Схема восстановления хроматов/бихроматов
Особенностью хрома с валентностью VI является то, что он образует 2 типа солей в водных растворах: хроматы и бихроматы, в зависимости от среды раствора. Хроматы активных металлов (например, K2CrO4) — это соли, которые устойчивы в щелочной среде. Дихроматы (бихроматы) активных металлов (например, K2Cr2O7) — соли, устойчивые в кислой среде. Восстанавливаются соединения хрома (VI) до соединений хрома (III). Соединения хрома Cr+3 — амфотерные, и в зависимости от среды раствора они существуют в растворе в различных формах: в кислой среде в виде солей (амфотерные соединения при взаимодействии с кислотами образуют соли), в нейтральной среде — нерастворимый амфотерный гидроксид хрома (III) Cr(OH)3, и в щелочной среде соединения хрома (III) образуют комплексную соль, например, гексагидроксохромат (III) калия K3[Cr(OH)6]. Соединения хрома VI окисляют: · неметаллы в отрицательной степени окисления до простых веществ (со степенью окисления 0), исключения — фосфор, мышьяк – до +5; · неметаллы в промежуточной степени окисления до высшей степени окисления; · активные металлы из простых веществ (ст.окисления 0) до соединений со стабильной положительной степенью окисления металла. Хромат/бихромат + неМе (отрицательная с.о.) = неМе0 + другие продукты Хромат/бихромат + неМе (промежуточная положительная с.о.) = неМе (высшая с.о.) + др. продукты Хромат/бихромат + Ме0 = Ме (стабильная с.о.) + др. продукты Хромат/бихромат + P, As (отрицательная с.о.) = P, As+5 + другие продукты Разложение нитратов
Соли-нитраты содержат азот в степени окисления +5 — сильный окислитель. Такой азот может окислять кислород (О-2). Это происходит при нагревании нитратов. При этом в большинстве случаев кислород окисляется до степени окисления 0, т.е. до молекулярного кислорода O2. В зависимости от типа металла, образующего соль, при термическом (температурном) разложении нитратов образуются различные продукты: если металл активный (в ряду электрохимической активности находятся до магния), то азот восстанавливается до степени окисления +3, и при разложении образуется соли-нитриты и молекулярный кислород. Например: 2NaNO3 → 2NaNO2 + O2. Активные металлы в природе встречаются в виде солей (KCl, NaCl). Если металл в ряду электрохимической активности находится правее магния и левее меди (включая магний и медь), то при разложении образуется оксид металла в устойчивой степени окисления, оксид азота (IV) (бурый газ) и кислород. Оксид металла образует также при разложении нитрат лития. Например, разложение нитрата цинка: 2Zn(NO3)2 → 2Zn О + 4NO2 + O2. Металлы средней активности чаще всего в природе встречаются в виде оксидов (Fe2O3, Al2O3 и др.). Ионы металлов, расположенных в ряду электрохимической активности правее меди являются сильными окислителями. При разложении нитратов они, как и N+5, участвуют в окислении кислорода, и восстанавливаются до простых веществ, т.е. образуется металл и выделяются газы — оксид азота (IV) и кислород. Например, разложение нитрата серебра: 2AgNO3 → 2Ag + 2NO2 + O2. Неактивные металлы в природе встречаются в виде простых веществ.
Некоторые исключения! Разложение нитрата аммония: В молекуле нитрата аммония есть и окислитель, и восстановитель: азот в степени окисления -3 проявляет только восстановительные свойства, азот в степени окисления +5 — только окислительные. При нагревании нитрат аммония разлагается. При температуре до 270 оС образуется оксид азота (I) («веселящий газ») и вода: NH4NO3 → N2O + 2H2O Это пример реакции контрдиспропорционирования. Результирующая степень окиcления азота — среднее арифметическое степени окисления атомов азота в исходной молекуле. При более высокой температуре оксид азота (I) разлагается на простые вещества — азот и кислород: 2NH4NO3 → 2N2 + O2 + 4H2O При разложении нитрита аммония NH4NO2 также происходит контрдиспропорционирование. Результирующая степень окисления азота также равна среднему арифметическому степеней окисления исходных атомов азота — окислителя N+3 и восстановителя N-3 NH4NO2 → N2 + 2H2O Термическое разложение нитрата марганца (II) сопровождается окислением металла: Mn(NO3)2 = MnO2 + 2NO2 Нитрат железа (II) при низких температурах разлагается до оксида железа (II), при нагревании железо окисляется до степени окисления +3: 2Fe(NO3)2 → 2FeO + 4NO2 + O2 при 60°C Нитрат никеля (II) разлагается до нитрита при нагревании.
Окислительные свойства азотной кислоты Азотная кислота HNO3 при взаимодействии с металлами практически никогда не образует водород, в отличие от большинства минеральных кислот. Это связано с тем, что в составе кислоты есть очень сильный окислитель — азот в степени окисления +5. При взаимодействии с восстановителями — металлами образуются различные продукты восстановления азота. Азотная кислота + металл = соль металла + продукт восстановления азота + H2O Азотная кислота при восстановлении может переходить в оксид азота (IV) NO2(N+4); оксид азота (II) NO (N+2); оксид азота (I) N2O («веселящий газ»); молекулярный азот N2; нитрат аммония NH4NO3. Как правило, образуется смесь продуктов с преобладанием одного из них. Азот восстанавливается при этом до степеней окисления от +4 до −3. Глубина восстановления зависит в первую очередь от природы восстановителя и от концентрации азотной кислоты. При этом работает правило: чем меньше концентрация кислоты и выше активность металла, тем больше электронов получает азот, и тем более восстановленные продукты образуются. Некоторые закономерности позволят верно определять основной продукт восстановления металлами азотной кислоты в реакции: · при действии очень разбавленной азотной кислоты на металлы образуется, как правило, нитрат аммония NH4NO3; Например, взаимодействие цинка с очень разбавленной азотной кислотой: 4Zn + 10HNO3 = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O · концентрированная азотная кислота на холоде пассивирует некоторые металлы — хром Cr, алюминий Al и железо Fe. При нагревании или разбавлении раствора реакция идет; пассивация металлов — это перевод поверхности металла в неактивное состояние за счет образования на поверхности металла тонких слоев инертных соединений, в данном случае преимущественно оксидов металлов, которые не реагируют с концентрированной азотной кислотой · азотная кислота не реагирует с металлами платиновой подгруппы — золотом Au, платиной Pt, и палладием Pd; · при взаимодействии концентрированной кислоты с неактивными металлами и металлами средней активности азотная кислота восстанавливается до оксида азота (IV) NO2; Например, окисление меди концентрированной азотной кислотой: Cu+ 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O · при взаимодействии концентрированной азотной кислоты с активными металлами образуется оксид азота (I) N2O; Например, окисление натрия концентрированной азотной кислотой: Na+ 10HNO3 = 8NaNO3 + N2O + 5H2O · при взаимодействии разбавленной азотной кислоты с неактивными металлами (в ряду активности правее водорода) кислота восстанавливается до оксида азота (II) NO; · при взаимодействии разбавленной азотной кислоты с металлами средней активности образуется либо оксид азота (II) NO, либо оксид азота N2O, либо молекулярный азот N2 — в зависимости от дополнительных факторов (активность металла, степень измельчения металла, степень разбавления кислоты, температура). · при взаимодействии разбавленной азотной кислоты с активными металлами образуется молекулярный азот N2. Для приближенного определения продуктов восстановления азотной кислоты при взаимодействии с разными металлами я предлагаю воспользоваться принципом маятника. Основные факторы, смещающие положение маятника: концентрация кислоты и активность металла. Для упрощения используем 3 типа концентраций кислоты: концентрированная (больше 30%), разбавленная (30% или меньше), очень разбавленная (меньше 5%). Металлы по активности разделим на активные (до алюминия), средней активности (от алюминия до водорода) и неактивные (после водорода). Продукты восстановления азотной кислоты располагаем в порядке убывания степени окисления: NO2; NO; N2O; N2; NH4NO3 Чем активнее металл, тем больше мы смещаемся вправо. Чем больше концентрация или меньше степень разбавления кислоты, тем больше мы смещаемся влево. Например, взаимодействуют концентрированная кислота и неактивный металл медь Cu. Следовательно, смещаемся в крайнее левое положение, образуется оксид азота (IV), нитрат меди и вода. Взаимодействие металлов с серной кислотой
Разбавленная серная кислота взаимодействует с металлами, как обычная минеральная кислота. Т.е. взаимодействует с металлами, которые расположены в ряду электрохимических напряжений до водорода. Окислителем здесь выступают ионы H+, которые восстанавливаются до молекулярного водорода H2. При этом металлы окисляются, как правило, до минимальной степени окисления. Например: Fe + H2SO4(разб) = FeSO4 + H2 Концентрированная серная кислота взаимодействует с металлами, стоящими в ряду напряжений как до, так и после водорода. H2SO4 (конц) + металл = соль металла + продукт восстановления серы (SO2, S, H2S) + вода При взаимодействии концентрированной серной кислоты с металлами образуются соль металла (в устойчивой степени окисления), вода и продукт восстановления серы — сернистый газ S+4O2, молекулярная сера S либо сероводород H2S-2, в зависимости от степени концентрации, активности металла, степени его измельчение, температуры и т.д. При взаимодействии концентрированной серной кислоты с металлами молекулярный водород не образуется! Основные принципы взаимодействия концентрированной серной кислоты с металлами: 1. Концентрированная серная кислота пассивирует алюминий, хром, железо при комнатной температуре, либо на холоду; 2. Концентрированная серная кислота не взаимодействует с золотом, платиной и палладием; 3. С неактивными металлами концентированная серная кислотавосстанавливается до оксида серы (IV). Например, медь окисляется концентрированной серной кислотой: Cu0 + 2H2S+6O4(конц) = Cu+2SO4 + S+4O2 + 2H2O 4. При взаимодействии с активными металлами и цинком концентрированная серная кислота образует серу S либо сероводород H2S2- (в зависимости от температуры, степени измельчения и активности металла). Например, взаимодействие концентрированной серной кислоты с цинком: 8 Na0 + 5H2S+6O4(конц) → 4 Na2+SO4 + H2S—2 + 4H2O Пероксид водорода
Пероксид водорода H2O2 содержит кислород в степени окисления -1. Такой кислород может и повышать, и понижать степень окисления. Таким образом, пероксид водорода проявляет и окислительные, и восстановительные свойства. При взаимодействии с восстановителями пероксид водорода проявляет свойства окислителя, и восстанавливается до степени окисления -2. Как правило, продуктом восстановления пероксида водорода является вода или гидроксид-ион, в зависимости от условий проведения реакции. Например: S+4O2 + H2O2-1 → H2S+6O4-2 При взаимодействии с окислителями перекись окисляется до молекулярного кислорода (степень окисления 0): O2. Например: 2K Mn+7O4 + 5H2O2-1 + 3H2SO4 → 5 O20 + 2 Mn+2SO4 + K2SO4 + 8H2O
Популярное: Как выбрать специалиста по управлению гостиницей: Понятно, что управление гостиницей невозможно без специальных знаний. Соответственно, важна квалификация... Как вы ведете себя при стрессе?: Вы можете самостоятельно управлять стрессом! Каждый из нас имеет право и возможность уменьшить его воздействие на нас... Как построить свою речь (словесное оформление):
При подготовке публичного выступления перед оратором возникает вопрос, как лучше словесно оформить свою... ©2015-2024 megaobuchalka.ru Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. (417)
|
Почему 1285321 студент выбрали МегаОбучалку... Система поиска информации Мобильная версия сайта Удобная навигация Нет шокирующей рекламы |