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Stato di ossidazione di Hno3. Reazioni redox

I prodotti chimici possono essere suddivisi in ossidanti tipici, tipici agenti riducenti e sostanze che possono esibire proprietà sia ossidanti che riducenti. Alcune sostanze praticamente non mostrano attività redox.

A ossidanti tipici includere:

sostanze semplici - non metalli con le più forti proprietà ossidanti (fluoro F 2, ossigeno O 2, cloro Cl 2);
ionimetalli o non metalli Con stati di ossidazione altamente positivi (solitamente più elevati). : acidi (HN +5 O 3, HCl +7 O 4), sali (KN +5 O 3, KMn +7 O 4), ossidi (S +6 O 3, Cr +6 O 3)
composti che ne contengono alcuni cationi metallici avendo elevati stati di ossidazione: Pb 4+ , Fe 3+ , Au 3+ ecc.

Tipici agenti riducenti di solito è:

sostanze semplici - metalli(le capacità riducenti dei metalli sono determinate da una serie di attività elettrochimiche);
sostanze complesse che contengono atomi o ioni di non metalli con uno stato di ossidazione negativo (solitamente inferiore).: composti binari dell'idrogeno (H 2 S, HBr), sali di acidi privi di ossigeno (K 2 S, NaI);
alcuni composti contenenti cationi con il più basso stato di ossidazione positivo(Sn 2+, Fe 2+, Cr 2+), che, donando elettroni, possono aumentare il loro stato di ossidazione;
composti contenenti ioni complessi, costituiti da non metalli con uno stato di ossidazione positivo intermedio(S +4 O 3) 2–, (НР +3 O 3) 2– , in cui gli elementi possono, donando elettroni, aumentare il suo stato di ossidazione positivo.

La maggior parte delle altre sostanze può mostrare proprietà sia ossidanti che riducenti.

Tipici agenti ossidanti e riducenti sono mostrati nella tabella.

Nella pratica di laboratorio i più comunemente usati sono i seguenti ossidanti :

permanganato di potassio (KMnO 4);

bicromato di potassio (K 2 Cr 2 O 7);

acido nitrico (HNO 3);

acido solforico concentrato (H 2 SO 4);

perossido di idrogeno (H 2 O 2);

ossidi di manganese (IV) e piombo (IV) (MnO 2 , PbO 2);

nitrato di potassio fuso (KNO 3) e fusioni di alcuni altri nitrati.

A riduttori che si applicano v pratica di laboratorio relazionare:

magnesio (Mg), alluminio (Al), zinco (Zn) e altri metalli attivi;
idrogeno (H 2) e carbonio (C);
ioduro di potassio (KI);
solfuro di sodio (Na 2 S) e idrogeno solforato (H 2 S);
solfito di sodio (Na 2 SO 3);
cloruro di stagno (SnCl2).

Classificazione delle reazioni redox

Le reazioni redox sono generalmente suddivise in quattro tipi: reazioni intermolecolari, intramolecolari, di sproporzione (autoossidazione-autoriduzione) e reazioni di contro-sproporzione.

Reazioni intermolecolari procedere con una variazione del grado di ossidazione elementi diversi da reagenti diversi. Allo stesso tempo, si formano vari prodotti di ossidazione e riduzione .

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.

Reazioni intramolecolari sono reazioni in cui elementi diversi da un reagente trasferirsi in diversi prodotti come:

(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 .

Reazioni di sproporzione (auto-ossidazione-auto-recupero) - si tratta di reazioni in cui l'agente ossidante e l'agente riducente - lo stesso elemento dello stesso reagente, che entra prodotti diversi:

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

Riproporzione (proporzione, controsproporzione ) sono reazioni in cui si trovano un agente ossidante e un agente riducente lo stesso elemento, Quale di reagenti diversi va in uno Prodotto. Reazione inversa alla sproporzione.

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

Regole di base per la compilazione di reazioni redox

Le reazioni redox sono accompagnate da processi di ossidazione e riduzione:

Ossidazioneè il processo di donazione di elettroni da parte di un agente riducente.

Recupero è il processo di aggiunta di elettroni a un agente ossidante.

Ossidante recuperoe l'agente riducente ossidato .

Nelle reazioni redox, il saldo elettronico: Il numero di elettroni che dona l'agente riducente è uguale al numero di elettroni che riceve l'agente ossidante. Se il saldo viene redatto in modo errato, non sarai in grado di redigere OVR complessi.

Vengono utilizzati diversi metodi per compilare le reazioni redox (ORR): il metodo del bilancio elettronico, il metodo del bilancio elettrone-ione (metodo della semireazione) e altri.

Considera in dettaglio metodo della bilancia elettronica .

È abbastanza facile "riconoscere" OVR: è sufficiente disporre gli stati di ossidazione in tutti i composti e determinare che gli atomi cambiano lo stato di ossidazione:

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

Scriviamo separatamente gli atomi degli elementi che cambiano lo stato di ossidazione, nello stato PRIMA della reazione e DOPO la reazione.

Lo stato di ossidazione viene modificato dagli atomi di manganese e zolfo:

S -2 -2e = S 0

Mn +7 + 1e = Mn +6

Il manganese assorbe 1 elettrone, lo zolfo dona 2 elettroni. Allo stesso tempo, è necessario rispettare saldo elettronico. Pertanto, è necessario raddoppiare il numero di atomi di manganese e lasciare invariato il numero di atomi di zolfo. Indichiamo i coefficienti di bilancio sia prima dei reagenti che prima dei prodotti!

Schema per la compilazione di equazioni OVR utilizzando il metodo della bilancia elettronica:

Attenzione! Ci possono essere diversi agenti ossidanti o riducenti in una reazione. Il bilancio deve essere redatto in modo che il numero TOTALE di elettroni dati e ricevuti sia lo stesso.

Schemi generali delle reazioni redox

I prodotti delle reazioni redox spesso dipendono da condizioni di processo. Prendere in considerazione i principali fattori che influenzano il decorso delle reazioni redox.

Il fattore determinante più ovvio è mezzo di soluzione di reazione - . Di norma (ma non necessariamente), la sostanza che definisce il mezzo è elencata tra i reagenti. Sono possibili le seguenti opzioni:

attività ossidativa si intensifica in un ambiente più acido e l'ossidante si riduce più profondamente(ad esempio permanganato di potassio, KMnO 4, dove Mn +7 si riduce a Mn +2 in ambiente acido, ea Mn +6 in ambiente alcalino);
attività ossidativa intensifica in un ambiente più alcalino e l'agente ossidante viene ridotto più profondamente (ad esempio, il nitrato di potassio KNO 3, dove N +5, quando interagisce con un agente riducente in un mezzo alcalino, viene ridotto a N -3);
oppure l'agente ossidante non è praticamente soggetto a cambiamenti nell'ambiente.

Il mezzo di reazione consente di determinare la composizione e la forma di esistenza dei restanti prodotti OVR. Il principio di base è che si formano prodotti che non interagiscono con i reagenti!

Nota! E Se il mezzo di soluzione è acido, le basi e gli ossidi basici non possono essere presenti tra i prodotti di reazione, perché interagiscono con l'acido. Viceversa, in ambiente alcalino, è esclusa la formazione di acido e ossido acido. Questo è uno degli errori più comuni e più grossolani.

Inoltre, la direzione del flusso OVR è influenzata da la natura dei reagenti. Per esempio, durante l'interazione dell'acido nitrico HNO 3 con agenti riducenti, si osserva uno schema: maggiore è l'attività dell'agente riducente, maggiore è la riduzione dell'azoto N + 5.

Con un aumento temperatura la maggior parte degli OVR tende ad essere più intensa e profonda.

Nelle reazioni eterogenee, la composizione dei prodotti è spesso influenzata da finezza del solido . Ad esempio, lo zinco in polvere con acido nitrico forma un prodotto, mentre lo zinco granulare forma prodotti completamente diversi. Maggiore è il grado di macinazione del reagente, maggiore è la sua attività, Generalmente.

Considera i più tipici ossidanti da laboratorio.

Schemi di base delle reazioni redox

Schema per il recupero dei permanganati

I permanganati contengono un potente agente ossidante - manganese allo stato di ossidazione +7. I sali di manganese +7 colorano la soluzione Viola colore.

I permanganati, a seconda del mezzo della soluzione di reazione, vengono ridotti in modi diversi.

IN ambiente acido il recupero è più profondo Mn2+. L'ossido di manganese nello stato di ossidazione +2 presenta proprietà di base, quindi, in ambiente acido si forma il sale. Sali di manganese +2 incolore. IN soluzione neutra il manganese viene recuperato al grado di ossidazione +4 , con l'istruzione ossido anfotero MnO 2 — marrone sedimento insolubile in acidi e alcali. IN alcalino ambiente, il manganese è ridotto al minimo - al più vicino stati di ossidazione +6 . I composti di manganese +6 presentano proprietà acide, in un mezzo alcalino formano sali - manganati. I manganati danno la soluzione colorazione verde .

Considera l'interazione del permanganato di potassio KMnO 4 con solfuro di potassio in mezzi acidi, neutri e alcalini. In queste reazioni, il prodotto di ossidazione dello ione solfuro è 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 errore comune in questa reazione è un'indicazione dell'interazione di zolfo e alcali nei prodotti di reazione. Tuttavia, lo zolfo interagisce con gli alcali in condizioni piuttosto dure (temperatura elevata), che non corrispondono alle condizioni per questa reazione. In condizioni normali, sarà corretto indicare separatamente esattamente zolfo molecolare e alcali, e non i prodotti della loro interazione.

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

Le difficoltà sorgono anche durante la compilazione di questa reazione. Il fatto è che in questo caso non è necessario scrivere la molecola del mezzo (KOH o altro alcali) nei reagenti per equalizzare la reazione. L'alcali prende parte alla reazione e determina il prodotto della riduzione del permanganato di potassio, ma i reagenti e i prodotti vengono equalizzati anche senza la sua partecipazione. Questo apparentemente paradosso può essere facilmente risolto se ricordiamo che una reazione chimica è solo una notazione condizionale che non indica ogni processo in corso, ma è solo un riflesso della somma di tutti i processi. Come determinarlo da soli? Se agisci secondo lo schema classico - coefficienti di equilibrio-equilibrio - equalizzazione dei metalli, vedrai che i metalli sono equalizzati dai coefficienti di equilibrio e la presenza di alcali sul lato sinistro dell'equazione di reazione sarà superflua.

Permanganati ossidare:

non metalli con uno stato di ossidazione negativo alle sostanze semplici (con stato di ossidazione 0), eccezioni — fosforo, arsenico - fino a +5 ;
non metalli con uno stato di ossidazione intermedio al massimo grado di ossidazione;
metalli attivi positivo stabile il grado di ossidazione del metallo.

KMnO 4 + NeMe (minimo d.d.) = NeMe 0 + altri prodotti

KMnO 4 + NeMe (s.o. intermedio) = NeMe (s.o. superiore) + altri prodotti

KMnO 4 + Me 0 = Me (sd stabile) + altri prodotti

KMnO 4 + P -3, As -3 = P +5, As +5 + altri prodotti

Schema di recupero cromati/bicromati

Una caratteristica del cromo con valenza VI è che forma 2 tipi di sali in soluzioni acquose: cromati e bicromati, a seconda del mezzo di soluzione. Cromati metallici attivi (ad esempio, K 2 CrO 4) sono sali stabili in alcalino ambiente. Dicromati (bicromati) di metalli attivi (ad esempio, K 2 Cr 2 O 7) - sali, stabili in un ambiente acido .

I composti di cromo (VI) sono ridotti a composti di cromo (III). . I composti di cromo Cr +3 sono anfoteri e, a seconda del mezzo della soluzione, esistono in soluzione in varie forme: in un mezzo acido nella forma sali(i composti anfoteri formano sali quando interagiscono con gli acidi), in un mezzo neutro - insolubile anfotero cromo (III) idrossido Cr(OH) 3 , e in un ambiente alcalino si formano composti di cromo (III). sale complesso, Per esempio, esaidrossocromato di potassio (III) K 3 .

Composti di cromo VI ossidare:

non metalli in uno stato di ossidazione negativo alle sostanze semplici (con stato di ossidazione 0), eccezioni — fosforo, arsenico - fino a +5;
non metalli in uno stato di ossidazione intermedio al massimo grado di ossidazione;
metalli attivi da sostanze semplici (punto di ossidazione 0) a composti con positivo stabile il grado di ossidazione del metallo.

Cromato/bicromato + neMe (negativo d.d.) = neMe 0 + altri prodotti

Cromato/bicromato + NeMe (ds intermedio positivo) = NeMe (ds più alto) + altri prodotti

Cromato / bicromato + Me 0 \u003d Me (s.d. stabile) + altri prodotti

Cromato/bicromato + P, As (negativo d.d.) = P, As +5 + altri prodotti

Decomposizione dei nitrati

I sali di nitrato contengono azoto allo stato di ossidazione +5 - forte ossidante. Tale azoto può ossidare l'ossigeno (O -2). Questo accade quando i nitrati vengono riscaldati. In questo caso, nella maggior parte dei casi, l'ossigeno viene ossidato allo stato di ossidazione 0, cioè Prima molecolare ossigeno O2 .

A seconda del tipo di metallo che forma il sale, durante la decomposizione termica (temperatura) dei nitrati si formano vari prodotti: se metallo attivo(nella serie di attività elettrochimica sono al magnesio), quindi l'azoto viene ridotto a uno stato di ossidazione di +3 e dopo la decomposizione si formano sali nitriti e ossigeno molecolare .

Per esempio:

2NaNO 3 → 2NaNO 2 + O 2 .

I metalli attivi si trovano in natura sotto forma di sali (KCl, NaCl).

Se un metallo è nella serie di attività elettrochimica a destra del magnesio e a sinistra del rame (compresi magnesio e rame) , quindi la decomposizione produce ossido di metallo in uno stato di ossidazione stabile, ossido nitrico (IV)(gas marrone) e ossigeno. L'ossido di metallo si forma anche durante la decomposizione nitrato di litio .

Per esempio, decomposizione nitrato di zinco:

2Zn(NO 3) 2 → 2ZnО + 4NO 2 + O 2.

I metalli di media attività si trovano più spesso in natura sotto forma di ossidi (Fe 2 O 3, Al 2 O 3, ecc.).

ioni metalli, situato nella serie di attività elettrochimica a destra del rame sono forti agenti ossidanti. A decomposizione dei nitrati essi, come N +5, partecipano all'ossidazione dell'ossigeno e sono ridotti a sostanze semplici, ad es. si forma il metallo e i gas vengono rilasciati ossido nitrico (IV) e ossigeno .

Per esempio, decomposizione nitrato d'argento:

2AgNO3 → 2Ag + 2NO2 + O2.

I metalli inattivi si presentano in natura sotto forma di sostanze semplici.

Alcune eccezioni!

Decomposizione nitrato di ammonio :

Nella molecola di nitrato di ammonio c'è sia un agente ossidante che un agente riducente: l'azoto nello stato di ossidazione -3 mostra solo proprietà riducenti, l'azoto nello stato di ossidazione +5 solo ossidante.

Quando riscaldato, nitrato di ammonio in decomposizione. A temperature fino a 270 o C, ossido nitrico (I)("gas esilarante") e acqua:

NH 4 NO 3 → N 2 O + 2H 2 O

Questo è un esempio di reazione controsproporzione .

Lo stato di ossidazione risultante dell'azoto è la media aritmetica dello stato di ossidazione degli atomi di azoto nella molecola originale.

A una temperatura più elevata, l'ossido nitrico (I) si decompone in sostanze semplici - azoto E ossigeno:

2NH 4 NO 3 → 2N 2 + O 2 + 4H 2 O

A decomposizione nitrito di ammonio NH4NO2 si verifica anche una contro-sproporzione.

Lo stato di ossidazione risultante dell'azoto è anche uguale alla media aritmetica degli stati di ossidazione degli atomi di azoto iniziali: l'agente ossidante N +3 e l'agente riducente N -3

NH 4 NO 2 → N 2 + 2H 2 O

Decomposizione termica nitrato di manganese(II). accompagnato da ossidazione del metallo:

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

Nitrato di ferro (II). a basse temperature si decompone in ossido di ferro (II), quando riscaldato, il ferro viene ossidato in uno stato di ossidazione di +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 di nichel (II). si decompone in nitriti se riscaldato.

Proprietà ossidanti dell'acido nitrico

Acido nitrico HNO 3 quando si interagisce con i metalli è praticamente non forma mai idrogeno , a differenza della maggior parte degli acidi minerali.

Ciò è dovuto al fatto che l'acido contiene un agente ossidante molto forte: l'azoto nello stato di ossidazione +5. Quando si interagisce con agenti riducenti - metalli, si formano vari prodotti di riduzione dell'azoto.

Acido nitrico + metallo \u003d sale metallico + prodotto di riduzione dell'azoto + H 2 O

L'acido nitrico può essere convertito in ossido nitrico (IV) NO 2 (N +4); ossido nitrico (II) NO (N +2); ossido nitrico (I) N 2 O ("gas esilarante"); azoto molecolare N 2 ; nitrato di ammonio NH 4 NO 3. Di norma, si forma una miscela di prodotti con una predominanza di uno di essi. L'azoto è ridotto in questo caso agli stati di ossidazione da +4 a −3. La profondità del recupero dipende principalmente per natura agente riducente E dalla concentrazione di acido nitrico . Ecco come funziona la regola: minore è la concentrazione dell'acido e maggiore è l'attività del metallo, più elettroni riceve l'azoto e si formano prodotti più ridotti.

Alcuni schemi ti permetteranno di determinare correttamente il prodotto principale della riduzione dell'acido nitrico da parte dei metalli nella reazione:

sotto azione acido nitrico molto diluito SU metalli solitamente formato nitrato di ammonio NH 4 NO 3 ;

Per esempio, interazione dello zinco con acido nitrico molto diluito:

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

acido nitrico concentrato nel freddo passiva alcuni metalli - cromo Cr, alluminio Al e ferro Fe . Quando la soluzione viene riscaldata o diluita, la reazione procede;

passivazione metallica - questo è il trasferimento della superficie metallica in uno stato inattivo dovuto alla formazione sulla superficie metallica strati sottili composti inerti, in questo caso prevalentemente ossidi metallici, che non reagiscono con l'acido nitrico concentrato

Acido nitrico non reagisce con i metalli del sottogruppo del platino — oro Au, platino Pt, e palladio Pd;

quando si interagisce acido concentrato con metalli inattivi e metalli di media attività nitrico l'acido è ridotto a ossido nitrico (IV) NO 2 ;

Per esempio, ossidazione del rame con acido nitrico concentrato:

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

quando si interagisce acido nitrico concentrato con metalli attivi formato Monossido di azoto (I) N2O ;

Per esempio, ossidazione sodio concentrato acido nitrico:

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

quando si interagisce diluire l'acido nitrico con metalli inattivi (nella serie di attività a destra dell'idrogeno) l'acido è ridotto a ossido nitrico (II) NO ;
quando si interagisce acido nitrico diluito con metalli ad attività intermedia O ossido nitrico (II) NO, o ossido nitrico N 2 O, o azoto molecolare N 2 - dipende da ulteriori fattori(attività del metallo, grado di affinamento del metallo, grado di diluizione dell'acido, temperatura).
quando si interagisce diluire l'acido nitrico con metalli attivi formato azoto molecolare N 2 .

Per una determinazione approssimativa dei prodotti della riduzione dell'acido nitrico nell'interazione con diversi metalli, propongo di utilizzare il principio del pendolo. I principali fattori che spostano la posizione del pendolo sono la concentrazione dell'acido e l'attività del metallo. Per semplificare, utilizziamo 3 tipi di concentrazioni di acido: concentrato (più del 30%), diluito (30% o meno), molto diluito (meno del 5%). In base all'attività, dividiamo i metalli in attivi (prima dell'alluminio), attività media (dall'alluminio all'idrogeno) e inattivi (dopo l'idrogeno). I prodotti della riduzione dell'acido nitrico sono disposti in ordine decrescente del grado di ossidazione:

NO2; NO; N2O; N 2 ; NH4NO3

Più il metallo è attivo, più ci spostiamo a destra. Maggiore è la concentrazione o minore è la diluizione dell'acido, più ci spostiamo a sinistra.

Per esempio , l'acido concentrato e il rame metallico inattivo Cu interagiscono. Pertanto, ci spostiamo nella posizione di estrema sinistra, si formano ossido nitrico (IV), nitrato di rame e acqua.

L'interazione dei metalli con l'acido solforico

Acido solforico diluito interagisce con i metalli come un normale acido minerale. Quelli. interagisce con i metalli che si trovano in una serie di tensioni elettrochimiche fino all'idrogeno. L'agente ossidante qui sono gli ioni H +, che sono ridotti a idrogeno molecolare H 2. In questo caso, i metalli sono ossidati, di regola, a minimo grado di ossidazione.

Per esempio:

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

interagisce con i metalli che si trovano in una serie di tensioni sia prima che dopo l'idrogeno.

H 2 SO 4 (conc) + metallo \u003d sale metallico + prodotto di riduzione dello zolfo (SO 2, S, H 2 S) + acqua

Quando l'acido solforico concentrato interagisce con i metalli, si formano un sale metallico (in uno stato di ossidazione stabile), acqua e un prodotto di riduzione dello zolfo - anidride solforosa S +4 O 2, zolfo molecolare S o idrogeno solforato H 2 S -2, a seconda del grado di concentrazione, dell'attività del metallo, del suo grado di macinazione, della temperatura, ecc. Quando l'acido solforico concentrato interagisce con i metalli, l'idrogeno molecolare non si forma!

I principi di base dell'interazione dell'acido solforico concentrato con i metalli:

1. acido solforico concentrato passiva alluminio, cromo, ferro a temperatura ambiente o al freddo;

2. acido solforico concentrato non interagisce Con oro, platino e palladio ;

3. CON metalli inattivi acido solforico concentrato recupera a ossido di zolfo (IV).

Per esempio, il rame viene ossidato con acido solforico concentrato:

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

4. Quando si interagisce con metalli attivi e zinco forme di acido solforico concentratozolfo S o idrogeno solforato H 2 S 2- (a seconda della temperatura, del grado di macinazione e dell'attività del metallo).

Per esempio , interazione dell'acido solforico concentrato con lo zinco:

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

Perossido di idrogeno

Il perossido di idrogeno H 2 O 2 contiene ossigeno nello stato di ossidazione -1. Tale ossigeno può sia aumentare che diminuire lo stato di ossidazione. Pertanto, il perossido di idrogeno mostra proprietà sia ossidanti che riducenti.

Quando interagisce con agenti riducenti, il perossido di idrogeno mostra le proprietà di un agente ossidante e viene ridotto a uno stato di ossidazione di -2. Di norma, il prodotto di riduzione del perossido di idrogeno è acqua o ione idrossido, a seconda delle condizioni di reazione. Per esempio:

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

Quando interagisce con agenti ossidanti, il perossido viene ossidato in ossigeno molecolare (stato di ossidazione 0): O 2 . Per esempio :

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

Considera gli stati di ossidazione di tutti gli elementi nell'acido nitrico. L'ossigeno nei composti complessi è quasi sempre nello stato di ossidazione -2 (ad eccezione di perossidi, superossidi, fluoruro di ossigeno, ecc.). L'atomo di idrogeno, che è necessariamente una parte degli acidi protici, ha uno stato di ossidazione di +1. Per determinare lo stato di ossidazione di un atomo di azoto, è necessario risolvere una semplice equazione. Sia x lo stato di ossidazione dell'azoto, quindi, secondo il principio di neutralità elettrica della molecola, 1 + x + 3 * (-2) \u003d 0, da cui x \u003d 5. Risposta: gli stati di ossidazione degli elementi nell'acido nitrico sono +1, +5, -2 rispettivamente per idrogeno, azoto e ossigeno.

In questa attività, è necessario determinare lo stato di ossidazione del seguente composto:

Determinare l'ordine in cui deve essere eseguita questa attività

Annota cosa significa il grado di ossidazione;
Determinare lo stato di ossidazione dell'acido nitrico;
Scrivi una descrizione.

Lo stato di ossidazione in questo composto è il seguente

Stato di ossidazione - valore condizionale ausiliario per la registrazione dei processi di ossidazione, riduzione e reazioni redox. Indica lo stato di ossidazione di un singolo atomo di una molecola ed è solo un metodo conveniente per tenere conto del trasferimento di elettroni: non è la vera carica di un atomo in una molecola.

Le idee sul grado di ossidazione degli elementi costituiscono la base e vengono utilizzate nella classificazione delle sostanze chimiche, nella descrizione delle loro proprietà, nella preparazione delle formule per i composti e nei loro nomi internazionali (nomenclatura). Ma è particolarmente ampiamente utilizzato nello studio delle reazioni redox.

concetto stato di ossidazione spesso usato in chimica inorganica al posto del concetto di valenza.

Lo stato di ossidazione è indicato sopra il simbolo dell'elemento. Contrariamente all'indicazione della carica di uno ione, quando si indica il grado di ossidazione si mette prima il segno, poi il valore numerico, e non viceversa.

Lo stato di ossidazione (al contrario della valenza) può avere valori zero, negativi e positivi, che di solito sono posizionati sopra il simbolo dell'elemento in alto.

Lo stato di ossidazione dell'acido nitrico è il seguente:

HNO3 - stato di ossidazione dell'idrogeno + 1, stato di ossidazione dell'azoto + 5, stato di ossidazione dell'ossigeno - 2.

A. H2S B.SO3 C.H2SO3

2. Lo stato di ossidazione del carbonio nel carbonato di calcio è:
A. -4 B.+2 C.+4

3. Una sostanza in cui lo stato di ossidazione del fosforo è zero:
A.P4 B.PH3 C.P2O5

4. Redox è una reazione la cui equazione è:
A.2Al(OH)3=Al2O3+3H2O B.H2+Cl2=2HCl C.NaOH+HNO3=NaNO3+H2O

5. Un agente ossidante in una reazione chimica, CuO+H2=Cu+H2O è:
A.H20 B.Cu2+ C.O2- D.Cu0

6. Lo stato di ossidazione del cloro diminuisce nella serie:
A.Cl2– HCl–HClO B.NaCl–Cl2–KClO3 C.HClO4–NaClO2–BaCl2

7. Il processo di transizione, il cui schema N-3→N+2 è:
R. Recupero
B. Ossidazione
B. Non è un processo redox.

8. Nell'equazione di reazione S + O2 → SO2, il numero di elettroni donati dall'agente ossidante è:
A.2 B.4 C.6

9. Il fosforo nello stato di ossidazione 0 può essere:
A.Solo riducente
B. Solo ossidante
B. Agente ossidante e riducente

10. Una sostanza semplice è un non metallo con le più forti proprietà ossidanti:
A.Br2
B.Cl2
B. F2

Parte B.
11. Scrivi le formule per l'ossido nitrico (III) e l'ossido nitrico (V)

12. Disporre i coefficienti nello schema di reazione utilizzando il metodo dell'equilibrio elettronico:
Ca + O2 = CaO
Denominare i processi di ossidazione e riduzione e indicare l'agente ossidante e l'agente riducente.

13. Disporre le formule dei composti chimici: CH4, CO2, CO - in ordine decrescente degli stati di ossidazione degli atomi di carbonio.

14. Secondo lo schema Cu + 2 + 2ē → Cu0, crea un'equazione per una reazione chimica e considerala dal punto di vista dell'OVR.

15. Completa la frase: "La restaurazione è ..."

1) sommare le equazioni di reazione, indicare gli stati di ossidazione degli elementi e disporre i coefficienti con il metodo della bilancia elettronica: Ca + O2 ->, N2 + H2 ->. 2)

determinare lo stato di ossidazione di ciascun elemento, disporre i coefficienti utilizzando il metodo della bilancia elettronica: KCIO3 + S -> KCI + SO2. 3) Determinare lo stato di ossidazione dello zolfo nei seguenti composti: H2SO4, SO2, H2S, SO2, H2SO3. 4 verso gli atomi di quale elemento chimico si spostano le coppie di elettroni comuni nelle molecole dei seguenti composti: H2O, HI, PCI3, H3N, H2S, CO2? per favore date una risposta valida! 5) dimmi, gli stati di ossidazione degli atomi cambiano quando l'acqua si forma da idrogeno e ossigeno? 6) scrivere le equazioni di dissociazione elettrolitica: nitrato di rame, acido cloridrico, solfato di alluminio, idrossido di bario, solfato di zinco. 7) scrivere le equazioni molecolari e ioniche delle reazioni tra le soluzioni: idrossido di litio e acido nitrico, nitrato di rame e idrossido di sodio, carbonato di potassio e acido fosforico. 8) nell'interazione di soluzioni di quali sostanze, uno dei prodotti di reazione è l'acqua? K2CO3 e HCI: Ca(OH)2 e HNO3: NaOH e H2SO4: NaNO3 e H2SO4? Si prega di scrivere le equazioni di reazione in formule molecolari e ioniche. 9) quale dei seguenti sali subisce idrolisi quando disciolto in acqua: cloruro di alluminio, solfuro di potassio, cloruro di sodio? Scrivi le equazioni per l'idrolisi.

Composti con uno stato di ossidazione di -3. I composti di azoto nello stato di ossidazione -3 sono rappresentati da ammoniaca e nitruri metallici.

Ammoniaca- NH 3 è un gas incolore con un caratteristico odore pungente. La molecola di ammoniaca ha la geometria di una piramide trigonale con un atomo di azoto in cima. Gli orbitali atomici dell'azoto sono dentro sp 3- stato ibrido. Tre orbitali sono coinvolti nella formazione di legami azoto-idrogeno e il quarto orbitale contiene una coppia di elettroni non condivisa, la molecola ha una forma piramidale. L'azione repulsiva della coppia solitaria di elettroni fa diminuire l'angolo di legame dai 109,5° previsti a 107,3°.

Ad una temperatura di -33,4 °C l'ammoniaca condensa formando un liquido con un calore di vaporizzazione molto elevato, che ne consente l'utilizzo come refrigerante nei sistemi di refrigerazione industriale.

La presenza di una coppia di elettroni non condivisa nell'atomo di azoto gli consente di formare un altro legame covalente secondo il meccanismo donatore-accettore. Pertanto, in un ambiente acido, si verifica la formazione del catione molecolare di ammonio - NH 4 +. La formazione di un quarto legame covalente porta all'allineamento degli angoli di legame (109,5°) a causa della repulsione uniforme degli atomi di idrogeno.

L'ammoniaca liquida è un buon solvente auto-ionizzante:

2NH 3 NH 4 + + NH 2 -

anione ammidico

Dissolve i metalli alcalini e alcalino terrosi formando soluzioni conduttive colorate. In presenza di un catalizzatore (FeCl 3), il metallo disciolto reagisce con l'ammoniaca per rilasciare idrogeno e formare un'ammide, ad esempio:

2Na + 2NH 3 \u003d 2NaNH 2 + H 2

ammide di sodio

L'ammoniaca è molto solubile in acqua (a 20 °C, circa 700 volumi di ammoniaca si dissolvono in un volume d'acqua). In soluzioni acquose, presenta le proprietà di una base debole.

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

= 1,85 10 -5

In un'atmosfera di ossigeno, l'ammoniaca brucia con la formazione di azoto; su un catalizzatore di platino, l'ammoniaca viene ossidata in ossido nitrico (II):

4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O; 4NH 3 + 5O 2 \u003d 4NO + 6H 2 O

Come base, l'ammoniaca reagisce con gli acidi per formare sali del catione di ammonio, ad esempio:

NH 3 + HCl = NH 4 Cl

I sali di ammonio sono altamente solubili in acqua e leggermente idrolizzati. Allo stato cristallino sono termicamente instabili. La composizione dei prodotti di termolisi dipende dalle proprietà dell'acido che forma il sale:

NH 4 Cl ® NH 3 + HCl; (NH 4) 2 SO 4 ® NH 3 + (NH 4) H SO 4

(NH 4) 2 Cr 2 O 7 ® N 2 + Cr 2 O 3 + 4H 2 O

Sotto l'azione degli alcali su soluzioni acquose di sali di ammonio, l'ammoniaca viene rilasciata durante il riscaldamento, il che rende possibile utilizzare questa reazione come qualitativa per i sali di ammonio e come metodo di laboratorio per ottenere ammoniaca.

NH 4 Cl + NaOH \u003d NaCl + NH 3 + H 2 O

Nell'industria, l'ammoniaca si ottiene per sintesi diretta.

N2+3H22NH3

Poiché la reazione è altamente reversibile, la sintesi viene effettuata a pressione elevata (fino a 100 MPa). Per velocizzare il processo, il processo viene condotto in presenza di un catalizzatore (ferro spugnoso promosso da additivi) e ad una temperatura di circa 500°C.

Nitruro si formano a seguito delle reazioni di molti metalli e non metalli con l'azoto. Le proprietà dei nitruri cambiano naturalmente in un periodo. Ad esempio, per elementi del terzo periodo:

I nitruri di elementi s dei gruppi I e II sono sostanze cristalline simili al sale che vengono facilmente decomposte dall'acqua per formare ammoniaca.

Li 3 N + 3H 2 O \u003d 3LiOH + NH 3

Dei nitruri di alogeni allo stato libero è stato isolato solo Cl 3 N, il carattere acido si manifesta nella reazione con l'acqua:

Cl 3 N + 3H 2 O \u003d 3HClO + NH 3

L'interazione di nitruri di diversa natura porta alla formazione di nitruri misti:

Li 3 N + AlN \u003d Li 3 AlN 2; 5Li 3 N + Ge 3 N 4 = 3Li 5 GeN 3

litio nitridoalluminato nitridogermanato (IV) litio

I nitruri BN, AlN, Si 3 N 4, Ge 3 N 4 sono sostanze polimeriche solide con punti di fusione elevati (2000-3000 ° C), sono semiconduttori o dielettrici. Nitruri di d-metalli - composti cristallini di composizione variabile (bertolidi), molto duri, refrattari e chimicamente stabili, presentano proprietà metalliche: lucentezza metallica, conduttività elettrica.

Composti con uno stato di ossidazione di -2. Idrazina - N 2 H 4 - il più importante composto azotato inorganico nello stato di ossidazione -2.

L'idrazina è un liquido incolore con un punto di ebollizione di 113,5 °C, fumante nell'aria. I vapori di idrazina sono estremamente tossici e formano miscele esplosive con l'aria. L'idrazina si ottiene ossidando l'ammoniaca con ipoclorito di sodio:

2N -3 H 3 + NaCl +1 O \u003d N 2 -2 H 4 + NaCl -1 + H 2 O

L'idrazina è miscibile con l'acqua in qualsiasi rapporto e si comporta in soluzione come una debole base diacida, formando due serie di sali.

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

catione idrosonio

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

catione diidrosonio

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

idrosonio cloruro diidrosonio dicloruro

L'idrazina è l'agente riducente più forte:

4KMn +7 O 4 + 5N 2 -2 H 4 + 6H 2 SO 4 \u003d 5N 2 0 + 4Mn +2 SO 4 + 2K 2 SO 4 + 16H 2 O

La dimetilidrazina asimmetrica (eptile) è ampiamente utilizzata come carburante per razzi.

Composti con uno stato di ossidazione di -1. Idrossilammina - NH 2 OH - il principale composto azotato inorganico nello stato di ossidazione -1.

L'idrossilammina si ottiene riducendo l'acido nitrico con idrogeno al momento dell'isolamento durante l'elettrolisi:

HNO 3 + 6H \u003d NH 2 OH + 2H 2 O

Questa è una sostanza cristallina incolore (mp. 33 ° C), altamente solubile in acqua, in cui presenta le proprietà di una base debole. Con gli acidi fornisce sali di idrossilammonio - sostanze incolori stabili solubili in acqua.

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

ione idrossilammonio

L'atomo di azoto nella molecola NH 2 OH presenta uno stato di ossidazione intermedio (tra -3 e +5), quindi l'idrossilammina può agire sia come agente riducente che come agente ossidante:

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

agente riducente

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

ossidante

NH 2 OH si decompone facilmente se riscaldato, subendo sproporzioni:

3N -1 H 2 OH \u003d N 0 2 + N -3 H 3 + 3H 2 O;

Composti con stato di ossidazione +1. Ossido nitrico (I) - N 2 O (protossido di azoto, gas esilarante). La struttura della sua molecola può essere trasmessa dalla risonanza di due schemi di valenza, che mostrano che questo composto può essere considerato come ossido nitrico (I) solo formalmente, in realtà è ossinitruro di azoto (V) - ON +5 N -3.

N 2 O è un gas incolore con un leggero odore gradevole. A piccole concentrazioni provoca attacchi di gioia sfrenata, a grandi dosi ha un effetto anestetico generale. Una miscela di protossido di azoto (80%) e ossigeno (20%) veniva usata in medicina per l'anestesia.

In condizioni di laboratorio, l'ossido nitrico (I) può essere ottenuto dalla decomposizione del nitrato di ammonio. L'N 2 O ottenuto con questo metodo contiene impurità di ossidi di azoto superiori, che sono estremamente tossici!

NH 4 NO 3 ¾® N 2 O + 2H 2 O

Di proprietà chimiche l'ossido nitrico (I) è un tipico ossido non salino, non reagisce con acqua, acidi e alcali. Quando riscaldato, si decompone per formare ossigeno e azoto. Per questo motivo, N 2 O può agire come agente ossidante, ad esempio:

N 2 O + H 2 \u003d N 2 + H 2 O

Composti con uno stato di ossidazione di +2. Ossido nitrico (II) - NO - gas incolore, estremamente tossico. Nell'aria, viene rapidamente ossidato dall'ossigeno per formare ossido nitrico non meno tossico (IV). Nell'industria, l'NO è prodotto dall'ossidazione dell'ammoniaca su un catalizzatore di platino o facendo passare l'aria attraverso un arco elettrico (3000-4000 °C).

4NH 3 + 5O 2 \u003d 4NO + 6H 2 O; N 2 + O 2 \u003d 2NO

Un metodo di laboratorio per ottenere l'ossido nitrico (II) è l'interazione del rame con l'acido nitrico diluito.

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

L'ossido nitrico (II) è un ossido non salino, un forte agente riducente, reagisce facilmente con l'ossigeno e gli alogeni.

2NO + O 2 \u003d 2NO 2; 2NO + Cl2 = 2NOCl

cloruro di nitrosile

Allo stesso tempo, quando interagisce con forti agenti riducenti, NO agisce come agente ossidante:

2NO + 2H2 = N2 + 2H2O; 10NO + 4Р = 5N 2 + 2Р 2 O 5

Composti con uno stato di ossidazione di +3. Ossido nitrico (III) - N 2 O 3 - un liquido intensamente blu (t.cr. -100 ° C). Stabile solo allo stato liquido e solido a basse temperature. Sembra esistere in due forme:

L'ossido nitrico (III) è ottenuto dalla co-condensazione dei vapori di NO e NO 2. Si dissocia nei liquidi e nei vapori.

NO 2 + NO N 2 O 3

Le proprietà sono tipiche dell'ossido acido. Reagisce con l'acqua formando acido nitroso, con alcali forma sali - nitriti.

N 2 O 3 + H 2 O \u003d 2HNO 2; N 2 O 3 + 2NaOH \u003d 2NaNO 2 + H 2 O

Acido nitroso- acido di media forza (K a = 1×10 -4). Non è stato isolato nella sua forma pura, in soluzioni esiste in due forme tautomeriche (i tautomeri sono isomeri che sono in equilibrio dinamico).

forma nitrito forma nitro

I sali dell'acido nitroso sono stabili. L'anione nitrito mostra una pronunciata dualità redox. A seconda delle condizioni, può svolgere sia la funzione di agente ossidante che la funzione di agente riducente, ad esempio:

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

ossidante

KMnO4 + 5NaNO2 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5NaNO3 + K2SO4 + 3H2O

agente riducente

L'acido nitroso e i nitriti sono soggetti a sproporzione:

3HN +3 O 2 \u003d HN +5 O 3 + 2N +2 O + H 2 O

Composti con uno stato di ossidazione di +4. Ossido nitrico (IV) - NO 2 - gas marrone, con un forte odore sgradevole. Estremamente tossico! Nell'industria, NO 2 è prodotto dall'ossidazione di NO. Il metodo di laboratorio per ottenere NO 2 è l'interazione del rame con acido nitrico concentrato, nonché la decomposizione termica del nitrato di piombo.

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

2Pb(NO 3) 2 \u003d 2PbO + 4NO 2 + O 2

La molecola NO 2 ha un elettrone spaiato ed è un radicale libero stabile, quindi l'ossido nitrico si dimerizza facilmente.

Il processo di dimerizzazione è reversibile e molto sensibile alla temperatura:

paramagnetico, diamagnetico,

marrone incolore

Il biossido di azoto è un ossido acido che reagisce con l'acqua per formare una miscela di acido nitrico e nitroso (anidride mista).

2NO 2 + H 2 O \u003d HNO 2 + HNO 3; 2NO 2 + 2NaOH \u003d NaNO 3 + NaNO 2 + H 2 O

Composti con uno stato di ossidazione di +5. Ossido nitrico (V) - N 2 O 5 - sostanza cristallina bianca. Ottenuto per disidratazione dell'acido nitrico o ossidazione dell'ossido nitrico (IV) con ozono:

2HNO 3 + P 2 O 5 \u003d N 2 O 5 + 2HPO 3; 2NO 2 + O 3 \u003d N 2 O 5 + O 2

Allo stato cristallino, N 2 O 5 ha una struttura simile al sale - + -, in vapore (t. vozg. 33 ° C) - molecolare.

N 2 O 5 - ossido acido - anidride dell'acido nitrico:

N 2 O 5 + H 2 O \u003d 2HNO 3

Acido nitrico- HNO 3 - un liquido incolore con un punto di ebollizione di 84,1 ° C, si decompone se riscaldato e alla luce.

4HNO 3 \u003d 4NO 2 + O 2 + 2H 2 O

Le impurità del biossido di azoto conferiscono all'acido nitrico concentrato un colore giallo-marrone. L'acido nitrico è miscibile con l'acqua in qualsiasi rapporto ed è uno degli acidi minerali più forti; si dissocia completamente in soluzione.

La struttura della molecola di acido nitrico è descritta dalle seguenti formule strutturali:

Le difficoltà con la scrittura della formula strutturale di HNO 3 sono causate dal fatto che, mostrando in questo composto lo stato di ossidazione +5, l'azoto, come elemento del secondo periodo, può formare solo quattro legami covalenti.

L'acido nitrico è uno dei più forti agenti ossidanti. La profondità del suo recupero dipende da molti fattori: concentrazione, temperatura, agente riducente. Di solito, quando ossidato con acido nitrico, si forma una miscela di prodotti di riduzione:

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

Il prodotto predominante dell'ossidazione di non metalli e metalli inattivi con acido nitrico concentrato è l'ossido nitrico (IV):

I2 + 10HNO3 (conc) = 2HIO3 + 10NO2 + 4H2O;

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

L'acido nitrico concentrato passiva il ferro e l'alluminio. L'alluminio è passivato anche con acido nitrico diluito. L'acido nitrico di qualsiasi concentrazione non influisce su oro, platino, tantalio, rodio e iridio. L'oro e il platino vengono sciolti in acqua regia, una miscela di acido nitrico e cloridrico concentrato in un rapporto di 1: 3.

Au + HNO 3 + 4HCl \u003d H + NO + 2H 2 O

Il forte effetto ossidante dell'acqua regia è dovuto alla formazione di cloro atomico durante la decomposizione del cloruro di nitrosile, un prodotto dell'interazione dell'acido nitrico con l'acido cloridrico.

HNO 3 + 3HCl \u003d Cl 2 + NOCl + 2H 2 O;

NOCl = NO + Cl×

Un solvente efficace per i metalli poco attivi è una miscela di acido nitrico e fluoridrico concentrato.

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

L'acido nitrico diluito, quando interagisce con non metalli e metalli poco attivi, viene ridotto principalmente a ossido nitrico (II), ad esempio:

3P + 5HNO 3 (razb) + 2H 2 O \u003d 3H 3 PO 4 + 5NO;

3Pb + 8HNO 3 (razb) \u003d 3Pb (NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O

I metalli attivi riducono l'acido nitrico diluito a N 2 O, N 2 o NH 4 NO 3, ad esempio,

4Zn + 10HNO 3 (razb) \u003d 4Zn (NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

La maggior parte dell'acido nitrico va alla produzione di fertilizzanti ed esplosivi.

L'acido nitrico viene prodotto industrialmente con il metodo del contatto o dell'arco, che differiscono nella prima fase: la produzione di ossido nitrico (II). Il metodo dell'arco si basa sulla produzione di NO facendo passare l'aria attraverso un arco elettrico. Nel processo di contatto, l'NO è prodotto dall'ossidazione dell'ammoniaca con l'ossigeno su un catalizzatore di platino. Successivamente, l'ossido nitrico (II) viene ossidato in ossido nitrico (IV) dall'ossigeno atmosferico. Sciogliendo NO 2 in acqua in presenza di ossigeno si ottiene acido nitrico con una concentrazione del 60-65%.

4NO 2 + O 2 + 2H 2 O \u003d 4HNO 3

Se necessario, l'acido nitrico viene concentrato per distillazione con acido solforico concentrato. In laboratorio, l'acido nitrico al 100% può essere ottenuto mediante l'azione dell'acido solforico concentrato su nitrato di sodio cristallino quando riscaldato.

NaNO3 (cr) + H2SO4 (conc) = HNO3 + NaHSO4

Sali dell'acido nitrico- nitrati - altamente solubili in acqua, termicamente instabili. La decomposizione dei nitrati di metalli attivi (escluso il litio), che si trovano nella serie dei potenziali di elettrodo standard a sinistra del magnesio, porta alla formazione di nitriti. Per esempio:

2KNO 3 \u003d 2KNO 2 + O 2

Durante la decomposizione di litio, nitrati di magnesio, nonché nitrati metallici, situati nella serie di potenziali di elettrodo standard a destra del magnesio, fino al rame, viene rilasciata una miscela di ossido nitrico (IV) e ossigeno. Per esempio:

2Cu(NO 3) 2 \u003d 2CuO + 4NO 2 + O 2

I nitrati di metalli situati alla fine della serie di attività si decompongono in metallo libero:

2AgNO 3 \u003d 2Ag + 2NO 2 + O 2

I nitrati di sodio, potassio e ammonio sono largamente utilizzati per la produzione di polvere da sparo ed esplosivi, oltre che di fertilizzanti azotati (salnitro). Come fertilizzanti vengono utilizzati anche solfato di ammonio, acqua di ammoniaca e carbammide (urea) - ammide di acido carbonico completo:

Azide di idrogeno(dinitridonitrato) - HN 3 (HNN 2) - un liquido volatile incolore (mp -80 ° C, bp 37 ° C) con un odore pungente. L'atomo di azoto centrale è in ibridazione sp, lo stato di ossidazione è +5, gli atomi adiacenti hanno uno stato di ossidazione di –3. Struttura molecolare:

Una soluzione acquosa di HN 3 - acido idronitroso ha una forza vicina all'acido acetico, K a \u003d 2,6 × 10 -5. Stabile in soluzioni diluite. È ottenuto dall'interazione di idrazina e acido nitroso:

N 2 H 4 + HNO 2 \u003d HN 3 + 2H 2 O

In termini di proprietà ossidanti, HN 3 (HN +5 N 2) assomiglia all'acido nitrico. Quindi, se l'interazione di un metallo con acido nitrico produce ossido nitrico (II) e acqua, quindi con acido idrazoico - azoto e ammoniaca. Per esempio,

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

Una miscela di HN 3 e HCl si comporta come acqua regia. Sali dell'acido idronitroso - azidi. Solo le azidi sono relativamente stabili metalli alcalini, a temperature > 300 °C vengono distrutti senza esplosione. Il resto si disintegra con un'esplosione all'impatto o al riscaldamento. Il piombo azide viene utilizzato nella produzione di detonatori:

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

Il prodotto di partenza per la produzione di azidi è NaN 3, che si forma a seguito della reazione di ammide di sodio e ossido nitrico (I):

NaNH 2 + N 2 O \u003d NaN 3 + H 2 O

4.2 Fosforo

Il fosforo è rappresentato in natura da un isotopo - 31 P, il clarke del fosforo è 0,05% in moli. Si presenta sotto forma di minerali fosfatici: Ca 3 (PO 4) 2 - fosforite, Ca 5 (PO 4) 3 X (X \u003d F, Cl, OH) - apatiti. Fa parte delle ossa e dei denti di animali e umani, nonché della composizione degli acidi nucleici (DNA e RNA) e degli acidi fosforici adenosina (ATP, ADP e AMP).

Il fosforo si ottiene per riduzione della fosforite con coke in presenza di biossido di silicio.

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

Una sostanza semplice - il fosforo - forma diverse modifiche allotropiche, di cui le principali sono il fosforo bianco, rosso e nero. Il fosforo bianco si forma durante la condensazione del vapore di fosforo ed è una sostanza bianca simile alla cera (pf 44°C), insolubile in acqua, solubile in alcuni solventi organici. Il fosforo bianco ha una struttura molecolare ed è costituito da molecole tetraedriche P 4 .

Forza di legame (valenza Angolo P-P-Pè di soli 60°) provoca un'elevata reattività e tossicità del fosforo bianco (dose letale di circa 0,1 g). Poiché il fosforo bianco è altamente solubile nei grassi, il latte non può essere utilizzato come antidoto per l'avvelenamento. Nell'aria, il fosforo bianco si accende spontaneamente, quindi viene immagazzinato in un contenitore chimico ermeticamente sigillato sotto uno strato d'acqua.

Il fosforo rosso ha una struttura polimerica. Si ottiene riscaldando il fosforo bianco o irradiandolo con la luce. A differenza del fosforo bianco, è leggermente reattivo e non tossico. Tuttavia, quantità residue di fosforo bianco possono rendere tossico il fosforo rosso!

Il fosforo nero si ottiene riscaldando il fosforo bianco ad una pressione di 120 mila atm. Ha una struttura polimerica, ha proprietà semiconduttrici, è chimicamente stabile e non tossico.

Proprietà chimiche. Il fosforo bianco viene ossidato spontaneamente dall'ossigeno atmosferico a temperatura ambiente (l'ossidazione del fosforo rosso e nero si verifica quando riscaldato). La reazione procede in due stadi ed è accompagnata da luminescenza (chemiluminescenza).

2P + 3O 2 \u003d 2P 2 O 3; P 2 O 3 + O 2 \u003d P 2 O 5

Il fosforo interagisce anche gradualmente con zolfo e alogeni.

2P + 3Cl 2 \u003d 2PCl 3; PCl 3 + Cl 2 = PCl 5

Quando interagisce con metalli attivi, il fosforo agisce come agente ossidante, formando fosfuri - composti di fosforo nello stato di ossidazione -3.

3Ca + 2P = Ca 3 P 2

Gli acidi ossidanti (acidi nitrici e solforici concentrati) ossidano il fosforo in acido fosforico.

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

Quando bolle con soluzioni alcaline, il fosforo bianco è sproporzionato:

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

fosfina potassio ipofosfito