Окислительно-восстановительные свойства

ОТЧЁТ

По лабораторной работе №9,№10

На тему: “ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА

АЗОТНОЙ (HNO₃) И АЗОТИСТОЙ (HNO₂) КИСЛОТ, ИХ СОЛЕЙ.

ОТНОШЕНИЕ МЕТАЛЛОВ К КИСЛОТАМ И ЩЕЛОЧАМ.”

 

руководитель работы: исполнитель работы:

Саблина А.В. студент группы СЖД-111

Илюшкин А.В.

 

 

г. Екатеринбург

2001г.

Теоретическая часть.

Окислительно-восстановительные свойства

азотной (HNO₃) и азотистой (HNO₂) кислот и солей.

Азотная кислота относится к числу очень сильных электролитов. Наиболее характерным ее свойством является ярко выраженная окислительная способность, причем как в разбавленной, так и в концентрированной кислоте окислителем является пятивалентный азот (N⁵⁺), входящий в ион NO₃^-.

Азотная кислота может восстанавливаться до следующих продуктов:

HNO₃-NO₂-HNO₂-NO-N₂O-N₂-NH₃,

где валентность азота соответственно равна: +5,+4,+3,+2,+1,0,-3.

Степень восстановления азотной кислоты зависит как от концентрации самой кислоты, так и от активности восстановителя.

Концентрированная HNO₃ при взаимодействии с металлами восстанавливается до NO₂ (бурый газ); разбавленная HNO₃ до NO (бесцветный газ, буреющий на воздухе), и при действии на активные металлы (левее водорода в ряду стандартных потенциалов) до N₂O, N₂ и NH₄NO₃.

При окислении неметаллов азотная кислота восстанавливается до NO.

Соли азотной кислоты (нитраты) обладают окислительными свойствами.

Азотистая кислота(HNO₂) - слабая, весьма неустойчивая, в свободном виде не существует. Соли ее (нитраты) значительно устойчивее.

Нитраты могут быть как восстановителями, так и окислителями. В первом случае трехвалентный азот в виде NO^2- переходит в пятивалентный в виде NO^3-, во втором случае NO^2-переходит в NO.

Восстановительные свойства нитритов проявляются в том случае, если на них подействовать более сильными окислителями.

 

 

Отношение металлов к кислотам и щелочам.

Взаимодействие металлов с кислотами и щелочами- это окислительно-восстановительный процесс и зависит как от активности металла, так и от свойств и концентрации кислоты и щелочи.

В соответствии с электронным строением атомов металлы являются восстановителями.

При действии кислоты на металл в роли окислителя выступает ион водорода или элемент- кислотообразователь, входящий в состав кислотного остатка кислотосодержащей кислоты.

Соляная (HCl) и разбавленная серная (H₂SO₄) кислоты реагируют только с теми металлами, которые стоят в ряду стандартных потенциалов левее водорода. В роли окислителя в этом случае выступают ионы водорода (Н₊), восстанавливающиеся до свободного состояния.

Концентрированная серная кислота (H₂SO₄) окисляет при нагревании почти все металлы (кроме золота, платины и редких металлов).

В этом случае окислителем является шестивалентная сера, которая в зависимости от металла, может восстанавливаться до SO₂ (малоактивными металлами, правее Н₂), до свободной серы (металлы средней активности, Pb-Mn), H₂S (активными металлами, Zr и левее стоящими металлами).

Концентрированная азотная кислота (HNO₃) восстанавливается металлами до NO₂. Разбавленная кислота восстанавливается малоактивными металлами (правее водорода) до NO, а более активными металлами Pb-Mn до N₂, N₂O, левее марганца- до NH₃, вернее, соли аммония NH₄NO₃.

Алюминий, хром и железо при действии на них концентрированной азотной кислоты становятся “пассивными”.

При действии щелочи на некоторые активные металлы, кислородные соединения которых обладают амфотерными свойствами (цинк, алюминий, олово, свинец, хром) выделяется свободный водород и образуются соли очень слабых кислот (цинковый, алюминиевой и др.). Причем образование водорода является результатом взаимодействия атомов металла с ионами водорода воды, играющими в этом случае роль окислителя.

Например:

Zn-2e+2H₂O=Zn(OH)₂â+H₂á

 

Роль щелочи заключается в растворении гидроксида:

Zn(OH)₂+2NaOH=Na₂ZnO₂+2H₂O

 

Суммарная реакция имеет следующий вид:

Zn+2NaOH=Na₂ZnO₂+H₂á

 

Практическая часть.

Относительные свойства азотной кислоты.

S⁰+2HN⁺⁵O₃ð2N⁺²O+H₂S⁺⁶O₄

конц.

1 S⁰-6eðS⁺⁶, S⁰ восстановитель, р. окисления

2 N⁺⁵+3eðN⁺², N⁺⁵ окислитель, р. восстановления

S⁰+2H⁺+2NO₃^-ð2NO+2H+SO₄^-

S⁰+2NO₃^-ð2NO+SO₄^-

 

Окислительные свойства азотистой кислоты.

2KN⁺³O₂+2KI^-1+2H₂SO₄ðI₂⁰+2N⁺²O+2K₂SO₄+2H2O

2 N⁺³+1eðN⁺², N⁺³ окислитель, р. восстановления

1 2I^-1-2*1eðI₂⁰, I^-1 восстановитель, р. окисления

2K⁺+2NO₂^-1+2K⁺+2I^-1+4H⁺+2SO₄^2-ðI₂⁰+2NO+4K⁺+2SO₄^2-+ 2H₂O

2NO₂^-1+2I^-1+4H⁺ðI₂⁰+2NO+ 2H₂O

 

Восстановительные свойства азотистой кислоты.

2KMn⁺⁷O₄+5KN⁺³O₂+3H₂Oð2Mn⁺²SO₄+5KN⁺⁵O₃+3H₂O+K₂SO₄

2 Mn⁺⁷+5eðMn⁺², Mn⁺⁷ окислитель, р. восстановления

3 N⁺³-2eðN⁺⁵, N⁺³ восстановитель, р. окисления

 

Отношение металла к кислотам и щелочам.

Cu⁰+4HN⁺⁵O₃ðCu⁺²(NO₃)₂+2N⁺⁴O₂á+2H₂O

конц.

1 Cu⁰-2eðCu⁺², Cu⁰ восстановитель, р. окисления

2 N⁺⁵+1eðN⁺⁴, N⁺⁵ окислитель, р. восстановления

 

3Cu⁰+8HN⁺⁵O₃ð3Cu⁺²(NO₃)₂+2N⁺²Oá+4H₂O

разб.

3 Cu⁰-2eðCu⁺², Cu⁰ восстановитель, р. окисления

2 N⁺⁵+3eðN⁺², N⁺⁵ окислитель, р. восстановления

 

Cu⁰+2H₂S⁺⁶O₄ðCu⁺²SO₄+S⁺⁴O₂á+2H₂O

конц.

Cu⁰-2eðCu⁺², Cu⁰ восстановитель, р. окисления

S⁺⁶+2eðS⁺⁴, S⁺⁴ окислитель, р. восстановления

 

Fe⁰+H₂⁺¹SO₄ðFe⁺²SO₄+H₂⁰á

разб.

Fe⁰-2eðFe⁺², Fe⁰ восстановитель, р. окисления

2H⁺¹+2*1eðH₂⁰, H⁺¹ окислитель, р. восстановления

 

2Fe⁰+4H₂S⁺⁶O₄ðFe₂⁺³(SO₄)₃+S⁰â+4H₂O

конц.

2 Fe⁰-3eðFe⁺³, Fe⁰ восстановитель, р. окисления

1 S⁺⁶+6eðS⁰, S⁺⁶ окислитель, р. восстановления

 

2Al⁰+6NaOH⁺¹ð3H₂⁰á+2Na₃Al⁺³O₃

2 Al⁰-3eðAl⁺³, Al⁰ восстановитель, р. окисления

3 2H⁺¹+2*1eðH₂⁰, H⁺¹ окислитель, р. восстановления