натрия
Аммиак очень хорошо растворим в воде (при 20 °С в одном объеме воды растворяется около 700 объемов аммиака). В водных растворах проявляет свойства слабого основания.
NH 3 + H 2 O ® NH 3 ×H 2 O NH 4 + + OH -
= 1,85·10 -5
В атмосфере кислорода аммиак горит с образованием азота, на платиновом катализаторе аммиак окисляется до оксида азота(II):
4NH 3 + 3O 2 = 2N 2 + 6H 2 O; 4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O
Как основание аммиак реагирует с кислотами, образуя соли катиона аммония, например:
NH 3 + HCl = NH 4 Cl
Соли аммония хорошо растворимы в воде и слабо гидролизованы. В кристаллическом состоянии термически нестойки. Состав продуктов термолиза зависит от свойств кислоты, образующей соль:
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 действии на водные растворы солей аммония щелочей при нагревании выделяется аммиак, что позволяет использовать данную реакцию как качественную на соли аммония и как лабораторный метод получения аммиака.
NH 4 Cl + NaOH = NaCl + NH 3 + H 2 О
В промышленности аммиак получают прямым синтезом.
N 2 + 3H 2 2NH 3
Поскольку реакция сильно обратима, синтез ведут при повышенном давлении (до 100 мПа). Для ускорения процесс проводят в присутствии катализатора (губчатое железо, промотированное добавками) и при температуре около 500 °С.
Нитриды образуются в результате реакций многих металлов и неметаллов с азотом. Свойства нитридов закономерно изменяются в периоде. Например, для элементов третьего периода:
Нитриды s-элементов I и II групп представляют собой кристаллические солеподобные вещества, легко разлагающиеся водой с образованием аммиака.
Li 3 N + 3H 2 O = 3LiOH + NH 3
Из нитридов галогенов в свободном состоянии выделен только Cl 3 N, кислотный характер проявляется в реакции с водой:
Cl 3 N + 3H 2 O = 3HClO + NH 3
Взаимодействие нитридов разной природы приводит к образованию смешанных нитридов:
Li 3 N + AlN = Li 3 AlN 2 ; 5Li 3 N + Ge 3 N 4 = 3Li 5 GeN 3
нитридоалюминат нитридогерманат(IV) лития
Нитриды ВN, AlN, Si 3 N 4 , Ge 3 N 4 – твердые полимерные вещества с высокими температурами плавления (2000-3000 °С), они полупроводники или диэлектрики. Нитриды d-металлов - кристаллические соединения переменного состава (бертолиды), очень твердые, тугоплавкие и химически устойчивые, проявляют металлические свойства: металлический блеск, электропроводность.
Соединения со степенью окисления –2. Гидразин - N 2 H 4 - наиболее важное неорганическое соединение азота в степени окисления -2.
Гидразин представляет собой бесцветную жидкость, с температурой кипения 113,5 °С, дымящуюся на воздухе. Пары гидразина чрезвычайно ядовиты и образуют с воздухом взрывообразные смеси. Получают гидразин, окисляя аммиак гипохлоритом натрия:
2N -3 H 3 + NaCl +1 O = N 2 -2 H 4 + NaCl -1 + H 2 O
Гидразин смешивается с водой в любых соотношениях и в растворе ведет себя как слабое двухкислотное основание, образуя два ряда солей.
N 2 H 4 + H 2 O N 2 H 5 + + OH - , K b = 9,3×10 -7 ;
катион гидрозония
N 2 H 5 + + H 2 O N 2 H 6 2+ + OH - , K b = 8,5×10 -15 ;
катион дигидрозония
N 2 H 4 + HCl N 2 H 5 Cl; N 2 H 5 Cl + HCl N 2 H 6 Cl 2
хлорид гидрозония дихлорид дигидрозония
Гидразин сильнейший восстановитель:
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
Несимметричный диметилгидразин (гептил) широко применяется в качестве ракетного топлива.
Соединения со степенью окисления –1. Гидроксиламин - NH 2 OH - основное неорганическое соединение азота в степени окисления -1.
Получают гидроксиламин восстановлением азотной кислоты водородом в момент выделения при электролизе:
HNO 3 + 6H = NH 2 OH + 2H 2 O
Это бесцветное кристаллическое вещество (т.пл. 33 °С), хорошо растворимое в воде, в которой проявляет свойства слабого основания. С кислотами дает соли гидроксиламмония – устойчивые бесцветные вещества, растворимые в воде.
NH 2 OH + H 2 O + + OH - , K b = 2×10 -8
ион гидроксиламмония
Атом азота в молекуле NH 2 OН проявляет промежуточную степень окисления (между -3 и +5) поэтому гидроксиламин может выступать как в роли восстановителя, так и в роли окислителя:
2N -1 H 2 OH + I 2 + 2KOH = N 0 2 + 2KI + 4H 2 O;
восстановитель
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
окислитель
NH 2 OН легко разлагается при нагревании, подвергаясь диспропорционированию:
3N -1 H 2 OH = N 0 2 + N -3 H 3 + 3H 2 O;
Соединения со степенью окисления +1. Оксид азота(I) - N 2 O (закись азота, веселящий газ). Строение его молекулы можно передать резонансом двух валентных схем, которые показывают, что рассматривать это соединение как оксид азота(I) можно только формально, реально это оксонитрид азота(V) - ON +5 N -3 .
N 2 O - бесцветный газ со слабым приятным запахом. В малых концентрациях вызывает приступы безудержного веселья, в больших дозах оказывает общее анестезирующее действие. Смесь закиси азота (80%) и кислорода (20%) использовалась в медицине для наркоза.
В лабораторных условиях оксид азота(I) можно получить разложением нитрата аммония. N 2 O, полученный данным методом, содержит примеси высших оксидов азота, которые чрезвычайно токсичны!
NH 4 NO 3 ¾® N 2 O + 2H 2 O
По химическим свойствам оксид азота(I) типичный несолеобразующий оксид, с водой, кислотами и щелочами не реагирует. При нагревании разлагается с образованием кислорода и азота. По этой причине N 2 O может выступать в роли окислителя, например:
N 2 O + H 2 = N 2 + H 2 O
Соединения со степенью окисления +2. Оксид азота(II) - NO - бесцветный газ, чрезвычайно токсичен. На воздухе быстро окисляется кислородом с образованием не менее токсичного оксида азота(IV). В промышленности NO получают окислением аммиака на платиновом катализаторе или, пропуская воздух через электрическую дугу (3000-4000 °С).
4NH 3 + 5О 2 = 4NО + 6H 2 О; N 2 + O 2 = 2NO
Лабораторным методом получения оксида азота(II) является взаимодействие меди с разбавленной азотной кислотой.
3Cu + 8HNO 3 (разб.) = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O
Оксид азота(II) - несолеобразующий оксид, сильный восстановитель, легко реагирует с кислородом и галогенами.
2NO + O 2 = 2NO 2 ; 2NO + Cl 2 = 2NOCl
хлористый нитрозил
В то же время, при взаимодействии с сильными восстановителями NO выполняет функцию окислителя:
2NO + 2H 2 = N 2 + 2H 2 O; 10NO + 4Р = 5N 2 + 2Р 2 O 5
Соединения со степенью окисления +3. Оксид азота(III) - N 2 O 3 - жидкость интенсивно синего цвета (т.кр. -100 °С). Устойчив только в жидком и твердом состоянии при низких температурах. По-видимому, существует в двух формах:
Получают оксид азота(III) совместной конденсацией паров NO и NO 2 . В жидкости и в парах диссоциирует.
NO 2 + NO N 2 O 3
По свойствам типичный кислотный оксид. Реагирует с водой, образуя азотистую кислоту, с щелочами образует соли - нитриты.
N 2 O 3 + H 2 O = 2HNO 2 ; N 2 O 3 + 2NaOH = 2NaNO 2 + H 2 O
Азотистая кислота - кислота средней силы (K a = 1×10 -4). В чистом виде не выделена, в растворах существует в двух таутомерных формах (таутомеры - изомеры, находящиеся в динамическом равновесии).
нитрито-форма нитро-форма
Соли азотистой кислоты устойчивы. Нитрит-анион проявляет ярко выраженную окислительно-восстановительную двойственность. В зависимости от условий он может выполнять как функцию окислителя, так и функцию восстановителя, например:
2NaNO 2 + 2KI + 2H 2 SO 4 = I 2 + 2NO + K 2 SO 4 + Na 2 SO 4 + 2H 2 O
окислитель
KMnO 4 + 5NaNO 2 + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5NaNO 3 + K 2 SO 4 + 3H 2 O
восстановитель
Азотистая кислота и нитриты склонны к диспропорционированию:
3HN +3 O 2 = HN +5 O 3 + 2N +2 O + H 2 O
Соединения со степенью окисления +4. Оксид азота(IV) - NO 2 - бурый газ, с резким неприятным запахом. Чрезвычайно токсичен! В промышленности NO 2 получают окислением NO. Лабораторным методом получения NO 2 является взаимодействие меди с концентрированной азотной кислотой, а также термическое разложение нитрата свинца.
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 имеет один неспаренный электрон и является стабильным свободным радикалом, поэтому оксид азота легко димеризуется.
Процесс димеризации обратим и очень чувствителен к температуре:
парамагнитен, диамагнитен,
бурый бесцветен
Диоксид азота - кислотный оксид, взаимодействует с водой, образуя смесь азотной и азотистой кислоты (смешанный ангидрид).
2NO 2 + H 2 O = HNO 2 + HNO 3 ; 2NO 2 + 2NaOH = NaNO 3 + NaNO 2 + H 2 O
Соединения со степенью окисления +5. Оксид азота(V) - N 2 O 5 - белое кристаллическое вещество. Получается дегидратацией азотной кислоты или окислением оксида азота(IV) озоном:
2HNO 3 + P 2 O 5 = N 2 O 5 + 2HPO 3 ; 2NO 2 + O 3 = N 2 O 5 + O 2
В кристаллическом состоянии N 2 O 5 имеет солеподобное строение - + - , в парах (т.возг. 33 °С) - молекулярное.
N 2 O 5 - кислотный оксид - ангидрид азотной кислоты:
N 2 O 5 + H 2 O = 2HNO 3
Азотная кислота - HNO 3 - бесцветная жидкость с температурой кипения 84,1 °С, при нагревании и на свету разлагается.
4HNO 3 = 4NO 2 + O 2 + 2H 2 O
Примеси диоксида азота придают концентрированной азотной кислоте желто-бурую окраску. С водой азотная кислота смешивается в любых соотношениях и является одной из сильнейших минеральных кислот, в растворе нацело диссоциирует.
Строение молекулы азотной кислоты описывается следующими структурными формулами:
Сложности с написанием структурной формулы HNO 3 вызваны тем обстоятельством, что, проявляя в данном соединении степень окисления +5, азот, как элемент второго периода, может образовать только четыре ковалентные связи.
Азотная кислота - один из сильнейших окислителей. Глубина ее восстановления зависит от многих факторов: концентрация, температура, восстановитель. Обычно при окислении азотной кислотой образуется смесь продуктов восстановления:
HN +5 O 3 ® N +4 O 2 ® N +2 O ® N +1 2 O ® N 0 2 ® +
Превалирующим продуктом окисления концентрированной азотной кислотой неметаллов и неактивных металлов является оксид азота(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
Концентрированная азотная кислота пассивирует железо и алюминий. Алюминий пассивируется даже разбавленной азотной кислотой. Азотная кислота любой концентрации не действует на золото, платину, тантал, родий и иридий. Золото и платина растворяется в царской водке - смеси концентрированной азотной и соляной кислот в соотношении 1: 3.
Au + HNO 3 + 4HCl = H + NO + 2H 2 O
Сильное окисляющее действие царской водки обусловлено образование атомарного хлора при распаде хлористого нитрозила - продукта взаимодействия азотной кислоты с хлороводородом.
HNO 3 + 3HCl = Cl 2 + NOCl + 2H 2 O;
NOCl = NO + Cl×
Эффективным растворителем малоактивных металлов является смесь концентрированной азотной и плавиковой кислот.
3Ta + 5HNO 3 + 21HF = 3H 2 + 5NO + 10H 2 O
Разбавленная азотная кислота при взаимодействии с неметаллами и малоактивными металлами восстанавливается преимущественно до оксида азота(II), например:
3P + 5HNO 3 (разб) + 2H 2 O = 3H 3 PO 4 + 5NO;
3Pb + 8HNO 3 (разб) = 3Pb(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O
Активные металлы восстанавливают разбавленную азотную кислоту до N 2 O, N 2 или NH 4 NO 3 , например,
4Zn + 10HNO 3 (разб) = 4Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O
Основная масса азотной кислоты идет на производство удобрений и взрывчатых веществ.
Получают азотную кислоту в промышленности контактным или дуговым способом, которые отличаются первой стадией - получением оксида азота(II). Дуговой способ основан на получении NO при пропускании воздуха через электрическую дугу. В контактном способе NO получают окислением аммиака кислородом на платиновом катализаторе. Далее оксид азота(II) окисляется до оксида азота(IV) кислородом воздуха. Растворяя NO 2 в воде в присутствии кислорода получают азотную кислоту с концентрацией 60-65%.
4NO 2 + O 2 + 2H 2 O = 4HNO 3
При необходимости азотную кислоту концентрируют перегонкой с концентрированной серной кислотой. В лаборатории 100 %-ную азотную кислоту можно получить действием концентрированной серной кислоты на кристаллический нитрат натрия при нагревании.
NaNO 3 (кр) + H 2 SO 4 (конц) = HNO 3 + NaHSO 4
Соли азотной кислоты - нитраты - хорошо растворимы в воде, термически неустойчивы. Разложение нитратов активных металлов (исключая литий), стоящих в ряду стандартных электродных потенциалов левее магния, приводит к образованию нитритов. Например:
2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2
При разложении нитратов лития, магния, а также нитратов металлов, расположенных в ряду стандартных электродных потенциалов правее магния, вплоть до меди, выделяется смесь оксида азота(IV) и кислорода. Например:
2Cu(NO 3) 2 = 2CuO + 4NO 2 + O 2
Нитраты металлов, расположенных в конце ряда активности, разлагаются до свободного металла:
2AgNO 3 = 2Ag + 2NO 2 + O 2
Нитраты натрия, калия и аммония широко используются для производства пороха и взрывчатых веществ, а также в качестве азотных удобрений (селитры). В качестве удобрений используют также сульфат аммония, аммиачную воду и карбамид (мочевину) - полный амид угольной кислоты:
Азид водорода (динитридонитрат) - HN 3 (HNN 2) – бесцветная летучая жидкость (т.пл. –80 °С, т.кип. 37 °С) с резким запахом. Центральный атом азота находится в sp-гибридизации, степень окисления +5, соседние с ним атомы имеют степень окисления –3. Структура молекулы:
Водный раствор HN 3 – азотистоводородная кислота по силе близка к уксусной, K a = 2,6×10 -5 . В разбавленных растворах устойчива. Её получают взаимодействием гидразина и азотистой кислоты:
N 2 Н 4 + HNO 2 = HN 3 + 2Н 2 О
По окислительным свойствам HN 3 (HN +5 N 2) напоминает азотную кислоту. Так, если при взаимодействии металла с азотной кислотой образуются оксид азота(II) и вода, то с азотистоводородной кислотой – азот и аммиак. Например,
Cu + 3HN +5 N 2 = Cu(N 3) 2 + N 2 0 + NH 3
Смесь HN 3 и HCl ведет себя подобно царской водке. Соли азотистоводородной кислоты - азиды. Относительно устойчивы только азиды щелочных металлов, при температуре > 300 °С они разрушаются без взрыва. Остальные распадаются со взрывом при ударе или нагревании. Азид свинца используют в производстве детонаторов:
Pb(N 3) 2 = Pb + 3N 2 0
Исходным продуктом для получения азидов является NaN 3 , который образуется в результате реакции амида натрия и оксида азота(I):
NaNH 2 + N 2 O = NaN 3 + H 2 O
4.2.Фосфор
Фосфор представлен в природе одним изотопом - 31 Р, кларк фосфора равен 0,05 мол.%. Встречается в виде фосфатных минералов: Ca 3 (PO 4) 2 - фосфорит, Ca 5 (PO 4) 3 X (X = F,Cl,OH) - апатиты. Входит в состав костей и зубов животных и человека, а также в состав нуклеиновых кислот (ДНК и РНК) и аденозинфосфорных кислот (АТФ, АДФ и АМФ).
Получают фосфор восстановлением фосфорита коксом в присутствии диоксида кремния.
Ca 3 (PO 4) 2 + 3SiO 2 + 5C = 3CaSiO 3 + 2P + 5CO
Простое вещество - фосфор - образует несколько аллотропных модификаций, из которых основными являются белый, красный и черный фосфор. Белый фосфор образуется при конденсации паров фосфора и представляет собой белое воскоподобное вещество (т.пл. 44 °С), нерастворимое в воде, растворимое в некоторых органических растворителях. Белый фосфор имеет молекулярное строение и состоит из тетраэдрических молекул P 4 .
Напряженность связей (валентный угол P-P-P составляет всего 60 °) обусловливает высокую реакционную способность и токсичность белого фосфора (смертельная доза около 0,1 г). Поскольку белый фосфор хорошо растворим в жирах, в качестве антидота при отравлении нельзя применять молоко. На воздухе белый фосфор самопроизвольно воспламеняется, поэтому хранят его в герметически упакованной химической посуде под слоем воды.
Красный фосфор имеет полимерное строение. Получается при нагревании белого фосфора или облучении его светом. В отличие от белого фосфора малореакционноспособен и нетоксичен. Однако остаточные количества белого фосфора могут придавать красному фосфору токсичность!
Черный фосфор получается при нагревании белого фосфора под давлением 120 тыс.атм. Имеет полимерное строение, обладает полупроводниковыми свойствами, химически устойчив и нетоксичен.
Химические свойства. Белый фосфор самопроизвольно окисляется кислородом воздуха при комнатной температуре (окисление красного и черного фосфора идет при нагревании). Реакция протекает в два этапа и сопровождается свечением (хемилюминесценция).
2P + 3O 2 = 2P 2 O 3 ; P 2 O 3 + O 2 = P 2 O 5
Ступенчато происходит также взаимодействие фосфора с серой и галогенами.
2P + 3Cl 2 = 2PCl 3 ; PCl 3 + Cl 2 = PCl 5
При взаимодействии с активными металлами фосфор выступает в роли окислителя, образуя фосфиды - соединения фосфора в степени окисления -3.
3Ca + 2P = Ca 3 P 2
Кислотами-окислителями (азотная и концентрированная серная кислоты) фосфор окисляется до фосфорной кислоты.
P + 5HNO 3 (конц) = H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O
При кипячении с растворами щелочей белый фосфор диспропорционирует:
4P 0 + 3KOH + 3H 2 O = P -3 H 3 + 3KH 2 P +1 O 2
фосфин гипофосфит калия
Суть метода электронного баланса заключается в:
- Подсчете изменения степени окисления для каждого из элементов, входящих в уравнение химической реакции
- Элементы, степень окисления которых в результате произошедшей реакции не изменяется - не принимаются во внимание
- Из остальных элементов, степень окисления которых изменилась - составляется баланс, заключающийся в подсчете количества приобретенных или потерянных электронов
- Для всех элементов, потерявших или получивших электроны (количество которых отличается для каждого элемента) находится наименьшее общее кратное
- Найденное значение и есть базовые коэффициенты для составления уравнения.
Визуально алгоритм решения задачи с помощью метода электронного баланса представлен на диаграмме.
Как это выглядит на практике, рассмотрено на примере задач по шагам .
Задача .Методом электронного баланса подберите коэффициенты в схемах следующих окислительно-восстановительных реакций с участием металлов:
А) 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
.
Для решения данной задачи воспользуемся правилами определения степени окисления .
Применение метода электронного баланса по шагам. Пример "а"
Составим электронный баланс для каждого элемента реакции окисления Ag + HNO 3 → AgNO 3 + NO + H 2 O.
Шаг 1 . Подсчитаем степени окисления для каждого элемента, входящего в химическую реакцию.
Ag. Серебро изначально нейтрально, то есть имеет степень окисления ноль.
Для HNO 3 определим степень окисления, как сумму степеней окисления каждого из элементов
.
Степень окисления водорода +1, кислорода -2, следовательно, степень окисления азота равна:
0 - (+1) - (-2)*3 = +5
(в сумме, опять же, получим ноль, как и должно быть)
Теперь перейдем ко второй части уравнения.
Для AgNO 3 степень окисления серебра +1 кислорода -2, следовательно степень окисления азота равна:
0 - (+1) - (-2)*3 = +5
Для NO степень окисления кислорода -2, следовательно азота +2
Для H 2 O степень окисления водорода +1, кислорода -2
Шаг 2. Запишем уравнение в новом виде , с указанием степени окисления каждого из элементов, участвующих в химической реакции.
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
Из полученного уравнения с указанными степенями окисления, мы видим несбалансированность по сумме положительных и отрицательных степеней окисления отдельных элементов .
Шаг 3
. Запишем их отдельно в виде электронного баланса
- какой элемент и сколько теряет или приобретает электронов:
(Необходимо принять во внимание, что элементы, степень окисления которых не изменилась - в данном расчете не участвуют
)
Ag 0 - 1e = Ag +1
N +5 +3e = N +2
Серебро теряет один электрон, азот приобретает три. Таким образом, мы видим, что для балансировки нужно применить коэффициент 3 для серебра и 1 для азота. Тогда число теряемых и приобретаемых электронов сравняется.
Шаг 4 . Теперь на основании полученного коэффициента "3" для серебра, начинаем балансировать все уравнение с учетом количества атомов, участвующих в химической реакции.
- В первоначальном уравнении перед Ag ставим тройку, что потребует такого же коэффициента перед AgNO 3
- Теперь у нас возник дисбаланс по количеству атомов азота. В правой части их четыре, в левой - один. Поэтому ставим перед HNO 3 коэффициент 4
- Теперь остается уравнять 4 атома водорода слева и два - справа. Решаем это путем применения коэффииента 2 перед H 2 O
Ответ:
3Ag + 4HNO 3 = 3AgNO 3 + NO + 2H 2 O
Пример "б"
Составим электронный баланс для каждого элемента реакции окисления Ca +H 2 SO 4 → CaSO 4 + H 2 S + H 2 O
Для H 2 SO 4 степень окисления водорода +1 кислорода -2 откуда степень окисления серы 0 - (+1)*2 - (-2)*4 = +6
Для CaSO 4 степень окисления кальция равна +2 кислорода -2 откуда степень окисления серы 0 - (+2) - (-2)*4 = +6
Для H 2 S степень окисления водорода +1, соответственно серы -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 (коэффициент 4)
S +6 + 8e = S -2
4Ca + 5H 2 SO 4 = 4CaSO 4 + H 2 S + 4H 2 O