Oxidační stav HNO3. Sloučeniny dusíku Obecné vzorce redoxních reakcí
Chemikálie lze rozdělit na typická oxidační činidla, typická redukční činidla a látky, které se mohou vystavovat jak oxidační, tak redukční vlastnosti. Některé látky prakticky nevykazují redoxní aktivitu.
NA typická oxidační činidla zahrnout:
- jednoduché látky - nekovy s nejsilnějšími oxidačními vlastnostmi (fluor F 2, kyslík O 2, chlor Cl 2);
- iontykovy nebo nekovy S vysoké kladné (obvykle vyšší) oxidační stavy : kyseliny (HN +5 O 3, HCl +7 O 4), soli (KN +5 O 3, KMn +7 O 4), oxidy (S +6 O 3, Cr +6 O 3)
- sloučeniny obsahující něk kationty kovů mít vysoké oxidační stavy: Pb 4+, Fe 3+, Au 3+ atd.
Typická redukční činidla je obvykle:
- jednoduché látky – kovy(redukční schopnosti kovů jsou určeny řadou elektrochemických aktivit);
- komplexní látky, které obsahují atomy nebo ionty nekovů s negativním (obvykle nižším) oxidačním stavem: binární sloučeniny vodíku (H 2 S, HBr), soli bezkyslíkatých kyselin (K 2 S, NaI);
- některé sloučeniny obsahující kationty s nejnižším kladným oxidačním stavem(Sn 2+, Fe 2+, Cr 2+), které darují elektrony, může zvýšit jejich oxidační stav;
- sloučeniny obsahující komplexní ionty sestávající z nekovy se středním kladným oxidačním stavem(S +4 O 3) 2–, (НР +3 O 3) 2–, ve kterých prvky mohou darováním elektronů, zvýšit jeho kladný oxidační stav.
Většina ostatních látek se může projevit jak oxidační, tak redukční vlastnosti.
Typická oxidační a redukční činidla jsou uvedena v tabulce.
V laboratorní praxi nejčastěji používané jsou následující oxidační činidla :
manganistan draselný (KMn04);
dichroman draselný (K2Cr207);
kyselina dusičná (HN03);
koncentrovaná kyselina sírová (H2S04);
peroxid vodíku (H202);
oxidy manganu (IV) a olova (IV) (MnO 2, PbO 2);
roztavený dusičnan draselný (KNO 3) a taveniny některých dalších dusičnanů.
NA reduktory které platí PROTI laboratorní praxe vztahovat se:
- hořčík (Mg), hliník (Al), zinek (Zn) a další aktivní kovy;
- vodík (H2) a uhlík (C);
- jodid draselný (KI);
- sulfid sodný (Na2S) a sirovodík (H2S);
- siřičitan sodný (Na2S03);
- chlorid cínatý (SnCl2).
Klasifikace redoxních reakcí
Redoxní reakce se obvykle dělí na čtyři typy: intermolekulární, intramolekulární, disproporcionační reakce (samooxidační-samoredukční) a protidisproporcionační reakce.
Mezimolekulární reakce pokračovat se změnou stupně oxidace různé prvky z různá činidla. Zároveň se tvoří různé produkty oxidace a redukce .
2Al0 + Fe +3 2 O 3 → Al +3 2 O 3 + 2Fe 0,
Co+4HN+503 (konc) = C+402 + 4N +402 + 2H20.
Intramolekulární reakce jsou reakce, ve kterých různé prvky z jedno činidlo přesunout se do různé produkty jako např:
(N-3H4) 2 Cr+6 2 O 7 → N 2 0 + Cr + 3 2 O 3 + 4 H 2 O,
2 NaN +5 O -2 3 → 2 NaN +3 O 2 + O 0 2 .
Disproporční reakce (samooxidace-samoléčení) - jedná se o reakce, při kterých oxidační činidlo a redukční činidlo - stejný prvek stejného činidla, který jde do různé produkty:
3Br2 + 6 KOH → 5KBr + KBr03 + 3 H20,
Reproporcionace (proporcionalita, kontradisproporce ) jsou reakce, ve kterých jsou oxidační činidlo a redukční činidlo stejný prvek, Který z nich různá činidla jde do jeden produkt. Reakce inverzní k disproporcionaci.
2H 2S -2 + S + 4 O 2 \u003d 3S + 2 H 2 O
Základní pravidla pro sestavování redoxních reakcí
Redoxní reakce jsou doprovázeny oxidačními a redukčními procesy:
Oxidace je proces darování elektronů redukčním činidlem.
Zotavení je proces přidávání elektronů do oxidačního činidla.
Oxidační činidlo zotavující sea redukční činidlo oxidované .
Při redoxních reakcích elektronické váhy: Počet elektronů, které redukční činidlo daruje, se rovná počtu elektronů, které oxidační činidlo přijme. Pokud je zůstatek sestaven nesprávně, nebudete moci sestavit složité OVR.
Pro sestavení redoxních reakcí (ORR) se používá několik metod: metoda elektronové bilance, metoda elektron-iontové bilance (metoda poloviční reakce) a další.
Zvažte podrobně metoda elektronické váhy .
Je docela snadné „rozpoznat“ OVR - stačí uspořádat oxidační stavy ve všech sloučeninách a určit, že atomy mění oxidační stav:
K + 2 S -2 + 2K + Mn +7 O -2 4 = 2K + 2 Mn +6 O -2 4 + S 0
Samostatně vypisujeme atomy prvků, které mění oxidační stav, ve stavu PŘED reakcí a PO reakci.
Oxidační stav se mění atomy manganu a síry:
S-2-2e = S0
Mn+7 + le = Mn +6
Mangan pohltí 1 elektron, síra daruje 2 elektrony. Zároveň je nutné vyhovět elektronické váhy. Proto je nutné zdvojnásobit počet atomů manganu a počet atomů síry ponechat beze změny. Bilanční koeficienty uvádíme jak před činidly, tak před produkty!
Schéma pro sestavení rovnic OVR pomocí metody elektronické váhy:
Pozornost! V reakci může být několik oxidačních nebo redukčních činidel. Bilance musí být sestavena tak, aby CELKOVÝ počet daných a přijatých elektronů byl stejný.
Obecné vzorce redoxních reakcí
Produkty redoxních reakcí často závisí na podmínky procesu. Zvážit hlavní faktory ovlivňující průběh redoxních reakcí.
Nejviditelnějším určujícím faktorem je médium reakčního roztoku - Zpravidla (ale ne nutně) je látka definující médium uvedena mezi reagenciemi. Jsou možné následující možnosti:
- oxidační aktivita zesiluje v kyselejším prostředí a oxidant se redukuje hlouběji(například manganistan draselný, KMnO 4, kde Mn +7 je redukován na Mn +2 v kyselém prostředí a na Mn +6 v alkalickém prostředí);
- oxidační aktivita zesiluje v zásaditějším prostředí a oxidační činidlo se redukuje hlouběji (například dusičnan draselný KNO 3, kde N +5 je při interakci s redukčním činidlem v alkalickém prostředí redukováno na N -3);
- nebo oxidační činidlo prakticky nepodléhá změnám prostředí.
Reakční prostředí umožňuje stanovit složení a formu existence zbývajících produktů OVR. Základním principem je, že vznikají produkty, které nereagují s činidly!
Poznámka! E Pokud je prostředí roztoku kyselé, pak mezi reakčními produkty nemohou být přítomny báze a zásadité oxidy, protože interagují s kyselinou. Naopak v alkalickém prostředí je tvorba kyseliny a kysličníku vyloučena. Toto je jedna z nejčastějších a nejhrubších chyb.
Také směr toku OVR je ovlivněn povaha reaktantů. Například, při interakci kyseliny dusičné HNO 3 s redukčními činidly je pozorován vzorec - čím větší je aktivita redukčního činidla, tím více se redukuje dusík N + 5.
S nárůstem teplota většina OVR bývá intenzivnější a hlubší.
Při heterogenních reakcích je složení produktů často ovlivněno jemnost pevné látky . Například práškový zinek s kyselinou dusičnou tvoří jeden produkt, zatímco granulovaný zinek tvoří zcela odlišné produkty. Čím větší je stupeň mletí činidla, tím větší je jeho aktivita, obvykle.
Zvažte nejtypičtější laboratorní oxidační činidla.
Základní schémata redoxních reakcí
Schéma pro získávání manganistanu
Manganistan obsahuje silné oxidační činidlo - mangan v oxidačním stavu +7. Soli manganu +7 zabarví roztok fialový barva.
Manganistan se v závislosti na médiu reakčního roztoku redukuje různými způsoby.
V kyselé prostředí zotavení je hlubší Mn2+. Oxid manganatý v oxidačním stavu +2 vykazuje základní vlastnosti, proto v kyselé prostředí vzniká sůl. Soli manganu +2 bezbarvý. V neutrální roztok mangan se získává zpět na stupeň oxidace +4 , se vzděláním amfoterní oxid MnO2 — hnědý sediment nerozpustný v kyselinách a zásadách. V zásadité prostředí se mangan snižuje minimálně - na nejbližší oxidační stavy +6 . Sloučeniny manganu +6 vykazují kyselé vlastnosti, v alkalickém prostředí tvoří soli - manganáty. Manganáty poskytují řešení zelené zbarvení .
Zvažte interakci manganistanu draselného KMnO 4 se sulfidem draselným v kyselém, neutrálním a alkalickém prostředí. V těchto reakcích je produktem oxidace sulfidového iontu 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,
Častou chybou v této reakci je indikace interakce síry a alkálie v reakčních produktech. Síra však interaguje s alkálií za poměrně drsných podmínek (zvýšená teplota), což neodpovídá podmínkám pro tuto reakci. Za normálních podmínek bude správné označovat přesně molekulární síru a alkálii odděleně, a ne produkty jejich interakce.
K2S + 2 KMnO 4 - (KOH) \u003d 2 K 2 MnO 4 + S ↓
Potíže vznikají i při sestavování této reakce. Faktem je, že v tomto případě není pro vyrovnání reakce vyžadováno zapsání molekuly média (KOH nebo jiné alkálie) do činidel. Alkálie se účastní reakce a určuje produkt redukce manganistanu draselného, ale reaktanty a produkty se vyrovnávají i bez její účasti. Tento zdánlivý paradox lze snadno vyřešit, pokud si zapamatujeme, že chemická reakce je pouze podmíněný zápis, který neoznačuje každý probíhající proces, ale je jen odrazem součtu všech procesů. Jak to určit sám? Pokud budete jednat podle klasického schématu - rovnovážné-bilanční koeficienty - ekvalizace kovů, pak uvidíte, že kovy se vyrovnávají bilančními koeficienty a přítomnost alkálie na levé straně reakční rovnice bude nadbytečná.
Manganistan okysličovat:
- nekovy s negativním oxidačním stavem na jednoduché látky (s oxidačním stavem 0), výjimky — fosfor, arsen - až +5 ;
- nekovy se středním oxidačním stavem na nejvyšší stupeň oxidace;
- aktivní kovy stabilní pozitivní stupeň oxidace kovu.
KMnO 4 + NeMe (nejnižší d.d.) = NeMe 0 + další produkty
KMnO 4 + NeMe (středně pokročilá s.o.) = NeMe (vyšší s.o.) + další produkty
KMnO 4 + Me 0 = Me (stabilní s.d.) + další produkty
KMnO 4 + P -3, As -3 = P +5, As +5 + další produkty
Schéma obnovy chromanu/bichromátu
Charakteristickým rysem chrómu s valenci VI je, že ve vodných roztocích tvoří 2 typy solí: chromany a bichromany, v závislosti na médiu roztoku. Aktivní chromáty kovů (například K2CrO4) jsou soli, které jsou stabilní v zásaditéživotní prostředí. Dichromáty (bichromáty) aktivních kovů (například K 2 Cr 2 O 7) - soli, stabilní v kyselém prostředí .
Sloučeniny chrómu (VI) se redukují na sloučeniny chrómu (III). . Sloučeniny chrómu Cr +3 jsou amfoterní a v závislosti na prostředí roztoku existují v roztoku v různých formách: v kyselém prostředí ve formě soli(amfoterní sloučeniny tvoří při interakci s kyselinami soli), v neutrálním prostředí - nerozpustné amfoterní hydroxid chromitý Cr(OH) 3 a v alkalickém prostředí se tvoří sloučeniny chrómu (III). komplexní sůl, Například, hexahydroxochromát draselný (III) K 3 .
Sloučeniny chrómu VI okysličovat:
- nekovy v negativním oxidačním stavu na jednoduché látky (s oxidačním stavem 0), výjimky — fosfor, arsen - až +5;
- nekovy ve středním oxidačním stavu na nejvyšší stupeň oxidace;
- aktivní kovy od jednoduchých látek (oxidační bod 0) až po sloučeniny s stabilní pozitivní stupeň oxidace kovu.
Chroman/bichromát + neMe (negativní d.d.) = neMe 0 + další produkty
Chromát/bichromát + NeMe (středně pozitivní s.d.) = NeMe (nejvyšší s.d.) + další produkty
Chromát / bichromát + Me 0 \u003d Me (stabilní s.d.) + další produkty
Chroman/dichroman + P, As (negativní d.d.) = P, As +5 + další produkty
Rozklad dusičnanů
Dusičnanové soli obsahují dusík v oxidačním stavu +5 - silný okysličovadlo. Takový dusík může oxidovat kyslík (O-2). K tomu dochází při zahřívání dusičnanů. V tomto případě se ve většině případů kyslík oxiduje do oxidačního stavu 0, tzn. před molekulární kyslík O2 .
Podle druhu kovu tvořícího sůl vznikají při tepelném (teplotním) rozkladu dusičnanů různé produkty: pokud aktivní kov(v řadě elektrochemické aktivity jsou na hořčík), pak se dusík redukuje na oxidační stav +3 a při rozkladu vznikají dusitanové soli a molekulární kyslík .
Například:
2NaNO 3 → 2NaNO 2 + O 2.
Aktivní kovy se v přírodě vyskytují ve formě solí (KCl, NaCl).
Pokud je kov v řadě elektrochemické aktivity napravo od hořčíku a nalevo od mědi (včetně hořčíku a mědi) , pak rozkladem vzniká oxid kovu ve stabilním oxidačním stavu, oxid dusnatý (IV)(hnědý plyn) a kyslík. Oxid kovu vzniká také při rozkladu dusičnanu lithného .
Například, rozklad dusičnanu zinečnatého:
2Zn(NO 3) 2 → 2ZnО + 4NO 2 + O 2.
Kovy střední aktivity se v přírodě nejčastěji vyskytují ve formě oxidů (Fe 2 O 3, Al 2 O 3 aj.).
ionty kovy, který se nachází v řadě elektrochemické aktivity napravo od mědi jsou silná oxidační činidla. Na rozklad dusičnanůúčastní se jako N +5 oxidace kyslíku a redukují se na jednoduché látky, tzn. vzniká kov a uvolňují se plyny oxid dusnatý (IV) a kyslík .
Například, rozklad dusičnanu stříbrného:
2AgN03 → 2Ag + 2NO2 + O2.
Neaktivní kovy se v přírodě vyskytují ve formě jednoduchých látek.
Některé výjimky!
Rozklad dusičnan amonný :
V molekule dusičnanu amonného je jak oxidační činidlo, tak i redukční činidlo: dusík v oxidačním stavu -3 má pouze redukční vlastnosti, dusík v oxidačním stavu +5 pouze oxidační.
Při zahřátí dusičnan amonný rozkládající se. Při teplotách do 270 °C, oxid dusnatý (I)("smějící se plyn") a voda:
NH4NO3 -> N20 + 2H20
Toto je příklad reakce kontradisproporce .
Výsledný oxidační stav dusíku je aritmetickým průměrem oxidačního stavu atomů dusíku v původní molekule.
Při vyšší teplotě se oxid dusnatý (I) rozkládá na jednoduché látky - dusík A kyslík:
2NH4N03 -> 2N2 + 02 + 4H20
Na rozklad dusitan amonný NH4NO2 dochází také k kontradisproporci.
Výsledný oxidační stav dusíku je rovněž roven aritmetickému průměru oxidačních stavů výchozích atomů dusíku - oxidačního činidla N +3 a redukčního činidla N -3
NH4N02 -> N2 + 2H20
Tepelný rozklad dusičnan manganatý(II). doprovázené oxidací kovů:
Mn(NO 3) 2 \u003d MnO 2 + 2NO 2
Dusičnan železitý při nízkých teplotách se rozkládá na oxid železa (II), zahřátím se železo oxiduje do oxidačního stavu +3:
2Fe(NO 3) 2 → 2FeO + 4NO 2 + O 2 při 60 °C
4Fe(NO 3) 2 → 2Fe 2 O 3 + 8NO 2 + O 2 při >60 °C
Dusičnan nikelnatý (II).
zahříváním se rozkládá na dusitany.
Oxidační vlastnosti kyseliny dusičné
Kyselina dusičná HNO 3 při interakci s kovy je prakticky nikdy netvoří vodík na rozdíl od většiny minerálních kyselin.
Je to dáno tím, že kyselina obsahuje velmi silné oxidační činidlo - dusík v oxidačním stavu +5. Při interakci s redukčními činidly - kovy vznikají různé produkty redukce dusíku.
Kyselina dusičná + kov \u003d sůl kovu + produkt redukce dusíku + H2O
Kyselinu dusičnou lze přeměnit na oxid dusnatý (IV) N02 (N +4); oxid dusnatý (II) NO (N +2); oxid dusnatý (I) N20 ("smějící se plyn"); molekulární dusík N2; dusičnan amonný NH4NO3. Zpravidla se tvoří směs produktů s převahou jednoho z nich. Dusík je v tomto případě redukován na oxidační stavy od +4 do -3. Hloubka zotavení závisí především přírodní redukční činidlo A z koncentrace kyseliny dusičné . Toto pravidlo funguje takto: čím nižší je koncentrace kyseliny a čím vyšší je aktivita kovu, tím více elektronů dusík přijímá a tím více se tvoří redukované produkty.
Některé vzory vám umožní správně určit hlavní produkt redukce kyseliny dusičné kovy v reakci:
- v akci velmi zředěná kyselina dusičná na kovy obvykle tvořeny dusičnan amonný NH4N03;
Například, interakce zinku s velmi zředěnou kyselinou dusičnou:
4Zn + 10HNO3 = 4Zn(NO 3) 2 + NH4NO3 + 3H20
- koncentrovaná kyselina dusičná v mrazu pasivuje nějaké kovy - chrom Cr, hliník Al a železo Fe . Když se roztok zahřeje nebo zředí, reakce pokračuje;
pasivace kovů - jedná se o přechod povrchu kovu do neaktivního stavu v důsledku tvorby tenkých vrstev inertních sloučenin na povrchu kovu, v tomto případě především oxidů kovů, které nereagují s koncentrovanou kyselinou dusičnou
- Kyselina dusičná nereaguje s kovy podskupiny platiny — zlato au, Platina Pt, a palladium Pd;
- při interakci koncentrovaná kyselina s neaktivními kovy a kovy střední aktivity dusičný kyselina se redukuje na oxid dusnatý (IV) NE 2 ;
Například, oxidace mědi koncentrovanou kyselinou dusičnou:
Cu + 4HNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
- při interakci koncentrovaná kyselina dusičná s aktivními kovy vytvořený Oxid dusnatý (I) N20 ;
Například, oxidace sodík koncentrovaný kyselina dusičná:
Na + 10HNO 3 \u003d 8NaNO 3 + N 2 O + 5 H 2 O
- při interakci zředěná kyselina dusičná s neaktivními kovy (v řadě aktivit napravo od vodíku) se kyselina redukuje na oxid dusnatý (II) NO ;
- při interakci zředěná kyselina dusičná se středně aktivními kovy buď oxid dusnatý (II) NO nebo oxid dusnatý N20 nebo molekulární dusík N2 - v závislosti na dalších faktorech (aktivita kovu, stupeň mletí kovu, stupeň zředění kyselinou, teplota).
- při interakci zředěná kyselina dusičná s aktivními kovy vytvořený molekulární dusík N2 .
Pro přibližné stanovení produktů redukce kyseliny dusičné při interakci s různými kovy navrhuji použít princip kyvadla. Hlavními faktory, které posouvají polohu kyvadla, jsou koncentrace kyseliny a aktivita kovu. Pro zjednodušení používáme 3 typy koncentrací kyselin: koncentrované (více než 30 %), zředěné (30 % nebo méně), velmi zředěné (méně než 5 %). Podle aktivity dělíme kovy na aktivní (před hliníkem), střední aktivitu (od hliníku po vodík) a neaktivní (po vodíku). Produkty redukce kyseliny dusičné jsou seřazeny v sestupném pořadí podle stupně oxidace:
N02; NE; N20; N2; NH4NO3
Čím aktivnější je kov, tím více se pohybujeme doprava. Čím větší koncentrace nebo nižší ředění kyseliny, tím více se posuneme doleva.
Například , koncentrovaná kyselina a neaktivní kov měď Cu interagují. Proto se posuneme do krajní levé polohy, vzniká oxid dusnatý (IV), dusičnan měďnatý a voda.
Interakce kovů s kyselinou sírovou
Zřeďte kyselinu sírovou interaguje s kovy jako normální minerální kyselina. Tito. interaguje s kovy, které se nacházejí v řadě elektrochemických napětí až po vodík. Oxidačním činidlem jsou zde ionty H +, které se redukují na molekulární vodík H 2. V tomto případě se kovy zpravidla oxidují na minimální stupeň oxidace.
Například:
Fe + H2S04 (razb) \u003d FeSO4 + H2
interaguje s kovy stojícími v sérii napětí jak před, tak po vodíku.
H 2 SO 4 (konc) + kov \u003d sůl kovu + produkt redukce síry (SO 2, S, H 2 S) + voda
Když koncentrovaná kyselina sírová interaguje s kovy, vytvoří se sůl kovu (ve stabilním oxidačním stavu), voda a produkt redukce síry - oxid siřičitý S +4 O 2, molekulární síra S nebo sirovodík H 2 S -2 v závislosti na stupni koncentrace, aktivitě kovu, jeho stupni mletí, teplotě atd. Při interakci koncentrované kyseliny sírové s kovy nevzniká molekulární vodík!
Základní principy interakce koncentrované kyseliny sírové s kovy:
1. koncentrovaná kyselina sírová pasivuje hliník, chrom, železo při pokojové teplotě nebo v chladu;
2. koncentrovaná kyselina sírová neinteraguje S zlato, platina a palladium ;
3. S neaktivní kovy koncentrovaná kyselina sírová zotavuje se oxid sírový (IV).
Například, měď se oxiduje koncentrovanou kyselinou sírovou:
Cuo + 2H2S +604 (konc) = Cu +2S04 + S +402 + 2H20
4. Při interakci s aktivními kovy a zinkem tvoří se koncentrovaná kyselina sírovásíra S nebo sirovodík H 2 S 2- (v závislosti na teplotě, stupni mletí a aktivitě kovu).
Například , interakce koncentrované kyseliny sírové se zinkem:
8Na0 + 5H2S +6 O4(konc) → 4Na2 + SO4 + H2S — 2 + 4H20
Peroxid vodíku
Peroxid vodíku H 2 O 2 obsahuje kyslík v oxidačním stavu -1. Takový kyslík může jak zvýšit, tak snížit oxidační stav. Tak se projevuje peroxid vodíku jak oxidační, tak redukční vlastnosti.
Při interakci s redukčními činidly vykazuje peroxid vodíku vlastnosti oxidačního činidla a je redukován na oxidační stav -2. Produktem redukce peroxidu vodíku je zpravidla voda nebo hydroxidový ion v závislosti na reakčních podmínkách. Například:
S+402 + H202-1 -> H2S +604-2
Při interakci s oxidačními činidly se peroxid oxiduje na molekulární kyslík (oxidační stav 0): O 2 . Například :
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
A. H2S B.SO3 C.H2SO3
2. Oxidační stav uhlíku v uhličitanu vápenatém je:
A. -4 B.+2 C.+4
3. Látka, ve které je oxidační stav fosforu nulový:
A. P4 B.PH3 C.P2O5
4. Redox je reakce, jejíž rovnice je:
A.2Al(OH)3=Al2O3+3H2O B.H2+Cl2=2HCl C.NaOH+HNO3=NaNO3+H2O
5. Oxidační činidlo v chemické reakci, CuO+H2=Cu+H2O je:
A.H20 B.Cu2+ C.O2- D.Cu0
6. Oxidační stav chloru klesá v řadě:
A.Cl2– HCl–HClO B.NaCl–Cl2–KClO3 C.HClO4–NaClO2–BaCl2
7. Proces přechodu, jehož schéma N-3→N+2 je:
A. Zotavení
B. Oxidace
B. Nejedná se o redoxní proces.
8. V reakční rovnici S + O2 → SO2 je počet elektronů darovaných oxidačním činidlem:
A.2 B.4 C.6
9. Fosfor v oxidačním stavu 0 může být:
A. Pouze redukční činidlo
B. Pouze okysličovadlo
B. Oxidační a redukční činidlo
10. Jednoduchá látka je nekov s nejsilnějšími oxidačními vlastnostmi:
A. Br2
B. Cl2
B. F2
Část B.
11. Napište vzorce pro oxid dusnatý (III) a oxid dusnatý (V)
12. Uspořádejte koeficienty v reakčním schématu pomocí metody elektronické váhy:
Ca + O2 = CaO
Pojmenujte procesy oxidace a redukce a uveďte oxidační činidlo a redukční činidlo.
13. Seřaď vzorce chemických sloučenin: CH4, CO2, CO - podle klesajících oxidačních stavů atomů uhlíku.
14. Podle schématu Cu + 2 + 2ē → Cu0 sestavte rovnici pro chemickou reakci a uvažujte ji z hlediska OVR.
15. Doplňte větu: „Obnova je...“
určit oxidační stav každého prvku, uspořádat koeficienty pomocí metody elektronické rovnováhy: KCIO3 + S -> KCI + SO2. 3) Určete oxidační stav síry v následujících sloučeninách: H2SO4, SO2, H2S, SO2, H2SO3. 4 směrem k atomům kterého chemického prvku se posouvají běžné elektronové páry v molekulách následujících sloučenin: H2O, HI, PCI3, H3N, H2S, CO2? prosím o pravdivou odpověď! 5) řekni mi, mění se oxidační stavy atomů, když se z vodíku a kyslíku tvoří voda? 6) napište rovnice elektrolytické disociace: dusičnan měďnatý, kyselina chlorovodíková, síran hlinitý, hydroxid barnatý, síran zinečnatý. 7) napište prosím molekulární a iontové rovnice reakcí mezi roztoky: hydroxid lithný a kyselina dusičná, dusičnan měďnatý a hydroxid sodný, uhličitan draselný a kyselina fosforečná. 8) při interakci roztoků kterých látek je jedním z reakčních produktů voda? K2CO3 a HCI: Ca(OH)2 a HNO3: NaOH a H2SO4: NaNO3 a H2SO4? Zapište prosím reakční rovnice v molekulárních a iontových vzorcích. 9) která z následujících solí po rozpuštění ve vodě podléhá hydrolýze: chlorid hlinitý, sulfid draselný, chlorid sodný? Napište rovnice pro hydrolýzu.
podstata metoda elektronické váhy spočívá v:
- Výpočet změny oxidačního stavu pro každý z prvků zahrnutých v rovnici chemické reakce
- Prvky, jejichž oxidační stav se nemění v důsledku reakce, ke které došlo, se neberou v úvahu.
- Ze zbývajících prvků, jejichž oxidační stav se změnil, se sestaví bilance, která spočívá v počítání počtu získaných nebo ztracených elektronů.
- Pro všechny prvky, které ztratily nebo získaly elektrony (jejichž počet se u každého prvku liší), najděte nejmenší společný násobek
- Nalezená hodnota jsou základní koeficienty pro sestavení rovnice.
Vizuálně, algoritmus pro řešení problému pomocí metoda elektronické váhy znázorněno v diagramu.
Jak to vypadá v praxi na příkladu úkolů po krocích.
Úkol.Pomocí metody elektronické rovnováhy vyberte koeficienty ve schématech následujících redoxních reakcí zahrnujících kovy:
A) Ag + HNO 3 → AgNO 3 + NO + H 2 O
b) Ca + H2SO4 → CaSO4 + H2S + H20
c) Be + HNO 3 → Be(NO 3) 2 + NO + H 2 O
Řešení.
K vyřešení tohoto problému používáme pravidla pro stanovení stupně oxidace.
Aplikace metody elektronické váhy krok za krokem. Příklad "a"
Pojďme skládat elektronické váhy pro každý prvek oxidační reakce Ag + HNO 3 → AgNO 3 + NO + H 2 O.
Krok 1. Vypočítejme oxidační stavy pro každý prvek zahrnutý do chemické reakce.
Ag. Stříbro je zpočátku neutrální, to znamená, že má oxidační stav nula.
Pro HNO 3 definujeme oxidační stav jako součet oxidačních stavů každého prvku.
Oxidační stav vodíku je +1, kyslíku -2, proto oxidační stav dusíku je:
0 - (+1) - (-2)*3 = +5
(v součtu opět dostaneme nulu, jak by to mělo být)
Nyní přejděme k druhé části rovnic.
Pro AgNO 3 je oxidační stav stříbra +1 kyslík -2, proto oxidační stav dusíku je:
0 - (+1) - (-2)*3 = +5
Pro NO je oxidační stav kyslíku -2, tedy dusík je +2
Pro H 2 O je oxidační stav vodíku +1, kyslíku -2
Krok 2. Napište rovnici v novém tvaru, udávající stupeň oxidace každého z prvků účastnících se chemické reakce.
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
Z výsledné rovnice s naznačenými oxidačními stavy vidíme nerovnováhu v součtu kladných a záporných oxidačních stavů jednotlivé prvky.
Krok 3. Do formuláře je zapisujeme samostatně elektronické váhy- který prvek ztrácí nebo získává elektrony a kolik:
(Je třeba vzít v úvahu, že do tohoto výpočtu nejsou zahrnuty prvky, jejichž oxidační stav se nezměnil.)
Ag 0 - 1e = Ag +1
N+5+3e = N+2
Stříbro ztratí jeden elektron, dusík tři. Vidíme tedy, že pro vyvážení je nutné použít faktor 3 pro stříbro a 1 pro dusík. Potom bude počet ztracených a získaných elektronů stejný.
Krok 4. Nyní na základě získaného koeficientu „3“ pro stříbro začneme celou rovnici vyvažovat s přihlédnutím k počtu atomů zapojených do chemické reakce.
- V původní rovnici jsme před Ag dali tři, což bude vyžadovat stejný koeficient před AgNO 3
- Nyní máme nerovnováhu v počtu atomů dusíku. Jsou čtyři na pravé straně a jeden na levé. Proto před HNO 3 dáme koeficient 4
- Nyní zbývá vyrovnat 4 atomy vodíku vlevo a dva vpravo. Vyřešíme to aplikací faktoru 2 před H2O
Odpovědět:
3Ag + 4HNO3 \u003d 3AgNO3 + NO + 2H20
Příklad "b"
Pojďme skládat elektronické váhy pro každý prvek oxidační reakce Ca + H 2 SO 4 → CaSO 4 + H 2 S + H 2 O
Pro H2SO4 je oxidační stav vodíku +1 kyslík -2, odkud je oxidační stav síry 0 - (+1) * 2 - (-2) * 4 \u003d +6
Pro CaSO 4 je oxidační stav vápníku +2 kyslík -2, kdežto oxidační stav síry je 0 - (+2) - (-2) * 4 \u003d +6
Pro H2S je oxidační stav vodíku +1, respektive síra -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 (koeficient 4)
S+6 + 8e = S-2
4Ca + 5H2SO4 \u003d 4CaSO4 + H2S + 4H20
Sloučeniny s oxidačním stavem –3. Sloučeniny dusíku v oxidačním stavu -3 jsou reprezentovány amoniakem a nitridy kovů.
Amoniak- NH 3 je bezbarvý plyn s charakteristickým štiplavým zápachem. Molekula amoniaku má geometrii trigonální pyramidy s atomem dusíku nahoře. Atomové orbitaly dusíku jsou in sp 3- hybridní stav. Na tvorbě vazeb dusík-vodík se podílejí tři orbitaly a čtvrtý orbital obsahuje nesdílený elektronový pár, molekula má pyramidální tvar. Odpudivé působení osamoceného páru elektronů způsobí, že se vazebný úhel sníží z očekávaných 109,5 na 107,3°.
Při teplotě -33,4 °C amoniak kondenzuje a vytváří kapalinu s velmi vysokým výparným teplem, což umožňuje jeho použití jako chladiva v průmyslových chladicích systémech.
Přítomnost nesdíleného elektronového páru na atomu dusíku mu umožňuje vytvořit další kovalentní vazbu podle mechanismu donor-akceptor. V kyselém prostředí tedy dochází k tvorbě molekulárního amoniového kationtu - NH 4 +. Vznik čtvrté kovalentní vazby vede k vyrovnání vazebných úhlů (109,5°) díky jednotnému odpuzování atomů vodíku.
Kapalný amoniak je dobré samoionizující rozpouštědlo:
2NH 3 NH 4 + + NH 2 -
amidový anion
Rozpouští alkalické kovy a kovy alkalických zemin a vytváří barevné vodivé roztoky. V přítomnosti katalyzátoru (FeCl 3) rozpuštěný kov reaguje s amoniakem za uvolnění vodíku a vytvoření amidu, například:
2Na + 2NH3 \u003d 2NaNH2 + H2
amid sodný
Amoniak je velmi dobře rozpustný ve vodě (při 20 °C se v jednom objemu vody rozpustí asi 700 objemů amoniaku). Ve vodných roztocích vykazuje vlastnosti slabé zásady.
NH 3 + H 2 O ® NH 3 × H 2 O NH 4 + + OH -
= 1,85 10-5
V kyslíkové atmosféře hoří amoniak za tvorby dusíku, na platinovém katalyzátoru se amoniak oxiduje na oxid dusnatý (II):
4NH3 + 302 = 2N2 + 6H20; 4NH3 + 502 \u003d 4NO + 6H20
Jako báze reaguje amoniak s kyselinami za vzniku solí amonného kationtu, například:
NH3 + HCl = NH4Cl
Amonné soli jsou vysoce rozpustné ve vodě a mírně hydrolyzované. V krystalickém stavu jsou tepelně nestabilní. Složení produktů termolýzy závisí na vlastnostech kyseliny tvořící sůl:
NH4CI® NH3 + HCl; (NH4)2SO4® NH3+ (NH4)HS04
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 ® N 2 + Cr 2 O 3 + 4H 2O
Působením alkálií na vodné roztoky amonných solí se při zahřívání uvolňuje amoniak, což umožňuje použít tuto reakci jako kvalitativní pro amonné soli a jako laboratorní metodu pro získání amoniaku.
NH4Cl + NaOH \u003d NaCl + NH3 + H20
V průmyslu se amoniak získává přímou syntézou.
N2 + 3H22NH3
Protože reakce je vysoce reverzibilní, syntéza se provádí za zvýšeného tlaku (až 100 MPa). Pro urychlení procesu se proces provádí v přítomnosti katalyzátoru (houbovité železo podporované přísadami) a při teplotě asi 500 °C.
Nitrid vznikají v důsledku reakcí mnoha kovů a nekovů s dusíkem. Vlastnosti nitridů se v určitém období přirozeně mění. Například pro prvky třetího období:
Nitridy s-prvků skupiny I a II jsou krystalické soli podobné látky, které se snadno rozkládají vodou za vzniku amoniaku.
Li3N + 3H20 \u003d 3LiOH + NH3
Z halogennitridů ve volném stavu byl izolován pouze Cl 3 N, kyselý charakter se projevuje reakcí s vodou:
Cl3N + 3H20 \u003d 3HClO + NH3
Interakce nitridů různé povahy vede ke vzniku smíšených nitridů:
Li3N + AlN \u003d Li3AlN2; 5Li 3 N + Ge 3 N 4 = 3Li 5 GeN 3
nitridoaluminát lithný nitridogermanát (IV) lithium
Nitridy BN, AlN, Si 3 N 4, Ge 3 N 4 jsou pevné polymerní látky s vysokými body tání (2000-3000 °C), jsou to polovodiče nebo dielektrika. Nitridy d-kovů - krystalické sloučeniny různého složení (bertolidy), velmi tvrdé, žáruvzdorné a chemicky stálé, vykazují kovové vlastnosti: kovový lesk, elektrická vodivost.
Sloučeniny s oxidačním stavem –2. Hydrazin - N 2 H 4 - nejdůležitější anorganická sloučenina dusíku v oxidačním stavu -2.
Hydrazin je bezbarvá kapalina s bodem varu 113,5 °C, dýmající na vzduchu. Výpary hydrazinu jsou extrémně toxické a tvoří se vzduchem výbušné směsi. Hydrazin se získává oxidací amoniaku chlornanem sodným:
2N -3 H3 + NaCl +1 O \u003d N2 -2 H4 + NaCl -1 + H20
Hydrazin je mísitelný s vodou v jakémkoli poměru a v roztoku se chová jako slabá dikyselinová báze, tvořící dvě řady solí.
N2H4 + H20 N2H5 + + OH-, Kb = 9,3 x 10-7;
hydrosoniový kationt
N2H5+ + H20N2H62+ + OH-, Kb = 8,5 x 10-15;
dihydrosoniový kationt
N2H4 + HCl N2H5Cl; N2H5CI + HCl N2H6CI2
hydrosonium chlorid dihydrosonium dichlorid
Hydrazin je nejsilnější redukční činidlo:
4KMn +7 O 4 + 5N 2 -2 H 4 + 6H 2 SO 4 \u003d 5N 2 0 + 4 Mn +2 SO 4 + 2K 2 SO 4 + 16 H 2 O
Nesymetrický dimethylhydrazin (heptyl) je široce používán jako raketové palivo.
Sloučeniny s oxidačním stavem –1. Hydroxylamin - NH 2 OH - hlavní anorganická sloučenina dusíku v oxidačním stavu -1.
Hydroxylamin se získává redukcí kyseliny dusičné vodíkem v době izolace během elektrolýzy:
HN03 + 6H \u003d NH2OH + 2H20
Jedná se o bezbarvou krystalickou látku (t.t. 33 °C), vysoce rozpustnou ve vodě, ve které vykazuje vlastnosti slabé zásady. S kyselinami poskytuje hydroxylamonné soli - stabilní bezbarvé látky rozpustné ve vodě.
NH2OH + H20 + + OH-, Kb = 2×10-8
hydroxylamoniový iont
Atom dusíku v molekule NH 2 OH vykazuje střední oxidační stav (mezi -3 a +5), takže hydroxylamin může působit jako redukční činidlo i jako oxidační činidlo:
2N-1H20H + I2 + 2KOH = N02 + 2KI + 4H20;
redukční činidlo
2N-1H2OH + 4FeSO4 + 3H2S04 = 2Fe2 (SO4)3 + (N-3H4)2SO4 + 2H20
okysličovadlo
NH 2 OH se při zahřívání snadno rozkládá a dochází k disproporcionaci:
3N-1H2OH \u003d N02 + N-3H3 + 3H20;
Sloučeniny s oxidačním stavem +1. Oxid dusnatý (I) - N 2 O (oxid dusný, rajský plyn). Strukturu jeho molekuly lze zprostředkovat rezonancí dvou valenčních schémat, která ukazují, že tuto sloučeninu lze považovat za oxid dusnatý (I) pouze formálně, ve skutečnosti jde o oxynitrid dusíku (V) - ON +5 N -3.
N 2 O je bezbarvý plyn s mírným příjemným zápachem. V malých koncentracích vyvolává záchvaty nespoutané radosti, ve velkých dávkách působí celkově anesteticky. Směs oxidu dusného (80 %) a kyslíku (20 %) se v medicíně používala k anestezii.
V laboratorních podmínkách lze oxid dusnatý (I) získat rozkladem dusičnanu amonného. N 2 O získaný touto metodou obsahuje nečistoty vyšších oxidů dusíku, které jsou extrémně toxické!
NH4N03 ¾® N20 + 2H20
Oxid dusnatý (I) je podle svých chemických vlastností typickým nesolnotvorným oxidem, nereaguje s vodou, kyselinami a zásadami. Při zahřívání se rozkládá za vzniku kyslíku a dusíku. Z tohoto důvodu může N 2 O působit jako oxidační činidlo, například:
N20 + H2 \u003d N2 + H20
Sloučeniny s oxidačním stavem +2. Oxid dusnatý (II) - NO - bezbarvý plyn, extrémně toxický. Na vzduchu se rychle oxiduje kyslíkem za vzniku neméně toxického oxidu dusnatého (IV). V průmyslu se NO vyrábí oxidací čpavku na platinovém katalyzátoru nebo průchodem vzduchu elektrickým obloukem (3000-4000 °C).
4NH3 + 502 \u003d 4NO + 6H20; N2 + O2 \u003d 2NO
Laboratorní metodou pro získání oxidu dusnatého (II) je interakce mědi se zředěnou kyselinou dusičnou.
3Cu + 8HN03 (dif.) = 3Cu(N03)2 + 2NO + 4H20
Oxid dusnatý (II) je oxid netvořící sůl, silné redukční činidlo, snadno reaguje s kyslíkem a halogeny.
2NO + O 2 \u003d 2NO 2; 2NO + Cl2 = 2NOCl
nitrosylchlorid
Současně při interakci se silnými redukčními činidly působí NO jako oxidační činidlo:
2NO + 2H2 = N2 + 2H20; 10NO + 4Р = 5N2 + 2Р205
Sloučeniny s oxidačním stavem +3. Oxid dusnatý (III) - N 2 O 3 - intenzivně modrá kapalina (t.cr. -100 °C). Stabilní pouze v kapalném a pevném stavu při nízkých teplotách. Zdá se, že existuje ve dvou formách:
Oxid dusnatý (III) se získává společnou kondenzací par NO a NO 2 . Disociuje v kapalinách a parách.
N02 + NO N203
Vlastnosti jsou typické kyselé oxidy. Reaguje s vodou za vzniku kyseliny dusité, s alkáliemi tvoří soli - dusitany.
N203 + H20 \u003d 2HN02; N2O3 + 2NaOH \u003d 2NaNO2 + H20
Kyselina dusitá- středně silná kyselina (K a = 1×10 -4). Ve své čisté formě nebyl izolován, v roztocích existuje ve dvou tautomerních formách (tautomery jsou izomery, které jsou v dynamické rovnováze).
dusitanová forma nitro forma
Soli kyseliny dusité jsou stabilní. Dusitanový anion vykazuje výraznou redoxní dualitu. V závislosti na podmínkách může plnit jak funkci oxidačního činidla, tak i funkci redukčního činidla, například:
2NaNO 2 + 2KI + 2H 2 SO 4 = I 2 + 2NO + K 2 SO 4 + Na 2 SO 4 + 2H 2 O
okysličovadlo
KMnO 4 + 5NaNO 2 + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5NaNO 3 + K 2SO 4 + 3H 2O
redukční činidlo
Kyselina dusitá a dusitany jsou náchylné k disproporcionaci:
3HN +3 O 2 \u003d HN +5 O 3 + 2N +2 O + H2O
Sloučeniny s oxidačním stavem +4. Oxid dusnatý (IV) - NO 2 - hnědý plyn, s ostrým nepříjemným zápachem. Extrémně toxické! V průmyslu se NO 2 vyrábí oxidací NO. Laboratorní metodou získávání NO 2 je interakce mědi s koncentrovanou kyselinou dusičnou a také tepelný rozklad dusičnanu olovnatého.
Cu + 4HN03 (konc.) = Cu(N03)2 + 2N02 + 2H20;
2Pb(NO 3) 2 \u003d 2PbO + 4NO 2 + O 2
Molekula NO 2 má jeden nepárový elektron a je stabilním volným radikálem, takže oxid dusnatý snadno dimerizuje.
Proces dimerizace je reverzibilní a velmi citlivý na teplotu:
paramagnetické, diamagnetické,
hnědá bezbarvá
Oxid dusičitý je kyselý oxid, který reaguje s vodou za vzniku směsi kyseliny dusičné a dusité (smíšený anhydrid).
2N02 + H20 \u003d HN02 + HN03; 2NO 2 + 2NaOH \u003d NaNO 3 + NaNO 2 + H20
Sloučeniny s oxidačním stavem +5. Oxid dusnatý (V) - N 2 O 5 - bílá krystalická látka. Získává se dehydratací kyseliny dusičné nebo oxidací oxidu dusnatého (IV) ozonem:
2HN03 + P205 \u003d N205 + 2HP03; 2NO 2 + O 3 \u003d N 2 O 5 + O 2
V krystalickém stavu má N 2 O 5 strukturu podobnou soli - + -, v páře (t. vozg. 33 ° C) - molekulární.
N 2 O 5 - oxid kyseliny - anhydrid kyseliny dusičné:
N205 + H20 \u003d 2HNO3
Kyselina dusičná- HNO 3 - bezbarvá kapalina s bodem varu 84,1°C, zahřátím a na světle se rozkládá.
4HNO3 \u003d 4NO2 + O2 + 2H20
Nečistoty oxidu dusičitého dávají koncentrované kyselině dusičné žlutohnědou barvu. Kyselina dusičná je mísitelná s vodou v jakémkoli poměru a je jednou z nejsilnějších minerálních kyselin, v roztoku zcela disociuje.
Struktura molekuly kyseliny dusičné je popsána následujícími strukturními vzorci:
Potíže se zápisem strukturního vzorce HNO 3 jsou způsobeny tím, že dusík, vykazující v této sloučenině oxidační stav +5, může jako prvek druhé periody tvořit pouze čtyři kovalentní vazby.
Kyselina dusičná je jedním z nejsilnějších oxidačních činidel. Hloubka jeho zotavení závisí na mnoha faktorech: koncentrace, teplota, redukční činidlo. Obvykle při oxidaci kyselinou dusičnou vzniká směs redukčních produktů:
HN +5 O 3 ® N +4 O 2 ® N +2 O ® N +1 2 O ® N 0 2 ® +
Převažujícím produktem oxidace nekovů a neaktivních kovů koncentrovanou kyselinou dusičnou je oxid dusnatý (IV):
I2 + 10HN03 (konc) = 2HIO3 + 10N02 + 4H20;
Pb + 4HN03 (konc) = Pb (NO 3) 2 + 2N02 + 2H20
Koncentrovaná kyselina dusičná pasivuje železo a hliník. Hliník je pasivován i zředěnou kyselinou dusičnou. Kyselina dusičná v jakékoli koncentraci neovlivňuje zlato, platinu, tantal, rhodium a iridium. Zlato a platina jsou rozpuštěny v aqua regia - směsi koncentrované kyseliny dusičné a chlorovodíkové v poměru 1:3.
Au + HNO3 + 4HCl \u003d H + NO + 2H20
Silný oxidační účinek aqua regia je způsoben tvorbou atomárního chlóru při rozkladu nitrosylchloridu, produktu interakce kyseliny dusičné s chlorovodíkem.
HN03 + 3HCl \u003d Cl2 + NOCl + 2H20;
NOCl = NO + Clx
Účinným rozpouštědlem pro nízkoaktivní kovy je směs koncentrované kyseliny dusičné a fluorovodíkové.
3Ta + 5HNO3 + 21HF = 3H2 + 5NO + 10H20
Zředěná kyselina dusičná se při interakci s nekovy a nízkoaktivními kovy redukuje hlavně na oxid dusnatý (II), například:
3P + 5HN03 (razb) + 2H20 \u003d 3H3P04 + 5NO;
3Pb + 8HNO3 (razb) \u003d 3Pb (NO 3) 2 + 2NO + 4H20
Aktivní kovy redukují zředěnou kyselinu dusičnou na N 2 O, N 2 nebo NH 4 NO 3, např.
4Zn + 10HNO3 (razb) \u003d 4Zn (NO 3) 2 + NH4NO3 + 3H20
Většina kyseliny dusičné jde do výroby hnojiv a výbušnin.
Kyselina dusičná se vyrábí průmyslově kontaktní nebo obloukovou metodou, které se liší v prvním stupni - výrobě oxidu dusnatého (II). Oblouková metoda je založena na výrobě NO průchodem vzduchu elektrickým obloukem. Při kontaktním procesu se NO vyrábí oxidací amoniaku kyslíkem na platinovém katalyzátoru. Dále je oxid dusnatý (II) oxidován na oxid dusnatý (IV) vzdušným kyslíkem. Rozpuštěním NO 2 ve vodě za přítomnosti kyslíku se získá kyselina dusičná o koncentraci 60-65 %.
4NO2 + O2 + 2H20 \u003d 4HNO3
V případě potřeby se kyselina dusičná zahustí destilací s koncentrovanou kyselinou sírovou. Laboratorně lze 100% kyselinu dusičnou získat působením koncentrované kyseliny sírové na krystalický dusičnan sodný při zahřívání.
NaN03 (cr) + H2SO4 (konc) = HNO3 + NaHS04
Soli kyseliny dusičné- dusičnany - vysoce rozpustné ve vodě, tepelně nestabilní. Rozklad dusičnanů aktivních kovů (kromě lithia), které jsou v řadě standardních elektrodových potenciálů nalevo od hořčíku, vede ke vzniku dusitanů. Například:
2KNO 3 \u003d 2KNO 2 + O 2
Při rozkladu lithia, dusičnanů hořečnatých a také dusičnanů kovů, umístěných v řadě standardních elektrodových potenciálů vpravo od hořčíku, až po měď, se uvolňuje směs oxidu dusnatého (IV) a kyslíku. Například:
2Cu(NO 3) 2 \u003d 2CuO + 4NO 2 + O 2
Dusičnany kovů umístěné na konci řady aktivit se rozkládají na volný kov:
2AgNO3 \u003d 2Ag + 2NO2 + O2
Dusičnany sodné, draselné a amonné se hojně používají k výrobě střelného prachu a výbušnin a také dusíkatých hnojiv (ledek). Síran amonný, čpavková voda a karbamid (močovina) - plný amid kyseliny uhličité se také používají jako hnojiva:
Azid vodíku(dinitridonitrát) - HN 3 (HNN 2) - bezbarvá těkavá kapalina (t.t. -80 °C, teplota varu 37 °C) štiplavého zápachu. Centrální atom dusíku je v hybridizaci sp, oxidační stav je +5, atomy sousedící s ním mají oxidační stav –3. Struktura molekuly:
Vodný roztok kyseliny HN3-hydrazoové se svou silou blíží kyselině octové, Ka \u003d 2,6 × 10-5. Stabilní ve zředěných roztocích. Získává se interakcí hydrazinu a kyseliny dusité:
N2H4 + HNO2 \u003d HN3 + 2H20
Z hlediska oxidačních vlastností se HN 3 (HN +5 N 2) podobá kyselině dusičné. Pokud tedy interakce kovu s kyselinou dusičnou produkuje oxid dusnatý (II) a vodu, pak s kyselinou hydrazoovou - dusík a amoniak. Například,
Cu + 3HN +5 N 2 = Cu(N 3) 2 + N 2 0 + NH 3
Směs HN 3 a HCl se chová jako aqua regia. Soli kyseliny dusité - azidy. Pouze azidy alkalických kovů jsou relativně stabilní, při teplotách > 300 °C se ničí bez výbuchu. Zbytek se rozpadne výbuchem při nárazu nebo zahřátí. Azid olovnatý se používá při výrobě rozbušek:
Pb(N3)2 = Pb + 3N20
Výchozím produktem pro výrobu azidů je NaN 3, který vzniká jako výsledek reakce amidu sodného a oxidu dusnatého (I):
NaNH2 + N20 \u003d NaN3 + H20
4.2 Fosfor
Fosfor je v přírodě zastoupen jedním izotopem - 31 P, čistota fosforu je 0,05 mol.%. Vyskytuje se ve formě fosfátových minerálů: Ca 3 (PO 4) 2 - fosforit, Ca 5 (PO 4) 3 X (X \u003d F, Cl, OH) - apatity. Je součástí kostí a zubů zvířat i lidí, stejně jako složení nukleových kyselin (DNA a RNA) a adenosinfosforečných kyselin (ATP, ADP a AMP).
Fosfor se získává redukcí fosforitu koksem v přítomnosti oxidu křemičitého.
Ca 3 (PO 4) 2 + 3SiO 2 + 5C = 3CaSiO 3 + 2P + 5CO
Jednoduchá látka - fosfor - tvoří několik alotropních modifikací, z nichž hlavní jsou bílý, červený a černý fosfor. Bílý fosfor vzniká při kondenzaci fosforových par a je to bílá voskovitá látka (t.t. 44 °C), nerozpustná ve vodě, rozpustná v některých organických rozpouštědlech. Bílý fosfor má molekulární strukturu a skládá se z tetraedrických molekul P 4 .
Pevnost vazby (valenční úhel P-P-P je pouze 60°) určuje vysokou reaktivitu a toxicitu bílého fosforu (smrtelná dávka je asi 0,1 g). Vzhledem k tomu, že bílý fosfor je vysoce rozpustný v tucích, nelze mléko použít jako protijed při otravě. Na vzduchu se bílý fosfor samovolně vznítí, proto je skladován v hermeticky uzavřené nádobě na chemikálie pod vrstvou vody.
Červený fosfor má polymerní strukturu. Získává se zahříváním bílého fosforu nebo ozářením světlem. Na rozdíl od bílého fosforu je mírně reaktivní a netoxický. Zbytková množství bílého fosforu však mohou způsobit, že červený fosfor bude toxický!
Černý fosfor se získává zahříváním bílého fosforu pod tlakem 120 tisíc atm. Má polymerní strukturu, má polovodičové vlastnosti, je chemicky stabilní a netoxický.
Chemické vlastnosti. Bílý fosfor se samovolně oxiduje vzdušným kyslíkem při pokojové teplotě (při zahřátí dochází k oxidaci červeného a černého fosforu). Reakce probíhá ve dvou fázích a je doprovázena luminiscencí (chemiluminiscencí).
2P + 302 \u003d 2P203; P203 + O2 \u003d P205
Fosfor také postupně reaguje se sírou a halogeny.
2P + 3Cl2 \u003d 2PCI 3; PCl3 + Cl2 = PCl5
Při interakci s aktivními kovy působí fosfor jako oxidační činidlo, vytváří fosfidy - sloučeniny fosforu v oxidačním stavu -3.
3Ca + 2P = Ca3P2
Oxidační kyseliny (kyselina dusičná a koncentrovaná kyselina sírová) oxidují fosfor na kyselinu fosforečnou.
P + 5HN03 (konc) = H3PO4 + 5NO2 + H20
Při varu s alkalickými roztoky je bílý fosfor disproporcionální:
4P0 + 3KOH + 3H20 = P-3H3 + 3KH2P +102
fosfin fosfornan draselný