Страница 214 - гдз по химии 10-11 класс задачник Еремин, Дроздов

7.202. В раствор нитрата калия, подкисленный серной кислотой, внесли медную проволоку и нагрели. Что наблюдается? Запишите уравнения реакции. Сравните окислительные свойства азотной кислоты и её соли.

Что наблюдается?

При добавлении медной проволоки в подкисленный серной кислотой раствор нитрата калия и последующем нагревании происходит химическая реакция. Визуально можно наблюдать следующие изменения:

1. Постепенное растворение медной проволоки (металл красного цвета исчезает).

2. Раствор приобретает характерную голубую окраску, что свидетельствует о появлении в растворе гидратированных ионов меди(II) $Cu^{2+}$.

3. Выделяется бесцветный газ — оксид азота(II) $NO$. Этот газ при контакте с кислородом воздуха тут же окисляется до оксида азота(IV) $NO_2$, имеющего бурый цвет. Поэтому над поверхностью раствора будет виден бурый газ.

Ответ: Наблюдается растворение медной проволоки, окрашивание раствора в голубой цвет и выделение бурого газа над поверхностью раствора.

Запишите уравнения реакции.

В кислой среде нитрат калия выступает в роли сильного окислителя за счет нитрат-иона $NO_3^−$. Медь окисляется до сульфата меди(II), а нитрат-ион восстанавливается до оксида азота(II). Серная кислота обеспечивает кислую среду и поставляет сульфат-ионы для образования солей.

Молекулярное уравнение основной реакции:
$3Cu + 2KNO_3 + 4H_2SO_4 \xrightarrow{t} 3CuSO_4 + K_2SO_4 + 2NO\uparrow + 4H_2O$

Уравнение реакции окисления выделившегося бесцветного газа кислородом воздуха:
$2NO + O_2 \rightarrow 2NO_2$

Ответ: $3Cu + 2KNO_3 + 4H_2SO_4 \xrightarrow{t} 3CuSO_4 + K_2SO_4 + 2NO\uparrow + 4H_2O$; $2NO + O_2 \rightarrow 2NO_2$.

Сравните окислительные свойства азотной кислоты и её соли.

Окислительные свойства как азотной кислоты ($HNO_3$), так и ее солей (нитратов, например, $KNO_3$) определяются наличием нитрат-иона $NO_3^−$, в котором азот находится в своей высшей степени окисления +5. Однако их реальная окислительная активность сильно зависит от среды.

• Азотная кислота ($HNO_3$) является сильным окислителем в водных растворах любой концентрации, поскольку она сама является источником как нитрат-ионов ($NO_3^−$), так и ионов водорода ($H^+$), необходимых для протекания окислительно-восстановительной реакции.

• Соли азотной кислоты (нитраты) в нейтральном или щелочном растворе проявляют очень слабые окислительные свойства. В отсутствие достаточной концентрации ионов $H^+$ их окислительный потенциал значительно ниже, и они не могут окислить малоактивные металлы, подобные меди.

• Соли азотной кислоты в кислой среде (как в данной задаче) ведут себя как сильные окислители, сопоставимые по силе с азотной кислотой. Добавленная сильная кислота (в данном случае $H_2SO_4$) поставляет ионы $H^+$, которые "активируют" окислительную способность нитрат-иона. Таким образом, смесь нитрата и сильной кислоты эквивалентна по своему действию азотной кислоте.

Ответ: Азотная кислота является сильным окислителем сама по себе. Ее соли (нитраты) проявляют сильные окислительные свойства только в кислой среде. В нейтральной среде окислительные свойства нитратов выражены очень слабо.

7.203. Какой объём газа (н. у.) образуется при действии на 200 г 6,9%-го раствора нитрита натрия 15%-м раствором иодида натрия, подкисленным серной кислотой, массой 100 г?

Дано:

$m_{р-ра}(NaNO_2) = 200 \text{ г}$

$\omega(NaNO_2) = 6.9\% = 0.069$

$m_{р-ра}(NaI) = 100 \text{ г}$

$\omega(NaI) = 15\% = 0.15$

$m(H_2SO_4) = 100 \text{ г}$ (подразумевается, что кислота в избытке)

Найти:

$V(газа) - ?$

Решение:

1. Запишем уравнение реакции. Нитрит натрия в кислой среде является окислителем, а иодид натрия — восстановителем. Иодид-ион окисляется до молекулярного иода, а нитрит-ион восстанавливается до оксида азота(II), который является газом. Среда обеспечивается серной кислотой.

$2NaNO_2 + 2NaI + 2H_2SO_4 \rightarrow 2NO \uparrow + I_2 + 2Na_2SO_4 + 2H_2O$

2. Найдем массы чистых веществ (реагентов) в исходных растворах.

Масса нитрита натрия:

$m(NaNO_2) = m_{р-ра}(NaNO_2) \cdot \omega(NaNO_2) = 200 \text{ г} \cdot 0.069 = 13.8 \text{ г}$

Масса иодида натрия:

$m(NaI) = m_{р-ра}(NaI) \cdot \omega(NaI) = 100 \text{ г} \cdot 0.15 = 15 \text{ г}$

3. Рассчитаем молярные массы и количество вещества реагентов.

Молярная масса нитрита натрия:

$M(NaNO_2) = 23 + 14 + 16 \cdot 2 = 69 \text{ г/моль}$

Молярная масса иодида натрия:

$M(NaI) = 23 + 127 = 150 \text{ г/моль}$

Количество вещества нитрита натрия:

$n(NaNO_2) = \frac{m(NaNO_2)}{M(NaNO_2)} = \frac{13.8 \text{ г}}{69 \text{ г/моль}} = 0.2 \text{ моль}$

Количество вещества иодида натрия:

$n(NaI) = \frac{m(NaI)}{M(NaI)} = \frac{15 \text{ г}}{150 \text{ г/моль}} = 0.1 \text{ моль}$

4. Определим, какой из реагентов находится в недостатке (является лимитирующим). Согласно уравнению реакции, реагенты взаимодействуют в мольном соотношении $n(NaNO_2) : n(NaI) = 2 : 2 = 1 : 1$.

У нас есть 0.2 моль $NaNO_2$ и 0.1 моль $NaI$.

Сравним отношения количества вещества к стехиометрическому коэффициенту:

Для $NaNO_2$: $\frac{n(NaNO_2)}{2} = \frac{0.2}{2} = 0.1$

Для $NaI$: $\frac{n(NaI)}{2} = \frac{0.1}{2} = 0.05$

Так как $0.05 < 0.1$, иодид натрия ($NaI$) находится в недостатке и прореагирует полностью. Дальнейшие расчеты ведем по $NaI$.

5. Рассчитаем количество вещества и объем выделившегося газа (оксида азота(II), $NO$).

По уравнению реакции, из 2 моль $NaI$ образуется 2 моль $NO$. Следовательно, их мольное соотношение $n(NaI) : n(NO) = 2 : 2 = 1 : 1$.

Количество вещества $NO$ равно количеству вещества прореагировавшего $NaI$:

$n(NO) = n(NaI) = 0.1 \text{ моль}$

6. Найдем объем газа при нормальных условиях (н. у.), используя молярный объем газов $V_m = 22.4 \text{ л/моль}$.

$V(NO) = n(NO) \cdot V_m = 0.1 \text{ моль} \cdot 22.4 \text{ л/моль} = 2.24 \text{ л}$

Ответ: образуется 2,24 л газа.

7.204. Запишите молекулярное уравнение реакции, соответствующее ионному уравнению.

${\mathrm{NH}}_4^{+}+{\mathrm{ОН}}^{-}= {\mathrm{NH}}_3+{\mathrm{Н}}_2\mathrm{О}$

$2{\mathrm{HSO}}_4^{-}+2{\mathrm{NO}}_2^{-}=\mathrm{NO}+{\mathrm{NO}}_2+{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}+2{\mathrm{SO}}_4^{2-}$

${\mathrm{HSO}}_4^{-}+{\mathrm{HCO}}_3^{-}={\mathrm{SO}}_4^{2-}+{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}+{\mathrm{CO}}_2$

$NH_4^+ + OH^- = NH_3 + H_2O$

Решение:

Данное ионное уравнение описывает реакцию между ионом аммония $NH_4^+$ и гидроксид-ионом $OH^-$. Чтобы составить молекулярное уравнение, необходимо добавить противоионы (катионы и анионы), которые не участвуют в реакции (являются ионами-наблюдателями).

В качестве источника ионов аммония $NH_4^+$ можно взять любую растворимую соль аммония, например, хлорид аммония $NH_4Cl$. В качестве источника гидроксид-ионов $OH^-$ можно взять любую растворимую щелочь, например, гидроксид натрия $NaOH$.

Запишем реагенты в молекулярной форме: $NH_4Cl$ и $NaOH$.

Продуктами реакции, согласно ионному уравнению, являются аммиак $NH_3$ и вода $H_2O$. Оставшиеся ионы-наблюдатели ($Na^+$ и $Cl^-$) образуют хлорид натрия $NaCl$.

Таким образом, молекулярное уравнение реакции имеет вид:

$NH_4Cl + NaOH = NH_3 \uparrow + H_2O + NaCl$

Ответ: $NH_4Cl + NaOH = NH_3 \uparrow + H_2O + NaCl$

$2HSO_4^- + 2NO_2^- = NO + NO_2 + H_2O + 2SO_4^{2-}$

Решение:

Это ионное уравнение окислительно-восстановительной реакции. В качестве источника гидросульфат-ионов $HSO_4^-$ можно использовать кислую соль, например, гидросульфат натрия $NaHSO_4$. В качестве источника нитрит-ионов $NO_2^-$ можно использовать соль азотистой кислоты, например, нитрит натрия $NaNO_2$.

Согласно стехиометрическим коэффициентам в ионном уравнении, в реакцию вступают 2 моль ионов $HSO_4^-$ и 2 моль ионов $NO_2^-$. Поэтому возьмем 2 моль $NaHSO_4$ и 2 моль $NaNO_2$.

Запишем реагенты в молекулярной форме: $2NaHSO_4$ и $2NaNO_2$.

Продуктами реакции, согласно ионному уравнению, являются оксид азота(II) $NO$, оксид азота(IV) $NO_2$, вода $H_2O$ и сульфат-ионы $SO_4^{2-}$.

Ионы-наблюдатели, которые мы ввели, это 2 иона $Na^+$ от $NaHSO_4$ и 2 иона $Na^+$ от $NaNO_2$, что в сумме составляет 4 иона $Na^+$. Эти катионы соединятся с 2 сульфат-анионами $SO_4^{2-}$, образовав 2 формульные единицы сульфата натрия $Na_2SO_4$.

Таким образом, молекулярное уравнение реакции имеет вид:

$2NaHSO_4 + 2NaNO_2 = NO \uparrow + NO_2 \uparrow + H_2O + 2Na_2SO_4$

Ответ: $2NaHSO_4 + 2NaNO_2 = NO \uparrow + NO_2 \uparrow + H_2O + 2Na_2SO_4$

$HSO_4^- + HCO_3^- = SO_4^{2-} + H_2O + CO_2$

Решение:

Данное ионное уравнение описывает кислотно-основное взаимодействие, где гидросульфат-ион $HSO_4^-$ выступает в роли кислоты, а гидрокарбонат-ион $HCO_3^-$ — в роли основания.

В качестве источника иона $HSO_4^-$ можно взять гидросульфат натрия $NaHSO_4$. В качестве источника иона $HCO_3^-$ — гидрокарбонат натрия $NaHCO_3$.

Запишем реагенты в молекулярной форме: $NaHSO_4$ и $NaHCO_3$.

Продуктами реакции являются сульфат-ион $SO_4^{2-}$, вода $H_2O$ и углекислый газ $CO_2$.

Ионы-наблюдатели (по одному иону $Na^+$ от каждого реагента) образуют сульфат натрия $Na_2SO_4$, связываясь с продуктом реакции — сульфат-ионом $SO_4^{2-}$.

Таким образом, молекулярное уравнение реакции имеет вид:

$NaHSO_4 + NaHCO_3 = Na_2SO_4 + H_2O + CO_2 \uparrow$

Ответ: $NaHSO_4 + NaHCO_3 = Na_2SO_4 + H_2O + CO_2 \uparrow$

7.205. Запишите уравнения реакций, иллюстрирующие схему превращений.

Для осуществления указанных превращений, исходя из нитрита натрия ($NaNO_2$), можно провести следующие химические реакции:

N₂

Для получения молекулярного азота ($N_2$) из нитрита натрия можно использовать реакцию с солью аммония, например, хлоридом аммония ($NH_4Cl$), при нагревании. В этой реакции происходит сопропорционирование: азот в степени окисления +3 (в нитрите) и азот в степени окисления -3 (в ионе аммония) переходят в степень окисления 0.

$NaNO_2 + NH_4Cl \xrightarrow{t} N_2\uparrow + NaCl + 2H_2O$

Ответ: $NaNO_2 + NH_4Cl \xrightarrow{t} N_2\uparrow + NaCl + 2H_2O$

NO

Оксид азота(II) ($NO$) можно получить, используя нитрит натрия в качестве окислителя в кислой среде. В качестве восстановителя можно взять иодид калия ($KI$), а в качестве кислой среды — серную кислоту ($H_2SO_4$). Азот восстанавливается со степени окисления +3 до +2.

$2NaNO_2 + 2KI + 2H_2SO_4 \rightarrow 2NO\uparrow + I_2\downarrow + Na_2SO_4 + K_2SO_4 + 2H_2O$

Ответ: $2NaNO_2 + 2KI + 2H_2SO_4 \rightarrow 2NO\uparrow + I_2\downarrow + Na_2SO_4 + K_2SO_4 + 2H_2O$

NO₂

Для получения оксида азота(IV) ($NO_2$), нитрит натрия должен выступить в роли восстановителя. Это происходит, например, в реакции с сильным окислителем, таким как концентрированная азотная кислота ($HNO_3$). В этой сложной окислительно-восстановительной реакции азот из нитрита (+3) и азот из азотной кислоты (+5) образуют продукты с другими степенями окисления, включая $NO_2$ (+4).

$NaNO_2 + 2HNO_3(конц.) \rightarrow NaNO_3 + 2NO_2\uparrow + H_2O$

Ответ: $NaNO_2 + 2HNO_3(конц.) \rightarrow NaNO_3 + 2NO_2\uparrow + H_2O$

NH₃

Получение аммиака ($NH_3$) из нитрита натрия требует глубокого восстановления азота со степени окисления +3 до -3. Это достигается с помощью сильных восстановителей, таких как металлический алюминий ($Al$) или цинк ($Zn$), в щелочной среде (раствор $NaOH$).

$NaNO_2 + 2Al + NaOH + 5H_2O \rightarrow NH_3\uparrow + 2Na[Al(OH)_4]$

В данной реакции алюминий окисляется, образуя комплексную соль — тетрагидроксоалюминат натрия, а азот восстанавливается до аммиака.

Ответ: $NaNO_2 + 2Al + NaOH + 5H_2O \rightarrow NH_3\uparrow + 2Na[Al(OH)_4]$

7.206. Нитрат калия массой 20,2 г нагрели в пробирке. Какая часть вещества раз-ложилась, если полученный твёрдый остаток способен обесцветить 100 г 6,32%-го раствора перманганата калия, подкисленного серной кислотой?

Дано:

масса нитрата калия $m(KNO_3)_{исх.} = 20,2 \text{ г}$

масса раствора перманганата калия $m_{р-ра}(KMnO_4) = 100 \text{ г}$

массовая доля перманганата калия $\omega(KMnO_4) = 6,32\% = 0,0632$

Найти:

долю разложившегося вещества $\alpha$

Решение

При нагревании нитрат калия разлагается с образованием нитрита калия и кислорода. Уравнение реакции:

$2KNO_3 \xrightarrow{t^\circ} 2KNO_2 + O_2 \uparrow$ (1)

Полученный твердый остаток содержит продукт реакции нитрит калия ($KNO_2$) и непрореагировавший нитрат калия ($KNO_3$).

При взаимодействии твердого остатка с подкисленным раствором перманганата калия, в реакцию вступает только нитрит калия, так как он является восстановителем (азот в степени окисления +3), а нитрат калия — нет (азот в высшей степени окисления +5). Уравнение окислительно-восстановительной реакции:

$5KNO_2 + 2KMnO_4 + 3H_2SO_4 \rightarrow 5KNO_3 + 2MnSO_4 + K_2SO_4 + 3H_2O$ (2)

1. Найдем массу чистого перманганата калия ($KMnO_4$) в растворе:

$m(KMnO_4) = m_{р-ра}(KMnO_4) \cdot \omega(KMnO_4) = 100 \text{ г} \cdot 0,0632 = 6,32 \text{ г}$

2. Рассчитаем молярную массу и количество вещества $KMnO_4$. Будем использовать целочисленные значения атомных масс: $Ar(K) = 39$, $Ar(Mn) = 55$, $Ar(O) = 16$.

$M(KMnO_4) = 39 + 55 + 4 \cdot 16 = 158 \text{ г/моль}$

$n(KMnO_4) = \frac{m(KMnO_4)}{M(KMnO_4)} = \frac{6,32 \text{ г}}{158 \text{ г/моль}} = 0,04 \text{ моль}$

3. По уравнению реакции (2) определим количество вещества нитрита калия ($KNO_2$), которое прореагировало с перманганатом калия. Соотношение реагентов $n(KNO_2) : n(KMnO_4) = 5 : 2$.

$n(KNO_2) = \frac{5}{2} \cdot n(KMnO_4) = \frac{5}{2} \cdot 0,04 \text{ моль} = 0,1 \text{ моль}$

4. Данное количество $KNO_2$ образовалось в результате разложения $KNO_3$ по реакции (1). По уравнению (1) соотношение $n(KNO_3)_{разл.} : n(KNO_2) = 2 : 2 = 1 : 1$.

Следовательно, количество разложившегося нитрата калия:

$n(KNO_3)_{разл.} = n(KNO_2) = 0,1 \text{ моль}$

5. Рассчитаем исходное количество вещества $KNO_3$. $Ar(N)=14$.

$M(KNO_3) = 39 + 14 + 3 \cdot 16 = 101 \text{ г/моль}$

$n(KNO_3)_{исх.} = \frac{m(KNO_3)_{исх.}}{M(KNO_3)} = \frac{20,2 \text{ г}}{101 \text{ г/моль}} = 0,2 \text{ моль}$

6. Найдем долю разложившегося нитрата калия ($\alpha$) как отношение молей разложившегося вещества к исходному количеству молей:

$\alpha = \frac{n(KNO_3)_{разл.}}{n(KNO_3)_{исх.}} = \frac{0,1 \text{ моль}}{0,2 \text{ моль}} = 0,5$

Это означает, что разложилась половина, или 50% исходного нитрата калия.

Ответ: разложилась часть вещества, равная 0,5 (или 50%).

7.207. Какие газы могут выделяться при взаимодействии азотной кислоты с металлами? Приведите примеры.

Азотная кислота ($HNO_3$) является сильным окислителем за счет атома азота в степени окисления +5. Поэтому, в отличие от большинства других кислот, при ее взаимодействии с металлами (кроме самых неактивных, таких как золото и платина) выделяется не водород, а различные продукты восстановления азота. Состав продуктов зависит от концентрации кислоты, активности металла и условий реакции (например, температуры).

В общем виде, чем активнее металл и чем ниже концентрация кислоты, тем глубже восстанавливается азот. Возможные газообразные продукты восстановления азота:

Оксид азота(IV) — $NO_2$
Бурый ядовитый газ. Образуется преимущественно при реакции концентрированной азотной кислоты с металлами средней и низкой активности (медь, серебро, ртуть, свинец).
Пример: взаимодействие меди с концентрированной азотной кислотой.
$Cu + 4HNO_{3(\text{конц.})} \rightarrow Cu(NO_3)_2 + 2NO_2\uparrow + 2H_2O$

Оксид азота(II) — $NO$
Бесцветный газ, который на воздухе окисляется до бурого $NO_2$. Образуется преимущественно при реакции разбавленной азотной кислоты с металлами средней и низкой активности.
Пример: взаимодействие меди с разбавленной азотной кислотой.
$3Cu + 8HNO_{3(\text{разб.})} \rightarrow 3Cu(NO_3)_2 + 2NO\uparrow + 4H_2O$

Оксид азота(I) — $N_2O$
Бесцветный газ, известный как "веселящий газ". Образуется при реакции активных металлов (например, цинка, железа) с достаточно разбавленной азотной кислотой.
Пример: взаимодействие цинка с разбавленной азотной кислотой.
$4Zn + 10HNO_{3(\text{разб.})} \rightarrow 4Zn(NO_3)_2 + N_2O\uparrow + 5H_2O$

Азот — $N_2$
Бесцветный инертный газ. Образуется при реакции активных металлов (например, магния) с очень разбавленной азотной кислотой.
Пример: взаимодействие магния с очень разбавленной азотной кислотой.
$5Mg + 12HNO_{3(\text{оч. разб.})} \rightarrow 5Mg(NO_3)_2 + N_2\uparrow + 6H_2O$

Стоит отметить, что при реакции наиболее активных металлов (магний, цинк) с очень разбавленной и холодной кислотой газ может вовсе не выделяться. В этом случае азот восстанавливается до своей низшей степени окисления -3, образуя в растворе нитрат аммония ($NH_4NO_3$):
$4Zn + 10HNO_{3(\text{оч. разб., хол.})} \rightarrow 4Zn(NO_3)_2 + NH_4NO_3 + 3H_2O$

Водород ($H_2$) может выделяться только в реакциях очень разбавленной азотной кислоты с самыми активными металлами (например, магнием или марганцем), но эта реакция обычно идет параллельно с восстановлением нитрат-иона, поэтому водород выделяется в смеси с продуктами восстановления азота.

Ответ: При взаимодействии азотной кислоты с металлами могут выделяться следующие газы: оксид азота(IV) ($NO_2$), оксид азота(II) ($NO$), оксид азота(I) ($N_2O$) и азот ($N_2$). Продукт реакции зависит от активности металла и концентрации кислоты. Например, при реакции меди с концентрированной $HNO_3$ образуется $NO_2$ ($Cu + 4HNO_{3(\text{конц.})} \rightarrow Cu(NO_3)_2 + 2NO_2\uparrow + 2H_2O$), а при реакции с разбавленной — $NO$ ($3Cu + 8HNO_{3(\text{разб.})} \rightarrow 3Cu(NO_3)_2 + 2NO\uparrow + 4H_2O$).

7.208. Запишите уравнения реакций взаимодействия концентрированной азотной кислоты с углём, серой, фосфором, иодом.

с углём

Концентрированная азотная кислота является сильным окислителем. При нагревании она окисляет углерод (в виде угля или графита) до его высшей степени окисления +4, в результате чего образуется углекислый газ. Азот из кислоты ($HNO_3$, степень окисления +5) восстанавливается до степени окисления +4, образуя оксид азота(IV) — бурый газ $NO_2$.

Метод электронного баланса для этой реакции:

$C^0 - 4e^- \rightarrow C^{+4} \quad | \cdot 1$

$N^{+5} + 1e^- \rightarrow N^{+4} \quad | \cdot 4$

Суммарное ионное уравнение: $C + 4H^+ + 4NO_3^- \rightarrow CO_2 + 4NO_2 + 2H_2O$

Молекулярное уравнение реакции:

$C + 4HNO_3(\text{конц.}) \xrightarrow{t} CO_2 \uparrow + 4NO_2 \uparrow + 2H_2O$

Ответ: $C + 4HNO_3(\text{конц.}) \rightarrow CO_2 \uparrow + 4NO_2 \uparrow + 2H_2O$

с серой

При взаимодействии с концентрированной азотной кислотой сера окисляется до своей высшей степени окисления +6 с образованием серной кислоты ($H_2SO_4$). Азот, как и в реакции с углеродом, восстанавливается до оксида азота(IV) ($NO_2$).

Метод электронного баланса:

$S^0 - 6e^- \rightarrow S^{+6} \quad | \cdot 1$

$N^{+5} + 1e^- \rightarrow N^{+4} \quad | \cdot 6$

Молекулярное уравнение реакции:

$S + 6HNO_3(\text{конц.}) \xrightarrow{t} H_2SO_4 + 6NO_2 \uparrow + 2H_2O$

Ответ: $S + 6HNO_3(\text{конц.}) \rightarrow H_2SO_4 + 6NO_2 \uparrow + 2H_2O$

с фосфором

Фосфор (обычно красный фосфор) окисляется концентрированной азотной кислотой до высшей степени окисления +5, образуя ортофосфорную кислоту ($H_3PO_4$). Продуктом восстановления азота является оксид азота(IV) ($NO_2$).

Метод электронного баланса:

$P^0 - 5e^- \rightarrow P^{+5} \quad | \cdot 1$

$N^{+5} + 1e^- \rightarrow N^{+4} \quad | \cdot 5$

Молекулярное уравнение реакции:

$P + 5HNO_3(\text{конц.}) \xrightarrow{t} H_3PO_4 + 5NO_2 \uparrow + H_2O$

Ответ: $P + 5HNO_3(\text{конц.}) \rightarrow H_3PO_4 + 5NO_2 \uparrow + H_2O$

с иодом

Иод в виде молекулы $I_2$ окисляется концентрированной азотной кислотой до степени окисления +5. В результате реакции образуется иодноватая кислота ($HIO_3$). Азот восстанавливается до оксида азота(IV) ($NO_2$).

Метод электронного баланса:

$I_2^0 - 10e^- \rightarrow 2I^{+5} \quad | \cdot 1$

$N^{+5} + 1e^- \rightarrow N^{+4} \quad | \cdot 10$

Молекулярное уравнение реакции:

$I_2 + 10HNO_3(\text{конц.}) \xrightarrow{t} 2HIO_3 + 10NO_2 \uparrow + 4H_2O$

Ответ: $I_2 + 10HNO_3(\text{конц.}) \rightarrow 2HIO_3 + 10NO_2 \uparrow + 4H_2O$

7.209. Что происходит при действии горячей концентрированной серной кислоты на сульфид железа(II), дисульфид железа(II), сульфид меди(I), сульфид свинца(II), сульфид фосфора(V), иодид железа(II)? Запишите уравнения реакций.

Решение

Горячая концентрированная серная кислота ($H_2SO_4$) является сильным окислителем. При взаимодействии с перечисленными веществами она окисляет элементы, находящиеся в низших или промежуточных степенях окисления (например, $Fe^{2+}$, $Cu^{+}$, $S^{2-}$, $I^{-}$), а сама, как правило, восстанавливается до диоксида серы ($SO_2$).

Сульфид железа(II)

В сульфиде железа(II) ($FeS$) железо находится в степени окисления +2, а сера в степени окисления -2. Горячая концентрированная серная кислота окисляет и железо(II) до железа(III), и сульфид-ион до диоксида серы ($SO_2$). Продуктами реакции являются сульфат железа(III), диоксид серы и вода.

Уравнение реакции:

$2FeS + 10H_2SO_4 (конц., гор.) \rightarrow Fe_2(SO_4)_3 + 9SO_2 \uparrow + 10H_2O$

Ответ: Происходит окислительно-восстановительная реакция с образованием сульфата железа(III), диоксида серы и воды. Уравнение реакции: $2FeS + 10H_2SO_4 \rightarrow Fe_2(SO_4)_3 + 9SO_2 + 10H_2O$.

Дисульфид железа(II)

В дисульфиде железа(II) ($FeS_2$, пирит) железо имеет степень окисления +2, а сера –1 (в составе дисульфид-иона $S_2^{2-}$). Оба элемента окисляются концентрированной серной кислотой: железо(II) до железа(III), а сера(–1) до диоксида серы ($SO_2$).

Уравнение реакции:

$2FeS_2 + 14H_2SO_4 (конц., гор.) \rightarrow Fe_2(SO_4)_3 + 15SO_2 \uparrow + 14H_2O$

Ответ: Происходит окисление железа и серы с образованием сульфата железа(III), диоксида серы и воды. Уравнение реакции: $2FeS_2 + 14H_2SO_4 \rightarrow Fe_2(SO_4)_3 + 15SO_2 + 14H_2O$.

Сульфид меди(I)

В сульфиде меди(I) ($Cu_2S$) медь находится в степени окисления +1, а сера –2. Горячая концентрированная серная кислота окисляет медь(I) до меди(II) и сульфид-ион до диоксида серы ($SO_2$). Продуктами являются сульфат меди(II), диоксид серы и вода.

Уравнение реакции:

$Cu_2S + 6H_2SO_4 (конц., гор.) \rightarrow 2CuSO_4 + 5SO_2 \uparrow + 6H_2O$

Ответ: Происходит окисление меди и серы с образованием сульфата меди(II), диоксида серы и воды. Уравнение реакции: $Cu_2S + 6H_2SO_4 \rightarrow 2CuSO_4 + 5SO_2 + 6H_2O$.

Сульфид свинца(II)

В сульфиде свинца(II) ($PbS$) свинец находится в своей высшей устойчивой степени окисления +2 и не окисляется. Окислению подвергается только сульфид-ион ($S^{2-}$) до диоксида серы ($SO_2$). Одним из продуктов является нерастворимый сульфат свинца(II), который может пассивировать поверхность реагента, замедляя или прекращая реакцию.

Уравнение реакции:

$PbS + 4H_2SO_4 (конц., гор.) \rightarrow PbSO_4 \downarrow + 4SO_2 \uparrow + 4H_2O$

Ответ: Происходит окисление сульфид-иона с образованием нерастворимого сульфата свинца(II), диоксида серы и воды. Уравнение реакции: $PbS + 4H_2SO_4 \rightarrow PbSO_4 + 4SO_2 + 4H_2O$.

Сульфид фосфора(V)

В сульфиде фосфора(V) ($P_2S_5$, или его димере $P_4S_{10}$) фосфор находится в высшей степени окисления +5 и не окисляется, он образует ортофосфорную кислоту ($H_3PO_4$). Сера в степени окисления –2 окисляется до диоксида серы ($SO_2$).

Уравнение реакции (для эмпирической формулы $P_2S_5$):

$P_2S_5 + 15H_2SO_4 (конц., гор.) \rightarrow 2H_3PO_4 + 20SO_2 \uparrow + 12H_2O$

Ответ: Происходит окисление серы, а фосфор образует кислоту. Продукты: ортофосфорная кислота, диоксид серы и вода. Уравнение реакции: $P_2S_5 + 15H_2SO_4 \rightarrow 2H_3PO_4 + 20SO_2 + 12H_2O$.

Иодид железа(II)

В иодиде железа(II) ($FeI_2$) окислению подвергаются и железо(II) до железа(III), и иодид-ион ($I^{-}$) до молекулярного иода ($I_2$).

Уравнение реакции:

$2FeI_2 + 6H_2SO_4 (конц., гор.) \rightarrow Fe_2(SO_4)_3 + 2I_2 + 3SO_2 \uparrow + 6H_2O$

Ответ: Происходит окисление и железа(II), и иодид-ионов. Продукты: сульфат железа(III), иод, диоксид серы и вода. Уравнение реакции: $2FeI_2 + 6H_2SO_4 \rightarrow Fe_2(SO_4)_3 + 2I_2 + 3SO_2 + 6H_2O$.

7.210. Приведите пример, когда при реакции азотной кислоты с металлом выделяется водород.

Азотная кислота ($HNO_3$) является сильной кислотой-окислителем. В большинстве случаев при ее взаимодействии с металлами выделение водорода ($H_2$) не происходит. Это связано с тем, что окислителем выступает не ион водорода ($H^+$), как в случае с неокисляющими кислотами (например, соляной $HCl$ или разбавленной серной $H_2SO_4$), а нитрат-ион ($NO_3^−$), в котором азот имеет степень окисления +5. Металл восстанавливает азот до более низких степеней окисления, образуя такие продукты, как $NO_2$, $NO$, $N_2O$, $N_2$ или даже ион аммония $NH_4^+$. Продукт восстановления зависит от активности металла и концентрации кислоты.

Однако существует исключение из этого общего правила. Водород может выделяться при реакции очень разбавленной азотной кислоты с наиболее активными металлами, такими как магний (Mg) или марганец (Mn).

Пример такой реакции — взаимодействие магния с очень разбавленной (концентрацией около 1–2%) азотной кислотой. В этих условиях окислительная способность нитрат-иона значительно снижается, и магний, как очень активный металл, начинает реагировать с кислотой по типичному для кислот-неокислителей механизму, вытесняя водород из кислоты.

Уравнение химической реакции:

$Mg(s) + 2HNO_3(\text{очень разб.}) \rightarrow Mg(NO_3)_2(aq) + H_2(g)\uparrow$

В данной реакции магний окисляется (степень окисления меняется с 0 до +2), а водород в составе кислоты восстанавливается (степень окисления меняется с +1 до 0). Следует отметить, что даже при таких условиях параллельно может протекать и процесс восстановления нитрат-иона (например, до нитрата аммония $NH_4NO_3$), однако выделение водорода является значительным, а иногда и преобладающим процессом.

Ответ: Примером реакции, в которой при взаимодействии азотной кислоты с металлом выделяется водород, является реакция магния (Mg) с очень разбавленным раствором азотной кислоты ($HNO_3$): $Mg + 2HNO_3 \rightarrow Mg(NO_3)_2 + H_2\uparrow$.

7.211. Нитраты каких металлов разлагаются без выделения кислорода? Приведите примеры.

Решение

В общем случае термическое разложение нитратов металлов приводит к выделению молекулярного кислорода. Характер продуктов реакции зависит от активности металла, соль которого подвергается разложению. Однако существуют исключения из этого правила.

Разложение нитратов без выделения кислорода происходит в тех случаях, когда катион в составе соли сам является восстановителем и окисляется в процессе реакции. В этом случае все атомы кислорода из нитрат-ионов расходуются на образование других продуктов, таких как оксид металла и оксид азота. Это характерно для нитратов металлов в низших степенях окисления, которые могут переходить в более высокие, а также для нитрата аммония.

Примеры таких реакций:

1. Разложение нитрата марганца(II). В этой реакции марганец окисляется со степени окисления +2 до +4, а азот восстанавливается с +5 до +4. Выделения свободного кислорода не происходит:

$Mn(NO_3)_2 \xrightarrow{t} MnO_2 + 2NO_2 \uparrow$

2. Разложение нитрата олова(II). Аналогично, олово повышает степень окисления от +2 до +4, образуя стабильный оксид олова(IV):

$Sn(NO_3)_2 \xrightarrow{t} SnO_2 + 2NO_2 \uparrow$

3. Классическим примером также является разложение нитрата аммония (хотя ион аммония не является ионом металла). При умеренном нагревании азот в степени окисления -3 (в ионе аммония) окисляется, а азот в степени окисления +5 (в нитрат-ионе) восстанавливается, образуя оксид азота(I) и воду:

$NH_4NO_3 \xrightarrow{190-245°C} N_2O \uparrow + 2H_2O$

Ответ: Без выделения кислорода разлагаются нитраты металлов, которые способны в ходе реакции повышать свою степень окисления, выступая в роли восстановителя. Примеры: нитрат марганца(II) ($Mn(NO_3)_2$), нитрат олова(II) ($Sn(NO_3)_2$).

7.212. Объясните, почему разбавленная азотная кислота окисляет сероводород до серы, а концентрированная – до серной кислоты. Запишите уравнения реакций. Как изменяется продукт восстановления азотной кислоты в зависимости от её концентрации?

Объясните, почему разбавленная азотная кислота окисляет сероводород до серы, а концентрированная — до серной кислоты.

Окислительная способность азотной кислоты ($HNO_3$) напрямую зависит от её концентрации. Концентрированная азотная кислота является гораздо более сильным окислителем, чем разбавленная. Сероводород ($H_2S$) является восстановителем, в котором сера имеет низшую степень окисления -2.

При взаимодействии с сильным окислителем (концентрированной $HNO_3$), сера окисляется до своей высшей возможной степени окисления +6, образуя серную кислоту ($H_2SO_4$).

При взаимодействии с более слабым окислителем (разбавленной $HNO_3$), сера окисляется не так глубоко, лишь до степени окисления 0, образуя простое вещество — серу ($S$).

Таким образом, различие в продуктах окисления сероводорода объясняется различной окислительной силой концентрированной и разбавленной азотной кислоты.

Запишите уравнения реакций.

1. Взаимодействие сероводорода с разбавленной азотной кислотой:
Сера окисляется от -2 до 0, а азот восстанавливается от +5 до +2.
$3H_2S + 2HNO_{3(\text{разб.})} \rightarrow 3S \downarrow + 2NO \uparrow + 4H_2O$

2. Взаимодействие сероводорода с концентрированной азотной кислотой:
Сера окисляется от -2 до +6, а азот восстанавливается от +5 до +4.
$H_2S + 8HNO_{3(\text{конц.})} \rightarrow H_2SO_4 + 8NO_2 \uparrow + 4H_2O$

Как изменяется продукт восстановления азотной кислоты в зависимости от её концентрации?

Продукт восстановления азотной кислоты зависит как от её концентрации, так и от активности восстановителя. Существует общая закономерность: чем ниже концентрация азотной кислоты, тем глубже она восстанавливается, то есть тем ниже степень окисления азота в образующемся продукте.

Можно составить следующий ряд продуктов восстановления азота в зависимости от уменьшения концентрации кислоты:
$NO_2$ (оксид азота(IV), степень окисления +4) — продукт восстановления концентрированной $HNO_3$.
$NO$ (оксид азота(II), степень окисления +2) — продукт восстановления разбавленной $HNO_3$.
$N_2O$ (оксид азота(I), степень окисления +1) — продукт восстановления более разбавленной $HNO_3$.
$N_2$ (молекулярный азот, степень окисления 0) — продукт восстановления очень разбавленной $HNO_3$.
$NH_4NO_3$ (нитрат аммония, степень окисления азота в катионе $NH_4^+$ равна -3) — продукт восстановления очень разбавленной $HNO_3$ при реакции с активными металлами (например, Mg, Zn, Al).

Ответ: Окислительная сила азотной кислоты растет с увеличением ее концентрации, что приводит к разной глубине окисления сероводорода: до $S^0$ в разбавленной кислоте и до $S^{+6}$ в концентрированной. Продукты восстановления азотной кислоты также зависят от ее концентрации: по мере разбавления кислоты степень окисления азота в продуктах понижается, образуя ряд соединений от $NO_2$ до $NH_4^+$.