Pridėkime dvi lygtis. Azoto rūgšties oksidacinės savybės

Oksidacijos-redukcijos reakcijos arba trumpiau ORR yra vienas iš chemijos dalyko pagrindų, nes jie apibūdina individo sąveiką. cheminiai elementai vienas su kitu. Kaip rodo šių reakcijų pavadinimas, jos apima bent du skirtingus cheminių medžiagų vienas iš jų veikia kaip oksidatorius, o kitas kaip reduktorius. Akivaizdu, kad labai svarbu mokėti juos atskirti ir identifikuoti įvairiose cheminėse reakcijose.

1. Oksidacija yra elektronų praradimo iš cheminio elemento išorinio elektronų sluoksnio procesas. Savo ruožtu oksidatorius bus atomas, molekulė arba jonas, kuris priima elektronus ir taip sumažina savo oksidacijos būseną, yra restauruojami . Po cheminės sąveikos su kita medžiaga reakcijos oksidatorius visada įgauna teigiamą krūvį.
2. Atsigavimas vadinamas elektronų pridėjimo prie išorinio proceso elektronų sluoksnis cheminis elementas. Restauratorius bus atomas, molekulė ar jonas, kuris atiduoda savo elektronus ir taip padidina savo oksidacijos būseną, t. oksiduoti . Po cheminės sąveikos su kita medžiaga reakcijos reduktorius visada įgauna teigiamą krūvį.
3. Paprasčiau tariant, oksidatorius yra medžiaga, kuri "paima" elektronus, o reduktorius yra medžiaga, kuri juos atiduoda oksiduojančiam agentui. Galima nustatyti, kas redokso reakcijoje atlieka oksidatoriaus vaidmenį, kas yra reduktorius, o kokiais atvejais oksidatorius tampa reduktoriumi ir atvirkščiai, žinant tipiškas elgesys atskirų elementų cheminėse reakcijose.
4. Tipiški reduktoriai yra metalai ir vandenilis: Fe, K, Ca, Cu, Mg, Na, Zn, H). Kuo jie mažiau jonizuoti, tuo didesnės jų redukuojančios savybės. Pavyzdžiui, iš dalies oksiduota geležis, atsisakiusi vieno elektrono ir kurios krūvis yra +1, galės atiduoti vienu elektronu mažiau, palyginti su „gryna“ geležimi. Taip pat reduktoriais gali būti cheminių elementų junginiai, esantys žemiausioje oksidacijos būsenoje, kuriuose užpildytos visos laisvos orbitalės ir galintys atiduoti tik elektronus, pavyzdžiui, amoniakas NH 3, vandenilio sulfidas H 2 S, vandenilio bromidas HBr, vandenilio jodidas HI. , vandenilio chlorido HCl.
5. Tipiški oksidatoriai yra daug nemetalų (F, Cl, I, O, Br). Taip pat metalai, turintys didelę oksidacijos laipsnį (Fe +3, Sn +4, Mn +4), taip pat kai kurie elementų junginiai, turintys didelę oksidacijos laipsnį: kalio permanganatas KMnO4, sieros rūgštis H 2 SO 4, azoto rūgštis HNO 3, vario oksidas CuO, geležies chloridas FeCl 3.
6. Cheminiai junginiai nepilnos arba tarpinės oksidacijos būsenos, pavyzdžiui, vienbazinė azoto rūgštis HNO 2, vandenilio peroksidas H 2 O 2, sieros rūgštis H 2 SO 3 gali pasižymėti ir oksiduojančiomis, ir redukuojančiomis savybėmis, priklausomai nuo antrojo sąveikoje dalyvaujančio reagento redokso savybių.

Ka seka iš šis pavyzdys Vienas natrio atomas atiduoda savo elektroną vienam deguonies atomui. Todėl natris yra reduktorius, o deguonis yra oksidatorius. Tokiu atveju natris bus visiškai oksiduotas, nes jis pasiduos maksimaliai galimas kiekis elektronų, tačiau deguonies atomas visiškai nesumažės, nes galės priimti kitą elektroną iš kito deguonies atomo.

Testas

10 užduotis. Dujos, sveriančios 1,105 g 27 0 C temperatūroje, o P = 101,3 kPa. Užima 0,8 litro tūrį. Kas yra jo giminaitis molekulinė masė?

Duota:

m(dujos)=1,105 g=kg

t=27 0 C, T=300K

Р=101,3 kPa=101,3 ·10 3 Pa

V=0,8 l=0,8 l ·10 -3 m 3

Rasti: ponas(gas)-?

Sprendimas.

Pagal Clayperon-Mendelejevo lygtį PV=n RT, kur n – dujų molių skaičius; P – dujų slėgis (pavyzdžiui, atm), V – dujų tūris (litrais); T – dujų temperatūra (K); R – dujų konstanta (8,34 J/mol K).

Bendravimas tarp termodinaminė temperatūra T(Kelvino skalė) ir temperatūra t pagal tarptautinę praktinę skalę (Celsijaus skalė): T = (t+273), tada T = 300K. Cheminis dujų kiekis yra lygus dujų masės ir jų molinės masės santykiui: n=m/M, pakeičiant šią išraišką į Clayperon-Mendelejevo lygtį ir išreiškiant molinė masė, mes turime:

M = = =34g/mol

Tada santykinė dujų molekulinė masė yra 34.

Atsakymas: santykinė dujų molekulinė masė yra 34.

35 užduotis. Kokiam oro kiekiui reikia visiškas degimas 25 kg metiletilo eterio CH 3 OS 2 N 5, jei t = -4 0 C, P = 1,2 × 10 5 Pa?

Sprendimas.

Parašykime reakcijos lygtį: CH 3 OS 2 H 5 + 4,5O2 = 3CO 2 + 4H 2 O

Raskime cheminį eterio kiekį:

n(CH 3 OS 2 H 5) = m((CH 3 OS 2 H 5)/M(CH 3 OS 2 H 5) = 25000/60 = 4166,67 mol. Naudodami reakciją rasime cheminį deguonies kiekį degimui reikalingas toks eterio kiekis:

Sudeginus 1 molį eterio, sunaudojama 4,5 molio deguonies,

tada degimo metu 4166.67 mol eterio – x mol deguonies.

Taigi x=1875 mol. Raskime deguonies tūrį: V(O 2) = Vm n(O 2), čia Vm – molinis tūris, lygus 22,4 l/mol normaliomis sąlygomis, tai yra, V(O 2) = 42000 l.

Atsižvelgiant į tai tūrio dalis deguonies ore yra 21%, tada

V(oras) = ​​V(O2)/0,21 = 42000/0,21 = 200000 l

Esant t = -4 0 C, P = 1,2 × 10 5 Pa, šis oro tūris bus lygus pagal kombinuoto dujų dėsnio formulę:

(P 1 V 1) / T 1 = (P 2 V 2) / T 2, taigi

V 2 = (P 1 V 1 T 2) / (T 1 P 2) = (101,3 10 3 200 000 269) / (273 1,2 × 10 5) = 166 360 l arba 166,36 m 3

269 ​​ir 273 yra temperatūros kelvinais, atitinkančios atitinkamai -4 0 C ir 0 0 C.

Atsakymas: 166,36 m 3

85 užduotis. Kokią oksidacijos būseną vandenilis gali turėti jo junginiuose? Pateikite reakcijų, kuriose vandenilio dujos atlieka oksidatoriaus vaidmenį, o kuriose – reduktorius, pavyzdžius. Apibūdinkite vandenilio gaisro pavojų. Elemento vandenilio oksidacijos būsenos ir atitinkamų junginių pavyzdžiai.

Atsakymas: Vandenilis yra pirmojo periodo, pirmosios A grupės, elementas, kurio elektroninė formulė yra 1s 1. Jis gali turėti šias oksidacijos būsenas: +1 (H 2 O, H 2 S. NH 3 ir kt.), 0 (H 2), -1 (metalų hidridai: NaH, CaH 2).

Reakcijos, kuriose dalyvauja junginiai, kurių vandenilio oksidacijos laipsnis yra +1, yra, pavyzdžiui, redokso reakcijos, kuriose dalyvauja vanduo, kai vandenilis pasižymi oksidacinėmis savybėmis.

2H +12O + 2Li = 2LiOH + H02

2H +1 + 2e = H 0 2 | oksidatorius

Li 0 -1е= Li + |2 reduktorius

2H 2O + 2Na = 2NaOH + H2

Arba rūgščių reakcijos su metalais, kurie yra EŽTK prieš vandenilį.

2H 2 S + 2K = K 2 S + H 2 V

Vandenilis yra reduktorius:

H 2 0 + Ca 0 = Ca + 2 H -1 2

Ca 0 -2e=Ca 0 reduktorius

H 2 0 +2e= 2H -1 oksidatorius

IN paskutiniais dešimtmečiais Dažnai aptariamos įvairios vandenilio kaip energijos nešiklio panaudojimo galimybės.

Daugelis aplinkybių pasisako už vandenilį kaip universalų energijos nešiklį:

1. Vandeniliui gaminti galima naudoti vandenį, kurio atsargos šiandien atrodo nemažos.

2. Vandenilio degimo produktai yra daug draugiškesni aplinkai nei benzinas ir dyzelinas.

3. Vandenilis gali būti naudojamas esamuose varikliuose su nedideliais konstrukcijos pakeitimais.

4. Vandenilis turi aukštą specifinė šiluma degimas; geras vandenilio-oro mišinio degumas plačiame temperatūrų diapazone; didelis atsparumas detonacijai, leidžiantis veikti esant suspaudimo laipsniui iki 14; didelis greitis ir degimo užbaigtumas.

Praktinis naudojimas vandenilis susiduria su daugybe didelių sunkumų, visų pirma dėl padidėjusio darbinio skysčio sprogimo pavojaus. Saugos problemos vandenilio technologijoje yra susijusios su vandenilio degimu, jo kriogenine būsena, atsparumu korozijai ir medžiagų stiprumo savybių sumažėjimu, kai žemos temperatūros, didelis sklandumas ir prasiskverbimas. Visa tai reikalauja kruopštaus saugos reikalavimų laikymosi dirbant su vandeniliu. Remiantis daugybe etaloninių duomenų, vandenilio mišinio su oru sprogiosios savybės apibūdinamos šiais duomenimis: užsiliepsnojimo plotas 4,12-75% tūrio, minimali užsidegimo energija - 0,02 mJ, savaiminio užsidegimo temperatūra - 783 K, normalus greitis liepsnos plitimas - 2,7 m/s, kritinis skersmuo - 0,6-10-3 m, minimalus sprogstamojo deguonies kiekis - 5% tūrio.

Norint užtikrinti minimalų pavojų dirbant su vandeniliu, būtina laikytis šias sąlygas:

1. Platus personalo supažindinimas su vandenilio, kaip chemijos produkto, savybėmis.

2. Nuolat gerinti priemonių ir metodų, užtikrinančių saugumą, patikimumą atliekant įvairias technologines operacijas su vandeniliu.

3. Patikimų priemonių, rodančių vandenilio nuotėkį, sukūrimas.

Visiškai nepriimtina, kad oras (deguonis) patektų į konteinerius ir vamzdynus, užpildytus skystu vandeniliu. Oras užšąla ir nusėda ant sienelių virš vandenilio skysčio lygio arba nusileidžia į talpyklos dugną. Dūžtantys deguonies ar kieto oro kristalai gali būti užsiliepsnojimo ar sprogimo šaltinis. dėl šios priežasties azote, kuriuo prapučiamos linijos ir konteineriai prieš užpildant juos vandeniliu, deguonies turėtų būti ne daugiau kaip 0,5-1%.

Išsiliejęs skystas vandenilis yra pavojingas, nes... jis greitai išgaruoja, sudarydamas degius ir sprogius mišinius.

Vandenilio liepsna dienos šviesoje beveik nematoma. Šiuo atžvilgiu būtina naudoti jutiklius, kad būtų galima jį aptikti. Dažniausiai naudojami optiniai jutikliai aptinka ultravioletinius ir infraraudonoji spinduliuotė. Šiam tikslui sėkmingai naudojami ir pūtimo dažai. Šie dažai suanglėja ir brinksta gana žemoje temperatūroje (apie 470K) ir išskiria ėsdinančias dujas.

Saugos priemonės dirbant su skystu vandeniliu turėtų pašalinti nekontroliuojamo nuotėkio galimybę, taip pat užtikrinti greitą nutekėjusių dujų pašalinimą.

Atvirose vietose esančioms konstrukcijoms ir skysto vandenilio saugykloms gali būti rekomenduojamos šios priemonės:

1. Teritorijoje, kurioje dirbama su skystu vandeniliu, būtina turėti vandens dušą, priešgaisrinę žarną arba specialų vandens rezervuarą skystam produktui nuplauti nuo aptaškytų technologinės įrangos vietų.

2. Rezervuarus ir talpyklas skystiems produktams laikyti periodiškai kas 1-2 metus reikia išvalyti nuo kietų nuosėdų (deguonies, azoto ir kt.), jas atitirpinant.

3. Būtina nuodugniai patikrinti proceso įrangą, ar nėra nuotėkio. Vandenilio nutekėjimo iš saugyklos požymis yra šerkšnas ant įrangos dalių.

4. Apsauginės sienelės neturėtų būti statomos šalia talpyklų. Norint užtikrinti gerą dujų cirkuliaciją, rezervuarai turi būti įrengti taip, kad būtų atviri orui daugiau pusės

5. Zona galimas pavojus aplink baką pagal saugos instrukcijas turi būti pažymėti.

Be to, ilgai laikant fosforo organines toksiškas medžiagas sandarioje ertmėje kartu su kitais skilimo produktais, vandenilio fluoridas išsiskiria pastebimais kiekiais. Jai sąveikaujant su gaminio kūno geležimi, intensyviai susidaro vandenilis – itin chemiškai aktyvi medžiaga. Dviatominė molekulė Vandenilis sudaro junginius su visais elementais (išskyrus tauriąsias dujas), gerai tirpsta metaluose ir gana lengvai į juos prasiskverbia. Vandenilis tiesiogiai susijungia su fluoru (net esant -252°C temperatūrai).

Atsižvelgiant į šias molekulinio vandenilio ypatybes, galima daryti prielaidą, kad cheminės amunicijos korpuse arba sandariame konteineryje su toksine medžiaga iki tam tikro slėgio vyksta vandenilio kaupimosi procesas, po kurio šis elementas pradeda sklisti per metalinį korpuso korpusą. konteineris. Esant tam tikram slėgiui, procesas stabilizuojasi ir vėliau gali keistis tik keičiant išsiskiriančio vandenilio fluorido kiekį arba lauko oro temperatūrą. Dėl metalo absorbuoto vandenilio metalas praranda savo lankstumą ir stiprumą. Šis poveikis žinomas kaip vandenilio trapumas. Dėl to susidaro įtrūkimai dėl vandenilio kaupimosi įvairūs defektai kristalų struktūra metalo

Vandenilis, išsiskiriantis iš betono saugyklose esančių konteinerių ir amunicijos, kaupsis prie lubų, be to, gali būti gaisro ir sprogimo pavojaus šaltinis, nes susimaišęs su ore esančiu deguonimi jis sudaro itin pavojingas sprogias dujas.

Panašios problemos kyla ir laikant radioaktyviąsias atliekas. Kai vanduo patenka į saugyklą, jis suyra veikiamas jonizuojanti spinduliuotė. Radiolizuojant vandenį susidaro vandenilis, kuris, esant didesnei nei 4 tūrio procentams, gali sudaryti „sprogstamą“ mišinį. Vandenilio koncentracija saugykloje dėl konvekcinio jo sklaidos pobūdžio yra proporcinga lauko oro temperatūrai, todėl karštu oru reikia radioaktyviųjų atliekų saugyklų priverstinio vėdinimo.

60 užduotis. Kurios atomo orbitos pirmiausia užpildomos elektronais: 3d arba 4s, 5s arba 4p? Kodėl? Sukurti elektroninė formulė elementas su serijos numeris 21.

Atsakymas. Reikėtų atsižvelgti į tai, kad elektronas užima tą energijos polygį, kuriame jis turi mažiausią energiją - mažesnę sumą n + ℓ (Klečkovskio taisyklė). Užpildymo seka energijos lygiai ir po lygiai yra tokie:

1s → 2s → 2р → 3s → 3р → 4s → 3d → 4р → 5s → 4d → 5р → 6s → 5d 1 → 4f → 5d → 6р → 7s → 6d 1 → 5f → 6d → 7r.

Mūsų atveju

D 4s 5s 4р

Reikšmė n 3 4 5 4

Reikšmė l 2 0 0 1

Suma ( n +l ) 5 4 5 5

Užpildymo seka (remiantis Klečkovskio taisyklėmis):

1 – 4s, tada 3d; 1-4 r tada – 5s. 4p užpildomas pirmas, nepaisant vienoda suma (n +l ), nes n=4 ir 5s turi n=5, ir su identiškos vertėsšios sumos, polygis su mažesnė vertė pagrindinis kvantinis skaičius n.

Cu +2 +2e Cu 0 |3 oksidatorius

2N -3 -6е N 2 0 |1 reduktorius

3CuO +2NH3 = 3Cu +N2 + 3H 2O

135 užduotis. Sudegus 1 litrui metanolio garų CH 3 OH išsiskiria 32,3 kJ šilumos. Apskaičiuokite metanolio susidarymo entalpiją. Sąlygos yra standartinės.

V(CH3OH) = 1l

DНр = -32,3 kJ

Rasti: DH 0 (CH 3 OH) -?

Sprendimas. Raskime 1 mol (22,4 l) metanolio degimo šilumą. Deginant 1 litrą išsiskyrė 32,3 kJ, po to su 22,4 mol metanolio degimo - x kJ, x = 723,52 kJ/mol, tai yra DH 0 hor (CH 3 OH) = - 723,52 kJ/mol.

Parašykime reakcijos lygtį: CH 3 OH + 1,5 O 2 = CO 2 + 2H 2 O

Norėdami apskaičiuoti metanolio susidarymo entalpiją, naudojame išvadą

iš Heso dėsnio: ΔH (H.R.) = ΣΔH 0 (tęsinys) - ΣΔH 0 (išeinantis).

Naudojame metanolio degimo entalpiją, kurią radome, ir visų proceso dalyvių (išskyrus metanolį) susidarymo entalpijas, pateiktas priede.

Pagal 1-ąjį Heso dėsnio išvadą šios reakcijos šiluminis efektas DН 0 р-i gali būti parašytas taip:

DH 0 r-i = DH 0 (CO 2) + 2DH 0 (H 2 O) - DH 0 (CH 3 OH). (1)

DH 0 (CO 2), DH 0 (H 2 O), DH 0 (CH 3 OH) – medžiagų susidarymo entalpijos. Pagal uždavinio sąlygas turi būti apskaičiuojama metanolio susidarymo entalpija. Remiantis 2-uoju Heso dėsnio padariniu, tos pačios reakcijos šiluminis efektas yra lygus etilo acetato degimo entalpijai.

DH 0 r-i = DH 0 hor (CH 3 OH). (2)

Mes nustatėme DH 0 kalnų reikšmę (CH 3 OH). Sujungę (1) ir (2) lygtis, galime parašyti:

DH 0 hor (CH 3 OH) = DH 0 (CO 2) + 2DH 0 (H 2 O) - DH 0 (CH 3 OH).

Tada etilo acetato DH 0 (CH 3 OH) susidarymo entalpiją galima apskaičiuoti taip:

DH 0 (CH 3 OH) = DH 0 (CO 2) + 2DH 0 (H 2 O) -DH 0 hor (CH 3 OH) = (–393,5) + 2 × (–241,8) – (– 723,52) = – 153,57 kJ/mol.

Gauta reikšmė reiškia, kad susidarius 1 moliui metanolio išsiskiria 153,57 kJ šilumos ( DH<0 ).

Apsvarstykite žemiau pateiktas reakcijų lygčių diagramas. Koks jų reikšmingas skirtumas? Ar šiose reakcijose pasikeitė elementų oksidacijos būsenos?

Pirmoje lygtyje elementų oksidacijos būsenos nepasikeitė, o antrojoje jos pasikeitė - vario ir geležies..

Antroji reakcija yra redokso reakcija.

Reakcijos, dėl kurių pasikeičia elementų, sudarančių reagentus ir reakcijos produktus, oksidacijos būsenos, vadinamos oksidacijos-redukcijos reakcijomis (ORR).

REDOKSO REAKCIJŲ LYGČIŲ SUDARYMAS.

Yra du redokso reakcijų sudarymo būdai – metodas elektroninis balansas ir pusinės reakcijos metodas. Čia apžvelgsime elektroninio balanso metodą.
Taikant šį metodą, lyginamos pradinėse medžiagose ir reakcijos produktuose esančių atomų oksidacijos būsenos ir vadovaujamasi taisykle: redukuojančios medžiagos dovanojamų elektronų skaičius turi būti lygus oksiduojančiojo agento įgytų elektronų skaičiui.
Norėdami sudaryti lygtį, turite žinoti reagentų ir reakcijos produktų formules. Pažvelkime į šį metodą su pavyzdžiu.

Pagrindiniai redokso reakcijų teorijos principai

1. Oksidacija paskambino elektronų praradimo procesas dėl atomo, molekulės ar jono.

Pavyzdžiui :

Al – 3e – = Al 3+

Fe 2+ - e - = Fe 3+

H2-2e- = 2H+

2Cl - - 2e - = Cl 2

Oksidacijos metu oksidacijos būsena didėja.

2. Atsigavimas paskambino procesas, kai atomas, molekulė ar jonas gauna elektronus.

Pavyzdžiui:

S + 2е - = S 2-

SU l 2 + 2е- = 2Сl -

Fe 3+ + e - = Fe 2+

Redukuojant mažėja oksidacijos būsena.

3. Atomai, molekulės ar jonai, kurie dovanoja elektronus, vadinami restauratoriai . Reakcijos metujie oksiduojasi.

Atomai, molekulės ar jonai, kurie įgyja elektronus, vadinami oksiduojančios medžiagos . Reakcijos metujie sveiksta.

Kadangi atomai, molekulės ir jonai yra tam tikrų medžiagų dalis, šios medžiagos atitinkamai vadinamos restauratoriai arba oksiduojančios medžiagos.

4. Redokso reakcijos atspindi dviejų priešingų procesų – oksidacijos ir redukcijos – vienybę.

Elektronų, kuriuos atiduoda reduktorius, skaičius yra lygus elektronų skaičiui, kurį gauna oksidatorius.

PRATIMAS

Simuliatorius Nr. 1 Oksidacijos-redukcijos reakcijos

Simuliatorius Nr. 2 Elektroninio balanso metodas

Simuliatorius Nr. 3 Testas „Oksidacijos-redukcijos reakcijos“

UŽDUOTIES UŽDUOTYS

Nr. 1. Cheminių elementų atomų oksidacijos laipsnį nustatykite pagal jų junginių formules: H 2 S, O 2, NH 3, HNO 3, Fe, K 2 Cr 2 O 7

Nr. 2. Nustatykite, kas atsitinka su sieros oksidacijos būsena šiais perėjimais:

A) H 2 S → SO 2 → SO 3

B ) SO 2 → H 2 SO 3 → Na 2 SO 3

Kokią išvadą galima padaryti užbaigus antrąją genetinę grandinę?

Į kokias grupes galima suskirstyti chemines reakcijas pagal cheminių elementų atomų oksidacijos būsenos pokyčius?

Nr. 3. Išdėstykite koeficientus CHR elektroninio balanso metodu, nurodykite oksidacijos (redukcijos), oksiduojančios medžiagos (reduktorius) procesus; parašykite reakcijas pilna ir jonine forma:

A) Zn + HCl = H 2 + ZnCl 2

B) Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

Nr. 4. Pateiktos reakcijų lygčių diagramos:
СuS + HNO3 (praskiestas ) = Cu(NO 3) 2 + S + NO + H 2 O

K + H 2 O = KOH + H 2
Išdėstykite koeficientus reakcijose elektroninio balanso metodu.
Nurodykite medžiagą – oksidatorių ir medžiagą – reduktorius.

1 . C + HNO 3 = CO 2 + NO + H 2 O

2. H 2 S + K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 = S + Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O

3. V 2 O 5 + Ca = CaO + V

4. Mn 2 O 3 + Si = SiO 2 + Mn

5. TiCl 4 + Mg = MgCl 2 + Ti

6. P 2 O 5 + C = P + CO

7. KClO 3 + S = KCl + SO 2

8. H 2 S + HNO 3 = S + NO 2 + H 2 O

9. KNO 2 + KClO 3 = KCl + KNO 3

10. NaI + NaIO 3 + H 2 SO 4 = I 2 + Na 2 SO 4 + H 2 O

11. Na 2 S 2 O 3 + Br 2 + NaOH = Na Br + Na 2 SO 4 + H 2 O

12. Mn(NO 3) 2 + NaBiO 3 + HNO 3 = HMnO 4 + Bi(NO 3) 3 + NaNO 3 + H 2 O

13. Cr 2 O 3 + Br 2 + NaOH = Na 2 CrO 4 + NaBr + H 2 O

14. HCl + KMnO 4 = MnCl 2 + Cl 2 + KCl + H 2 O

15. KBr + KMnO 4 + H 2 SO 4 = Br 2 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

16. Cu + H 2 SO 4 = CuSO 4 + SO 2 + H 2 O

17. Mg + H 2 SO 4 = MgSO 4 + H 2 S + H 2 O

18. K + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + S + H 2 O

19. Ag + HNO 3 = AgNO 3 + NO 2 + H 2 O

20. Cu + HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + NO + H 2 O

21. Ca + HNO 3 = Ca(NO 3) 2 + N 2 O + H 2 O

22. Zn + HNO 3 = Zn(NO 3) 2 + N 2 + H 2 O

23. Mg + HNO 3 = Mg(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + H 2 O

24. Na 2 SO 3 + KMnO 4 + KOH = Na 2 SO 4 + K 2 MnO 4 + H 2 O

25. K 2 S + KMnO 4 + H 2 SO 4 = S + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

26. Zn + K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O

27. SnSO 4 + KMnO 4 + H 2 SO 4 = Sn(SO 4) 2 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

28. NaI + KMnO 4 + KOH = I 2 + K 2 MnO 4 + NaOH

29. S + KClO 3 + H 2 O = Cl 2 + K 2 SO 4 + H 2 SO 4

30. Na 2 SO 3 + KIO 3 + H 2 SO 4 = I 2 + Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

31. HNO 3 = NO 2 + O 2 + H 2 O

32. Cu(NO 3) 2 = CuO + NO 2 + O 2

33. NH 4 NO 3 = N 2 O + H 2 O

34. KNO 3 = KNO 2 + O 2

35. KClO 3 = KCl + O 2

36. KClO = KCl + O 2

37. HNO 2 = HNO 3 + NO + H 2 O

38. K 2 MnO 4 + CO 2 = KMnO 4 + MnO 2 + K 2 CO 3

39. KClO 3 = KClO 4 + KCl

40. Cl 2 + KOH = KCl + KClO 3 + H 2 O

41. KClO = KCl + KClO 3

42. S + KOH = K 2 S + K 2 SO 3 + H 2 O

43. Na 2 SO 3 = Na 2 S + Na 2 SO 4

44. H 2 C 2 O 4 + KMnO 4 = CO 2 + K 2 CO 3 + MnO 2 + H 2 O

45. CH 3 OH + K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 = HCOOH + Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O

46. ​​C 12 H 22 O 11 + K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 = CO 2 + Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O

47. CH 2 O + KMnO 4 + H 2 SO 4 = HCOOH + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

48. Mn 3 O 4 + Al = Al 2 O 3 + Mn

49. Fe 3 O 4 + H 2 = FeO + H 2 O

50. NaN 3 = Na + N 2

51. Na 2 S 4 O 6 + KMnO 4 + HNO 3 = Na 2 SO 4 + H 2 SO 4 + Mn (NO 3 ) 2 + KNO 3 + H 2 O

52. Mn 3 O 4 + KClO 3 + K 2 CO 3 = K 2 MnO 4 + KCl + CO 2

53. As 2 S 3 + HNO 3 = H 3 AsO 4 + SO 2 + NO 2 + H 2 O

54. KMnO 4 = K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2

55. Cu 2 S + O 2 + CaCO 3 = CuO + CaSO 3 + CO 2

56. FeCl 2 + KMnO 4 + HCl = FeCl 3 + Cl 2 + MnCl 2 + KCl + H 2 O

57. Pb(NO 3) 2 = PbO + NO 2 + O 2

58. KNO 2 + KI + H 2 SO 4 = I 2 + NO + K 2 SO 4 + H 2 O

59. KMnO 4 + NO + H 2 SO 4 = MnSO 4 + NO 2 + K 2 SO 4 + H 2 O

60. CuO + NH 3 = Cu + N 2 + H 2 O

61. Cl 2 + Br 2 + KOH = KCl + KBrO 3 + H 2 O

62. NH 3 + KMnO 4 + KOH = KCl + K 2 MnO 4 + H 2 O

63. Ti 2 (SO 4) 3 + KClO 3 + H 2 O = TiOSO 4 + KCl + H 2 SO 4

64. Fe(NO 3) 2 + MnO 2 + HNO 3 = Fe(NO 3) 3 + Mn(NO 3) 2 + H 2 O

65. KCNS+K 2 Cr 2 O 7 +H 2 SO 4 =Cr 2 (SO 4) 3 +SO 2 +CO 2 +NO 2 +K 2 SO 4 +H 2 O

66. CuFeS 2 + HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + Fe(NO 3) 3 + H 2 SO 4 + NO + H 2 O

67. H 2 O 2 + HI = I 2 + H 2 O

68. H 2 O 2 + HIO 3 = I 2 + O 2 + H 2 O

69. H 2 O 2 + KMnO 4 + HNO 3 = Mn(NO 3) 2 + O 2 + KNO 3 + H 2 O

70. H 2 O 2 + CrCl 3 + KOH = K 2 CrO 4 + KCl + H 2 O

71. H 2 O 2 + H 2 S = H 2 SO 4 + H 2 O

Užduočių parinktys

101. Reakcijos Nr. 1, 26, 51,

102. Reakcijos Nr. 2, 27, 52,

103. Reakcijos Nr. 3, 28, 53,

104. Reakcijos Nr. 4, 29, 54,

105. Reakcijos Nr. 5, 30, 55,

106. Reakcijos Nr.6, 31, 56,

107. Reakcijos Nr.7, 32, 57,

108. Reakcijos Nr. 8, 33, 58,

109. Reakcijos Nr. 9, 34, 59,

110. Reakcijos Nr. 10, 35, 60,

111. Reakcijos Nr. 11, 36, 61,

112. Reakcijos Nr. 12, 37, 62,

113. Reakcijos Nr. 13, 38, 63,

114. Reakcijos Nr. 14, 39, 64,

115. Reakcijos Nr. 15, 40, 65,

116. Reakcijos Nr. 16, 41, 66,

117. Reakcijos Nr. 17, 42, 67,

118. Reakcijos Nr. 18, 43, 68,

119. Reakcijos Nr. 19, 44, 69,

120. Reakcijos Nr. 20, 45, 70,

121. Reakcijos Nr. 21, 46, 71,

122. Reakcijos Nr. 22, 47, 62,

123. Reakcijos Nr. 23, 48, 64,

124. Reakcijos Nr. 24, 49, 66,

125. Reakcijos Nr.25, 50, 38.

6. TERMOCHEMINIAI SKAIČIAVIMAI

(problemos Nr. 126 – 150).

Literatūra:

Duomenis galite naudoti užduotims atlikti 1 lentelė programas.

Užduočių parinktys

126. Kokia yra pentano susidarymo entalpija? C5H12, jei deginant 24 g pentano išsiskyrė 1176,7 kJ šilumos?

127. Kiek šilumos išsiskiria deginant 92 g etilo alkoholio C 2 H 5 OH?

128. Apskaičiuokite 156 g benzeno susidarymo šiluminį efektą C 6 H 6, jei jo degimo entalpija DN kalnai = - 3267,5 kJ/mol?

129. Deginant 1 litrą acetileno C 2 H 2 Išleidžiama 58,2 kJ šilumos. Apskaičiuokite acetileno degimo entalpiją.

130. Apskaičiuokite 20 g tolueno susidarymo šiluminį efektą C 7 H 8, jei jo degimo entalpija DN kalnai = - 3912,3 kJ/mol?

131. Kokia yra heksano susidarymo entalpija? C6H14, jei deginant 43 g heksano išsiskyrė 2097,4 kJ šilumos?

132. Kiek šilumos išsiskiria deginant 11 g etilacetato CH 3 SOOS 2 H 5?

133. Apskaičiuokite 1 molio ciklopentano susidarymo šiluminį efektą C 5 H 10, jei jo degimo entalpija DN kalnai = - 3290 kJ/mol?

134. Deginant 267 g antraceno C 14 N 10 Išleidžiama 10601,2 kJ šilumos. Apskaičiuokite antraceno susidarymo entalpiją.

135. Deginant 1 litrą metanolio garų CH3OH Išsiskyrė 32,3 kJ šilumos. Apskaičiuokite metanolio susidarymo entalpiją. Sąlygos yra standartinės.

136. Apskaičiuokite 1 m 3 propano susidarymo šiluminį efektą C3H8

137. Kokia yra pentano susidarymo entalpija? C5H12, jei deginant 12 g pentano išsiskyrė 588,35 kJ šilumos?

138. Kiek šilumos išsiskiria deginant 84 g etileno C 2 H 4?

139. Apskaičiuokite 156 g etano susidarymo šiluminį efektą C 2 H 6

140. Kiek šilumos išsiskirs deginant 10 litrų metano CH 4? Sąlygos normalios.

141. Deginant 10 litrų butano C 4 H 10 Išsiskyrė 1191 kJ šilumos. Apskaičiuokite butano susidarymo entalpiją. Sąlygos yra standartinės.

142. Apskaičiuokite 100 litrų propano susidarymo šiluminį efektą C3H8, jei jo degimo entalpija DN kalnai = - 2223,2 kJ/mol?

143. Deginant 1 litrą butano C 4 H 10 Išsiskyrė 119,1 kJ šilumos. Apskaičiuokite butano susidarymo entalpiją. Sąlygos normalios.

144. Apskaičiuokite 200 litrų propanolio susidarymo šiluminį efektą C 3 H 7 OH, jei jo degimo entalpija DN kalnai = - 2010,4 kJ/mol?

145. Kiek šilumos išsiskirs deginant 1 kg anglies monoksido (II) CO?

146. Apskaičiuokite 15 g etano susidarymo šiluminį efektą C 2 H 6, jei jo degimo entalpija DN kalnai = - 1560 kJ/mol?

147. Sudegus 30,8 g bifenilo C 12 H 10 Išleidžiama 124,98 kJ šilumos. Apskaičiuokite bifenilo susidarymo entalpiją.

148. Kiek šilumos išsiskiria deginant 1 m 3 acetileno C 2 H 2? Sąlygos normalios.

149. Deginant 184 g etilo alkoholio C 2 H 5 OH Išleidžiama 4482,7 kJ šilumos. Apskaičiuokite etilo alkoholio susidarymo entalpiją.

150. Kiek šilumos išsiskirs deginant 100 kg anglių SU?

7. SKAIČIAVIMAI NAUDOJANT TERMODINAMIKĄ

BŪSENOS FUNKCIJOS

(užduotys Nr. 151 – 175).

Literatūra:

1. Glinka N.L. „Bendroji chemija“. - L.: Chemija, 1986, sk. 6, p.158-162, 182-191.

2. Koževnikova N. Yu., Korobeynikova E.G., Kutuev R.Kh., Malinin V.R., Reshetov A.P. „Bendroji chemija“. Studijų vadovas. - L.: SPbVPTSh, 1991, 6 tema, p.40-53.

3. Glinka N.L. „Bendrosios chemijos problemos ir pratimai“. - L.: Chemija, 1987, 5 skyrius, p. 73-88, priedas Nr.5.

4. Korobeynikova E.G., Kozhevnikova N.Yu. „Bendrosios chemijos uždavinių ir pratimų rinkinys“ 2 dalis. Cheminių reakcijų energija. Cheminė kinetika. - L.: SPbVPTSh, 1991, p.2-14.

Užduočių parinktys

151. Skaičiavimais įrodykite deguonies oksidacijos fluoru galimybę 10 0 C temperatūroje:

0,5O 2 + F 2 = ОF 2.

152. Nustatykite galimybę, kad dujų fazėje 30 0 C temperatūroje įvyks tokia reakcija: H2 + C2H2 = C2H4.

153. Skaičiavimais įrodykite, kad standartinėmis sąlygomis ir 200 0 C temperatūroje

reakcija 0,5N2 + O2 = NO2 neįmanoma.

154. Apskaičiuokite, kokioje temperatūroje prasidės acetileno trimerizacijos reakcija:

3C 2 H2 (g) = C 6 H6 (g).

155. Kokioje temperatūroje galima ši reakcija:

H 2 S + 0,5 O 2 = SO 2 + H 2 O (g)?

156. Nustatyti šios reakcijos savaiminio įvykimo galimybę (arba negalimumą) esant 100 0 C temperatūrai:

C 2 H 4 = H 2 + C 2 H 2 .

C 2 H 4 = H 2 + C 2 H 2 ?

158. Kokioje temperatūroje prasidės geležies oksidacija pagal reakciją:

Fe + 0,5O 2 = FeO?

159. Apskaičiuokite, kokioje temperatūroje gali vykti ši reakcija:

2CH4 = C2H2 + 3H2.

160. Nustatykite, kokioje temperatūroje prasideda kalcio oksido redukcijos reakcija su akmens anglimi:

CaO + 3C = CaC 2 + CO.

161. Nustatykite anglies disulfido ir deguonies sąlyčio gaisro pavojų esant –20 0 C, jei reakcija vyksta pagal lygtį:

CS 2 + 3O 2 = CO 2 + 2SO 2.

162. Ar 200 0 C temperatūroje gali įvykti tokia reakcija:

CO + 0,5O 2 = CO 2?

163. Apskaičiuokite, kokioje temperatūroje vandenilio degimo reakcija deguonyje vyks priešinga kryptimi.

164. Kokioje temperatūroje vyksta reakcija?

Al + 0,75 O 2 = 0,5 Al 2 O 3 neįmanoma?

CO 2 + H 2 = CH 4 + H 2 O (l).

167. Kokioje temperatūroje galima ši reakcija:

C 2 H 4 + H 2 O (l) = C 2 H 5 OH?

168. Kokioje temperatūroje prasidės vandens irimas į vandenilį ir deguonį?

4HCl + O 2 = 2H 2 O (g) + 2Cl 2?

170. Nustatykite tokios reakcijos atsiradimo galimybę esant 40 0°C:

2C + 0,5O 2 + 3H 2 = C 2 H 5 OH.

171. Kokioje temperatūroje sistemoje susidarys pusiausvyra:

CO + 2H 2 = CH 3 OH?

172. Nustatykite savaiminės reakcijos galimybę 50 0 C temperatūroje:

C + CO 2 = 2CO.

173. Ar 400 0 C temperatūroje gali įvykti spontaniška reakcija?

H2 + Cl2 = 2HCl.

175. Ar 100 0 C temperatūroje gali vykti tokia reakcija:

CH4 = C + 2H2?

8. CHEMINĖ KINETIKA

(problemos Nr. 176 – 200).

Literatūra:

Užduočių parinktys

176. Koks reakcijos greičio temperatūros koeficientas, jei, temperatūrai padidėjus 30 0, reakcijos greitis padidėja 15,6 karto?

177. Kiek kartų reikia padidinti vandenilio koncentraciją sistemoje?

N2 + 3H2 = 2NH3 kad reakcijos greitis padidėtų 100 kartų?

178. Kiek kartų reikia padidinti anglies monoksido koncentraciją sistemoje? 2CO = CO 2 + C kad priekinės reakcijos greitis padidėtų 4 kartus?

179. Kiek kartų reikia padidinti slėgį, kad susidarymo greitis NE pagal reakciją 2NO + O 2 = 2NO 2 padidėjo 1000 kartų?

180. Parašykite anglies degimo reakcijos greičio lygtį ( SU) deguonyje ir nustatykite, kiek kartų padidės reakcijos greitis:

a) padidėjus deguonies koncentracijai 3 kartus;

b) kai deguonis pakeičiamas oru.

181. Kiek laipsnių reikia padidinti sistemos temperatūrą, kad joje vykstančios reakcijos greitis padidėtų 30 kartų, jei reakcijos greičio temperatūros koeficientas yra 2,5?

182. Kiek kartų pasikeis pirmyn ir atgal vykstančių reakcijų greitis sistemoje?

2SO2 + O2 = 2SO3, jei dujų mišinio tūris padidės 4 kartus?

183. Reakcijos greičio temperatūros koeficientas lygus 2. Kaip pasikeis reakcijos greitis temperatūrai padidėjus 40 0?

184. Sieros ir jos dioksido oksidacija vyksta pagal lygtis:

A) S (cr) + O 2 = SO 2 b) 2SO2 + O2 = 2SO3.

Kaip pasikeis šių reakcijų greitis, jei kiekvienos sistemos tūris bus sumažintas 4 kartus?

185. Apskaičiuokite, kiek kartų pasikeis dujų fazėje vykstančios reakcijos greitis, N2 + 3H2 = 2NH3, Jei

a) sumažinti sistemos slėgį 2 kartus;

b) padidinti vandenilio koncentraciją 3 kartus?

186. Kaip pasikeis dujinėje fazėje vykstančios reakcijos greitis temperatūrai nukritus 30 0, jei reakcijos greičio temperatūros koeficientas lygus 2.

187. Kiek kartų pasikeis tiesioginės reakcijos greitis?

CO + Cl 2 = COCl 2, Jei

koncentracija CO padidinti nuo 0,03 iki 0,12 mol/l, o koncentracija Cl2 sumažėti nuo 0,06 iki 0,02 mol/l?

189. Reakcijos greičio temperatūros koeficientas lygus 3. Kaip pasikeis dujinėje fazėje vykstančios reakcijos greitis temperatūrai pakilus nuo 140 iki 170 0?

190. Reakcija vyksta pagal lygtį CO (g) + S (tv) = COS (tv)

a) sumažinti koncentraciją CO 5 kartus;

b) sumažinti sistemos tūrį 3 kartus?

191. Kiek kartų pasikeis dujinėje fazėje vykstančios reakcijos greitis temperatūrai pakilus nuo 150 iki 180 0? Reakcijos greičio temperatūros koeficientas yra 2.

192. Reakcija vyksta pagal lygtį: NH 3 + CO 2 + H 2 O = NH 4 HCO 3. Kaip pasikeis tiesioginės reakcijos greitis, jei

a) padidinti sistemos tūrį 3 kartus;

b) 2 kartus sumažinti amoniako ir vandens garų koncentraciją?

193. Kaip pasikeis dujinėje fazėje vykstančios reakcijos greitis temperatūrai nukritus 40 0, jei reakcijos greičio temperatūros koeficientas yra 3?

194. Kaip pasikeis pirmyn reakcijos greitis?

2CH4 + O2 + 2H2O (g) = 2CO2 + 6H2, Jei

a) 3 kartus sumažinti metano ir deguonies koncentraciją;

b) sumažinti sistemos tūrį 2 kartus?

195. Reakcijos greičio temperatūros koeficientas lygus 2. Kaip pasikeis reakcijos greitis temperatūrai padidėjus 30 0?

196. Reakcija vyksta pagal lygtį 2CH4 + O2 = 4H2 + 2CO.

Kaip pasikeis atvirkštinės reakcijos greitis, jei

a) sumažinti sistemos tūrį 4 kartus;

b) padidinti vandenilio koncentraciją 2 kartus?

197. Kiek kartų pasikeis dujinėje fazėje vykstančios reakcijos greitis, temperatūrai pakilus nuo 30 iki 70 0 C, jei reakcijos greičio temperatūros koeficientas lygus 2?

198. Reakcija vyksta pagal lygtį: Cl 2 O (g) + H 2 O (g) = 2HClO (l).

Pradinių medžiagų koncentracija yra = 0,35 mol/l ir

=1,3 mol/l. Kaip pasikeis tiesioginės reakcijos greitis, jei medžiagų koncentracijos bus atitinkamai pakeistos į 0,4 mol/L ir 0,9 mol/L?

199. Apskaičiuokite, kiek kartų pasikeis dujinėje fazėje vykstantis reakcijos greitis, jei temperatūra bus sumažinta nuo 130 iki 90 0 C. Reakcijos greičio temperatūros koeficientas lygus 2.

200. Kaip pasikeis dujų fazėje vykstančios atvirkštinės reakcijos greitis pagal lygtį: 2N 2 O 5 = 4NO 2 + O 2, Jei

a) sumažinti koncentraciją NE 2 2 kartus;

b) slėgį sistemoje sumažinti 3 kartus?

CHEMINĖ PUSIAUSVYRA

(užduotis Nr. 201 – 225).

Literatūra:

1. Glinka N.L. „Bendroji chemija“. - L.: Chemija, 1986, sk. 6, p.163-181.

2. Koževnikova N. Yu., Korobeynikova E.G., Kutuev R.Kh., Malinin V.R., Reshetov A.P. „Bendroji chemija“. Studijų vadovas. - L.: LVPTSH, 1991, tema 7, p.54-65.

3. Glinka N.L. „Bendrosios chemijos problemos ir pratimai“. - L.: Chemija, 1987, 5 skyrius, p. 89-105.

4. Korobeynikova E.G., Kozhevnikova N.Yu. „Bendrosios chemijos uždavinių ir pratimų rinkinys“ 2 dalis. Cheminių reakcijų energija. Cheminė kinetika. - L.: LVPTSH, 1991, 15-31 p.

Užduočių parinktys

201. Kaip pasikeis reakcijos greitis:

2 NO (g) + O 2 (g) « 2NO 2 (g)

jei reakcijos indo tūrį padidintume keturis kartus?

202. Į kurią pusę pasislinks sistemos pusiausvyra:

H 2 (g) + 2 S (tv) « 2 H 2 S (g) Q = 21,0 kJ,

b) padidinti vandenilio koncentraciją?

203. Kokia kryptimi pasislinks pusiausvyra sistemose:

A) CO (g) + Cl 2 (g) « COCl 2 (g) ,

b) H 2(g) + I 2(g) « 2HI (g),

jei esant pastoviai temperatūrai slėgis mažinamas didinant dujų mišinio tūrį?

204. Kokia kryptimi įvyks pusiausvyros poslinkis sistemoje:

2 CO (g) «CO 2 (g) + C (tv) Q= 171 kJ,

jei a) sumažina sistemos temperatūrą,

b) sumažinti slėgį sistemoje?

205. Kiek kartų pasikeis reakcijos greitis?

2 A + B « A 2 V,

jeigu medžiagos koncentracija A padidės 2 kartus, o medžiagos koncentracija IN sumažinti 2 kartus?

206. Kokia kryptimi įvyks pusiausvyros poslinkis sistemoje:

2 SO 3 (g) « 2 SO 2 (g) + O 2 (g) Q= - 192 kJ,

jei a) padidina sistemos temperatūrą,

b) sumažinti koncentraciją SO 2?

207. Kiek kartų reikia padidinti medžiagos koncentraciją? B 2 sistemoje

2 A 2 (g) + B 2 (g) « 2 A 2 V (g), kad sumažėjus medžiagos koncentracijai A 2 4 kartus pirmyn reakcijos greitis nepasikeitė?

208. Kokia kryptimi įvyks pusiausvyros poslinkis sistemoje:

COCl 2(g) «CO (g) + Cl 2(g),

jei a) padidina slėgį sistemoje,

b) padidinti koncentraciją COCl 2?

209. Kaip pasikeis reakcijos greitis:

2 NO (g) + O 2 (g) « 2 NO 2 (g) ,

jei a) padidinkite slėgį sistemoje 3 kartus,

b) sumažinti sistemos tūrį 3 kartus,

c) padidinti koncentraciją NE 3 kartus?

210. Kokia kryptimi įvyks pusiausvyros poslinkis sistemoje:

CO (g) + Cl 2 (g) « COCl 2 (g) ,

jei a) padidinti sistemos tūrį,

b) padidinti koncentraciją CO?

211. Kokia kryptimi įvyks pusiausvyros poslinkis sistemoje:

2 N 2 O 5 (g) « 4 NO 2 (g) + 5 O 2 (g),

jeigu a) padidinti koncentraciją O 2,

b) išplėsti sistemą?

212. Išveskite reakcijos cheminės pusiausvyros konstantos lygtį: MgO (tv) + CO 2 (g) « MgCO 3 (tv) Q > 0.

Kokiais būdais galite pakeisti cheminė pusiausvyraši reakcija į kairę?

213. Kaip keisis pirmyn ir atgal vykstančių reakcijų greičiai ir į kurią pusę pasislinks pusiausvyra sistemoje A (g) + 2 B (g) « AB 2 (g), jei padidinsite visų medžiagų slėgį 3 kartus?

214. Esant pusiausvyros būsenai sistemoje:

N 2 (g) + 3 H 2 (g) « 2 NH 3 (g) Q= 92,4 kJ

nustatyti, kuria kryptimi pasislinks pusiausvyra

a) kylant temperatūrai,

b) kai mažėja reakcijos indo tūris?

215. Kokia kryptimi įvyks pusiausvyros poslinkis sistemoje:

CO 2 (g) + H 2 O (g) « H 2 CO 3 (tv) + Q,

su a) sistemos išplėtimu,

b) didėjant koncentracijai anglies dvideginio?

216. Kaip keisis pirmyn ir atgal vykstančių reakcijų greitis sistemoje:

2 SO 2(g) + O 2(g) « SO 3(g) ,

jei reaktoriaus tūrį sumažintume 2 kartus? Ar tai turės įtakos sistemos pusiausvyrai?

217. Nurodykite, kokie reaguojančių medžiagų koncentracijų pokyčiai gali pakreipti reakcijos pusiausvyrą į dešinę:

CO 2 (g) + C (tv) « 2 CO (g).

218. Kokiomis sąlygomis yra reakcijos pusiausvyra:

4 Fe (TV) + 3 O 2 (g) « 2 Fe 2 O 3 (TV),

pasislinks link oksido skilimo?

219. Grįžtamoji reakcija vyksta dujinėje fazėje ir tiesioginės reakcijos lygtyje stechiometrinių koeficientų suma yra didesnė nei atvirkštinės reakcijos lygtyje. Kaip slėgio pokytis paveiks pusiausvyrą sistemoje? Paaiškinkite.

220. Kokios sąlygos skatins didesnis derlius IN pagal reakciją: 2 A (g) + B 2 (g) « 2B (g) , Q=100 kJ.

221. Reakcijos metu gaunamas metanolis:

CO (g) + 2 H 2 (g) « CH 3 OH (l) Q= 127,8 kJ.

Kaip pasislinks pusiausvyra, kai

a) temperatūra,

b) spaudimas?

222. Kaip chloro išeigai sistemoje įtakos turės:

4 HCl (g) + O 2 (g) « 2 Cl 2 (g) + 2 H 2 O (l), Q= 202,4 kJ,

a) temperatūros padidėjimas sistemoje,

b) sumažinti bendrą mišinio tūrį,

c) deguonies koncentracijos sumažėjimas,

d) padidinti bendrą reaktoriaus tūrį,

e) katalizatoriaus įvedimas?

223. Į kurią pusę pasislinks pusiausvyra sistemose:

1) 2 CO (g) + O 2 (g) « 2 CO 2 (g) , Q= 566 kJ,

2) = - 180 kJ,

jei a) sumažina temperatūrą,

b) padidinti kraujospūdį?

224. Kokia kryptimi pasislinks pusiausvyra sistemose:

1) 2 CO (g) + O 2 (g) « 2 CO 2 (g) , Q= 566 KJ,

2) N 2(g) + O 2(g) « 2 NO (g) , Q= - 180 kJ,

jei a) padidinkite temperatūrą,

b) sumažinti slėgį?

225. Kaip pusiausvyrą paveiks ši reakcija:

CaCO 3 (tv) « CaO (tv) + CO 2 (g), Q= - 179 kJ,

a) padidėjęs slėgis,

b) temperatūros padidėjimas?

Oksiduojančios medžiagos yra dalelės (atomai, molekulės arba jonai), kurios priimti elektronus cheminės reakcijos metu. Šiuo atveju oksidatoriaus oksidacijos būsena nusileidžia. Oksiduojančios medžiagos yra restauruojami.

Restauratoriai yra dalelės (atomai, molekulės arba jonai), kurios dovanoti elektronus cheminės reakcijos metu. Šiuo atveju redukcijos agento oksidacijos būsena pakyla. Reduktoriai šiuo atveju oksiduoti.

Cheminės medžiagos gali būti skirstomos į tipiški oksidatoriai, tipiškos reduktorius , ir medžiagos, kurios gali būti rodomos tiek oksiduojančių, tiek redukuojančių savybių. Kai kurios medžiagos beveik nerodo redokso aktyvumo.

KAM tipiški oksidatoriai apima:

• paprastos medžiagos- nemetalai su stipriausiomis oksidacinėmis savybėmis (fluoras F 2, deguonis O 2, chloras Cl 2);
• jonųmetalai arba nemetalai Su didelės teigiamos (dažniausiai didesnės) oksidacijos būsenos : rūgštys (HN +5 O 3, HCl +7 O 4), druskos (KN +5 O 3, KMn +7 O 4), oksidai (S +6 O 3, Cr +6 O 3)
• junginiai, kurių sudėtyje yra tam tikrų metalo katijonai turintys aukšta oksidacijos būsena: Pb 4+, Fe 3+, Au 3+ ir kt.

Tipiški reduktoriai - tai, kaip taisyklė, yra:

• paprastos medžiagos – metalai (atkuriamieji gebėjimai metalus lemia daugybė elektrocheminių veiklų);
• sudėtingų medžiagų, kurių sudėtyje yra neigiamos (dažniausiai žemiausios) oksidacijos būsenos nemetalų atomai arba jonai: dvejetainis vandenilio junginiai(H 2 S, HBr), bedeguonių rūgščių druskos (K 2 S, NaI);
• kai kurių junginių, kurių sudėtyje yra katijonų su minimaliu teigiamas laipsnis oksidacija(Sn 2+, Fe 2+, Cr 2+), kurios, atsisakydamos elektronų, gali padidinti jų oksidacijos būseną;
• junginiai, turintys kompleksinių jonų, susidedančių iš nemetalai, turintys vidutinę teigiamą oksidacijos būseną(S +4 O 3) 2–, (НР +3 O 3) 2–, kuriuose elementai, dovanodami elektronus, gali padidinti jo teigiamą oksidacijos būseną.

Gali būti daug kitų medžiagų tiek oksiduojančių, tiek redukuojančių savybių.

Tipinės oksiduojančios ir redukuojančios medžiagos pateiktos lentelėje.

Laboratorinėje praktikoje dažniausiai naudojami yra šie oksiduojančios medžiagos :

kalio permanganatas (KMnO 4);

kalio dichromatas (K 2 Cr 2 O 7);

azoto rūgštis (HNO 3);

koncentruota sieros rūgštis (H2SO4);

vandenilio peroksidas (H 2 O 2);

mangano (IV) ir švino (IV) oksidai (MnO 2, PbO 2);

išlydytas kalio nitratas (KNO 3) ir kai kurių kitų nitratų lydalai.

KAM restauratoriai , kurios taikomos V laboratorinė praktika apima:

• magnis (Mg), aliuminis (Al), cinkas (Zn) ir kiti aktyvūs metalai;
• vandenilis (H2) ir anglis (C);
• kalio jodidas (KI);
• natrio sulfidas (Na 2 S) ir vandenilio sulfidas (H 2 S);
• natrio sulfitas (Na 2 SO 3);
• alavo chloridas (SnCl 2).

Redokso reakcijų klasifikacija

Redokso reakcijos paprastai skirstomos į keturis tipus: tarpmolekulines, intramolekulines, disproporcines (autooksidacijos-saviredukcijos) reakcijas ir priešines disproporcines reakcijas.

Tarpmolekulinės reakcijos atsiranda pasikeitus oksidacijos būsenai skirtingi elementai iš skirtingi reagentai. Šiuo atveju įvairūs oksidacijos ir redukcijos produktai .

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

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

Intramolekulinės reakcijos – tai reakcijos, kurių metu skirtingi elementai iš vienas reagentas eiti į pavyzdžiui, įvairių produktų:

(N-3H4) 2 Kr +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 .

Disproporcingumo reakcijos (autooksidacija-savaiminis gijimas) yra reakcijos, kurių metu oksiduojasi ir reduktorius. tas pats to paties reagento elementas, kuri paskui virsta skirtingi produktai:

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

Proporcingumas (proporcija, priešingas disproporcijai ) yra reakcijos, kuriose dalyvauja oksidatorius ir reduktorius tas pats elementas kuris iš skirtingi reagentai patenka į vienas produktas. Reakcija yra priešinga disproporcijai.

2H2S-2 + S +4O2 = 3S + 2H2O

Pagrindinės redokso reakcijų sudarymo taisyklės

Redokso reakcijas lydi oksidacijos ir redukcijos procesai:

Oksidacija yra elektronų dovanojimo redukuojančio agento procesas.

Atsigavimas yra elektronų pridėjimo prie oksidatoriaus procesas.

Oksidatorius yra restauruojamasir reduktorius oksiduojasi .

Redokso reakcijose pastebima elektroninis balansas: Elektronų skaičius, kurį reduktorius atsisako, yra lygus elektronų skaičiui, kurį gauna oksidatorius.

Jei balansas bus sudarytas neteisingai, negalėsite sukurti sudėtingų OVR.

Redokso reakcijoms (ORR) sudaryti naudojami keli metodai: elektronų balanso metodas, elektronų jonų balanso metodas (pusinės reakcijos metodas) ir kt. Pažiūrėkime atidžiau .

elektroninio balanso metodas

Gana lengva „identifikuoti“ ORR - tiesiog sutvarkykite visų junginių oksidacijos būsenas ir nustatykite, kad atomai keičia oksidacijos būseną:

Atskirai išrašome oksidacijos būseną keičiančių elementų atomus, būsenose PRIEŠ reakciją ir PO reakcijos.

Oksidacijos būseną keičia mangano ir sieros atomai:

S -2 -2e = S 0

Mn +7 + 1e = Mn +6

Manganas sugeria 1 elektroną, siera – 2 elektronus. Tokiu atveju būtina laikytis elektroninis balansas. Todėl būtina padvigubinti mangano atomų skaičių, o sieros atomų skaičių palikti nepakeistą. Balanso koeficientus nurodome tiek prieš reagentus, tiek prieš produktus!

OVR lygčių sudarymo naudojant elektroninio balanso metodą schema:

Dėmesio! Reakcijoje gali būti keletas oksiduojančių arba redukuojančių agentų. Balansas turi būti sudarytas taip VISO skaičius duoti ir gauti elektronai buvo vienodi.

Bendrieji redokso reakcijų modeliai

Redokso reakcijų produktai dažnai priklauso nuo proceso sąlygas. Pasvarstykime pagrindiniai veiksniai, įtakojantys redokso reakcijų eigą.

Akivaizdžiausias lemiamas veiksnys yra reakcijos tirpalo aplinka —. Paprastai (bet nebūtinai) terpę apibrėžianti medžiaga yra įtraukta į reagentus. Galimos šios parinktys:

• oksidacinis aktyvumas rūgštingesnėje aplinkoje sustiprėja, o oksiduojantis agentas redukuojasi giliau(pavyzdžiui, kalio permanganatas, KMnO 4, kur Mn +7 rūgščioje aplinkoje redukuojasi iki Mn +2, o šarminėje - iki Mn +6);
• oksidacinis aktyvumas padidėja šarminėje aplinkoje, o oksidatorius redukuojamas giliau (pavyzdžiui, kalio nitratas KNO 3, kur N +5, sąveikaujant su reduktoriumi šarminėje aplinkoje, redukuojasi iki N -3);
• arba oksidatorius praktiškai nesikeičia aplinkoje.

Reakcijos aplinka leidžia nustatyti likusių OVR produktų sudėtį ir egzistavimo formą. Pagrindinis principas – susidaro produktai, kurie nesąveikauja su reagentais!

Atkreipkite dėmesį! E Jei tirpalo terpė yra rūgštinė, tai tarp reakcijos produktų ir bazių negali būti baziniai oksidai, nes jie reaguoja su rūgštimi. Ir, atvirkščiai, šarminėje aplinkoje rūgšties susidarymas neįtraukiamas ir rūgšties oksidas. Tai viena dažniausių ir rimčiausių klaidų.

Taip pat turi įtakos OVR srauto kryptis reaguojančių medžiagų pobūdis. Pavyzdžiui, kai bendrauja azoto rūgštis HNO 3 su reduktoriais yra dėsningumas – kuo didesnis redukcijos aktyvumas, tuo labiau sumažėja azoto N +5.

Kai didėja temperatūros Dauguma ODD yra intensyvesni ir gilesni.

IN nevienalytės reakcijos dažnai įtakojama produktų sudėtis šlifavimo laipsnis kietas . Pavyzdžiui, iš cinko miltelių su azoto rūgštimi susidaro vieni produktai, o granuliuotas – visiškai kitokius. Kaip daugiau laipsnio sumalant reagentą, tuo didesnis jo aktyvumas, kaip taisyklė.

Pažvelkime į tipiškiausius laboratorinius oksidatorius.

Pagrindinės redokso reakcijų schemos

Permanganato atkūrimo schema

Permanganatuose yra galingas oksidatorius - mangano oksidacijos būsenoje +7. Mangano druskos +7 nuspalvina tirpalą violetinė spalva.

Permanganatai, priklausomai nuo reakcijos tirpalo aplinkos, redukuojami įvairiais būdais.

IN rūgštinė aplinka atsigavimas vyksta giliau, iki Mn 2+. Mangano oksidas, esantis +2 oksidacijos būsenoje, pasižymi pagrindinėmis savybėmis, todėl rūgštinė aplinka susidaro druska. Mangano druskos +2 bespalvis. IN neutralus tirpalas sumažėja mangano kiekis iki oksidacijos būsenos +4 , su išsilavinimu amfoterinis oksidas MnO2 — rudas rūgštyse ir šarmuose netirpios nuosėdos. IN šarminis aplinka, manganas atkuriamas minimaliai – iki artimiausio oksidacijos būsenos +6 . Mangano junginiai +6 eksponuojami rūgščių savybių, šarminėje aplinkoje jie sudaro druskas - manganatai. Manganatai suteikia tirpalui žalia spalva .

Panagrinėkime kalio permanganato KMnO 4 sąveiką su kalio sulfidu rūgštinėje, neutralioje ir šarminėje terpėje. Šiose reakcijose sulfido jonų oksidacijos produktas yra S0.

5 K 2 S + 2 KMnO 4 + 8 H 2 SO 4 = 5 S + 2 MnSO 4 + 6 K 2 SO 4 + 8 H 2 O,

3 K 2 S + 2 KMnO 4 + 4 H 2 O = 2 MnO 2 ↓ + 3 S↓ + 8 KOH,

Dažna šios reakcijos klaida yra sieros ir šarmo sąveikos nurodymas reakcijos produktuose. Tačiau siera sąveikauja su šarmu gana atšiauriomis sąlygomis (aukštesnėje temperatūroje), o tai neatitinka šios reakcijos sąlygų. Normaliomis sąlygomis būtų teisinga atskirai nurodyti molekulinę sierą ir šarmą, o ne jų sąveikos produktus.

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

Sudarant šią reakciją taip pat kyla sunkumų. Esmė ta, kad į šiuo atveju terpės (KOH ar kito šarmo) molekulės rašymas reagentuose nėra būtinas reakcijai išlyginti. Šarmas dalyvauja reakcijoje ir lemia kalio permanganato redukcijos produktą, tačiau reagentai ir produktai išlyginami jam nedalyvaujant. Šį iš pažiūros paradoksą galima nesunkiai išspręsti, jei tai prisiminsime cheminė reakcija- tai tik sąlyginis įrašas, kuris nenurodo kiekvieno vykstančio proceso, o yra tiesiog visų procesų sumos rodymas. Kaip pačiam tai nustatyti? Jei elgsitės pagal klasikinė schema- balansas-balanso koeficientai-metalo išlyginimas, tada pamatysite, kad metalai išlyginami balanso koeficientais, o šarmų buvimas kairėje reakcijos lygties pusėje bus perteklinis.

Permanganatai oksiduoti:

• nemetalai su neigiama oksidacijos būsena į paprastas medžiagas (su oksidacijos būsena 0), išimtis — fosforo, arseno - iki +5 ;
• nemetalai su vidutine oksidacijos būsena į aukščiausias laipsnis oksidacija;
• aktyvieji metalai stabilus teigiamas metalo oksidacijos laipsnis.

KMnO 4 + neMe (mažiausias d.o.) = neMe 0 + kiti produktai

KMnO 4 + neMe (vidutinis d.o.) = neMe (aukštesnis d.o.) + kiti produktai

KMnO 4 + Me 0 = Me (stabili s.o.) + kiti produktai

KMnO 4 + P -3 , As -3 = P +5 , As +5 + kiti produktai

Chromato / bichromato atkūrimo schema

Ypatinga chromo, kurio valentingumas VI, bruožas yra tai, kad jis vandeniniuose tirpaluose sudaro 2 rūšių druskas: chromatus ir dichromatus, priklausomai nuo tirpalo aplinkos. Aktyvūs metalo chromatai (pavyzdžiui, K 2 CrO 4) yra druskos, kurios yra stabilios šarminis aplinką. Aktyvių metalų dichromatai (bichromatai). (pvz., K 2 Cr 2 O 7) – druskos, stabilios rūgščioje aplinkoje .

Chromo(VI) junginiai redukuojami iki chromo(III) junginiai . Chromo junginiai Cr +3 yra amfoteriniai ir, priklausomai nuo tirpalo aplinkos, yra tirpale įvairių formų: rūgščioje aplinkoje formoje druskos(amfoteriniai junginiai, sąveikaudami su rūgštimis, sudaro druskas), netirpūs neutralioje aplinkoje amfoterinis hidroksidas chromas (III) Cr(OH) 3 , o šarminėje aplinkoje susidaro chromo (III) junginiai kompleksinė druska, Pavyzdžiui, kalio heksahidroksochromatas (III) K 3 .

Chromo VI junginiai oksiduoti:

• nemetalai V neigiamas laipsnis oksidacija į paprastas medžiagas (su oksidacijos būsena 0), išimtis — fosforo, arseno – iki +5;
• nemetalai tarpinėje oksidacijos būsenoje iki aukščiausio oksidacijos laipsnio;
• aktyvieji metalai nuo paprastų medžiagų (0 oksidacijos stadija) iki junginių su stabilus teigiamas metalo oksidacijos laipsnis.

Chromatas / bichromatas + NeMe (neigiamas d.o.) = NeMe 0 + kiti produktai

Chromatas / bichromatas + neMe (vidutinis teigiamas d.o.) = neMe (didesnis d.o.) + kiti produktai

Chromatas/bichromatas + Me 0 = Me (stabilus d.o.) + kiti produktai

Chromatas / bichromatas + P, As (neigiamas d.o.) = P, As +5 + kiti produktai

Nitratų skilimas

Nitratų druskų sudėtyje yra azotas oksidacijos būsenoje +5 - stiprus oksidatorius. Toks azotas gali oksiduoti deguonį (O -2). Tai atsitinka kaitinant nitratus. Daugeliu atvejų deguonis oksiduojamas iki 0 oksidacijos būsenos, t.y. į molekulinės deguonies O2 .

Priklausomai nuo metalo, sudarančio druską, tipo, terminis (temperatūrinis) nitratų skilimas sukelia įvairių gaminių: Jei aktyvus metalas(elektrocheminio aktyvumo serijoje yra iki magnio), tada azotas redukuojamas iki oksidacijos būsenos +3, o irimo metu susidaro nitritinės druskos ir molekulinis deguonis .

Pavyzdžiui:

2NaNO 3 → 2NaNO 2 + O 2 .

Aktyvūs metalai gamtoje randami druskų (KCl, NaCl) pavidalu.

Jei metalas yra elektrocheminio aktyvumo serijoje į dešinę nuo magnio ir į kairę nuo vario (įskaitant magnį ir varį) , tada irstant susidaro metalo oksidas stabilioje oksidacijos būsenoje, azoto oksidas (IV)(rudos dujos) ir deguonies. Skilimo metu susidaro ir metalo oksidas ličio nitratas .

Pavyzdžiui, skilimas cinko nitratas:

2Zn(NO 3) 2 → 2ZnО + 4NO 2 + O 2.

Metalai vidutinis aktyvumas dažniausiai gamtoje randami oksidų pavidalu (Fe 2 O 3, Al 2 O 3 ir kt.).

Jonai metalai, esantis elektrocheminio aktyvumo serijoje vario dešinėje yra stiprūs oksidatoriai. At nitratų skilimas jie, kaip ir N +5, dalyvauja deguonies oksidacijoje ir redukuojami iki paprastų medžiagų, t.y. susidaro metalas ir išsiskiria dujos - azoto oksidas (IV) ir deguonis .

Pavyzdžiui, skilimas sidabro nitratas:

2AgNO3 → 2Ag + 2NO2 + O2.

Neaktyvūs metalai gamtoje randami kaip paprastos medžiagos.

Kai kurios išimtys!

Skilimas amonio nitratas :

Amonio nitrato molekulėje yra ir oksidatorius, ir reduktorius: -3 oksidacijos būsenos azotas turi tik redukcines savybes, o azotas, kurio oksidacijos būsena +5 - tik oksidacines savybes.

Kaitinant, amonio salietra suyra. Esant temperatūrai iki 270 o C susidaro azoto oksidas (I)(„juoko dujos“) ir vanduo:

NH 4 NO 3 → N 2 O + 2H 2 O

Tai yra reakcijos pavyzdys priešingas disproporcijai .

Gauta azoto oksidacijos būsena yra azoto atomų oksidacijos būsenos pradinėje molekulėje aritmetinis vidurkis.

Su daugiau aukšta temperatūra Azoto oksidas (I) skyla į paprastas medžiagas - azoto Ir deguonies:

2NH4NO3 → 2N2 + O2 + 4H2O

At skilimas amonio nitritas NH4NO2 taip pat atsiranda priešinga disproporcija.

Gauta azoto oksidacijos būsena taip pat lygi vidutinei aritmetinės galios pradinių azoto atomų oksidacija - oksidatorius N +3 ir reduktorius N -3

NH 4 NO 2 → N 2 + 2H 2 O

Terminis skilimas mangano (II) nitratas lydi metalo oksidacija:

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

Geležies (II) nitratas žemoje temperatūroje skyla į geležies (II) oksidą kaitinant, geležis oksiduojasi iki oksidacijos būsenos +3:

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

Nikelio (II) nitratas kaitinant suyra iki nitritų.

Azoto rūgšties oksidacinės savybės

Azoto rūgštis HNO 3 sąveikaujant su metalais yra praktiškai niekada negamina vandenilio , skirtingai nei dauguma mineralinių rūgščių.

Taip yra dėl to, kad rūgštyje yra labai stiprus oksidatorius – azotas, kurio oksidacijos būsena +5. Sąveikaujant su reduktoriais – metalais, susidaro įvairūs azoto redukcijos produktai.

Azoto rūgštis + metalas = metalo druska + azoto redukcijos produktas + H 2 O

Azoto rūgštis redukuojant gali virsti azoto oksidas (IV) NO 2 (N +4); azoto oksidas (II) NO (N +2); azoto oksidas (I) N 2 O („juoko dujos“); molekulinis azotas N 2; amonio nitratas NH 4 NO 3. Paprastai susidaro produktų mišinys, kuriame vyrauja vienas iš jų. Azotas redukuojamas iki oksidacijos būsenos nuo +4 iki –3. Visų pirma priklauso atkūrimo gylis dėl reduktoriaus pobūdžio Ir dėl azoto rūgšties koncentracijos . Taisyklė veikia: kuo mažesnė rūgšties koncentracija ir kuo didesnis metalo aktyvumas, tuo daugiau elektronų gauna azotas ir susidaro daugiau redukuotų produktų.

Kai kurie dėsningumai leis teisingai nustatyti pagrindinį azoto rūgšties redukcijos metalais produktą reakcijoje:

• po veiksmo labai praskiesta azoto rūgštimi įjungta metalai paprastai susidaro amonio nitratas NH4NO3;

Pavyzdžiui, cinko reakcija su labai praskiesta azoto rūgštimi:

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

• koncentruota azoto rūgštisšaltyje pasyvina kai kurie metalai - chromo Cr, aliuminio Al ir geležies Fe . Kai tirpalas kaitinamas arba skiedžiamas, įvyksta reakcija;

metalo pasyvavimas - tai metalinio paviršiaus pavertimas į neaktyvi būsena dėl susidarymo ant metalinio paviršiaus ploni sluoksniai inertiški junginiai, šiuo atveju daugiausia metalų oksidai, kurie nereaguoja su koncentruota azoto rūgštimi

• azoto rūgštis nereaguoja su platinos pogrupio metalais — aukso Au, platina Pt ir paladis Pd;

• kai bendrauja koncentruota rūgštis su Nr aktyvieji metalai Ir vidutinio aktyvumo metalai azoto rūgštis sumažinama iki azoto oksidas (IV) NE 2 ;

Pavyzdžiui, vario oksidacija koncentruota azoto rūgštimi:

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

• kai bendrauja koncentruota azoto rūgštis su aktyviais metalais susidaro azoto oksidas (I)N2O ;

Pavyzdžiui, oksidacija natrio koncentruotas azoto rūgštis:

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

• kai bendrauja skiesti azoto rūgštį neaktyviais metalais (veiklių serijoje į dešinę nuo vandenilio) rūgštis redukuojama iki azoto oksidas (II) NR ;
• kai bendrauja praskieskite azoto rūgštį vidutinio aktyvumo metalais susidaro arba azoto oksidas (II) NO arba azoto oksidas N 2 O, arba molekulinis azotas N 2 - priklausomai nuo papildomų veiksnių (metalo aktyvumo, metalo šlifavimo laipsnio, rūgšties praskiedimo laipsnio, temperatūros).
• kai bendrauja skiesti azoto rūgštį su aktyviais metalais susidaro molekulinis azotas N 2 .

Apytiksliai azoto rūgšties redukcijos produktų nustatymui sąveikaujant su skirtingi metalai Siūlau naudoti švytuoklės principą. Pagrindiniai veiksniai, keičiantys švytuoklės padėtį, yra: rūgšties koncentracija ir metalo aktyvumas. Kad būtų paprasčiau, mes naudojame 3 rūšių rūgščių koncentracijas: koncentruotą (daugiau nei 30%), skiestą (30% ar mažiau), labai praskiestą (mažiau nei 5%). Metalus pagal aktyvumą skirstome į aktyvius (prieš aliuminį), vidutinio aktyvumo (nuo aliuminio iki vandenilio) ir neaktyvius (po vandenilio). Azoto rūgšties redukcijos produktus išdėstome oksidacijos laipsnio mažėjimo tvarka:

NO2; NE; N2O; N 2; NH4NO3

Kuo aktyvesnis metalas, tuo labiau judame į dešinę. Kuo didesnė rūgšties koncentracija arba mažesnis praskiedimo laipsnis, tuo labiau pasislenkame į kairę.

Pavyzdžiui , bendrauti koncentruota rūgštis ir neaktyvus metalas varis Cu. Vadinasi, pereiname į kraštinę kairę padėtį, susidaro azoto oksidas (IV), vario nitratas ir vanduo.

Metalų reakcija su sieros rūgštimi

Praskiesta sieros rūgštis sąveikauja su metalais kaip įprasta mineralinė rūgštis. Tie. sąveikauja su metalais, kurie yra elektrocheminių įtampų serijoje iki vandenilio. Oksidatorius čia yra H + jonai, kurie redukuojami į molekulinį vandenilį H 2 . Šiuo atveju metalai, kaip taisyklė, oksiduojami minimumas oksidacijos laipsnis.

Pavyzdžiui:

Fe + H 2 SO 4 (dil) = FeSO 4 + H 2

sąveikauja su metalais įtampos diapazone tiek prieš, tiek po vandenilio.

H 2 SO 4 (konc) + metalas = metalo druska + sieros redukcijos produktas (SO 2, S, H 2 S) + vanduo

Kai koncentruota sieros rūgštis sąveikauja su metalais, susidaro metalo druska (stabilioje oksidacijos būsenoje), vanduo ir sieros redukcijos produktas - sieros dioksidas S +4 O 2, molekulinė siera S arba vandenilio sulfidas H 2 S -2, priklausomai nuo koncentracijos laipsnio, metalo aktyvumo, jo šlifavimo laipsnio, temperatūros ir kt. Kai koncentruota sieros rūgštis reaguoja su metalais, molekulinis vandenilis nesusidaro!

Pagrindiniai koncentruotos sieros rūgšties sąveikos su metalais principai:

1. Koncentruota sieros rūgštis pasyvina aliuminis, chromas, geležis kambario temperatūroje arba šaltyje;

2. Koncentruota sieros rūgštis nebendrauja Su auksas, platina ir paladis ;

3. SU neaktyvūs metalai koncentruota sieros rūgštis atkurta į sieros (IV) oksidas.

Pavyzdžiui, varis oksiduojamas koncentruota sieros rūgštimi:

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

4. Kai bendrauja su aktyviais metalais ir cinku susiformuoja koncentruota sieros rūgštissieros S arba sieros vandenilio H 2 S 2- (priklausomai nuo temperatūros, šlifavimo laipsnio ir metalo aktyvumo).

Pavyzdžiui , koncentruotos sieros rūgšties sąveika su cinku:

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

Vandenilio peroksidas

Vandenilio perokside H 2 O 2 yra deguonies oksidacijos būsenoje -1. Toks deguonis gali tiek padidinti, tiek sumažinti oksidacijos būseną. Taigi, vandenilio peroksidas eksponuoja tiek oksiduojančių, tiek redukuojančių savybių.

Sąveikaujant su reduktoriais, vandenilio peroksidas pasižymi oksiduojančios medžiagos savybėmis ir redukuojamas iki -2 oksidacijos būsenos. Paprastai vandenilio peroksido redukcijos produktas yra vanduo arba hidroksido jonas, priklausomai nuo reakcijos sąlygų. Pavyzdžiui:

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

Sąveikaujant su oksiduojančiomis medžiagomis, peroksidas oksiduojasi iki molekulinis deguonis(oksidacijos būsena 0): O 2 . Pavyzdžiui :

2KMn +7O4 + 5H2O2-1 + 3H2SO4 → 5O20 + 2Mn +2SO4 + K2SO4 + 8H2O