Азот: решение уравнений ОВР методом электронного баланса
Подробно решение уравнений окислительно-восстановительных реакций (ОВР) методом электронного баланса разобраны на странице «Метод электронного баланса».
Ниже приведены примеры уравнений окислительно-восстановительных реакций азота (См. Азот и его соединения).
Если в окислительно-восстановительной реакции принимают участие простые вещества, молекулы которых состоят из двух или более атомов элементов, то в электронном балансе кол-во отданных и полученных электронов определяют с учётом кол-ва атомов в молекуле: H2 0 -2e — → 2H +1 .
Уравнения окислительно-восстановительных реакций азота
1. Уравнение термической реакции окисления азота:
2. Уравнение реакции азота с водородом:
3. Уравнение реакции азота с магнием:
4. Уравнение реакции азота с углеродом в нейтральной среде:
5. Уравнение реакции азота карбидом кальция с образованием цианамида кальция:
Если вам понравился сайт, будем благодарны за его популяризацию 🙂 Расскажите о нас друзьям на форуме, в блоге, сообществе. Это наша кнопочка:
Код кнопки:
Политика конфиденциальности Об авторе
Напишите уравнения реакций: а) азота с водородом (обозначьте степени окисления элементов и укажите окислитель и восстановитель); б) аммиака
Ваш ответ
решение вопроса
Похожие вопросы
- Все категории
- экономические 43,300
- гуманитарные 33,630
- юридические 17,900
- школьный раздел 607,261
- разное 16,836
Популярное на сайте:
Как быстро выучить стихотворение наизусть? Запоминание стихов является стандартным заданием во многих школах.
Как научится читать по диагонали? Скорость чтения зависит от скорости восприятия каждого отдельного слова в тексте.
Как быстро и эффективно исправить почерк? Люди часто предполагают, что каллиграфия и почерк являются синонимами, но это не так.
Как научится говорить грамотно и правильно? Общение на хорошем, уверенном и естественном русском языке является достижимой целью.
Правила составления окислительно-восстановительных реакций
3. Химические свойства соединений азота с точки зрения изменения степеней окисления
В данном разделе реакции выходят за рамки С части ЕГЭ, но могут встретиться в тестовой части экзамена.
Все основные правила составления ОВР для С части, представлены в другом разделе.
Потренироваться составлять реакции онлайн (в рамках ЕГЭ) можно тут .
Аммиак в реакциях, как правило, окисляется до азота:
4NH3 + 3O2 → 2N2 + 6H2O (t)
8NH3 + 3Cl2 → N2 + 6NH4Cl (в атмосфере хлора)
2NH3 + 3CuO → 3Cu + N2 + 6H2O
2NH4Cl + 4CuO → 3Cu + N2 + CuCl2 + 4H2O
2NH3 + 3H2O2 → N2 + 6H2O (t)
2NH3 + 2K2FeO4 + 5H2SO4 → Fe2(SO4)3 + N2 + 2K2SO4 + 8H2O
8NH3 + 3KBrO4 → 3KBr + 4N2 + 12H2O
2NH3 + 3KClO → 3KCl + N2 + 3H2O
4NH3 + 3Ca(ClO)2 → 3CaCl2 + 2N2 + 6H2O
2NH3 + 2NaMnO4 → 2MnO2 + N2 + 2NaOH + 2H2O
2NH3 + 6NaMnO4 + 6NaOH → 6Na2MnO4 + N2 + 6H2O
2NH3×H2O + 2KMnO4 → 2MnO2 + N2 + 2KOH + 4H2O
В присутствии катализатора аммиак окисляется кислородом до оксида азота (II), а не простого вещества:
4NH3 + 5O2 → 2NO + 6H2O (t, Pt)
Нитриды (и для аналогии фосфиды) активных металлов легко реагируют с водой и растворами кислот:
1. Реакции с водой:
Mg3N2 + H2O → 3Mg(OH)2 + 2NH3
Na3N + H2O → NaOH + NH3
Ca3P2 + 6H2O → 3Ca(OH)2 +2PH3
2. В реакциях с кислотами образуются соли (в случае нитридов) или фосфин (в случае фосфидов):
Ca3N2 + HCl → 3CaCl2 + 2NH4Cl
Zn3P2 + 6HCl → 3ZnCl2 + 2PH3
3.3. Взаимодействие азотной кислоты с простыми и сложными веществами
Нитраты
С металлами (Al, Zn, Mg) в щелочной среде нитраты восстанавливаются до аммиака:
Сначала выделяется атомарный водород, который и восстанавливает нитрат до аммиака.
3NaNO3 + 8Al + 5NaOH +18H2O → 3NH3 + 8Na[Al(OH)4]
NaNO3 + 4Zn + 7NaOH + 6H2O → NH3 + 4Na2[Zn(OH)4]
При сплавлении в щелочной среде нитраты восстанавливаются до нитритов:
3NaNO3 + Cr2O3 + 4KOH → 3NaNO2 + 2K2CrO4 + 2H2O
3NaNO3 + Cr2O3 + 2Na2CO3 → 3NaNO2 + 2Na2CrO4 + 2CO2
KNO3 + MnO2 + 2KOH → KNO2 + K2MnO4 + H2O
KNO3 + MnO2 + K2CO3 → KNO2 + K2MnO4 + CO2
2NaNO3 + FeSO4 + 4NaOH → 2NaNO2 + Na2FeO4 + Na2SO4 + 2H2O
3NaNO3 + Fe2O3 + NaOH → 3NaNO2 + 2Na2FeO4 + 2H2O
3KNO3 + Fe + 2KOH → 3KNO2 + K2FeO4 + H2O
Неметаллами нитраты восстанавливаются до нитритов:
2KNO3 + C → 2KNO2 + CO2
2KNO3 + S → 2KNO2 + SO2
В кислотной среде нитраты также являются сильными окислителями:
Cu + 2KNO3 + 2H2SO4 → CuSO4 + 2NO2 + K2SO4 + 2H2O (А.А. Каверина, Курс самоподготовки, стр. 119) или
3Cu + 2KNO3 + 4H2SO4 → 3CuSO4 + 2NO + K2SO4 + 4H2O (В.В. Еремин, Углубленный курс, стр. 303)
С солями аммония, по сути, идет разложение нитрата аммония:
KNO3 + NH4Cl → N2O + KCl + 2H2O (NH4NO3 → N2O + 2H2O)
В случае нитрата слабого металла именно метал будет окислителем, а не азот:
8AgNO3 + PH3 + 4H2O → Ag + H3PO4 + HNO3
Термическое разложение нитратов:
MNO3 → MNO2 + O2,
M – металл, находящийся в ряду напряжений металлов левее Mg, исключая Li.
MNO3 → MO + NO2 + O2,
M – металл, находящийся в ряду напряжений металлов от Mg до Cu (Mg и Cu включительно), а также Li.
MNO3 → M + NO2 + O2,
M – металл, находящийся в ряду напряжений металлов правее Cu.
Если металл, входящий в состав соли, может быть окислен (выделяющимися газами), то при разложении образуется оксид с более высокой степенью окисления металла:
4Fe(NO3)2 → 2Fe2O3 + 8NO2 + O2 (t)
Mn(NO3)2 → MnO2 + 2NO2 (t)
Нитриты
Сильными окислителями нитриты окисляются до нитратов:
3KNO2 + 2CrO3 + 3H2SO4 → 3KNO3 + Cr2(SO4)3 + 3H2O
3KNO2 + K2Cr2O7 + 4H2SO4 → 3KNO3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 4H2O
NaNO2 + 2KMnO4 + 2KOH → NaNO3 + 2K2MnO4 + H2O
3KNO2 + 2KMnO4 + H2O → 3KNO3 + 2MnO2 + 2KOH
KNO2 + H2O2 → KNO3 + H2O
KNO2 + I2 + H2O → KNO3 + 2HI
В реакциях с типичными восстановителями (I – , Fe +2 и др.) нитриты восстанавливаются до NO:
2KNO2 + 2KI + 2H2SO4 → 2NO + I2 + 2K2SO4 + 2H2O
HNO2 + 2HI → 2NO + I2 + 2H2O
Исключение: реакции нитритов с солями аммония, выделяется азот:
NaNO2 + NH4Cl → N2 + NaCl + 2H2O
Ca(NO2)2 + (NH4)2SO4 → 2N2 + CaSO4 + 4H2O
Оксиды азота
Оксид азота (IV) диспропорционирует в реакциях с водой и растворами щелочей и карбонатов щелочных металлов:
Т.к. оксиду NO2 соответствуют две кислоты, при взаимодействии с щелочью или карбонатами щелочных металлов образуются две соли: нитрат и нитрит соответствующего металла:
2NO2 + 2NaOH → NaNO2 + NaNO3 + H2O
2NO2 + Na2CO3 → NaNO3 + NaNO2 + CO2
4NO2 + 2Ba(OH)2 → Ba(NO2)2 + Ba(NO3)2 + 2H2O
3NO2 + H2O → 2HNO3 + NO (растворение газа в воде в отсутствии кислорода)
В аналогичных реакциях с кислородом образуются только соединения с N +5 :
4NO2 + O2 + 4NaOH → 4NaNO3 + 2H2O
4NO2 + O2 + 2H2O → 4HNO3 (растворение в избытке кислорода)
Сильными окислителями NO, как правило, окисляется до N +5 :
2NO + 3KClO + 2KOH → 2KNO3 + 3KCl + H2O
8NO + 3HClO4 + 4H2O → 8HNO3 + 3HCl
14NO + 6HBrO4 + 4H2O → 14HNO3 + 3Br2
Но есть и исключения:
2NO + O2 → 2NO2 (идет самопроизвольно на воздухе)
NO в роли окислителя:
2NO + 2SO2 → N2 + 2SO3
2NO + 2Cu → N2 + 2CuO (500-600°C).
В реакциях с типичными восстановителями NO2, как правило, восстанавливается до NO или N2:
2NO2 + P2O3 + 4KOH → 2NO + 2K2HPO4 + H2O
6NO2 + FeI2 → Fe(NO3)3 + I2 + 3NO
10NO2 + 4P → P2O5 + 10NO (возможно образование N2)
NO2 + SO2 → SO3 + NO
2NO2 + 2C → N2 + 2CO2
2NO2 + 2S → N2 + 2SO2
2NO2 + 4Cu → N2 + 4CuO
Как и у всех оксидов азота, у N2O преобладают окислительные свойства, что делает возможным окисление металлов:
N2O + Cu → CuO + N2
N2O + Cu2O → 2CuO + N2.
http://www.soloby.ru/468906/%D0%BE%D0%B1%D0%BE%D0%B7%D0%BD%D0%B0%D1%87%D1%8C%D1%82%D0%B5-%D0%BE%D0%BA%D0%B8%D1%81%D0%BB%D0%B5%D0%BD%D0%B8%D1%8F-%D1%8D%D0%BB%D0%B5%D0%BC%D0%B5%D0%BD%D1%82%D0%BE%D0%B2-%D0%BE%D0%BA%D0%B8%D1%81%D0%BB%D0%B8%D1%82%D0%B5%D0%BB%D1%8C-%D0%B2%D0%BE%D1%81%D1%81%D1%82%D0%B0%D0%BD%D0%BE%D0%B2%D0%B8%D1%82%D0%B5%D0%BB%D1%8C
http://chemrise.ru/theory/inorganic_11/rules_nitrogen_11