Le të shtojmë dy ekuacione. Vetitë oksiduese të acidit nitrik

Reaksionet e reduktimit të oksidimit, ose shkurt ORR, janë një nga bazat e lëndës së kimisë, pasi ato përshkruajnë ndërveprimin e individit. elementet kimike së bashku. Siç sugjeron emri i këtyre reagimeve, ato përfshijnë të paktën dy të ndryshme kimikatet njëri prej të cilëve vepron si agjent oksidues dhe tjetri si agjent reduktues. Natyrisht, është shumë e rëndësishme të jemi në gjendje t'i dallojmë dhe identifikojmë ato në reaksione të ndryshme kimike.

1. Oksidimi është procesi i humbjes së elektroneve nga shtresa e jashtme elektronike e një elementi kimik. Nga ana e saj agjent oksidues do të ketë një atom, molekulë ose jon që pranon elektronet dhe në këtë mënyrë ul gjendjen e tij të oksidimit, e cila është janë duke u restauruar . Pas një reaksioni kimik të ndërveprimit me një substancë tjetër, agjenti oksidues gjithmonë fiton një ngarkesë pozitive.
2. Rimëkëmbja quhet procesi i shtimit të elektroneve në një të jashtme shtresa elektronike element kimik. Restaurues do të ketë një atom, molekulë ose jon që dhuron elektronet e tij dhe në këtë mënyrë rrit gjendjen e tij të oksidimit, d.m.th. oksidohen . Pas një reaksioni kimik të ndërveprimit me një substancë tjetër, një agjent reduktues gjithmonë fiton një ngarkesë pozitive.
3. E thënë thjesht, një agjent oksidues është një substancë që "merr" elektrone, dhe një agjent reduktues është një substancë që ia jep ato agjentit oksidues. Është e mundur të përcaktohet se kush në një reaksion redoks luan rolin e një agjenti oksidues, kush është një agjent reduktues dhe në cilat raste agjenti oksidues bëhet një agjent reduktues dhe anasjelltas, duke ditur sjellje tipike në reaksionet kimike të elementeve individuale.
4. Agjentët reduktues tipikë janë metalet dhe hidrogjeni: Fe, K, Ca, Cu, Mg, Na, Zn, H). Sa më pak të jonizuara të jenë, aq më të mëdha janë vetitë e tyre reduktuese. Për shembull, hekuri i oksiduar pjesërisht, i cili ka hequr dorë nga një elektron dhe ka një ngarkesë +1, do të jetë në gjendje të heqë dorë nga një elektron më pak në krahasim me hekurin "i pastër". Gjithashtu, agjentët reduktues mund të jenë komponime të elementeve kimike në gjendjen më të ulët të oksidimit, në të cilat janë të mbushura të gjitha orbitalet e lira dhe që mund të dhurojnë vetëm elektrone, për shembull, amoniak NH 3, sulfid hidrogjeni H 2 S, bromur hidrogjen HBr, jodur hidrogjen HI , klorur hidrogjeni HCl.
5. Agjentët tipikë oksidues janë shumë jometale (F, Cl, I, O, Br). Gjithashtu, metalet me gjendje të lartë oksidimi (Fe +3, Sn +4, Mn +4), si dhe disa përbërje të elementeve me gjendje të lartë oksidimi: permanganat kaliumi KMnO4, acid sulfurik H 2 SO 4, acid nitrik HNO 3, oksid bakri CuO, klorur hekuri FeCl 3.
6. Komponimet kimike në gjendje oksidimi jo të plotë ose të ndërmjetëm, për shembull acidi nitrik monobazik HNO 2, peroksidi i hidrogjenit H 2 O 2, acid squfuri H 2 SO 3 mund të shfaqë veti oksiduese dhe reduktuese, në varësi të vetive redoks të reagentit të dytë të përfshirë në ndërveprim.

Ka vijon nga ky shembull Një atom natriumi i jep elektronin e tij një atomi oksigjeni. Prandaj, natriumi është një agjent reduktues dhe oksigjeni është një agjent oksidues. Në këtë rast, natriumi do të oksidohet plotësisht, pasi do të heqë dorë nga maksimumi sasia e mundshme elektrone, por atomi i oksigjenit nuk do të reduktohet plotësisht, pasi do të jetë në gjendje të pranojë një elektron tjetër nga një atom tjetër oksigjeni.

Test

Detyra 10. Gaz me peshë 1,105 g në 27 0 C dhe P = 101,3 kPa. Zë një vëllim prej 0.8 litra. Cili është i afërmi i tij masë molekulare?

E dhënë:

m(gaz)=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

Gjeni: Z.(gaz)-?

Zgjidhje.

Sipas ekuacionit Clayperon-Mendeleev PV=n RT, ku n është numri i moleve të gazit; P - presioni i gazit (për shembull, në atm), V - vëllimi i gazit (në litra); T – temperatura e gazit (K); R – konstante e gazit (8,34 J/mol K).

Lidhja ndërmjet temperatura termodinamike T(shkalla e Kelvinit) dhe temperatura t sipas Shkallës Praktike Ndërkombëtare (shkalla Celsius): T = (t+273), pastaj T = 300K. Sasia kimike e një gazi është e barabartë me raportin e masës së gazit me masën molare të tij: n=m/M, duke e zëvendësuar këtë shprehje në ekuacionin Clayperon-Mendeleev dhe duke shprehur masë molare, ne kemi:

M= = = 34 g/mol

Atëherë masa molekulare relative e gazit është 34.

Përgjigje: Masa molekulare relative e gazit është 34.

Detyra 35. Për çfarë vëllimi ajri nevojitet djegie e plotë 25 kg metil etilik eter CH 3 OS 2 N 5, nëse t = -4 0 C, P = 1,2 × 10 5 Pa?

Zgjidhje.

Le të shkruajmë barazimin e reaksionit: CH 3 OS 2 H 5 + 4.5O2 = 3CO 2 + 4H 2 O

Le të gjejmë sasinë kimike të eterit:

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. Duke përdorur reaksionin do të gjejmë sasinë kimike të oksigjenit kërkohet për djegien kjo sasi eter:

Kur digjet 1 mol eter, konsumohen 4,5 mol oksigjen,

pastaj gjatë djegies 4166.67 mol eter – x mol oksigjen.

Prandaj x=1875 mol. Le të gjejmë vëllimin e oksigjenit: V(O 2) = Vm n(O 2), ku Vm është vëllimi molar, i barabartë me 22,4 l/mol në kushte normale, pra V(O 2) = 42000 l.

Duke marrë parasysh atë fraksion vëllimor oksigjeni në ajër është 21%, atëherë

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

Në t ​​= -4 0 C, P = 1.2 × 10 5 Pa, ky vëllim ajri do të jetë i barabartë sipas formulës së ligjit të kombinuar të gazit:

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

V 2 = (P 1 V 1 T 2)/(T 1 P 2) = (101,3 10 3 200000 269) / (273 1,2 × 10 5) = 166360 l ose 166,36 m 3

269 ​​dhe 273 janë temperaturat në Kelvin, që korrespondojnë me -4 0 C dhe 0 0 C, respektivisht.

Përgjigje: 166,36 m 3

Detyra 85.Çfarë gjendje oksidimi mund të shfaqë hidrogjeni në përbërjet e tij? Jepni shembuj të reaksioneve në të cilat gazi hidrogjen luan rolin e një agjenti oksidues dhe në të cilin rolin e një agjenti reduktues. Përshkruani rrezikun e zjarrit të hidrogjenit. Gjendjet e oksidimit të elementit hidrogjen dhe shembuj të përbërjeve përkatëse.

Përgjigje: Hidrogjeni është një element i periudhës së parë, grupi i parë A, formula elektronike e të cilit është 1s 1. Mund të marrë këto gjendje oksidimi: +1 (H 2 O, H 2 S. NH 3, etj.), 0 (H 2), -1 (hidridet e metaleve: NaH, CaH 2).

Reaksionet që përfshijnë komponimet në të cilat hidrogjeni shfaq një gjendje oksidimi +1 janë, për shembull, reaksionet redoks që përfshijnë ujin, në të cilat hidrogjeni shfaq veti oksiduese.

2H +1 2 O + 2Li = 2LiOH + H 0 2

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

Li 0 -1е= Li + |2 agjent reduktues

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

Ose reaksionet e acideve me metalet që janë të pranishme në ECHR para hidrogjenit.

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

Hidrogjeni është një agjent reduktues:

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

Ca 0 -2e=Agjent reduktues Ca 0

H 2 0 +2e= 2H -1 agjent oksidues

NË dekadat e fundit Shpesh diskutohen mundësi të ndryshme për përdorimin e hidrogjenit si bartës energjie.

Shumë rrethana flasin në favor të hidrogjenit si një bartës universal i energjisë:

1. Për të prodhuar hidrogjen mund të përdoret uji, rezervat e të cilit sot duken të konsiderueshme.

2. Produktet e djegies së hidrogjenit janë shumë më miqësore me mjedisin sesa ato të benzinës dhe karburantit dizel.

3. Hidrogjeni mund të përdoret në motorët ekzistues me modifikime të vogla të projektimit.

4. Hidrogjeni ka një të lartë ngrohje specifike djegje; ndezshmëri e mirë e përzierjes hidrogjen-ajër në një gamë të gjerë temperaturash; rezistencë e lartë kundër goditjes, duke lejuar funksionimin në një raport kompresimi deri në 14; shpejtësi e lartë dhe kompletimin e djegies.

Përdorimi praktik hidrogjeni has një sërë vështirësish të rëndësishme, kryesisht për shkak të rritjes së rrezikut të shpërthimit të lëngut të punës. Problemet e sigurisë në teknologjinë e hidrogjenit lidhen me djegien e hidrogjenit, gjendjen e tij kriogjenike, rezistencën ndaj korrozionit dhe uljen e vetive të forcës së materialeve kur temperaturat e ulëta, rrjedhshmëri e lartë dhe aftësi depërtuese. E gjithë kjo kërkon respektim të kujdesshëm me kërkesat e sigurisë kur punoni me hidrogjen. Sipas të dhënave të shumta referuese, vetitë shpërthyese të një përzierjeje hidrogjeni me ajrin karakterizohen nga të dhënat e mëposhtme: zona e ndezjes 4.12-75% e vëllimit, energjia minimale e ndezjes - 0.02 mJ, temperatura e ndezjes automatike - 783 K, shpejtësi normale përhapja e flakës - 2,7 m/s, diametri kritik - 0,6-10-3 m, përmbajtja minimale e oksigjenit shpërthyes - 5% e vëllimit.

Për të siguruar rrezik minimal gjatë trajtimit të hidrogjenit, është e nevojshme të respektoni kushtet e mëposhtme:

1. Njohja e gjerë e personelit me karakteristikat e hidrogjenit si produkt kimik.

2. Përmirësimi i vazhdueshëm i besueshmërisë së mjeteve dhe metodave për sigurimin e sigurisë gjatë kryerjes së operacioneve të ndryshme teknologjike me hidrogjen.

3. Krijimi i mjeteve të besueshme për të treguar rrjedhjet e hidrogjenit.

Është absolutisht e papranueshme që ajri (oksigjeni) të hyjë në kontejnerë dhe tubacione të mbushura me hidrogjen të lëngshëm. Ajri ngrin dhe vendoset në muret mbi nivelin e lëngut të hidrogjenit ose zhytet në fund të enës. Thyerja e kristaleve të oksigjenit ose ajrit të ngurtë mund të jetë një burim ndezjeje ose shpërthimi. për këtë arsye, azoti, i cili përdoret për të fryrë nëpër linja dhe enë përpara se t'i mbushë me hidrogjen, duhet të përmbajë jo më shumë se 0,5-1% oksigjen.

Hidrogjeni i lëngshëm i derdhur është i rrezikshëm sepse... avullon shpejt, duke formuar përzierje të ndezshme dhe shpërthyese.

Flaka e hidrogjenit është pothuajse e padukshme në dritën e ditës. Në këtë drejtim, është e nevojshme të përdoren sensorë për ta zbuluar atë. Sensorët optikë më të zakonshëm zbulojnë ultravjollcë dhe rrezatimi infra të kuqe. Për këtë qëllim përdoren me sukses edhe bojërat fryrëse. Këto bojëra shkrihen dhe fryhen në temperatura relativisht të ulëta (rreth 470K) dhe lëshojnë gazra gërryes.

Masat e sigurisë gjatë trajtimit të hidrogjenit të lëngshëm duhet të përjashtojnë mundësinë e rrjedhjes së pakontrolluar, si dhe të sigurojnë evakuimin e shpejtë të gazit të rrjedhur.

Për strukturat e vendosura në zona të hapura dhe objektet e depozitimit të hidrogjenit të lëngshëm, mund të rekomandohen masat e mëposhtme:

1. Në zonën ku kryhet puna me hidrogjen të lëngshëm, është e nevojshme të keni një dush uji, një zorrë zjarri ose një rezervuar të posaçëm uji për të larë produktin e lëngshëm nga zonat e spërkatura të pajisjes së procesit.

2. Depozitat dhe rezervuarët për ruajtjen e produkteve të lëngshme duhet të pastrohen periodikisht nga depozitat e ngurta (oksigjen, azot etj.) në intervale 1-2 vjet duke i shkrirë ato.

3. Është i nevojshëm një kontroll i plotë i pajisjeve të procesit për rrjedhje. Një shenjë e rrjedhjes së hidrogjenit nga depozitimi është formimi i ngricës në pjesët e pajisjeve.

4. Muret mbrojtëse nuk duhet të ndërtohen pranë depozitave. Për qarkullim të mirë të gazrave, rezervuarët duhet të instalohen në mënyrë të tillë që të jenë të hapura për hyrjen e ajrit me më shumë anët

5. Zona rrezik i mundshëm rreth rezervuarit duhet të shënohet në përputhje me udhëzimet e sigurisë.

Përveç kësaj, gjatë ruajtjes afatgjatë të substancave toksike organofosforike brenda një zgavër të mbyllur, së bashku me produkte të tjera të kalbjes, fluori i hidrogjenit lirohet në sasi të dukshme. Kur ndërvepron me hekurin e trupit të produktit, ndodh formimi intensiv i hidrogjenit - një substancë jashtëzakonisht aktive kimikisht. Molekula diatomike Hidrogjeni formon komponime me të gjithë elementët (përveç gazeve fisnike), tretet mirë në metale dhe i depërton relativisht lehtë. Hidrogjeni kombinohet drejtpërdrejt me fluorin (edhe në një temperaturë prej -252°C).

Marrja parasysh e këtyre veçorive të hidrogjenit molekular sugjeron që në trupin e një municioni kimik ose një enë të mbyllur me një substancë toksike, ndodh një proces i akumulimit të hidrogjenit në një presion të caktuar, pas së cilës ky element fillon të shpërndahet nëpër trupin metalik të enë. Në një presion të caktuar, procesi stabilizohet dhe më pas mund të ndryshojë vetëm duke ndryshuar sasinë e fluorit të hidrogjenit të lëshuar ose temperaturën e ajrit të jashtëm. Hidrogjeni i zhytur nga një metal bën që metali të humbasë duktilitetin dhe forcën e tij. Ky efekt njihet si brishtësia e hidrogjenit. Shkakton shfaqjen e çarjeve si pasojë e akumulimit të hidrogjenit defekte të ndryshme struktura kristalore metalike

Hidrogjeni i çliruar nga kontejnerët dhe municionet brenda objekteve të depozitimit të betonit do të grumbullohet pranë tavanit dhe, përveç kësaj, mund të jetë një burim zjarri dhe rreziqesh shpërthimi, pasi kur përzihet me oksigjenin në ajër ai formon një gaz shpërthyes jashtëzakonisht të rrezikshëm.

Probleme të ngjashme lindin gjatë ruajtjes së mbetjeve radioaktive. Kur uji hyn në një depo, ai dekompozohet nën ndikimin e rrezatimi jonizues. Radioliza e ujit krijon hidrogjen, i cili mund të formojë një përzierje "shpërthyese" në një përqendrim prej më shumë se 4 përqind të vëllimit. Përqendrimi i hidrogjenit në objektin e magazinimit, për shkak të natyrës konvektive të shpërndarjes së tij, është në proporcion me temperaturën e ajrit të jashtëm, gjë që çon në nevojën për ventilim të detyruar të objekteve të depozitimit të mbetjeve radioaktive në mot të nxehtë.

Detyra 60. Cilat orbitale të atomit mbushen së pari me elektrone: 3d ose 4s, 5s ose 4 f? Pse? Kompozoni formula elektronike element me numër serik 21.

Përgjigju. Duhet të merret parasysh se elektroni zë nënnivelin e energjisë në të cilin ka energjinë më të ulët - shumën më të vogël n + ℓ (rregulli i Klechkovsky). Sekuenca e mbushjes nivelet e energjisë dhe nënnivelet janë si më poshtë:

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

Në rastin tonë

D 4s 5s 4р

Kuptimi n 3 4 5 4

Kuptimi l 2 0 0 1

Shuma ( n +l ) 5 4 5 5

Sekuenca e mbushjes (bazuar në rregullat e Klechkovsky):

1 – 4s pastaj 3d; 1-4 r pastaj - 5s. 4p plotësohet së pari, pavarësisht një sasi të barabartë (n +l ), pasi n=4, dhe 5s ka n=5, dhe me vlerat identike të kësaj shume, nënniveli me vlerë më të ulët kryesore numër kuantik n.

Cu +2 +2e Cu 0 |3 agjent oksidues

2N -3 -6е N 2 0 |1 agjent reduktues

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

Detyra 135. Kur digjet 1 litër avull metanol CH 3 OH, lirohet 32,3 kJ nxehtësi. Llogaritni entalpinë e formimit të metanolit. Kushtet janë standarde.

V(CH 3 OH) = 1l

DНр = -32,3 kJ

Gjeni: DH 0 (CH 3 OH) -?

Zgjidhje. Le të gjejmë nxehtësinë e djegies së 1 mol (22,4 l) metanol. Gjatë djegies së 1 litër është lëshuar 32,3 kJ, pastaj me djegie të metanolit 22,4 mol - x kJ, x = 723,52 kJ/mol, pra DH 0 hor (CH 3 OH) = - 723,52 kJ/mol.

Le të shkruajmë ekuacionin e reaksionit: CH 3 OH + 1,5 O 2 = CO 2 + 2H 2 O

Për të llogaritur entalpinë e formimit të metanolit përdorim përfundimin

nga ligji i Hesit: ΔH (H.R.) = ΣΔH 0 (vazhdim.) - ΣΔH 0 (jashtë).

Ne përdorim entalpinë e djegies së metanolit që gjetëm dhe entalpitë e formimit të të gjithë pjesëmarrësve në proces (përveç metanolit) të dhëna në shtojcë.

Sipas përfundimit të parë të ligjit të Hesit, efekti termik i këtij reaksioni DН 0 р-i mund të shkruhet si më poshtë:

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) – entalpitë e formimit të substancave. Sipas kushteve të problemit duhet llogaritur entalpia e formimit të metanolit. Sipas përfundimit të dytë të ligjit të Hesit, efekti termik i të njëjtit reaksion është i barabartë me entalpinë e djegies së acetatit të etilit.

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

Ne gjetëm vlerën e maleve DH 0 (CH 3 OH). Duke kombinuar ekuacionet (1) dhe (2) mund të shkruajmë:

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

Pastaj entalpia e formimit të acetatit etilik DH 0 (CH 3 OH) mund të llogaritet si më poshtë:

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.

Vlera e fituar do të thotë që kur formohet 1 mol metanol, lirohet 153,57 kJ nxehtësi ( DH<0 ).

Merrni parasysh diagramet e ekuacioneve të reaksionit më poshtë. Cili është ndryshimi i tyre domethënës? A ndryshuan gjendjet e oksidimit të elementeve në këto reaksione?

Në ekuacionin e parë, gjendjet e oksidimit të elementeve nuk ndryshuan, por në të dytën ato ndryshuan - për bakrin dhe hekurin.

Reagimi i dytë është një reaksion redoks.

Reaksionet që rezultojnë në ndryshime në gjendjet e oksidimit të elementeve që përbëjnë reaktantët dhe produktet e reaksionit quhen reaksione oksidimi-reduktimi (ORR).

KOMPILIMI I EKUACIONET PËR REAKSIONET REDOKS.

Ekzistojnë dy metoda për kompozimin e reaksioneve redoks - metoda bilanc elektronik dhe metodën e gjysmëreaksionit. Këtu do të shikojmë metodën e bilancit elektronik.
Në këtë metodë krahasohen gjendjet e oksidimit të atomeve në substancat fillestare dhe në produktet e reaksionit dhe ne udhëhiqemi nga rregulli: numri i elektroneve të dhuruara nga agjenti reduktues duhet të jetë i barabartë me numrin e elektroneve të fituara nga agjenti oksidues.
Për të krijuar një ekuacion, duhet të dini formulat e reaktantëve dhe produkteve të reaksionit. Le ta shohim këtë metodë me një shembull.

Parimet themelore të teorisë së reaksioneve redoks

1. Oksidimi thirrur procesi i humbjes së elektroneve nga një atom, molekulë ose jon.

Për shembull :

Al – 3e - = Al 3+

Fe 2+ - e - = Fe 3+

H 2 – 2e - = 2H +

2Cl - - 2e - = Cl 2

Gjatë oksidimit, gjendja e oksidimit rritet.

2. Rimëkëmbja thirrur procesi i fitimit të elektroneve nga një atom, molekulë ose jon.

Për shembull:

S + 2е - = S 2-

ME l 2 + 2е- = 2Сl -

Fe 3+ + e - = Fe 2+

Gjatë reduktimit, gjendja e oksidimit zvogëlohet.

3. Atomet, molekulat ose jonet që dhurojnë elektrone quhen restaurues . Gjatë reagimitato oksidohen.

Atomet, molekulat ose jonet që fitojnë elektrone quhen agjentët oksidues . Gjatë reagimitpo shërohen.

Meqenëse atomet, molekulat dhe jonet janë pjesë e substancave të caktuara, këto substanca quhen në përputhje me rrethanat restaurues ose agjentë oksidues.

4. Reaksionet redoks përfaqësojnë unitetin e dy proceseve të kundërta - oksidimit dhe reduktimit.

Numri i elektroneve të dhëna nga agjenti reduktues është i barabartë me numrin e elektroneve të fituara nga agjenti oksidues.

USHTRIMET

Simulatori nr. 1 Reaksionet oksido-reduktuese

Simulatori nr. 2 Metoda e bilancit elektronik

Testi i simulatorit nr. 3 “Reaksionet oksido-reduktuese”

DETYRAT E DETYRAVE

nr 1. Përcaktoni gjendjen e oksidimit të atomeve të elementeve kimike duke përdorur formulat e përbërjeve të tyre: H 2 S, O 2, NH 3, HNO 3, Fe, K 2 Cr 2 O 7

nr 2. Përcaktoni se çfarë ndodh me gjendjen e oksidimit të squfurit gjatë tranzicioneve të mëposhtme:

A) H 2 S → SO 2 → SO 3

B ) SO 2 → H 2 SO 3 → Na 2 SO 3

Çfarë përfundimi mund të nxirret pas përfundimit të zinxhirit të dytë gjenetik?

Në cilat grupe mund të klasifikohen reaksionet kimike në bazë të ndryshimeve në gjendjen e oksidimit të atomeve të elementeve kimike?

nr 3. Rregulloni koeficientët në CHR duke përdorur metodën e bilancit elektronik, tregoni proceset e oksidimit (reduktimit), agjentit oksidues (agjent reduktues); Shkruani reaksionet në formë të plotë dhe jonike:

A) Zn + HCl = H 2 + ZnCl 2

B) Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

nr 4. Janë dhënë diagramet e ekuacioneve të reaksionit:
СuS + HNO 3 (i holluar ) = Cu(NO 3) 2 + S + NO + H 2 O

K + H 2 O = KOH + H 2
Renditni koeficientët në reaksione duke përdorur metodën e bilancit elektronik.
Tregoni substancën - një agjent oksidues dhe një substancë - një agjent reduktues.

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. Si 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 + JO + 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

Opsionet e detyrave

101. Reagimet nr. 1, 26, 51,

102. Reagimet nr. 2, 27, 52,

103. Reagimet nr. 3, 28, 53,

104. Reagimet nr. 4, 29, 54,

105. Reagimet nr. 5, 30, 55,

106. Reagimet nr. 6, 31, 56,

107. Reagimet nr. 7, 32, 57,

108. Reagimet nr. 8, 33, 58,

109. Reagimet nr. 9, 34, 59,

110. Reagimet nr. 10, 35, 60,

111. Reagimet nr. 11, 36, 61,

112. Reagimet nr. 12, 37, 62,

113. Reagimet nr. 13, 38, 63,

114. Reagimet nr. 14, 39, 64,

115. Reagimet nr. 15, 40, 65,

116. Reagimet nr. 16, 41, 66,

117. Reagimet nr. 17, 42, 67,

118. Reagimet nr. 18, 43, 68,

119. Reagimet nr. 19, 44, 69,

120. Reagimet nr. 20, 45, 70,

121. Reagimet nr. 21, 46, 71,

122. Reagimet nr. 22, 47, 62,

123. Reagimet nr. 23, 48, 64,

124. Reagimet nr. 24, 49, 66,

125. Reagimet nr 25, 50, 38.

6. LLOGARITJE TERMOKIMIKE

(problemet nr. 126 – 150).

Letërsia:

Ju mund t'i përdorni të dhënat për të përfunduar detyrat Tabela 1 aplikacionet.

Opsionet e detyrave

126. Cila është entalpia e formimit të pentanit? C 5 H 12, nëse djegia e 24 g pentan liron 1176,7 kJ nxehtësi?

127. Sa nxehtësi lirohet kur digjen 92 g alkool etilik C 2 H 5 OH?

128. Njehsoni efektin termik të formimit të 156 g benzen C 6 H 6, nëse entalpia e tij e djegies DN malet = - 3267,5 kJ/mol?

129. Gjatë djegies së 1 litër acetilen C 2 H 2 Lirohet 58,2 kJ nxehtësi. Llogaritni entalpinë e djegies së acetilenit.

130. Njehsoni efektin termik të formimit të 20 g toluen C 7 H 8, nëse entalpia e tij e djegies DN malet = - 3912,3 kJ/mol?

131. Cila është entalpia e formimit të heksanit? C 6 H 14, nëse nga djegia e 43 g heksan çlirohen 2097.4 kJ nxehtësi?

132. Sa nxehtësi do të lirohet kur digjen 11 g etil acetat CH 3 SOOS 2 H 5?

133. Njehsoni efektin termik të formimit të 1 mol ciklopentan C 5 H 10, nëse entalpia e tij e djegies DN malet = - 3290 kJ/mol?

134. Kur digjen 267 g antracen C 14 N 10 Lirohet 10601.2 kJ nxehtësi. Llogaritni entalpinë e formimit të antracenit.

135. Gjatë djegies së 1 litër avull metanol CH 3 OH U lirua 32.3 kJ nxehtësi. Llogaritni entalpinë e formimit të metanolit. Kushtet janë standarde.

136. Njehsoni efektin termik të formimit të 1 m 3 propan C 3 H 8

137. Cila është entalpia e formimit të pentanit? C 5 H 12, nëse djegia e 12 g pentan liron 588,35 kJ nxehtësi?

138. Sa nxehtësi do të lirohet kur digjen 84 g etilen C 2 H 4?

139. Njehsoni efektin termik të formimit të 156 g etanit C 2 H 6

140. Sa nxehtësi do të lirohet kur digjen 10 litra metan CH 4? Kushtet janë normale.

141. Kur digjen 10 litra butan C 4 H 10 U lëshua 1191 kJ nxehtësi. Llogaritni entalpinë e formimit të butanit. Kushtet janë standarde.

142. Njehsoni efektin termik të formimit të 100 litrave propan C 3 H 8, nëse entalpia e tij e djegies DN malet = - 2223,2 kJ/mol?

143. Gjatë djegies së 1 litër butan C 4 H 10 U lirua 119.1 kJ nxehtësi. Llogaritni entalpinë e formimit të butanit. Kushtet janë normale.

144. Njehsoni efektin termik të formimit të 200 litrave propanol C 3 H 7 OH, nëse entalpia e tij e djegies DN malet = - 2010.4 kJ/mol?

145. Sa nxehtësi do të lirohet kur digjet 1 kg monoksid karboni (II) CO?

146. Njehsoni efektin termik të formimit të 15 g etanit C 2 H 6, nëse entalpia e tij e djegies DN malet = - 1560 kJ/mol?

147. Me djegien e 30,8 g bifenil C 12 H 10 Lirohet 124,98 kJ nxehtësi. Llogaritni entalpinë e formimit të bifenilit.

148. Sa nxehtësi lirohet kur digjet 1 m 3 acetilen C 2 H 2? Kushtet janë normale.

149. Kur digjen 184 g alkool etilik C 2 H 5 OH Lirohet 4482,7 kJ nxehtësi. Llogaritni entalpinë e formimit të alkoolit etilik.

150. Sa nxehtësi do të lirohet kur digjen 100 kg qymyr ME?

7. LLOGARITJET ME PERDORIM TERMODINAMIKE

FUNKSIONET E STATUSIT

(detyrat nr. 151 – 175).

Letërsia:

1. Glinka N.L. "Kimi e përgjithshme". - L.: Kimi, 1986, kap. 6, fq.158-162, 182-191.

2. Kozhevnikova N.Yu., Korobeynikova E.G., Kutuev R.Kh., Malinin V.R., Reshetov A.P. "Kimi e përgjithshme". Tutorial. - L.: SPbVPTSh, 1991, tema 6, f.40-53.

3. Glinka N.L. "Probleme dhe ushtrime në kiminë e përgjithshme". - L.: Kimi, 1987, kapitulli 5, f. 73-88, Shtojca nr. 5.

4. Korobeynikova E.G., Kozhevnikova N.Yu. “Përmbledhje problemash dhe ushtrimesh në kiminë e përgjithshme” pjesa 2. Energjia e reaksioneve kimike. Kinetika kimike. - L.: SPbVPTSh, 1991, f.2-14.

Opsionet e detyrave

151. Vërtetoni me llogaritje mundësinë e oksidimit të oksigjenit me fluor në 10 0 C:

0,5O 2 + F 2 = ОF 2.

152. Përcaktoni mundësinë që reaksioni i mëposhtëm të ndodhë në fazën e gazit në 30 0 C: H 2 + C 2 H 2 = C 2 H 4.

153. Vërtetoni me llogaritje se në kushte standarde dhe në 200 0 C

reagimi 0,5N 2 + O 2 = JO 2 e pamundur.

154. Njehsoni se në çfarë temperature do të fillojë reaksioni i trimerizimit të acetilenit:

3C 2 H 2 (g) = C 6 H 6 (g).

155. Në cilën temperaturë është i mundur reaksioni i mëposhtëm:

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

156. Përcaktoni mundësinë (ose pamundësinë) e shfaqjes spontane të reaksionit të mëposhtëm në një temperaturë prej 100 0 C:

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

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

158. Në cilën temperaturë do të fillojë oksidimi i hekurit sipas reaksionit:

Fe + 0,5O 2 = FeO?

159. Llogaritni se në cilën temperaturë mund të ndodhë reaksioni i mëposhtëm:

2CH 4 = C 2 H 2 + 3H 2.

160. Përcaktoni se në cilën temperaturë fillon reaksioni i reduktimit të oksidit të kalciumit me qymyrin:

CaO + 3C = CaC 2 + CO.

161. Përcaktoni rrezikun e zjarrit të kontaktit midis disulfidit të karbonit dhe oksigjenit në –20 0 C nëse reaksioni vazhdon sipas ekuacionit:

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

162. A është e mundur që reaksioni i mëposhtëm të ndodhë në 200 0 C:

CO + 0,5O 2 = CO 2?

163. Njehsoni se në çfarë temperature reaksioni i djegies së hidrogjenit në oksigjen do të shkojë në drejtim të kundërt.

164. Në çfarë temperature ndodh reaksioni?

Al + 0,75O 2 =0,5Al 2 O 3 e pamundur?

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

167. Në cilën temperaturë është i mundur reaksioni i mëposhtëm:

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

168. Në cilën temperaturë do të fillojë zbërthimi i ujit në hidrogjen dhe oksigjen?

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

170. Përcaktoni mundësinë që reaksioni i mëposhtëm të ndodhë në 40 0 ​​C:

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

171. Në çfarë temperature do të ndodhë ekuilibri në sistem:

CO + 2H 2 = CH 3 OH?

172. Përcaktoni mundësinë e reaksionit spontan në 50 0 C:

C + CO 2 = 2 CO.

173. A është e mundur të ndodhë një reaksion spontan në 400 0 C?

H2 + Cl2 = 2HCl.

175. A është e mundur që reaksioni i mëposhtëm të ndodhë në temperaturën 100 0 C:

CH 4 = C + 2H 2?

8. KINETIKA KIMIKE

(problemet nr. 176 – 200).

Letërsia:

Opsionet e detyrave

176. Sa është koeficienti i temperaturës së shpejtësisë së reaksionit nëse me rritjen e temperaturës për 30 0 shpejtësia e reaksionit rritet për 15,6 herë?

177. Sa herë duhet të rritet përqendrimi i hidrogjenit në sistem?

N2 + 3H2 = 2NH3 në mënyrë që shpejtësia e reagimit të rritet 100 herë?

178. Sa herë duhet të rritet përqendrimi i monoksidit të karbonit në sistem? 2CO = CO 2 + C kështu që shpejtësia e reaksionit përpara rritet 4 herë?

179. Sa herë duhet të rritet presioni në mënyrë që shpejtësia e formimit NR me reagim 2NO + O 2 = 2 JO 2është rritur 1000 herë?

180. Shkruani ekuacionin për shpejtësinë e reaksionit të djegies së qymyrit ( ME) në oksigjen dhe përcaktoni se sa herë do të rritet shpejtësia e reagimit:

a) me një rritje të përqendrimit të oksigjenit me 3 herë;

b) kur zëvendësohet oksigjeni me ajër.

181. Për sa gradë duhet të rritet temperatura e sistemit në mënyrë që shpejtësia e reaksionit që ndodh në të të rritet 30 herë, nëse koeficienti i temperaturës së shpejtësisë së reaksionit është 2,5?

182. Sa herë do të ndryshojë shpejtësia e reaksioneve përpara dhe të kundërta në sistem?

2SO2 + O2 = 2SO3, nëse vëllimi i përzierjes së gazit rritet 4 herë?

183. Koeficienti i temperaturës së shpejtësisë së reaksionit është 2. Si do të ndryshojë shpejtësia e reaksionit kur temperatura rritet me 40 0?

184. Oksidimi i squfurit dhe i dyoksidit të tij vazhdon sipas ekuacioneve:

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

Si do të ndryshojë shpejtësia e këtyre reaksioneve nëse vëllimi i secilit sistem zvogëlohet me 4 herë?

185. Llogarit sa herë do të ndryshojë shpejtësia e reaksionit që ndodh në fazën e gazit, N2 + 3H2 = 2NH3, Nëse

a) zvogëloni presionin e sistemit me 2 herë;

b) të rritet përqendrimi i hidrogjenit me 3 herë?

186. Si do të ndryshojë shpejtësia e një reaksioni që ndodh në fazën e gazit kur temperatura ulet me 30 0, nëse koeficienti i temperaturës së shpejtësisë së reaksionit është 2.

187. Sa herë do të ndryshojë shpejtësia e reaksionit të drejtpërdrejtë?

CO + Cl 2 = COCl 2, Nëse

përqendrimi CO rritet nga 0.03 në 0.12 mol/l, dhe përqendrimi Cl2 ulet nga 0,06 në 0,02 mol/l?

189. Koeficienti i temperaturës së shpejtësisë së reaksionit është 3. Si do të ndryshojë shpejtësia e reaksionit që ndodh në fazën e gazit kur temperatura rritet nga 140 në 170 0?

190. Reaksioni vazhdon sipas ekuacionit CO (g) + S (tv) = COS (tv)

a) të zvogëlojë përqendrimin CO 5 herë;

b) zvogëloni vëllimin e sistemit me 3 herë?

191. Sa herë do të ndryshojë shpejtësia e reaksionit që ndodh në fazën e gazit kur temperatura rritet nga 150 në 180 0? Koeficienti i temperaturës së shpejtësisë së reagimit është 2.

192. Reaksioni vazhdon sipas ekuacionit: NH 3 + CO 2 + H 2 O = NH 4 HCO 3. Si do të ndryshojë shpejtësia e reagimit përpara nëse

a) rritja e vëllimit të sistemit me 3 herë;

b) zvogëloni përqendrimin e amoniakut dhe avullit të ujit me 2 herë?

193. Si do të ndryshojë shpejtësia e një reaksioni që ndodh në fazën e gazit kur temperatura ulet me 40 0 ​​nëse koeficienti i temperaturës së shpejtësisë së reaksionit është 3?

194. Si do të ndryshojë shpejtësia e reagimit përpara?

2CH 4 + O 2 + 2H 2 O (g) = 2CO 2 + 6H 2, Nëse

a) zvogëloni përqendrimin e metanit dhe oksigjenit me 3 herë;

b) zvogëloni vëllimin e sistemit me 2 herë?

195. Koeficienti i temperaturës së shpejtësisë së reaksionit është 2. Si do të ndryshojë shpejtësia e reaksionit kur temperatura rritet për 30 0?

196. Reaksioni ndjek ekuacionin 2CH 4 + O 2 = 4H 2 + 2CO.

Si do të ndryshojë shpejtësia e reaksionit të kundërt nëse

a) zvogëloni vëllimin e sistemit me 4 herë;

b) të rritet përqendrimi i hidrogjenit me 2 herë?

197. Sa herë do të ndryshojë shpejtësia e reaksionit që ndodh në fazën e gazit kur temperatura rritet nga 30 në 70 0 C, nëse koeficienti i temperaturës së shpejtësisë së reaksionit është 2?

198. Reaksioni ndjek ekuacionin: Cl 2 O (g) + H 2 O (g) = 2HClO (l).

Përqendrimi i substancave fillestare është = 0,35 mol/l dhe

=1,3 mol/l. Si do të ndryshojë shpejtësia e reaksionit përpara nëse përqendrimet e substancave ndryshohen në përkatësisht 0,4 mol/L dhe 0,9 mol/L?

199. Llogarit sa herë do të ndryshojë shpejtësia e reaksionit që ndodh në fazën e gazit nëse temperatura ulet nga 130 në 90 0 C. Koeficienti i temperaturës së shpejtësisë së reaksionit është 2.

200. Si do të ndryshojë shpejtësia e reaksionit të kundërt që ndodh në fazën e gazit sipas ekuacionit: 2N 2 O 5 = 4NO 2 + O 2, Nëse

a) të zvogëlojë përqendrimin JO 2 2 herë;

b) zvogëloni presionin në sistem me 3 herë?

EKUILIBRI KIMIK

(detyrat nr. 201 – 225).

Letërsia:

1. Glinka N.L. "Kimi e përgjithshme". - L.: Kimi, 1986, kap. 6, fq.163-181.

2. Kozhevnikova N.Yu., Korobeynikova E.G., Kutuev R.Kh., Malinin V.R., Reshetov A.P. "Kimi e përgjithshme". Tutorial. - L.: LVPTSH, 1991, tema 7, f.54-65.

3. Glinka N.L. "Probleme dhe ushtrime në kiminë e përgjithshme". - L.: Kimia, 1987, kapitulli 5, f. 89-105.

4. Korobeynikova E.G., Kozhevnikova N.Yu. “Përmbledhje problemash dhe ushtrimesh në kiminë e përgjithshme” pjesa 2. Energjia e reaksioneve kimike. Kinetika kimike. - L.: LVPTSH, 1991, fq 15-31.

Opsionet e detyrave

201. Si do të ndryshojë shpejtësia e reagimit:

2 NO (g) + O 2 (g) « 2NO 2 (g)

nëse volumin e enës së reaksionit e rrisim katër herë?

202. Në cilin drejtim do të zhvendoset ekuilibri i sistemit:

H 2 (g) + 2 S (tv) « 2 H 2 S (g) Q = 21.0 kJ,

b) rrit përqendrimin e hidrogjenit?

203. Në cilin drejtim do të zhvendoset ekuilibri në sisteme:

A) CO (g) + Cl 2 (g) «COCl 2 (g) ,

b) H 2(g) + I 2(g) «2HI (g),

nëse në temperaturë konstante presioni zvogëlohet duke rritur vëllimin e përzierjes së gazit?

204. Në cilin drejtim do të ndodhë zhvendosja e ekuilibrit në sistem:

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

nëse a) ul temperaturën e sistemit,

b) të zvogëlojë presionin në sistem?

205. Sa herë do të ndryshojë shpejtësia e reaksionit?

2 A + B « A 2 V,

nëse përqendrimi i substancës A rritet me 2 herë, dhe përqendrimi i substancës NË zvogëlohet me 2 herë?

206. Në cilin drejtim do të ndodhë zhvendosja e ekuilibrit në sistem:

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

nëse a) rritet temperatura e sistemit,

b) zvogëlojnë përqendrimin SO 2?

207. Sa herë duhet të rritet përqendrimi i substancës? NË 2 në sistem

2 A 2(g) + B 2(g) « 2 A 2 V (g), kështu që kur përqendrimi i një lënde ulet A 2 4 herë shpejtësia e reagimit përpara nuk ka ndryshuar?

208. Në cilin drejtim do të ndodhë zhvendosja e ekuilibrit në sistem:

COCl 2 (g) « CO (g) + Cl 2 (g),

nëse a) rrit presionin në sistem,

b) rritja e përqendrimit COCl 2?

209. Si do të ndryshojë shpejtësia e reaksionit:

2 NO (g) + O 2 (g) « 2 JO 2 (g) ,

nëse a) rrit presionin në sistem me 3 herë,

b) zvogëloni vëllimin e sistemit me 3 herë,

c) rritja e përqendrimit NR 3 herë?

210. Në cilin drejtim do të ndodhë zhvendosja e ekuilibrit në sistem:

CO (g) + Cl 2 (g) «COCl 2 (g) ,

nëse a) rritet vëllimi i sistemit,

b) rritja e përqendrimit CO?

211. Në cilin drejtim do të ndodhë zhvendosja e ekuilibrit në sistem:

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

nëse a) rritet përqendrimi O 2,

b) zgjerohet sistemi?

212. Nxjerrë barazimin e konstantës së ekuilibrit kimik për reaksionin: MgO (tv) + CO 2 (g) « MgCO 3 (tv) Q > 0.

Në çfarë mënyrash mund të zhvendoseni ekuilibri kimik ky reagim nga e majta?

213. Si do të ndryshojnë shpejtësitë e reaksioneve të përparme dhe të kundërta dhe në cilin drejtim do të zhvendoset ekuilibri në sistem A (g) + 2 B (g) «AB 2 (g), nëse e rritni presionin e të gjitha substancave me 3 herë?

214. Në gjendje ekuilibri në sistem:

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

përcaktoni se në cilin drejtim do të zhvendoset ekuilibri

a) me rritjen e temperaturës,

b) kur vëllimi i enës së reaksionit zvogëlohet?

215. Në cilin drejtim do të ndodhë zhvendosja e ekuilibrit në sistem:

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

me a) zgjerimin e sistemit,

b) me përqendrim në rritje dioksid karboni?

216. Si do të ndryshojë shpejtësia e reaksioneve përpara dhe të kundërta në sistem:

2 SO 2(g) + O 2(g) «SO 3(g) ,

nëse e zvogëlojmë vëllimin e reaktorit me 2 herë? A do të ndikojë kjo në ekuilibrin në sistem?

217. Tregoni se çfarë ndryshimesh në përqendrimet e substancave reaguese mund të zhvendosin ekuilibrin e reaksionit në të djathtë:

CO 2 (g) + C (tv) « 2 CO (g).

218. Në cilat kushte është ekuilibri i reaksionit:

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

do të zhvendoset drejt zbërthimit të oksidit?

219. Reagimi i kthyeshëm ndodh në fazën e gazit dhe në ekuacionin e reaksionit përpara shuma e koeficientëve stekiometrikë është më e madhe se në ekuacionin e reaksionit të kundërt. Si do të ndikojë një ndryshim në presion në ekuilibrin në sistem? Shpjegoni.

220. Cilat kushte do të nxisin rendiment më të madh NË nga reagimi: 2 A (g) + B 2 (g) « 2B (g) , Q= 100 kJ.

221. Metanoli fitohet si rezultat i reaksionit:

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

Si do të zhvendoset ekuilibri si

a) temperatura,

b) presioni?

222. Si do të ndikohet në rendimentin e klorit në sistem nga:

4 HCl (g) + O 2 (g) « 2 Cl 2 (g) + 2 H 2 O (l), Q= 202.4 kJ,

a) rritja e temperaturës në sistem,

b) zvogëlimi i vëllimit të përgjithshëm të përzierjes,

c) ulje e përqendrimit të oksigjenit,

d) rritja e vëllimit të përgjithshëm të reaktorit,

d) futja e një katalizatori?

223. Në cilin drejtim do të zhvendoset ekuilibri në sisteme:

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

2) = - 180 kJ,

nëse a) ul temperaturën,

b) rrit presionin e gjakut?

224. Në cilin drejtim do të zhvendoset ekuilibri në sisteme:

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

2) N 2(g) + O 2(g) «2 JO (g) , Q= - 180 kJ,

nëse a) rritet temperatura,

b) ulet presioni?

225. Si do të ndikohet ekuilibri në reaksionin e mëposhtëm:

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

a) rritje e presionit,

b) rritja e temperaturës?

Agjentët oksidues janë grimca (atome, molekula ose jone) që pranojnë elektronet gjatë një reaksioni kimik. Në këtë rast, gjendja e oksidimit të agjentit oksidues shkon poshte, peson disfate, deshton. Agjentët oksidues janë duke u restauruar.

Restauruesit janë grimca (atome, molekula ose jone) që dhurojnë elektrone gjatë një reaksioni kimik. Në këtë rast, gjendja e oksidimit të agjentit reduktues ngrihet. Reduktuesit në këtë rast oksidohen.

Kimikatet mund të ndahen në agjentë tipikë oksidues, Agjentët tipikë reduktues , dhe substancat që mund të shfaqin si vetitë oksiduese ashtu edhe reduktuese. Disa substanca praktikisht nuk shfaqin aktivitet redoks.

TE agjentë tipikë oksidues përfshijnë:

• substanca të thjeshta-jometale me vetitë më të forta oksiduese (fluor F 2, oksigjen O 2, klor Cl 2);
• jonetmetale ose jometale Me gjendje të larta pozitive (zakonisht më të larta) oksidimi : acide (HN +5 O 3, HCl +7 O 4), kripëra (KN +5 O 3, KMn +7 O 4), okside (S +6 O 3, Cr +6 O 3)
• komponimet që përmbajnë disa kationet metalike duke pasur gjendje të larta oksidimi: Pb 4+, Fe 3+, Au 3+, etj.

Agjentët tipikë reduktues - kjo është, si rregull:

• substanca të thjeshta - metale (aftësitë restauruese metalet përcaktohen nga një sërë aktivitetesh elektrokimike);
• substanca komplekse që përmbajnë atome ose jone të jometaleve me gjendje oksidimi negative (zakonisht më të ulët).: binare komponimet e hidrogjenit(H2S, HBr), kripërat e acideve pa oksigjen (K2S, NaI);
• disa komponime që përmbajnë katione me minimale shkallë pozitive oksidimi(Sn 2+, Fe 2+, Cr 2+), të cilat, duke hequr dorë nga elektronet, mund të rrisë gjendjen e tyre të oksidimit;
• komponimet që përmbajnë jone komplekse që përbëhen nga jometale me gjendje të ndërmjetme oksidimi pozitiv(S +4 O 3) 2–, (НР +3 O 3) 2–, në të cilat elementet munden, duke dhuruar elektrone, rrisin gjendjen e tij pozitive të oksidimit.

Shumica e substancave të tjera mund të shfaqen si vetitë oksiduese ashtu edhe reduktuese.

Agjentët tipikë oksidues dhe reduktues janë dhënë në tabelë.

Në praktikën laboratorike më të përdorurat janë të mëposhtmet agjentët oksidues :

permanganat kaliumi (KMnO 4);

dikromat kaliumi (K 2 Cr 2 O 7);

acid nitrik (HNO 3);

acid sulfurik i koncentruar (H 2 SO 4);

peroksid hidrogjeni (H 2 O 2);

oksidet e manganit (IV) dhe plumbit (IV) (MnO 2, PbO 2);

nitrati i shkrirë i kaliumit (KNO 3) dhe shkrirja e disa nitrateve të tjera.

TE punëtorët e restaurimit , të cilat zbatohen V praktikë laboratorike lidhen:

• magnez (Mg), alumin (Al), zink (Zn) dhe metale të tjera aktive;
• hidrogjen (H2) dhe karbon (C);
• jodur kaliumi (KI);
• sulfid natriumi (Na2S) dhe sulfid hidrogjeni (H2S);
• sulfit natriumi (Na2SO3);
• klorur kallaji (SnCl 2).

Klasifikimi i reaksioneve redoks

Reaksionet redoks zakonisht ndahen në katër lloje: reaksione ndërmolekulare, intramolekulare, reaksione disproporcionale (autooksidimi-vetë-reduktimi) dhe reagimet kundër disproporcionit.

Reaksionet ndërmolekulare ndodhin me ndryshimin e gjendjes së oksidimit elemente të ndryshme nga reagentë të ndryshëm. Në këtë rast, produkte të ndryshme oksidimi dhe reduktimi .

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.

Reaksionet intramolekulare - këto janë reagime në të cilat elemente të ndryshme nga një reagent shkoni në produkte të ndryshme, për shembull:

(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 .

Reagimet e disproporcionit (auto-oksidimi-vetë-shërimi) janë reaksione në të cilat agjenti oksidues dhe agjenti reduktues janë i njëjti element i të njëjtit reagent, e cila më pas shndërrohet në produkte të ndryshme:

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

Riproporcioni (përpjestimi, kundër disproporcionit ) janë reaksione në të cilat janë agjenti oksidues dhe agjenti reduktues të njëjtin element, Cilin prej reagentë të ndryshëm shkon në një produkt. Reagimi është e kundërta e disproporcionit.

2H 2 S -2 + S +4 O 2 = 3S + 2H 2 O

Rregullat themelore për kompozimin e reaksioneve redoks

Reaksionet redoks shoqërohen me procese oksidimi dhe reduktimi:

Oksidimiështë procesi i dhurimit të elektroneve nga një agjent reduktues.

Rimëkëmbja është procesi i fitimit të elektroneve nga një agjent oksidues.

Oksidues është duke u restauruar, dhe agjenti reduktues oksidohet .

Në reaksionet redoks vërehet bilanc elektronik: Numri i elektroneve që heq agjenti reduktues është i barabartë me numrin e elektroneve që fiton agjenti oksidues. Nëse bilanci është hartuar gabimisht, nuk do të jeni në gjendje të krijoni OVR komplekse.

Për kompozimin e reaksioneve redoks (ORR) përdoren disa metoda: metoda e bilancit elektronik, metoda e bilancit elektron-jon (metoda e gjysmë-reaksionit) dhe të tjera.

Le të hedhim një vështrim më të afërt Metoda e bilancit elektronik .

Është mjaft e lehtë të "identifikohet" ORR - thjesht rregulloni gjendjet e oksidimit në të gjitha komponimet dhe përcaktoni që atomet ndryshojnë gjendjen e oksidimit:

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

I shkruajmë veçmas atomet e elementeve që ndryshojnë gjendjen e oksidimit, në gjendjen PARA reaksionit dhe PAS reaksionit.

Gjendja e oksidimit ndryshohet nga atomet e manganit dhe squfurit:

S -2 -2e = S 0

Mn +7 + 1e = Mn +6

Mangani thith 1 elektron, squfuri jep 2 elektrone. Në këtë rast, është e nevojshme të respektoni bilanc elektronik. Prandaj, është e nevojshme të dyfishoni numrin e atomeve të manganit dhe të lini numrin e atomeve të squfurit të pandryshuar. Ne tregojmë koeficientët e bilancit si para reagentëve ashtu edhe para produkteve!

Skema për përpilimin e ekuacioneve OVR duke përdorur metodën e bilancit elektronik:

Kujdes! Në një reaksion mund të ketë disa agjentë oksidues ose reduktues. Bilanci duhet të hartohet në mënyrë që Numri total elektronet e dhëna dhe të marra ishin të njëjta.

Modelet e përgjithshme të reaksioneve redoks

Produktet e reaksioneve redoks shpesh varen nga kushtet për procesin. Le të shqyrtojmë Faktorët kryesorë që ndikojnë në rrjedhën e reaksioneve redoks.

Faktori më i dukshëm përcaktues është mjedisi i zgjidhjes së reaksionit — . Në mënyrë tipike (por jo domosdoshmërisht), substanca që përcakton mediumin renditet midis reagentëve. Opsionet e mëposhtme janë të mundshme:

• aktivitet oksidativ përmirësohet në një mjedis më acid dhe agjenti oksidues reduktohet më thellë(për shembull, permanganat kaliumi, KMnO 4, ku Mn +7 në një mjedis acid është reduktuar në Mn +2, dhe në një mjedis alkalik - në Mn +6);
• aktivitet oksidativ rritet në një mjedis më alkalik, dhe agjenti oksidues zvogëlohet më thellë (për shembull, nitrati i kaliumit KNO 3, ku N +5, kur ndërvepron me një agjent reduktues në një mjedis alkalik, reduktohet në N -3);
• ose agjenti oksidues praktikisht nuk i nënshtrohet ndryshimeve në mjedis.

Mjedisi i reagimit bën të mundur përcaktimin e përbërjes dhe formës së ekzistencës së produkteve të mbetura OVR. Parimi bazë është se formohen produkte që nuk ndërveprojnë me reagentët!

Shënim! E Nëse mediumi tretës është acid, atëherë bazat nuk mund të jenë të pranishme midis produkteve të reaksionit dhe oksidet bazë, sepse ato reagojnë me acid. Dhe, anasjelltas, në një mjedis alkalik formimi i acidit përjashtohet dhe oksid acidi. Ky është një nga gabimet më të zakonshme dhe më serioze.

Drejtimi i rrjedhës së OVR ndikohet gjithashtu nga natyra e substancave reaguese. Për shembull, kur ndërveprojmë acid nitrik HNO 3 me agjentët reduktues ekziston një model - sa më i madh të jetë aktiviteti i agjentit reduktues, aq më shumë zvogëlohet azoti N +5.

Kur rritet temperatura Shumica e ODD priren të jenë më intensive dhe më të thella.

NË reaksione heterogjene shpesh ndikohet përbërja e produkteve shkalla e bluarjes të ngurta . Për shembull, zinku pluhur me acid nitrik formon disa produkte, ndërsa zinku i grimcuar formon krejtësisht të ndryshëm. Si më shumë shkallë bluarja e reagentit, aq më i madh është aktiviteti i tij, zakonisht.

Le të shohim agjentët më tipikë oksidues laboratorikë.

Skemat bazë të reaksioneve redoks

Skema e rikuperimit të permanganatit

Permanganatet përmbajnë një agjent të fuqishëm oksidues - mangani në gjendje oksidimi +7. Kripërat e manganit +7 ngjyrosin tretësirën vjollce ngjyrë.

Permanganatet, në varësi të mjedisit të tretësirës së reaksionit, reduktohen në mënyra të ndryshme.

NË mjedis acid rimëkëmbja ndodh më thellë, deri në Mn 2+. Oksidi i manganit në gjendjen e oksidimit +2 shfaq veti themelore, prandaj në mjedis acid formohet kripa. Kripërat e manganit +2 pa ngjyrë. NË zgjidhje neutrale mangani është reduktuar në gjendje oksidimi +4 , me arsim oksid amfoterik MnO2 — kafe precipitat i pazgjidhshëm në acide dhe alkale. NË alkaline mjedisi, mangani restaurohet minimalisht - në afërsi gjendjet e oksidimit +6 . Përbërjet e manganit +6 ekspozojnë vetitë e acidit, në një mjedis alkalik ata formojnë kripëra - manganate. Manganat i japin zgjidhjes ngjyrë jeshile .

Le të shqyrtojmë ndërveprimin e permanganatit të kaliumit KMnO 4 me sulfid kaliumi në mjedise acidike, neutrale dhe alkaline. Në këto reaksione, produkti i oksidimit të jonit sulfid është 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,

Një gabim i zakonshëm në këtë reagim është tregimi i ndërveprimit të squfurit dhe alkalit në produktet e reaksionit. Sidoqoftë, squfuri ndërvepron me alkalin në kushte mjaft të vështira (temperaturë e ngritur), e cila nuk korrespondon me kushtet e këtij reagimi. Në kushte normale, do të ishte e saktë të tregoheshin veçmas squfuri dhe alkali molekular, dhe jo produktet e ndërveprimit të tyre.

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

Vështirësi lindin edhe gjatë kompozimit të këtij reagimi. Çështja është se në në këtë rast Shkrimi i një molekule të mediumit (KOH ose një alkali tjetër) në reagjentë nuk kërkohet për të barazuar reaksionin. Alkali merr pjesë në reaksion dhe përcakton produktin e reduktimit të permanganatit të kaliumit, por reagentët dhe produktet barazohen pa pjesëmarrjen e tij. Ky paradoks në dukje mund të zgjidhet lehtësisht nëse e kujtojmë këtë reaksion kimik- ky është vetëm një regjistrim i kushtëzuar që nuk tregon çdo proces në vazhdim, por është thjesht një shfaqje e shumës së të gjitha proceseve. Si ta përcaktoni këtë vetë? Nëse veproni sipas skema klasike- koeficientët e ekuilibrit-balancës-barazimi i metaleve, atëherë do të shihni se metalet barazohen me koeficientët e ekuilibrit, dhe prania e alkalit në anën e majtë të ekuacionit të reaksionit do të jetë e tepërt.

Permanganate oksidoj:

• jometalet me gjendje oksidimi negativ ndaj substancave të thjeshta (me gjendje oksidimi 0), përjashtime — fosfor, arsenik - deri në +5 ;
• jometalet me gjendje të ndërmjetme oksidimi përpara shkallën më të lartë oksidimi;
• metale aktive pozitive të qëndrueshme shkalla e oksidimit të metalit.

KMnO 4 + neMe (d.o. më e ulët) = neMe 0 + produkte të tjera

KMnO 4 + neMe (d.o. i ndërmjetëm) = neMe (d.o. më i lartë) + produkte të tjera

KMnO 4 + Me 0 = Me (stable s.o.) + produkte të tjera

KMnO 4 + P -3 , As -3 = P +5 , As +5 + produkte të tjera

Skema e rikuperimit të kromatit/bikromatit

Një tipar i veçantë i kromit me valencë VI është se ai formon 2 lloje kripërash në tretësirat ujore: kromatet dhe dikromatet, në varësi të mjedisit të tretësirës. Kromate metalike aktive (për shembull, K 2 CrO 4) janë kripëra që janë të qëndrueshme në alkaline mjedisi. Dikromatet (bikromatet) e metaleve aktive (për shembull, K 2 Cr 2 O 7) - kripëra, të qëndrueshme në një mjedis acid .

Komponimet e kromit (VI) reduktohen në komponimet e kromit (III). . Përbërjet e kromit Cr +3 janë amfoterike dhe në varësi të mjedisit të tretësirës ekzistojnë në tretësirë forma të ndryshme: në një mjedis acid në formë kripërat(përbërjet amfoterike formojnë kripëra kur ndërveprojnë me acidet), të patretshme në një mjedis neutral hidroksid amfoterik krom (III) Cr(OH) 3 , dhe në një mjedis alkalik formohen komponimet e kromit (III). kripë komplekse, Për shembull, heksahidroksokromati i kaliumit (III) K3 .

Komponimet e kromit VI oksidoj:

• jometalet V shkallë negative oksidimi ndaj substancave të thjeshta (me gjendje oksidimi 0), përjashtime — fosfor, arsenik - deri në +5;
• jometalet në gjendje të ndërmjetme oksidimi në shkallën më të lartë të oksidimit;
• metale aktive nga substancat e thjeshta (faza e oksidimit 0) tek komponimet me pozitive të qëndrueshme shkalla e oksidimit të metalit.

Kromat/bikromat + NeMe (d.o. negative) = NeMe 0 + produkte të tjera

Kromat/bikromat + neMe (d.o. pozitiv i ndërmjetëm) = neMe (d.o. më i lartë) + produkte të tjera

Kromat/bikromat + Me 0 = Me (e qëndrueshme d.o.) + produkte të tjera

Kromat/bikromat + P, Si (d.o. negative) = P, Si +5 + produkte të tjera

Zbërthimi i nitrateve

Kripërat nitrate përmbajnë azoti në gjendje oksidimi +5 - i fortë oksidues. Një azot i tillë mund të oksidojë oksigjenin (O -2). Kjo ndodh kur nitratet nxehen. Në shumicën e rasteve, oksigjeni oksidohet në gjendjen e oksidimit 0, d.m.th. përpara molekulare oksigjen O2 .

Në varësi të llojit të metalit që formon kripën, shpërbërja termike (temperatura) e nitrateve prodhon produkte të ndryshme: Nëse metal aktiv(në serinë e aktivitetit elektrokimik ka ndaj magnezit), pastaj azoti reduktohet në gjendje oksidimi +3, dhe gjatë zbërthimit formohen kripërat nitrite dhe oksigjeni molekular .

Për shembull:

2NaNO 3 → 2NaNO 2 + O 2 .

Metalet aktive gjenden në natyrë në formën e kripërave (KCl, NaCl).

Nëse një metal është në serinë e aktivitetit elektrokimik në të djathtë të magnezit dhe në të majtë të bakrit (përfshirë magnezin dhe bakrin) , pastaj me zbërthimin formohet oksid metali në një gjendje të qëndrueshme oksidimi, oksid nitrik (IV)(gaz kafe) dhe oksigjen. Oksidi i metalit formohet gjithashtu gjatë dekompozimit nitrati i litiumit .

Për shembull, dekompozim nitrati i zinkut:

2Zn(NO 3) 2 → 2ZnО + 4NO 2 + O 2 .

Metalet aktivitet mesatar më së shpeshti gjendet në natyrë në formë oksidesh (Fe 2 O 3, Al 2 O 3 etj.).

Jonet metalet, i vendosur në serinë e aktivitetit elektrokimik në të djathtë të bakrit janë agjentë të fortë oksidues. Në zbërthimi i nitrateve ato, si N +5, marrin pjesë në oksidimin e oksigjenit dhe reduktohen në substanca të thjeshta, d.m.th. formohet metali dhe gazrat lirohen - oksid nitrik (IV) dhe oksigjen .

Për shembull, dekompozim nitrat argjendi:

2AgNO3 → 2Ag + 2NO2 + O2.

Metalet joaktive gjenden në natyrë si substanca të thjeshta.

Disa përjashtime!

Zbërthimi nitrati i amonit :

Molekula e nitratit të amonit përmban edhe një agjent oksidues dhe një agjent reduktues: azoti në gjendjen e oksidimit -3 shfaq vetëm veti reduktuese, ndërsa azoti në gjendjen e oksidimit +5 shfaq vetëm veti oksiduese.

Kur nxehet, nitrati i amonit zbërthehet. Në temperatura deri në 270 o C, formohet oksid nitrik (I)("gaz për të qeshur") dhe ujë:

NH 4 NO 3 → N 2 O + 2H 2 O

Ky është një shembull i një reagimi kundër disproporcionit .

Gjendja e oksidimit që rezulton e azotit është mesatarja aritmetike e gjendjes së oksidimit të atomeve të azotit në molekulën origjinale.

Me më shumë temperaturë të lartë Oksidi nitrik (I) zbërthehet në substanca të thjeshta - azotit Dhe oksigjen:

2NH 4 JO 3 → 2N 2 + O 2 + 4H 2 O

Në dekompozimi nitriti i amonit NH4NO2 ndodh edhe kundër-disproporcioni.

Gjendja e oksidimit që rezulton e azotit është gjithashtu e barabartë me mesataren fuqitë aritmetike oksidimi i atomeve fillestare të azotit - agjent oksidues N +3 dhe agjent reduktues N -3

NH 4 NO 2 → N 2 + 2H 2 O

Zbërthimi termik nitrati i manganit (II). i shoqëruar nga oksidimi i metaleve:

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

Nitrat hekuri (II). në temperatura të ulëta dekompozohet në oksid hekuri (II) kur nxehet, hekuri oksidohet në gjendjen e oksidimit +3;

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

Nitrati i nikelit (II). dekompozohet në nitrite kur nxehet.

Vetitë oksiduese të acidit nitrik

Acid nitrik HNO 3 kur ndërvepron me metalet është praktikisht nuk prodhon kurrë hidrogjen , ndryshe nga shumica e acideve minerale.

Kjo për faktin se acidi përmban një agjent shumë të fortë oksidues - azot në gjendje oksidimi +5. Kur bashkëveproni me agjentët reduktues - metalet, formohen produkte të ndryshme të reduktimit të azotit.

Acidi nitrik + metal = kripë metali + produkt i reduktimit të azotit + H 2 O

Acidi nitrik pas reduktimit mund të shndërrohet në oksid azoti (IV) NO 2 (N +4); oksid nitrik (II) NO (N +2); oksid nitrik (I) N 2 O ("gaz i qeshur"); azoti molekular N2; nitrati i amonit NH 4 NO 3. Si rregull, një përzierje e produkteve formohet me një mbizotërim të njërit prej tyre. Azoti reduktohet në gjendje oksidimi nga +4 në -3. Thellësia e restaurimit varet kryesisht nga natyra e një agjenti reduktues Dhe në përqendrimin e acidit nitrik . Rregulli funksionon: sa më i ulët të jetë përqendrimi i acidit dhe sa më i lartë të jetë aktiviteti i metalit, aq më shumë elektrone merr nitrogjen dhe aq më shumë produkte të reduktuara formohen..

Disa rregullsi do t'ju lejojnë të përcaktoni saktë produktin kryesor të reduktimit të acidit nitrik nga metalet në reagim:

• me veprim acid nitrik shumë i holluar në metalet zakonisht formohet nitrati i amonit NH 4 NO 3;

Për shembull, ndërveprimi i zinkut me acidin nitrik shumë të holluar:

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

• acid nitrik i koncentruar në të ftohtë pasivizon disa metale - kromi Cr, alumini Al dhe hekuri Fe . Kur tretësira nxehet ose hollohet, ndodh reaksioni;

pasivizimi i metalit - ky është shndërrimi i sipërfaqes metalike në gjendje joaktive për shkak të formimit në sipërfaqen e metalit shtresa të holla komponimet inerte, në këtë rast kryesisht oksidet e metaleve, të cilat nuk reagojnë me acidin nitrik të përqendruar

• Acid nitrik nuk reagon me metalet e nëngrupit të platinit — ari Au, platini Pt, dhe paladiumi Pd;

• kur ndërveprojnë acid i koncentruar me nr metale aktive Dhe metale me aktivitet të mesëm azotit acidi reduktohet në oksid nitrik (IV) JO 2 ;

Për shembull, oksidimi i bakrit me acid nitrik të koncentruar:

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

• kur ndërveprojnë acid nitrik i koncentruar me metale aktive eshte formuar Oksid nitrik (I)N2O ;

Për shembull, oksidimi natriumi të përqendruara acid nitrik:

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

• kur ndërveprojnë holluar acidin nitrik me metale joaktive (në serinë e aktivitetit në të djathtë të hidrogjenit) acidi reduktohet në oksid nitrik (II) NR ;
• kur ndërveprojnë acidi nitrik i holluar me metale me aktivitet mesatar formohet ose oksid nitrik (II) NO, ose oksid nitrik N 2 O, ose azot molekular N 2 - në varësi të faktorëve shtesë (aktiviteti i metalit, shkalla e bluarjes së metaleve, shkalla e hollimit të acidit, temperatura).
• kur ndërveprojnë holluar acidin nitrik me metale aktive eshte formuar azoti molekular N2 .

Për një përcaktim të përafërt të produkteve të reduktimit të acidit nitrik kur ndërveprojnë me metale të ndryshme Unë propozoj të përdoret parimi i lavjerrësit. Faktorët kryesorë që zhvendosin pozicionin e lavjerrësit janë: përqendrimi i acidit dhe aktiviteti i metaleve. Për të thjeshtuar, ne përdorim 3 lloje të përqendrimeve të acidit: të koncentruar (më shumë se 30%), të holluar (30% ose më pak), shumë të holluar (më pak se 5%). Metalet sipas aktivitetit i ndajmë në aktiv (para aluminit), aktivitet mesatar (nga alumini në hidrogjen) dhe joaktiv (pas hidrogjenit). Ne i rregullojmë produktet e reduktimit të acidit nitrik në rend zbritës të gjendjes së oksidimit:

NO2; JO; N2O; N 2; NH4NO3

Sa më aktiv të jetë metali, aq më shumë lëvizim djathtas. Sa më i lartë të jetë përqendrimi ose sa më i ulët të jetë shkalla e hollimit të acidit, aq më shumë zhvendosemi majtas.

Për shembull , ndërveprojnë acid i koncentruar dhe metali joaktiv bakër Cu. Rrjedhimisht, ne kalojmë në pozicionin ekstrem majtas, formohet oksidi i azotit (IV), nitrat bakri dhe uji.

Reagimi i metaleve me acidin sulfurik

Acidi sulfurik i holluar bashkëvepron me metalet si normale acid mineral. ato. bashkëvepron me metalet që ndodhen në serinë e tensioneve elektrokimike deri në hidrogjen. Agjenti oksidues këtu janë jonet H +, të cilët reduktohen në hidrogjen molekular H 2 . Në këtë rast, metalet oksidohen, si rregull, në minimale shkalla e oksidimit.

Për shembull:

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

bashkëvepron me metalet në diapazonin e tensionit si para ashtu edhe pas hidrogjenit.

H 2 SO 4 (konc) + metal = kripë metali + produkt i reduktimit të squfurit (SO 2, S, H 2 S) + ujë

Kur acidi sulfurik i përqendruar ndërvepron me metalet, formohet një kripë metalike (në një gjendje të qëndrueshme oksidimi), uji dhe një produkt i reduktimit të squfurit - dioksidi i squfurit S +4 O 2, squfur molekular S ose sulfur hidrogjeni H 2 S -2, në varësi të shkallës së përqendrimit, aktivitetit të metalit, shkallës së bluarjes së tij, temperaturës etj. Kur acidi sulfurik i përqendruar reagon me metalet, hidrogjeni molekular nuk formohet!

Parimet themelore të bashkëveprimit të acidit sulfurik të përqendruar me metalet:

1. Acidi sulfurik i koncentruar pasivizon alumini, kromi, hekuri në temperaturën e dhomës ose në të ftohtë;

2. Acidi sulfurik i koncentruar nuk ndërvepron Me ari, platini dhe paladiumi ;

3. ME metale joaktive acid sulfurik i koncentruar restauruar në oksid squfuri (IV).

Për shembull, bakri oksidohet nga acidi sulfurik i koncentruar:

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

4. Kur ndërveprojnë me metale aktive dhe zink formon acid sulfurik të koncentruarsqufuri S ose sulfuri i hidrogjenit H 2 S 2- (në varësi të temperaturës, shkallës së bluarjes dhe aktivitetit të metalit).

Për shembull , bashkëveprimi i acidit sulfurik të koncentruar me zinkun:

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

Peroksid hidrogjeni

Peroksidi i hidrogjenit H 2 O 2 përmban oksigjen në gjendje oksidimi -1. Një oksigjen i tillë mund të rrisë dhe zvogëlojë gjendjen e oksidimit. Kështu, peroksidi i hidrogjenit shfaqet si vetitë oksiduese ashtu edhe reduktuese.

Kur ndërvepron me agjentët reduktues, peroksidi i hidrogjenit shfaq vetitë e një agjenti oksidues dhe reduktohet në një gjendje oksidimi prej -2. Në mënyrë tipike, produkti i reduktimit të peroksidit të hidrogjenit është uji ose jon hidroksid, në varësi të kushteve të reagimit. Për shembull:

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

Kur ndërvepron me agjentët oksidues, peroksidi oksidohet në oksigjen molekular(gjendja e oksidimit 0): O 2 . Për shembull :

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