Окислительные свойства азотной и серной кислоты.

Урок по теме: «Окислительные свойства серной и азотной кислот».

Цель: обобщить, систематизировать и расширить знания учащихся об окислительно-восстановительных реакциях, важнейших окислителях и продуктах их восстановления.

Задачи:

Совершенствовать знания о свойствах кислот при рассмотрении особых свойств концентрированных серной и азотной  кислот. Закрепить умение определять степени окисления элементов, окислитель и восстановитель, расставлять коэффициенты методом электронного баланса.

Совершенствовать умение определять окислительно-восстановительные свойства веществ, прогнозировать продукты реакций в зависимости от активности металлов, концентрации кислот и реакции среды раствора.

Продолжить подготовку к ЕГЭ по химии.

Тип урока: комбинированный.

Ход урока.

I. Организационный момент.

II. Актуализация знаний, умений и навыков.

III. Изучение новой темы.

Из кислот наибольшее значение имеют серная и азотная кислоты. Их окислительные свойства рассмотрим более подробно.

Серная кислота.

Окислительные свойства серной кислоты зависят от ее концентрации и типа металла, с которым она взаимодействует. Разбавленная серная кислота окисляет металлы, стоящие в ряду активности до водорода, за счет ионов Н⁺.

        Zn + H₂SO_4(p) = ZnSO₄ + H₂

 У концентрированной серной кислоты окислителем является элемент образующий кислотный остаток -  SO₄^2- , за счет атома серы в максимальной степени окисления. Окислительные свойства SO₄^2- значительно выше, чем иона водорода Н⁺, поэтому концентрированная серная кислота взаимодействует практически со всеми металлами, расположенными в ряду напряжений как до водорода, так и после водорода, кроме золото и платины, также с многими неметаллами. Так как окислителем в концентрированной серной кислоте является ион кислотного остатка, за счет атома серы в степени окисления +6, а не ион водорода то при взаимодействии с концентрированной серной кислоты с металлами водород не выделяется.  Металл под действием концентрированной серной кислоты окисляется  до характерной  степени окисления и образует соль, а продукт восстановления кислоты зависит от активности металла и степени разбавления  кислоты.

Взаимодействие металлов  с концентрированной серной кислотой.

В зависимости  от активности металла, и от условий протекания реакций могут выделяться SO₂, S, H₂S:

     При обычных условиях:

Взаимодействие активных металлов с конц. серной кислотой (Li – Zn)

8Na + 5H₂SO_4(k)  = 4Na₂SO₄ + H₂S + 4H₂O (соль, H₂S, H₂O).

Взаимодействие металлов средней активности с конц. серной кислотой (Cd – Pb).

3Ni + 4H₂SO_4(k) = 3NiSO₄ + S + 4H₂O (соль, S, H₂O)

Взаимодействие пассивных металлов с конц. серной кислотой (Me,  стоящие в ряду напряжений металлов после  H₂, Fe)

Cu + H₂SO_4(k)  = CuSO₄ + SO₂ + H₂O (соль, SO₂, H₂O).

       На схемах указаны продукты, содержание которых максимально среди возможных продуктов восстановления кислот. Так при взаимодействии серной кислоты с цинком или с магнием в зависимости от концентрации кислоты одновременно могут образоваться различные продукты восстановления серной кислоты – SO₂, S, H₂S.

      Zn + 2H₂SO₄ (70%) = ZnSO₄ + SO₂ + H₂O

      3Zn + 4H₂SO₄ (40%) = 3ZnSO₄ + S + 4H₂O

      4Zn + 5H₂SO₄ (25%) = 4ZnSO₄ + H₂S + 4H₂O

Взаимодействие с неметаллами.

Окислительно-восстановительные процессы происходят и в случае нагревания некоторых неметаллов с концентрированной серной кислотой:

         C + 2H₂SO_4(k) = CO₂ + 2SO₂ + 2H₂O

         S + H₂SO_4(k) = 3SO₂ + 2H₂O

Азотная кислота.

Самое интересное свойство: взаимодействие с металлами.

 Водород при взаимодействии с металлами никогда не выделяется

 Схема реакции азотной кислоты (и разбавленной, и концентрированной) с металлами:

HNO₃ + Ме → нитрат + H₂O + продукт восстановленного азота

 Два нюанса:

 1. Алюминий, железо и хром с концентрированной азотной кислотой в нормальных условиях не реагируют, из-за пассивации. Нужно нагреть.

2. С платиной и золотом концентрированная азотная кислота не реагирует вообще.

Чтобы понять до чего вообще может восстанавливаться азот, посмотрим на диаграмму его степеней окисления:

Азот +5 – окислитель, будет восстанавливаться, то есть понижать степень окисления.

Все возможные продукты восстановления азотной на диаграмме обведены красным.

Определить какой именно продукт будет образовываться можно чисто логически:

до таких низких степеней окисления как -3 или +1, с образованием продуктовNH₄NO₃ или N₂O соответственно, азот восстанавливают только достаточно сильные, активные металлы: щелочные — 1-я группа главная подгруппа, щелочноземельные, а так же Al и Zn. Как ранее уже было сказано, разбавленная кислота восстанавливается глубже, поэтому при взаимодействии активных металлов с конц. азотной кислотой образуется N₂O, а при взаимодействии с разб. азотной кислотой NH₄NO₃.

4Ba + 10HNO_3(конц.) → 4Ba(NO₃)₂ + 5H₂O + N₂O↑

4Ba + 10HNO_3(разб.) → 4Ba(NO₃)₂ + 3H₂O + NH₄NO₃

8Li + 10HNO_3(конц.) → 8LiNO₃ + 5H₂O + N₂O↑

8Li + 10HNO_3(разб.) → 8LiNO₃ + 3H₂O + NH₄NO₃

8Al + 30HNO_3(конц.) (t)→ 8Al(NO₃)₃ + 15H₂O + 3N₂O↑

8Al + 30HNO_3(разб.) → 8Al(NO₃)₃ + 9H₂O + 3NH₄NO₃

 Остальные металлы восстанавливают азотную кислоту до +2 или +4, с образованием продуктов соответственно: NO или NO₂.

Разбавленная кислота восстанавливается глубже

при взаимодействии с ней металлов, не отличающихся особой активностью, будет образовываться NO. Ну а с конц. азотной NO₂:

 Cu + 4HNO_3(конц.) → Cu(NO₃)₂ + 2H₂O + 2NO₂↑

3Cu + 8HNO_3(разб.) → 3Cu(NO₃)₂ + 4H₂O + 2NO↑

 Fe + 6HNO_3(конц.) (t)→ Fe(NO₃)₃ + 3H₂O + 3NO₂↑

Fe + 4HNO_3(разб.) → Fe(NO₃)₃ + 2H₂O + NO↑

(обратите внимание, что железо окисляется до высшей степени окисления)

Ag + 2HNO_3(конц.) → AgNO₃ + H₂O + NO₂↑

3Ag + 4HNO_3(разб.) → 3AgNO₃ + 2H₂O + NO↑

 

IV.Закрепление:

Задание 1. Закончите уравнения возможных реакций:

      а)  Li + H₂SO_4(k) =

      б)  Ag + H₂SO_4(p) =

      в)  AI + H₂SO_4(k)  =

      г)  AI + H₂SO_4(p) =

      д)  Hg + H₂SO_4(k) =

      е)  Ni + H₂SO_4(k) =

     ж) Сa + HNO_3 (к) =
      з) Сa + HNO_3 (p) =

 Задание 2. Осуществите превращения, окислительно-восстановительные реакции уравнивайте методом электронного баланса, определите окислитель и восстановитель.

H₂SO₄→ SO₂ → SO₃ → H₂SO₄ → CuSO₄ →  H₂SO₄ →  ZnSO₄

 NH₄Cl→ NH₃ → N₂ → NO → NO₂ → HNO₃ → NO₂

Задание 3. Напишите уравнения реакций взаимодействия азотной кислоты со следующими веществами в молекулярном и ионном виде:
a) Al₂O₃
б) Ba(OH)₂
в) Na₂S

V. Итоги урока. Выставление оценок.  

VI.Домашнее задание: п 39, упр 3 (а, б) стр. 183.