Страница 99 - гдз по химии 9 класс учебник Габриелян, Остроумов

1. Запишите формулы всех оксидов азота и дайте им названия. Разделите их на две группы. Какой критерий классификации вы использовали при этом?

Решение

Азот, как элемент с переменной валентностью, образует несколько оксидов, в которых он проявляет степени окисления от +1 до +5.

Формулы и названия всех оксидов азота:

• $N_2O$ — оксид азота(I), или оксид диазота. Также известен как закись азота или "веселящий газ". Степень окисления азота +1.
• $NO$ — оксид азота(II), или монооксид азота. Степень окисления азота +2.
• $N_2O_3$ — оксид азота(III), или триоксид диазота. Ангидрид азотистой кислоты. Степень окисления азота +3.
• $NO_2$ — оксид азота(IV), или диоксид азота. Степень окисления азота +4.
• $N_2O_4$ — тетраоксид диазота. Является димером оксида азота(IV), существует с ним в равновесии ($2NO_2 \rightleftharpoons N_2O_4$). Степень окисления азота +4.
• $N_2O_5$ — оксид азота(V), или пентаоксид диазота. Ангидрид азотной кислоты. Степень окисления азота +5.

Все оксиды азота можно разделить на две группы по их кислотно-основным свойствам.

1. Несолеобразующие оксиды

Это оксиды неметаллов в низших степенях окисления, которые не взаимодействуют ни с кислотами, ни с щелочами с образованием соли. К ним относятся:

• $N_2O$ (оксид азота(I))
• $NO$ (оксид азота(II))

2. Кислотные оксиды

Это оксиды, которые при взаимодействии с водой образуют кислоты, а при взаимодействии с основаниями или основными оксидами образуют соли. К ним относятся оксиды азота в более высоких степенях окисления:

• $N_2O_3$ (оксид азота(III)) — ему соответствует азотистая кислота $HNO_2$.
• $NO_2$ (и его димер $N_2O_4$) (оксид азота(IV)) — при реакции с водой или щелочами образует сразу две кислоты (азотистую и азотную) или их соли.
• $N_2O_5$ (оксид азота(V)) — ему соответствует азотная кислота $HNO_3$.

Таким образом, в качестве критерия классификации были использованы кислотно-основные свойства оксидов, которые, в свою очередь, напрямую зависят от степени окисления атома азота. С увеличением степени окисления азота кислотные свойства его оксидов усиливаются.

Ответ:

Оксиды азота: $N_2O$ (оксид азота(I)), $NO$ (оксид азота(II)), $N_2O_3$ (оксид азота(III)), $NO_2$ (оксид азота(IV)), $N_2O_4$ (тетраоксид диазота), $N_2O_5$ (оксид азота(V)).
Две группы:
1. Несолеобразующие оксиды: $N_2O$, $NO$.
2. Кислотные оксиды: $N_2O_3$, $NO_2$, $N_2O_4$, $N_2O_5$.
Критерий классификации: кислотно-основные свойства оксидов, зависящие от степени окисления азота.

2. Сравните по свойствам две кислородсодержащие кислоты азота. Ответ подтвердите уравнениями соответствующих реакций.

Двумя основными кислородсодержащими кислотами азота являются азотная кислота ($HNO_3$) и азотистая кислота ($HNO_2$). Сравним их свойства по нескольким ключевым параметрам.

1. Кислотные свойства и сила кислот

Сила кислоты определяется ее способностью диссоциировать в водном растворе на ионы водорода ($H^+$) и кислотного остатка.

• Азотная кислота ($HNO_3$) является одной из самых сильных минеральных кислот. В водном растворе она практически полностью диссоциирует на ионы. Степень окисления азота в азотной кислоте равна +5.

  $HNO_3 \rightarrow H^+ + NO_3^-$

• Азотистая кислота ($HNO_2$) — это слабая кислота. Она существует только в разбавленных водных растворах и диссоциирует обратимо и в незначительной степени. Степень окисления азота в азотистой кислоте равна +3.

  $HNO_2 \rightleftharpoons H^+ + NO_2^-$

Ответ: Азотная кислота является сильной кислотой, в то время как азотистая кислота — слабой.

2. Устойчивость

Устойчивость характеризует способность вещества сохранять свой состав при определенных условиях (например, при хранении или нагревании).

• Азотная кислота ($HNO_3$) — относительно устойчивое соединение. Однако концентрированная кислота при хранении на свету или при нагревании медленно разлагается с выделением бурого газа — диоксида азота:

  $4HNO_3(\text{конц.}) \xrightarrow{h\nu, t^\circ} 4NO_2\uparrow + O_2\uparrow + 2H_2O$

• Азотистая кислота ($HNO_2$) — крайне неустойчивое соединение. Она существует только в холодных разбавленных растворах и легко диспропорционирует (самоокисляется-самовосстанавливается) даже при комнатной температуре с образованием азотной кислоты и оксида азота(II):

  $3HNO_2 \rightarrow HNO_3 + 2NO\uparrow + H_2O$

Ответ: Азотная кислота значительно более устойчива, чем азотистая кислота, которая существует только в разбавленных растворах и легко разлагается.

3. Окислительно-восстановительные свойства

Эти свойства определяются степенью окисления центрального атома азота.

• Азотная кислота ($HNO_3$) проявляет только окислительные свойства, так как азот в ней находится в своей высшей степени окисления (+5) и может только ее понижать. Она является очень сильным окислителем, особенно в концентрированном виде. Продукты восстановления зависят от концентрации кислоты и активности восстановителя.

  Например, реакция с медью (малоактивный металл):

  Концентрированная кислота: $Cu + 4HNO_3(\text{конц.}) \rightarrow Cu(NO_3)_2 + 2NO_2\uparrow + 2H_2O$

  Разбавленная кислота: $3Cu + 8HNO_3(\text{разб.}) \rightarrow 3Cu(NO_3)_2 + 2NO\uparrow + 4H_2O$

• Азотистая кислота ($HNO_2$) проявляет двойственные окислительно-восстановительные свойства, так как азот в ней находится в промежуточной степени окисления (+3). Он может как повышать свою степень окисления до +5 (выступая восстановителем), так и понижать ее (выступая окислителем).

  Как окислитель (в реакции с более сильными восстановителями, например, с иодоводородом):

  $2HNO_2 + 2HI \rightarrow 2NO\uparrow + I_2\downarrow + 2H_2O$

  Здесь азот $N^{+3}$ восстанавливается до $N^{+2}$.

  Как восстановитель (в реакции с более сильными окислителями, например, с перманганатом калия в кислой среде):

  $5HNO_2 + 2KMnO_4 + 3H_2SO_4 \rightarrow 5HNO_3 + 2MnSO_4 + K_2SO_4 + 3H_2O$

  Здесь азот $N^{+3}$ окисляется до $N^{+5}$.

Ответ: Азотная кислота является исключительно сильным окислителем. Азотистая кислота проявляет двойственные окислительно-восстановительные свойства, выступая и окислителем, и восстановителем в зависимости от реагента.

3. Какие особенности азотной кислоты следует учитывать при рассмотрении её реакций с металлами? Ответ подтвердите уравнениями соответствующих реакций.

При рассмотрении реакций азотной кислоты с металлами следует учитывать ряд её специфических особенностей, которые отличают её от большинства других кислот.

1. Азотная кислота — сильный окислитель за счёт атома азота.

В отличие от неокисляющих кислот (например, соляной или разбавленной серной), где окислителем выступает ион водорода $H^+$, в реакциях с азотной кислотой окислителем является атом азота в степени окисления +5 ($N^{+5}$), входящий в состав нитрат-иона $NO_3^-$. Поэтому при взаимодействии азотной кислоты с металлами, как правило, не выделяется водород. Вместо него образуются различные продукты восстановления азота, в которых степень окисления азота ниже +5.
Сравнение реакции цинка с соляной и азотной кислотами:
$Zn + 2HCl \rightarrow ZnCl_2 + H_2\uparrow$
$Zn + 4HNO_3(\text{конц.}) \rightarrow Zn(NO_3)_2 + 2NO_2\uparrow + 2H_2O$

Ответ: Главная особенность азотной кислоты в реакциях с металлами — она является кислотой-окислителем за счёт атома азота $N^{+5}$, поэтому продуктом реакции является не водород, а продукты восстановления азота.

2. Состав продуктов реакции зависит от концентрации кислоты.

Чем более разбавленной является кислота, тем глубже восстанавливается азот. Общее правило:
• Концентрированная $HNO_3$ (обычно > 60%) при реакции с большинством металлов (как активных, так и малоактивных) восстанавливается до диоксида азота $NO_2$ (газ бурого цвета, степень окисления N = +4).
Пример с медью:
$Cu + 4HNO_3(\text{конц.}) \rightarrow Cu(NO_3)_2 + 2NO_2\uparrow + 2H_2O$
• Разбавленная $HNO_3$ (обычно 10-30%) при реакции с малоактивными и средней активности металлами восстанавливается преимущественно до оксида азота(II) $NO$ (бесцветный газ, буреющий на воздухе, степень окисления N = +2).
Пример с медью:
$3Cu + 8HNO_3(\text{разб.}) \rightarrow 3Cu(NO_3)_2 + 2NO\uparrow + 4H_2O$

Ответ: Состав продуктов восстановления азота зависит от концентрации кислоты: концентрированная $HNO_3$ обычно восстанавливается до $NO_2$, разбавленная — до $NO$.

3. Состав продуктов реакции зависит от активности металла.

Активные металлы (стоящие в ряду напряжений до водорода, например, Mg, Zn, Al, Fe) способны восстанавливать азот из азотной кислоты до более низких степеней окисления, особенно при использовании очень разбавленных растворов. Малоактивные металлы (после водорода, например, Cu, Ag, Hg) восстанавливают азотную кислоту, как правило, только до $NO_2$ или $NO$.
• Пример с активным металлом (цинк) и очень разбавленной кислотой:
Продукт восстановления — оксид азота(I) $N_2O$ (степень окисления N = +1).
$4Zn + 10HNO_3(\text{оч. разб.}) \rightarrow 4Zn(NO_3)_2 + N_2O\uparrow + 5H_2O$
• Пример с очень активным металлом (магний) и очень разбавленной кислотой:
Продукт восстановления — нитрат аммония $NH_4NO_3$ (степень окисления N = -3).
$4Mg + 10HNO_3(\text{оч. разб.}) \rightarrow 4Mg(NO_3)_2 + NH_4NO_3 + 3H_2O$

Ответ: Характер продуктов реакции также зависит от активности металла: чем активнее металл и чем более разбавлена кислота, тем глубже он может восстановить азот (до $N_2O$, $N_2$, $NH_4NO_3$).

4. Пассивация некоторых металлов.

Некоторые металлы, такие как железо (Fe), алюминий (Al), хром (Cr), пассивируются холодной концентрированной азотной кислотой. На их поверхности образуется прочная, тонкая оксидная плёнка, которая инертна по отношению к кислоте и защищает металл от дальнейшего взаимодействия. Благодаря этому свойству концентрированную азотную кислоту можно перевозить в стальных или алюминиевых цистернах.
$Fe + HNO_3(\text{конц., хол.}) \rightarrow \text{реакция не идёт (пассивация)}$
Однако при нагревании или с разбавленной азотной кислотой пассивирующая плёнка разрушается, и реакция протекает.
Пример с железом и разбавленной кислотой:
$Fe + 4HNO_3(\text{разб.}) \rightarrow Fe(NO_3)_3 + NO\uparrow + 2H_2O$

Ответ: Некоторые металлы (Fe, Al, Cr) пассивируются холодной концентрированной азотной кислотой из-за образования на их поверхности защитной оксидной плёнки, но реагируют с ней при нагревании или в разбавленном виде.

4. Запишите уравнения реакций, с помощью которых получают азотную кислоту.

Промышленный способ получения азотной кислоты (процесс Оствальда) основывается на каталитическом окислении аммиака и включает три основные стадии.

Первая стадия: Каталитическое окисление аммиака.
На этой стадии смесь аммиака и кислорода (обычно из воздуха) пропускают над катализатором (платино-родиевая сетка) при высокой температуре (850–950°C) и давлении. В результате реакции образуется оксид азота(II) и вода.
$4NH_3 + 5O_2 \xrightarrow{t, Pt/Rh} 4NO + 6H_2O$

Вторая стадия: Окисление оксида азота(II) до оксида азота(IV).
Полученный на первой стадии оксид азота(II) охлаждают, после чего он самопроизвольно окисляется кислородом воздуха до оксида азота(IV) (диоксида азота), который имеет бурый цвет.
$2NO + O_2 \rightarrow 2NO_2$

Третья стадия: Поглощение оксида азота(IV) водой.
Диоксид азота направляют в абсорбционные колонны, где он реагирует с водой в присутствии кислорода. В результате этой реакции образуется азотная кислота.
$4NO_2 + O_2 + 2H_2O \rightarrow 4HNO_3$

Ответ: Уравнения реакций, с помощью которых получают азотную кислоту:
1. $4NH_3 + 5O_2 \rightarrow 4NO + 6H_2O$
2. $2NO + O_2 \rightarrow 2NO_2$
3. $4NO_2 + O_2 + 2H_2O \rightarrow 4HNO_3$

5. Используя метод электронного баланса, составьте уравнения окислительно-восстановительных реакций, протекающих по схемам:

а) $NO_2 + P → N_2 + P_2O_5$

б) $I_2 + HNO_3 → HIO_3 + NO_2 + H_2O$

в) $FeCl_2 + NaNO_2 + HCl → FeCl_3 + NaCl + NO + H_2O$

В каждой реакции укажите окислитель и восстановитель.

Для решения данной задачи необходимо составить уравнения окислительно-восстановительных реакций, используя метод электронного баланса, и определить окислитель и восстановитель в каждой из них.

а) $NO_2 + P \rightarrow N_2 + P_2O_5$

Решение:

1. Определим степени окисления элементов, изменяющих их в ходе реакции:

• Азот в $NO_2$ имеет степень окисления +4 ($N^{+4}$), а в $N_2$ — 0 ($N_2^0$).
• Фосфор (простое вещество) имеет степень окисления 0 ($P^0$), а в $P_2O_5$ — +5 ($P^{+5}$).

2. Составим схему электронного баланса. Фосфор отдает электроны (окисляется), азот принимает электроны (восстанавливается).

3. Используем найденные коэффициенты для уравнивания реакции. Перед фосфором (P) ставим коэффициент $2 \times 4 = 8$. Перед оксидом фосфора ($P_2O_5$) ставим коэффициент 4. Перед диоксидом азота ($NO_2$) ставим коэффициент $2 \times 5 = 10$. Перед азотом ($N_2$) ставим коэффициент 5.

$10N^{+4}O_2 + 8P^0 \rightarrow 5N_2^0 + 4P_2^{+5}O_5$

Проверяем баланс атомов кислорода: слева $10 \times 2 = 20$, справа $4 \times 5 = 20$. Уравнение сбалансировано.

Окислитель: $NO_2$ (за счет $N^{+4}$).
Восстановитель: $P$.

Ответ: $10NO_2 + 8P = 5N_2 + 4P_2O_5$. Окислитель — $NO_2$ (азот в степени окисления +4), восстановитель — $P$ (фосфор в степени окисления 0).

б) $I_2 + HNO_3 \rightarrow HIO_3 + NO_2 + H_2O$

Решение:

1. Определим степени окисления элементов:

• Йод в $I_2$ имеет степень окисления 0 ($I_2^0$), а в $HIO_3$ — +5 ($I^{+5}$).
• Азот в $HNO_3$ имеет степень окисления +5 ($N^{+5}$), а в $NO_2$ — +4 ($N^{+4}$).

2. Составим схему электронного баланса. Йод окисляется, азот восстанавливается.

3. Расставим коэффициенты. Перед $I_2$ ставим 1 (не пишется). Перед $HIO_3$ ставим 2. Перед $HNO_3$ и $NO_2$ ставим коэффициент 10.

$I_2 + 10HNO_3 \rightarrow 2HIO_3 + 10NO_2 + H_2O$

4. Уравняем атомы водорода и кислорода. Слева 10 атомов H. Справа 2 атома H в $2HIO_3$, следовательно, в воде должно быть $10 - 2 = 8$ атомов H. Ставим коэффициент 4 перед $H_2O$.

$I_2 + 10HNO_3 \rightarrow 2HIO_3 + 10NO_2 + 4H_2O$

Проверяем кислород: слева $10 \times 3 = 30$. Справа $2 \times 3 + 10 \times 2 + 4 \times 1 = 6 + 20 + 4 = 30$. Уравнение сбалансировано.

Окислитель: $HNO_3$ (за счет $N^{+5}$).
Восстановитель: $I_2$.

Ответ: $I_2 + 10HNO_3 = 2HIO_3 + 10NO_2 + 4H_2O$. Окислитель — $HNO_3$ (азот в степени окисления +5), восстановитель — $I_2$ (йод в степени окисления 0).

в) $FeCl_2 + NaNO_2 + HCl \rightarrow FeCl_3 + NaCl + NO + H_2O$

Решение:

1. Определим степени окисления элементов:

• Железо в $FeCl_2$ имеет степень окисления +2 ($Fe^{+2}$), а в $FeCl_3$ — +3 ($Fe^{+3}$).
• Азот в $NaNO_2$ имеет степень окисления +3 ($N^{+3}$), а в $NO$ — +2 ($N^{+2}$).

2. Составим схему электронного баланса. Железо окисляется, азот восстанавливается.

3. Коэффициенты для окислителя и восстановителя равны 1. Ставим их в уравнение (коэффициенты 1 не пишутся).

$FeCl_2 + NaNO_2 + HCl \rightarrow FeCl_3 + NaCl + NO + H_2O$

4. Уравняем остальные атомы. Слева 1 атом Na, справа 1 атом Na (в $NaCl$). Атомы натрия уравнены. Теперь уравняем хлор. Справа 3 атома Cl в $FeCl_3$ и 1 атом Cl в $NaCl$, итого 4. Слева 2 атома Cl в $FeCl_2$. Значит, перед $HCl$ нужно поставить коэффициент 2.

$FeCl_2 + NaNO_2 + 2HCl \rightarrow FeCl_3 + NaCl + NO + H_2O$

5. Уравняем водород и кислород. Слева 2 атома H (в $2HCl$). Справа перед $H_2O$ ставим коэффициент 1. Проверяем кислород. Слева 2 атома O (в $NaNO_2$). Справа 1 атом O в $NO$ и 1 в $H_2O$, итого 2. Уравнение сбалансировано.

Окислитель: $NaNO_2$ (за счет $N^{+3}$).
Восстановитель: $FeCl_2$ (за счет $Fe^{+2}$).

Ответ: $FeCl_2 + NaNO_2 + 2HCl = FeCl_3 + NaCl + NO + H_2O$. Окислитель — $NaNO_2$ (азот в степени окисления +3), восстановитель — $FeCl_2$ (железо в степени окисления +2).

6. Запишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

а) $NH_3$ → $N_2$ → $NO$ → $NO_2$ → $HNO_3$ → $NaNO_3$ → $NaNO_2$

б) $KNO_3$ → $HNO_3$ → $Cu(NO_3)_2$ → $NO_2$ → $N_2$

Для реакций, протекающих в растворах, запишите ионные уравнения, а в уравнениях окислительно-восстановительных реакций расставьте коэффициенты методом электронного баланса, укажите окислитель и восстановитель.

а) $NH_3 \rightarrow N_2 \rightarrow NO \rightarrow NO_2 \rightarrow HNO_3 \rightarrow NaNO_3 \rightarrow NaNO_2$

Решение

1. Окисление аммиака оксидом меди(II) при нагревании. Это окислительно-восстановительная реакция (ОВР).

   Электронный баланс:
   $2\overset{-3}{N}H_3 - 6e^- \rightarrow \overset{0}{N_2}$ | 1 (восстановитель)
   $\overset{+2}{C}uO + 2e^- \rightarrow \overset{0}{C}u$ | 3 (окислитель)

   Аммиак ($N^{-3}$) является восстановителем, оксид меди(II) ($Cu^{+2}$) – окислителем.

   Ответ: $2NH_3 + 3CuO \xrightarrow{t} N_2 + 3Cu + 3H_2O$

2. Окисление азота кислородом при высокой температуре (в электрической дуге) или с использованием катализатора. Это ОВР.

   Электронный баланс:
   $\overset{0}{N_2} - 4e^- \rightarrow 2\overset{+2}{N}O$ | 1 (восстановитель)
   $\overset{0}{O_2} + 4e^- \rightarrow 2\overset{-2}{O}$ | 1 (окислитель)

   Азот ($N_2$) является восстановителем, кислород ($O_2$) – окислителем.

   Ответ: $N_2 + O_2 \xrightarrow{t, kat} 2NO$

3. Окисление оксида азота(II) кислородом воздуха. Реакция протекает самопроизвольно при обычных условиях. Это ОВР.

   Электронный баланс:
   $\overset{+2}{N}O - 2e^- \rightarrow \overset{+4}{N}O_2$ | 2 (восстановитель)
   $\overset{0}{O_2} + 4e^- \rightarrow 2\overset{-2}{O}$ | 1 (окислитель)

   Оксид азота(II) ($NO$) является восстановителем, кислород ($O_2$) – окислителем.

   Ответ: $2NO + O_2 \rightarrow 2NO_2$

4. Растворение оксида азота(IV) в воде в присутствии кислорода. Это ОВР, протекающая в растворе.

   Электронный баланс:
   $\overset{+4}{N}O_2 - 1e^- \rightarrow H\overset{+5}{N}O_3$ | 4 (восстановитель)
   $\overset{0}{O_2} + 4e^- \rightarrow 2\overset{-2}{O}$ | 1 (окислитель)

   Оксид азота(IV) ($NO_2$) является восстановителем, кислород ($O_2$) – окислителем.

   Реакция протекает в растворе, азотная кислота является сильным электролитом.
   Полное ионное уравнение: $4NO_2 + O_2 + 2H_2O \rightarrow 4H^+ + 4NO_3^-$.
   Сокращенное ионное уравнение совпадает с полным.

   Ответ: $4NO_2 + O_2 + 2H_2O \rightarrow 4HNO_3$

5. Реакция нейтрализации азотной кислоты гидроксидом натрия. Это реакция ионного обмена, протекающая в растворе.

   Полное ионное уравнение: $H^+ + NO_3^- + Na^+ + OH^- \rightarrow Na^+ + NO_3^- + H_2O$.
   Сокращенное ионное уравнение: $H^+ + OH^- \rightarrow H_2O$.

   Ответ: $HNO_3 + NaOH \rightarrow NaNO_3 + H_2O$

6. Термическое разложение нитрата натрия. Это внутримолекулярная ОВР.

   Электронный баланс:
   $\overset{+5}{N} + 2e^- \rightarrow \overset{+3}{N}$ | 2 (окислитель)
   $2\overset{-2}{O} - 4e^- \rightarrow \overset{0}{O_2}$ | 1 (восстановитель)

   Азот в степени окисления +5 ($N^{+5}$) является окислителем, кислород в степени окисления -2 ($O^{-2}$) – восстановителем (оба входят в состав $NaNO_3$).

   Ответ: $2NaNO_3 \xrightarrow{t} 2NaNO_2 + O_2$

б) $KNO_3 \rightarrow HNO_3 \rightarrow Cu(NO_3)_2 \rightarrow NO_2 \rightarrow N_2$

Решение

1. Получение азотной кислоты из нитрата калия действием концентрированной серной кислоты при нагревании. Это реакция обмена.

   Реакция не протекает в растворе, а основана на вытеснении более летучей кислоты (азотной) менее летучей (серной). Поэтому ионные уравнения для нее не записывают.

   Ответ: $KNO_3(тв) + H_2SO_4(конц) \xrightarrow{t} KHSO_4 + HNO_3 \uparrow$

2. Взаимодействие меди с концентрированной азотной кислотой. Это ОВР, протекающая в растворе.

   Электронный баланс:
   $\overset{0}{C}u - 2e^- \rightarrow \overset{+2}{C}u(NO_3)_2$ | 1 (восстановитель)
   $H\overset{+5}{N}O_3 + 1e^- \rightarrow \overset{+4}{N}O_2$ | 2 (окислитель)

   Медь ($Cu$) является восстановителем, азотная кислота ($N^{+5}$) – окислителем.

   Реакция протекает в растворе.
   Полное ионное уравнение: $Cu + 4H^+ + 4NO_3^- \rightarrow Cu^{2+} + 2NO_3^- + 2NO_2 + 2H_2O$.
   Сокращенное ионное уравнение: $Cu + 4H^+ + 2NO_3^- \rightarrow Cu^{2+} + 2NO_2 + 2H_2O$.

   Ответ: $Cu + 4HNO_3(конц) \rightarrow Cu(NO_3)_2 + 2NO_2 + 2H_2O$

3. Термическое разложение нитрата меди(II). Это внутримолекулярная ОВР.

   Электронный баланс:
   $\overset{+5}{N} + 1e^- \rightarrow \overset{+4}{N}$ | 4 (окислитель)
   $2\overset{-2}{O} - 4e^- \rightarrow \overset{0}{O_2}$ | 1 (восстановитель)

   Азот в степени окисления +5 ($N^{+5}$) является окислителем, кислород в степени окисления -2 ($O^{-2}$) – восстановителем (оба входят в состав $Cu(NO_3)_2$).

   Ответ: $2Cu(NO_3)_2 \xrightarrow{t} 2CuO + 4NO_2 + O_2$

4. Восстановление оксида азота(IV) аммиаком при нагревании в присутствии катализатора. Это ОВР.

   Электронный баланс:
   $\overset{+4}{N}O_2 + 4e^- \rightarrow \frac{1}{2}\overset{0}{N_2}$ | 3 (окислитель)
   $\overset{-3}{N}H_3 - 3e^- \rightarrow \frac{1}{2}\overset{0}{N_2}$ | 4 (восстановитель)

   Для целых коэффициентов домножим на 2: $6N^{+4} + 24e^- \rightarrow 3N_2$ и $8N^{-3} - 24e^- \rightarrow 4N_2$. Суммарно образуется $7N_2$.

   Оксид азота(IV) ($NO_2$) является окислителем, аммиак ($NH_3$) – восстановителем.

   Ответ: $6NO_2 + 8NH_3 \xrightarrow{t, kat} 7N_2 + 12H_2O$

7. При разложении 66,2 мг нитрата металла в степени окислении $+2$ образовалось 44,6 мг оксида этого металла. Установите формулу нитрата и напишите уравнение реакции разложения.

Дано

$m(\text{нитрата металла}) = 66,2 \text{ мг}$

$m(\text{оксида металла}) = 44,6 \text{ мг}$

Степень окисления металла = $+2$

Переведем массы в граммы для удобства расчетов:

$m(\text{нитрата металла}) = 0,0662 \text{ г}$

$m(\text{оксида металла}) = 0,0446 \text{ г}$

Найти:

Формулу нитрата - ?

Уравнение реакции разложения - ?

Решение

1. Обозначим неизвестный металл как $Me$. Поскольку степень окисления металла равна $+2$, а заряд нитрат-иона $NO_3^−$ равен $-1$, формула нитрата будет $Me(NO_3)_2$.

Заряд оксид-иона $O^{2−}$ равен $-2$, следовательно, формула оксида металла – $MeO$.

2. Разложение нитратов металлов, находящихся в ряду активности между магнием и медью (а также свинца), как правило, протекает с образованием оксида металла, диоксида азота и кислорода. Запишем общее уравнение реакции:

$2Me(NO_3)_2 \xrightarrow{t} 2MeO + 4NO_2 \uparrow + O_2 \uparrow$

3. Из уравнения реакции следует, что количество вещества (число моль) нитрата металла и оксида металла соотносятся как $2:2$ или $1:1$.

$n(Me(NO_3)_2) = n(MeO)$

4. Пусть $A_r(Me)$ – относительная атомная масса неизвестного металла. Выразим молярные массы ($M$) соединений через $A_r(Me)$:

$M(NO_3) = 14 + 3 \cdot 16 = 62 \text{ г/моль}$

$M(Me(NO_3)_2) = A_r(Me) + 2 \cdot M(NO_3) = (A_r(Me) + 124) \text{ г/моль}$

$M(MeO) = (A_r(Me) + 16) \text{ г/моль}$

5. Количество вещества $n$ связано с массой $m$ и молярной массой $M$ соотношением $n = m/M$. Подставим это в равенство количеств веществ:

$\frac{m(Me(NO_3)_2)}{M(Me(NO_3)_2)} = \frac{m(MeO)}{M(MeO)}$

6. Подставим известные значения масс и выражения для молярных масс в полученное уравнение:

$\frac{0,0662}{A_r(Me) + 124} = \frac{0,0446}{A_r(Me) + 16}$

7. Решим уравнение относительно $A_r(Me)$:

$0,0662 \cdot (A_r(Me) + 16) = 0,0446 \cdot (A_r(Me) + 124)$

$0,0662 \cdot A_r(Me) + 0,0662 \cdot 16 = 0,0446 \cdot A_r(Me) + 0,0446 \cdot 124$

$0,0662 \cdot A_r(Me) + 1,0592 = 0,0446 \cdot A_r(Me) + 5,5304$

$0,0662 \cdot A_r(Me) - 0,0446 \cdot A_r(Me) = 5,5304 - 1,0592$

$0,0216 \cdot A_r(Me) = 4,4712$

$A_r(Me) = \frac{4,4712}{0,0216} = 207 \text{ г/моль}$

8. По периодической таблице химических элементов находим, что элемент с относительной атомной массой 207 – это свинец ($Pb$). Свинец проявляет степень окисления $+2$.

Следовательно, искомый металл – свинец.

Формула нитрата – $Pb(NO_3)_2$.

Уравнение реакции разложения нитрата свинца(II) выглядит следующим образом:

$2Pb(NO_3)_2 \xrightarrow{t} 2PbO + 4NO_2 \uparrow + O_2 \uparrow$

Ответ: Формула нитрата – $Pb(NO_3)_2$. Уравнение реакции разложения: $2Pb(NO_3)_2 \xrightarrow{t} 2PbO + 4NO_2 \uparrow + O_2 \uparrow$.

8. Для нейтрализации $25,0 \text{ мл}$ раствора азотной кислоты (плотность $1,115 \text{ г/мл}$) потребовалось $31,9 \text{ мл}$ $10 \, \%$-ного раствора гидроксида натрия (плотность $1,11 \text{ г/мл}$). Определите массовую долю кислоты в исходном растворе.

Дано:

$V(\text{p-pa } \text{HNO}_3) = 25.0 \text{ мл}$
$\rho(\text{p-pa } \text{HNO}_3) = 1.115 \text{ г/мл}$
$V(\text{p-pa } \text{NaOH}) = 31.9 \text{ мл}$
$\omega(\text{NaOH}) = 10\% = 0.10$
$\rho(\text{p-pa } \text{NaOH}) = 1.11 \text{ г/мл}$

$V(\text{p-pa } \text{HNO}_3) = 25.0 \times 10^{-6} \text{ м}^3 = 2.5 \times 10^{-5} \text{ м}^3$
$\rho(\text{p-pa } \text{HNO}_3) = 1.115 \text{ г/мл} = 1115 \text{ кг/м}^3$
$V(\text{p-pa } \text{NaOH}) = 31.9 \times 10^{-6} \text{ м}^3$
$\rho(\text{p-pa } \text{NaOH}) = 1.11 \text{ г/мл} = 1110 \text{ кг/м}^3$

Найти:

$\omega(\text{HNO}_3) - ?$

Решение:

1. Запишем уравнение реакции нейтрализации азотной кислоты гидроксидом натрия:

$\text{HNO}_3 + \text{NaOH} \rightarrow \text{NaNO}_3 + \text{H}_2\text{O}$

Из уравнения видно, что кислота и щелочь реагируют в мольном соотношении 1:1, то есть $n(\text{HNO}_3) = n(\text{NaOH})$.

2. Рассчитаем массу раствора гидроксида натрия, который пошел на нейтрализацию:

$m(\text{p-pa } \text{NaOH}) = V(\text{p-pa } \text{NaOH}) \times \rho(\text{p-pa } \text{NaOH})$

$m(\text{p-pa } \text{NaOH}) = 31.9 \text{ мл} \times 1.11 \text{ г/мл} = 35.409 \text{ г}$

3. Найдем массу чистого гидроксида натрия в этом растворе:

$m(\text{NaOH}) = m(\text{p-pa } \text{NaOH}) \times \omega(\text{NaOH})$

$m(\text{NaOH}) = 35.409 \text{ г} \times 0.10 = 3.5409 \text{ г}$

4. Определим количество вещества (моль) гидроксида натрия. Молярная масса $M(\text{NaOH}) = 23 + 16 + 1 = 40 \text{ г/моль}$.

$n(\text{NaOH}) = \frac{m(\text{NaOH})}{M(\text{NaOH})}$

$n(\text{NaOH}) = \frac{3.5409 \text{ г}}{40 \text{ г/моль}} = 0.0885225 \text{ моль}$

5. Согласно уравнению реакции, количество вещества азотной кислоты равно количеству вещества гидроксида натрия:

$n(\text{HNO}_3) = n(\text{NaOH}) = 0.0885225 \text{ моль}$

6. Рассчитаем массу азотной кислоты, которая содержалась в исходном растворе. Молярная масса $M(\text{HNO}_3) = 1 + 14 + 3 \times 16 = 63 \text{ г/моль}$.

$m(\text{HNO}_3) = n(\text{HNO}_3) \times M(\text{HNO}_3)$

$m(\text{HNO}_3) = 0.0885225 \text{ моль} \times 63 \text{ г/моль} = 5.5769 \text{ г}$

7. Найдем массу исходного раствора азотной кислоты:

$m(\text{p-pa } \text{HNO}_3) = V(\text{p-pa } \text{HNO}_3) \times \rho(\text{p-pa } \text{HNO}_3)$

$m(\text{p-pa } \text{HNO}_3) = 25.0 \text{ мл} \times 1.115 \text{ г/мл} = 27.875 \text{ г}$

8. Определим массовую долю азотной кислоты в исходном растворе:

$\omega(\text{HNO}_3) = \frac{m(\text{HNO}_3)}{m(\text{p-pa } \text{HNO}_3)} \times 100\%$

$\omega(\text{HNO}_3) = \frac{5.5769 \text{ г}}{27.875 \text{ г}} \times 100\% \approx 20.007\% \approx 20.0\%$

Ответ: массовая доля азотной кислоты в исходном растворе составляет 20,0 %.

9. К какой группе (кислотных или несолеобразующих) оксидов следует отнести оксид азота(IV)? Обоснуйте свою точку зрения.

Решение:

Оксид азота(IV), химическая формула которого $NO_2$, следует отнести к группе кислотных оксидов.

Обоснование данной классификации основывается на его химических свойствах, которые сравниваются со свойствами, характерными для кислотных и несолеобразующих оксидов.

Несолеобразующие оксиды (например, $N_2O$, $NO$, $CO$) не проявляют ни кислотных, ни основных свойств, то есть не вступают в реакции с кислотами или основаниями с образованием солей.

Кислотные оксиды, в свою очередь, характеризуются способностью реагировать с основаниями с образованием соли и воды. Большинство из них также реагирует с водой, образуя кислоту.

Рассмотрим химические свойства оксида азота(IV):

1. Взаимодействие с водой. Оксид азота(IV) реагирует с водой. В этой реакции он проявляет свойства ангидрида сразу двух кислот — азотной ($HNO_3$) и азотистой ($HNO_2$). Это реакция диспропорционирования, где азот со степенью окисления +4 одновременно и повышает ее до +5, и понижает до +3.

$2NO_2 + H_2O \rightarrow HNO_3 + HNO_2$

Способность реагировать с водой с образованием кислот является ключевым признаком кислотного оксида.

2. Взаимодействие со щелочами. Оксид азота(IV) реагирует с основаниями (щелочами), например, с гидроксидом натрия ($NaOH$), образуя соли этих двух кислот — нитрат натрия ($NaNO_3$) и нитрит натрия ($NaNO_2$), а также воду.

$2NO_2 + 2NaOH \rightarrow NaNO_3 + NaNO_2 + H_2O$

Эта реакция (кислотный оксид + основание → соль + вода) является классическим подтверждением кислотного характера оксида.

Таким образом, поскольку оксид азота(IV) вступает в реакции, характерные для кислотных оксидов, его относят именно к этой группе. Его часто называют смешанным кислотным оксидом, так как он соответствует двум кислотам, но это не меняет его принадлежности к классу кислотных оксидов.

Ответ: Оксид азота(IV) ($NO_2$) следует отнести к группе кислотных оксидов. Обоснованием служит его способность реагировать с водой с образованием азотной и азотистой кислот, а также взаимодействовать со щелочами с образованием соответствующих солей (нитратов и нитритов) и воды.

10. Бурый дым, выходящий из труб некоторых химических предприятий, называют «лисий хвост». Какое вещество придает выбросам бурую окраску? Какие химические предприятия загрязняют атмосферу этим веществом?

Бурый дым, который называют «лисий хвост», представляет собой выброс оксидов азота.

Какое вещество придает выбросам бурую окраску?

Бурую окраску выбросам придает диоксид азота (или оксид азота(IV)) — газ с химической формулой $NO_2$. Это ядовитый газ бурого цвета с резким неприятным запахом. В промышленных выбросах он обычно присутствует в смеси с бесцветным монооксидом азота ($NO$). На воздухе монооксид азота быстро окисляется до диоксида:

$2NO + O_2 \rightarrow 2NO_2$

Именно $NO_2$ и образует видимый бурый шлейф, похожий на лисий хвост.

Ответ: бурую окраску выбросам придает диоксид азота ($NO_2$).

Какие химические предприятия загрязняют атмосферу этим веществом?

Выбросы оксидов азота, в частности $NO_2$, характерны для многих производств. Основными источниками являются:

• Предприятия по производству азотной кислоты и азотных удобрений. Это главный источник «лисьих хвостов». В процессе производства азотной кислоты (метод Оствальда) одной из стадий является окисление аммиака, в результате которого образуются оксиды азота. Часть из них не успевает прореагировать и выбрасывается в атмосферу.
• Металлургические и коксохимические заводы. При высокотемпературных процессах (например, в доменных печах, при агломерации руд) происходит окисление азота, содержащегося в воздухе.
• Теплоэлектростанции (ТЭЦ). При сжигании органического топлива (угля, мазута, газа) при высоких температурах образуется значительное количество оксидов азота.
• Предприятия, производящие взрывчатые вещества, красители и другие продукты органического синтеза, где используется процесс нитрования с применением азотной кислоты.

Ответ: атмосферу диоксидом азота загрязняют предприятия по производству азотной кислоты и удобрений, металлургические заводы, теплоэлектростанции и некоторые другие химические производства.

11. Перед оккупацией Дании гитлеровскими войсками выдающийся физик Нильс Бор спас от конфискации свою золотую нобелевскую медаль, растворив её в «царской водке». После освобождения Европы в 1945 г. Бор выделил золото из раствора, и Нобелевский комитет отчеканил медаль заново. Напишите уравнение реакции взаимодействия золота с «царской водкой».

Решение

«Царская водка» представляет собой смесь концентрированных азотной ($HNO_3$) и соляной ($HCl$) кислот, как правило, в объемном соотношении 1:3. Этот реагент обладает уникальной способностью растворять благородные металлы, такие как золото и платина, которые инертны к действию каждой из кислот в отдельности.

Процесс растворения золота в «царской водке» — это сложная окислительно-восстановительная реакция, в которой каждая кислота выполняет свою функцию:

1. Азотная кислота ($HNO_3$) — сильный окислитель. Она окисляет металлическое золото ($Au$) со степенью окисления 0 до ионов золота(III) ($Au^{3+}$).

2. Соляная кислота ($HCl$) является источником хлорид-ионов ($Cl^−$). Эти ионы реагируют с образовавшимися катионами золота ($Au^{3+}$), образуя очень устойчивый комплексный анион — тетрахлороаурат(III)-ион ($[AuCl_4]^−$). Образование этого стабильного комплекса сдвигает химическое равновесие в сторону продуктов реакции, способствуя полному растворению золота.

Суммарное уравнение реакции, описывающее растворение золота в «царской водке» с образованием золотохлористоводородной кислоты ($H[AuCl_4]$), оксида азота(II) ($NO$) и воды ($H_2O$), выглядит следующим образом:

$Au + HNO_3 + 4HCl \rightarrow H[AuCl_4] + NO \uparrow + 2H_2O$

Ответ: $Au + HNO_3 + 4HCl \rightarrow H[AuCl_4] + NO + 2H_2O$