Окислительно восстановительные реакции таблица растворимости



Окислительно-восстановительные реакции (ОВР)

Все химические реакции можно разделить на два типа:

1) Реакции, которые протекают без изменения степеней окисления элементов: степени окисления всех элементов в молекулах исходных веществ равны степеням окисления этих элементов в молекулах продуктов реакции. Например:

2) Реакции, которые протекают с изменением степеней окисления элементов: степени окисления всех или некоторых элементов в молекулах исходных веществ не равны степеням окисления этих элементов в молекулах продуктов реакции. Например:

Реакции второго типа называются окислительно-восстановительными.

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) — это химические реакции, при протекании которых степени окисления элементов изменяются.

Изменение степеней окисления в ходе ОВР обусловлено полным или частичным переходом электронов от атомов одного элемента к атомам элемента.

Так, в реакции 4.1.2 каждый атом магния отдает 2 электрона:

Mg 0 = Mg +2 + 2ē (или: Mg 0 — 2ē = Mg +2 ) (4.1.4)

Эти электроны переходят к молекуле кислорода. Каждый атом кислорода в молекуле О 2 присоединяет 2 электрона, поэтому молекула кислорода присоединяет 4 электрона:

O 2 + 4ē = 2O -2 (4.1.5)

В реакции 4.1.3 атомы хлора, которые в молекулах HCl имеют степень окисления —1 , отдают по одному электрону и превращаются в нейтральные атомы хлора, которые соединяются попарно и образуют молекулы хлора Сl 2:

Cl -1 = Cl 0 + 1ē; Cl 0 + Cl 0 = Cl 2

2Cl -1 = Cl 2 + 2ē (4.1.6)

Атом марганца, который в исходном веществе (KМnО 4) имеет степень окисления +7, присоединяет 5 электронов и превращается в атом марганца со степенью окисления +2 (такую степень окисления он имеет в молекуле продукта реакции MnCl 2):

Mn +7 + 5ē = Mn +2 (4.1.7)

Рассмотренный выше механизм ОВР объясняет, почему эти реакции называют реакциями с переносом электронов. Реакции, при протекании которых степени окисления не изменяются, называются реакциями без переноса электронов. Таким образом, любая ОВР представляет собой совокупность процессов отдачи и присоединения электронов.

Процесс отдачи электронов называется окислением. В результате процесса окисления алгебраическая величи на степени окисления элемента повышается.

В рассмотренных примерах процессы 4.1.4 и 4.1.6 являются процессами окисления.

Процесс присоединения электронов называется восстановлением. В результате процесса восстановления алгебраическая величина степени окисления понижается.

Процессы 4.1.5 и 4.1.7 являются примерами процессов восстановления.

Частицы (атомы, молекулы, ионы), которые отдают электроны, называются восстановителями.

В реакциях 4.1.2 и 4.1.3 восстановителями являются соответственно Mg и НCl.

Частицы, которые присоединяют электроны, называются окислителями.

В реакциях 4.1.2 и 4.1.3 окислителями являются соответственно O 2 и KМnО 4.

Следовательно, в общем виде окислительно-восстановительную реакцию можно представить следующей схемой:

Восстановитель + Окислитель = Продукты реакции

Восстановитель участвует в процессе окисления, т. е. окисляется. А окислитель участвует в процессе восстановления, т. е. восстанавливается.

Важнейшие окислители и восстановители

Какие же вещества могут быть окислителями и какие восстановителями? Это зависит от величины степеней окисления элементов, которые входят в состав данных веществ. Как известно, некоторые элементы имеют постоянные степени окисления во всех или в большинстве сложных веществ. Для таких элементов изменение степеней окисления нехарактерно. Поэтому свойства веществ обычно не зависят от присутствия этих элементов. Элементы с переменной степенью окисления, как правило, легко ее изменяют, т. е. могут участвовать в процессах отдачи или присоединения электронов. Поэтому свойства сложных веществ обусловлены наличием в их составе элементов с переменной степенью окисления.

Если в состав вещества входит элемент с высшей степенью окисления, он может только понижать ее, т. е. участвовать в процессе восстановления. Следовательно, данное вещество может только присоединять электроны и выступать только в роли окислителя.

Например, свойства перманганата калия KМnО 4 определяются степенью окисления марганца (калий и кислород — элементы с постоянной степенью окисления). Марганец в KМnО 4 имеет высшую степень окисления +7, поэтому KМnО 4 может быть только окислителем.

Если в состав вещества входит элемент с низшей степенью окисления, он может только повышать ее, т. е. участвовать в процессе окисления. Следовательно, данное вещество может только отдавать электроны и выступать только в роли восстановителя.

Например, свойства аммиака NH 3 определяются степенью окисления азота (для водорода степень окисления +1 является практически постоянной). Азот в NH 3 имеет низшую степень окисления —3, поэтому NH 3 может быть только восстановителем.

Если в состав вещества входит элемент с промежуточной степенью окисления, он может как повышать, так и понижать ее, т. е. может участвовать и в процессе окисления, и в процессе восстановления. Следовательно, данное вещество может быть и окислителем, и восстановителем. Это зависит от второго участника реакции.

Например, свойства сульфита натрия Na 2SО 3 определяются степенью окисления серы, которая имеет промежуточную степень окисления +4. Поэтому Na 2SО 3 проявляет окислительно-восстановительную двойственность. В реакции с перманганатом калия:

Источник

Электроотрицательность. Степень окисления и валентность химических элементов. Реакции окислительно — восстановительные.

Окислительно-восстановительные реакции

Одним из основных понятий неорганической химии является понятие о степени окисления (СО).

Степенью окисления элемента в соединении называется формальный заряд атома элемента, вычисленный из предположения, что валентные электроны переходят к атомам с большей относительной электроотрицательностью (ОЭО) и все связи в молекуле соединения являются ионными.

Степень окисления элемента Э указывают вверху над символом элемента со знаком « + » или « -» перед цифрой.

Степень окисления ионов, реально существующих в растворе или кристаллах, совпадает с их зарядовым числом и обозначается аналогично со знаком « + » или « » после цифры, например, Са 2+ .

Применяют также метод Штока обозначения степени окисления римскими цифрами после символа элемента: Mn (VII), Fe (III).

Вопрос о знаке степени окисления атомов в молекуле решается на основании сопоставления электроотрицательностей связанных между собой атомов, которые образуют молекулу. При этом атом с меньшей электроотрицательностью имеет положительную степень окисления, а с большей электроотрицательностью отрицательную.

Следует отметить, что нельзя отождествлять степень окисления с валентностью элемента. Валентность, определяемая как число химических связей, которыми данный атом соединен с другими атомами, не может равняться нулю и не имеет знака « + » или « ». Степень окисления может иметь как положительное, так и отрицательное значение, а также принимать нулевое и даже дробное значение. Так, в молекуле СO₂ степень окисления С равна +4, а в молекуле СН₄ степень окисления С равна 4. Валентность же углерода и в том, и в другом соединении равна IV.

Несмотря на указанные выше недостатки, использование понятия степени окисления удобно при классификации химических соединений и составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций.

При окислительно-восстановительных реакциях протекают два взаимосвязанных процесса: окисление и восстановление.

Окислением называется процесс потери электронов. Восстановлением процесс присоединения электронов.

Вещества, атомы или ионы которых отдают электроны, называются восстановителями. Вещества, атомы или ионы которых присоединяют электроны (или оттягивают к себе общую пару электронов), называются окислителями.

При окислении элемента степень окисления увеличивается, иначе говоря, восстановитель при реакции повышает степень окисления.

Наоборот, при восстановлении элемента степень окисления понижается, т. е. при реакции окислитель уменьшает степень окисления.

Таким образом, можно дать и такую формулировку окислительно-восстановительных реакций: окислительно-восстановительными реакциями называются реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих веществ.

Окислители и восстановители

Для прогноза продуктов и направления окислительно-восстановительных реакций полезно помнить, что типичными окислителями являются простые вещества, атомы которых имеют большую ОЭО > 3,0 (элементы VIA и VIIAгрупп). Из них наиболее сильные окислители фтор (ОЭО = 4,0), кислород (ОЭО = 3,0), хлор (ОЭО = 3,5). К важным окислителям относятся PbO₂ , KMnO₄ , Cа(SO₄)₂ , К₂Сr₂O₇ , HClO, HClO₃, КСIO₄, NaBiO₃, H₂SO4_(конц), HNO_3(конц) , Na₂O₂ , (NH₄)₂S₂O₈ , КСIO₃ , H₂O₂ и другие вещества, которые содержат атомы с высшей или высокой СО.

К типичным восстановителям относятся простые вещества, атомы которых имеют малую ОЭО Опубликовано admin в 17:01

Источник

Окислительно-восстановительные реакции

Окислительно-восстановительные реакции

Окислительно – восстановительные реакции — уже само название наводит тоску, что уж говорить про уравнения. А если отвлечься от уроков и посмотреть вокруг? Каждый день мы встречаемся с тысячами окислительно- восстановительных реакций и даже не задумываемся какую роль они играют в нашей жизни. Без этих реакций невозможно наше существование.

Что нужно человеку для жизни? Воздух и еда. Мы поглощаем пищу и вдыхаем кислород и в нашем организме идут бесконечные процессы окисления, дающие нам энергию. Помните выражение: «Ты что, каши мало ел?»

Как приятно летом прогуляться по лесу или парку. Вокруг так много зелени. Но откуда все это берется? Проведите опыт. Возьмите горшок с землей, взвесьте и посадите семечко. Через несколько лет оно превратится в большое растение. Взвесьте это растение и отдельно землю, в которой оно росло, и вы увидите, что масса земли не изменилась, в то время как масса растения увеличилась. Откуда она взялась? Не удивляйтесь. Это тоже благодаря окислительно – восстановительной реакции -фотосинтезу. В процессе фотосинтеза образуется так необходимый нам кислород и углеводы — строительный материал растений.

Любите кефир, сметану, сыр , йогурт? Это тоже продукты окислительно – восстановительных реакций, протекающих в молоке. Молочно — кислое брожение.

Если мы замерли, или хотим приготовить еду, то зажигаем огонь. Реакция горения это тоже окислительно – восстановительная реакция.

А знаете, что можно согреться и без огня, с помощью химических грелок. Например такой: совершенно сухую смесь железной (Fe) или алюминиевой (Al) стружки с солями меди (например, CuCl2) можно хранить довольно долго, а при добавлении воды температура сразу же повышается почти до 100оС за счет реакции:Fe + CuCl2 = FeCl2 + CuПри этом грелка, в которой хлорид меди CuCl2 превращается в хлорид железа FeCl2, сохраняет тепло около десяти часов.

Растениям очень необходим азот. Несмотря на то, что его в воздухе 78% по объёму , он практически недоступен. На помощь приходят опять же окислительно-восстановительные реакции, протекающие при помощи бактерий и некоторых клубеньковых растений. Окислительно – восстановительные реакции повсюду. Значит, их нужно изучать. Данный урок посвящен изучению окислительно-восстановительным реакциям, процессов окисления и восстановления. Вы познакомитесь с современными взглядами на эти процессы. На уроке рассматривается сущность окислительно-восстановительных реакций, их отличие от реакций ионного обмена. Объясняются изменения степеней окисления окислителя и восстановителя. Вводится понятие электронного баланса.

I. Сущность окисления и восстановления

Если через рас­твор хло­ри­да меди (II) про­пус­кать элек­три­че­ский ток, то на ка­то­де вы­де­лит­ся медь, а на аноде об­ра­зу­ет­ся хлор.

Рис. 1. Элек­тро­лиз рас­тво­ра хло­ри­да меди (II)

Изоб­ра­зим схемы про­те­ка­ю­щих на элек­тро­дах про­цес­сов:

НА КА­ТО­ДЕ: Cu2+ → Cu0

НА АНОДЕ: 2Cl- → Сl20

Чтобы ка­ти­он меди Cu2+ пре­вра­тил­ся в элек­то­ней­траль­ный атом меди, он дол­жен при­нять от ка­то­да 2 элек­тро­на. Чтобы из двух ани­о­нов хлора Cl- об­ра­зо­ва­лась мо­ле­ку­ла хлора, они долж­ны от­дать 2 элек­тро­на:

НА КА­ТО­ДЕ: Cu2+ + 2е → Cu0 (вос­ста­нов­ле­ние меди)

НА АНОДЕ: 2Cl- — 2е → Сl20 (окис­ле­ние хлора)

Таким об­ра­зом, можно сде­лать вывод:

Окис­ле­ние – про­цесс от­да­чи элек­тро­нов.

Ве­ще­ство, от­да­ю­щее элек­тро­ны, на­зы­ва­ет­ся вос­ста­но­ви­те­лем. Ве­ще­ство, при­ни­ма­ю­щее элек­тро­ны, на­зывается окис­ли­те­лем.

Рис. 2. Пе­ре­ход элек­тро­нов от вос­ста­но­ви­те­ля к окис­ли­те­лю

Окис­ли­тель, при­ни­мая элек­тро­ны, сам при этом вос­ста­нав­ли­ва­ет­ся. Вос­ста­но­ви­тель, от­да­вая элек­тро­ны, сам окис­ля­ет­ся.

Про­цес­сы окис­ле­ния и вос­ста­нов­ле­ния не могут про­те­кать раз­дель­но друг от друга, по­это­му го­во­рят об окис­ли­тель­но-вос­ста­но­ви­тель­ной ре­ак­ции.

Восстановителем может быть атом элемента, а восстановление — это процесс принятия электронов.

O_кислительВВ_осстановитель ВВ_зял электроны O_тдал электроны ВВ_осстановился O_кислился S+6+2e¯→S+4 S−2−2e¯→S0 степень окисления ↓ степень окисления ↑ процесс восстановления процесс окисления Типичные окислители: Типичные восстановители: простые вещества — неметаллы (O2,Cl2,Br2 и др.) соединения, содержащие элемент в высшей степени окисления (H2SO4,HNO3K2Cr2O7,KMnO4 и др.) простые вещества — металлы (Ca, Al, Na, Li и др.) соединения, содержащие элемент в низшей степени окисления (H2S,NH3,CrSO4CO,SnCl2,FeCl2,CuCl и др.)

Есть ряд мнемонических правил, которые позволяют лучше запомнить разницу между этими понятиями:

По первым буквам слов можно составить следующие сокращения:

ОВВ: окислитель — взял e¯ — восстановился

ВОО: восстановитель — отдал — окислился

2. Или использовать словосочетание «окислитель-грабитель». 3. Запомнить стихотворение:Восстановитель — это тот, кто электроны отдает. Сам отдает грабителю, злодею-окислителю. Отдает — окисляется, сам восстановителем является.

II. Электронный баланс

В окис­ли­тель­но-вос­ста­но­ви­тель­ной ре­ак­ции число при­ня­тых элек­тро­нов долж­но быть равно числу от­дан­ных элек­тро­нов. В рас­смат­ри­ва­е­мом про­цес­се элек­трон­ный ба­ланс можно изоб­ра­зить сле­ду­ю­щей схе­мой:

Cu2+ + 2Cl- = Cu0 + Cl20

Если рас­смот­реть сущ­ность еще од­но­го окис­ли­тель­но-вос­ста­но­ви­тель­но­го про­цес­са (между же­ле­зом и суль­фа­том меди (II)), то мы уви­дим, что ка­ти­о­ны меди в этой ре­ак­ции вы­пол­ня­ют роль окис­ли­те­ля. В ре­зуль­та­те про­ис­хо­дит вос­ста­нов­ле­ние меди:

Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu

Роль вос­ста­но­ви­те­ля иг­ра­ет про­стое ве­ще­ство же­ле­зо:

При этом же­ле­зо окис­ля­ет­ся до двух­за­ряд­но­го ка­ти­о­на.

В этом методе сравнивают степени окисления атомов в исходных веществах и в продуктах реакции, при этом руководствуемся правилом: число электронов, отданных восстановителем, должно равняться числу электронов, присоединённых окислителем.Для составления уравнения надо знать формулы реагирующих веществ и продуктов реакции.

Вы уже зна­е­те, что окис­ли­тель­но-вос­ста­но­ви­тель­ные ре­ак­ции могут про­те­кать под дей­стви­ем элек­три­че­ско­го тока. Такие ре­ак­ции на­зы­ва­ют элек­тро­ли­зом. Этот про­цесс был по­дроб­но изу­чен Май­к­лом Фа­ра­де­ем. Се­год­ня элек­тро­лиз ши­ро­ко при­ме­ня­ет­ся в про­мыш­лен­но­сти. С по­мо­щью него де­ла­ют копии раз­лич­ных де­та­лей, на­но­сят на сталь­ные де­та­ли ав­то­мо­би­лей за­щит­ный слой дру­го­го ме­тал­ла.

III. Понятие «окислительно-восстановительные реакции»

Рас­смот­рим ре­ак­цию маг­ния с кис­ло­ро­дом. За­пи­шем урав­не­ние этой ре­ак­ции и рас­ста­вим зна­че­ния сте­пе­ней окис­ле­ния ато­мов эле­мен­тов:

Как видно, атомы маг­ния и кис­ло­ро­да в со­ста­ве ис­ход­ных ве­ществ и про­дук­тов ре­ак­ции имеют раз­лич­ные зна­че­ния сте­пе­ней окис­ле­ния. За­пи­шем схемы про­цес­сов окис­ле­ния и вос­ста­нов­ле­ния, про­ис­хо­дя­щих с ато­ма­ми маг­ния и кис­ло­ро­да.

До ре­ак­ции атомы маг­ния имели сте­пень окис­ле­ния, рав­ную нулю, после ре­ак­ции — +2. Таким об­ра­зом, атом маг­ния по­те­рял 2 элек­тро­на:

Маг­ний от­да­ет элек­тро­ны и сам при этом окис­ля­ет­ся, зна­чит, он яв­ля­ет­ся вос­ста­но­ви­те­лем.

До ре­ак­ции сте­пень окис­ле­ния кис­ло­ро­да была равна нулю, а после ре­ак­ции стала -2. Таким об­ра­зом, атом кис­ло­ро­да при­со­еди­нил к себе 2 элек­тро­на:

Кис­ло­род при­ни­ма­ет элек­тро­ны и сам при этом вос­ста­нав­ли­ва­ет­ся, зна­чит, он яв­ля­ет­ся окис­ли­те­лем.

За­пи­шем общую схему окис­ле­ния и вос­ста­нов­ле­ния:

Число от­дан­ных элек­тро­нов равно числу при­ня­тых. Элек­трон­ный ба­ланс со­блю­да­ет­ся.

В окис­ли­тель­но-вос­ста­но­ви­тель­ных ре­ак­ци­ях про­ис­хо­дят про­цес­сы окис­ле­ния и вос­ста­нов­ле­ния, а зна­чит, ме­ня­ют­ся сте­пе­ни окис­ле­ния хи­ми­че­ских эле­мен­тов. Это от­ли­чи­тель­ный при­знак окис­ли­тель­но-вос­ста­но­ви­тель­ных ре­ак­ций.

Окис­ли­тель­но-вос­ста­но­ви­тель­ны­ми на­зы­ва­ют ре­ак­ции, в ко­то­рых хи­ми­че­ские эле­мен­ты из­ме­ня­ют свою сте­пень окис­ле­ния.

Рас­смот­рим на кон­крет­ных при­ме­рах, как от­ли­чить окис­ли­тель­но-вос­ста­но­ви­тель­ную ре­ак­цию от про­чих ре­ак­ций.

1. NaOH + HCl = NaCl + H2O

2. СН4 + 2О2 = СО2 + 2Н2О

Для того чтобы ска­зать, яв­ля­ет­ся ли ре­ак­ция окис­ли­тель­но-вос­ста­но­ви­тель­ной, необ­хо­ди­мо рас­ста­вить зна­че­ния сте­пе­ней окис­ле­ния ато­мов хи­ми­че­ских эле­мен­тов.

1. Na+1O-2H+1+ H+1Cl-1 = Na+1Cl-1 + H2+1O-2

Об­ра­ти­те вни­ма­ние, сте­пе­ни окис­ле­ния всех хи­ми­че­ских эле­мен­тов слева и спра­ва от знака ра­вен­ства оста­лись неиз­мен­ны­ми. Зна­чит, эта ре­ак­ция не яв­ля­ет­ся окис­ли­тель­но-вос­ста­но­ви­тель­ной.

2. С-4Н4+1 + 2О20 = С+4О2-2 + 2Н2+1О-2

В ре­зуль­та­те дан­ной ре­ак­ции сте­пе­ни окис­ле­ния уг­ле­ро­да и кис­ло­ро­да по­ме­ня­лись. При­чем уг­ле­род по­вы­сил свою сте­пень окис­ле­ния, а кис­ло­род по­ни­зил. За­пи­шем схемы окис­ле­ния и вос­ста­нов­ле­ния:

С-4 -8е =С+4 — про­цесс окис­ле­ния

О20+4е = 2О-2 — про­цесс вос­ста­нов­ле­ния

Чтобы число от­дан­ных элек­тро­нов было равно числу при­ня­тых, т.е. со­блю­дал­ся элек­трон­ный ба­ланс, необ­хо­ди­мо до­мно­жить вто­рую по­лу­ре­ак­цию на ко­эф­фи­ци­ент 2:

С-4 -8е =С+4 — вос­ста­но­ви­тель, окис­ля­ет­ся

2О20 +8е = 4О-2 — окис­ли­тель, вос­ста­нав­ли­ва­ет­ся

Окис­ли­тель в ходе ре­ак­ции при­ни­ма­ет элек­тро­ны, по­ни­жая свою сте­пень окис­ле­ния, он вос­ста­нав­ли­ва­ет­ся.

Вос­ста­но­ви­тель в ходе ре­ак­ции от­да­ет элек­тро­ны, по­вы­шая свою сте­пень окис­ле­ния, он окис­ля­ет­ся.

V. Алгоритм составления ОВР

Расставить коэффициенты в реакции, схема которой:

HCl + MnO2 = Cl2 + MnCl2 + H2O

Алгоритм расстановки коэффициентов

1. Указываем степени окисления химических элементов.

Подчёркнуты химические элементы, в которых изменились степени окисления.

2. Составляем электронные уравнения, в которых указываем число отданных и принятых электронов.

За вертикальной чертой ставим число электронов, перешедших при окислительном и восстановительном процессах. Находим наименьшее общее кратное (взято в красный кружок). Делим это число на число перемещённых электронов и получаем коэффициенты (взяты в синий кружок). Значит, перед марганцем будет стоять коэффициент-1, который мы не пишем, и перед Cl2 тоже -1.Перед HCl коэффициент 2 не ставим, а считаем число атомов хлора в продуктах реакции. Оно равно — 4.Следовательно, и перед HCl ставим — 4,уравниваем число атомов водорода и кислорода справа, поставив перед H2O коэффициент — 2. В результате получится химическое уравнение:

Источник

ЕГЭ по химии? Это круто! Вы хорошо пишете реакции 32-го задания?

А вы хорошо пишете уравнения химических реакций? Или вы смотрите на них как на Фредди Крюгера? Тогда вам сюда, для аналитического знакомства с 32 заданием ЕГЭ по химии (реакции, подтверждающие взаимосвязь различных классов неорганических веществ). Это — достаточно сложное задание. Но. Как говорил мой очень хороший знакомый, «сложное» значит » с ложью». Спорить не буду, но для 32 задания такая интерпретация эпитета «сложный» абсолютно верно. Вас обманывают. Не составители ЕГЭ, а обычные преподаватели химии. Вам внушают, что свойства химических элементов и веществ можно выучить только путем запоминания. НЕТ, НЕТ и еще раз НЕТ! Запоминать, конечно, кое-что придется, но совсем чуть-чуть. Нужно уметь анализировать и пользоваться официальными шпаргалками. Не удивляйтесь. НА ЕГЭ по химии вам выдадут целых три (!) шпаргалки — Периодическую систему элементов, Таблицу растворимости и Ряд активности металлов.

Поняв закономерности изменения свойств элементов по таблице Менделеева, можно путем простого анализа описать свойства ЛЮБОГО вещества и определить возможность или невозможность протекания реакций с другими веществами.

По таблице растворимости можно предположить протекание реакций обмена и реакций, протекающих по механизму необратимого гидролиза.

По ряду активности металлов можно написать реакции электролиза, реакции замещения, даже многие реакции разложения солей.

На реальном примере 32 задания ЕГЭ по химии, попытаюсь показать вам, как нужно работать с такого рода заданиями. Будем имитировать выполнение задания на сканах работы ЕГЭ моего ученика.

1. Серу растворили в концентрированной азотной кислоте при нагревании.

Очевидно, что протекает реакция между серой и азотной кислотой. Определим тип реакции. Сера — неметалл, азотная кислота — кислота-окислитель. Между ними возможна только окислительно-восстановительная реакция. Теперь то, что нужно помнить. Концентрированная азотная кислота в ОВР в качестве продукта обычно дает оксид азота (IV) — газ бурого цвета, разбавленная — оксид азота (II), бесцветный газ. Напишем уравнение ОВР методом полуреакций.

2. Выделившийся при этом бурый газ пропустили над нагретым порошком меди.

Бурый газ — оксид азота (IV), реагирует с порошком меди до некого твердого вещества (это следует из условия). Как протекает реакция? Попытаемся разобраться. Воспользуемся первой шпаргалкой — Периодической системой элементов. Азот имеет более высокую электроотрицательность и проявляет более сильную окислительную активность. Медь — металл, гораздо более сильный восстановитель. В этой реакции азот восстановится до простого вещества, а медь окислится за счет кислорода, который покинет атом азота и соединится с атомом меди. Твердое вещество — это оксид меди (II), порошок черного цвета.

Источник