CU (cenné vedenie). Redoxné reakcie H2o redoxná reakcia

Reakcie, ktoré sa nazývajú redoxné reakcie (ORR), sa vyskytujú so zmenou oxidačných stavov atómov v molekulách činidla. K týmto zmenám dochádza v súvislosti s prechodom elektrónov z atómov jedného prvku na druhý.

Procesy vyskytujúce sa v prírode a vykonávané človekom sú z väčšej časti OVR. Také dôležité procesy ako dýchanie, metabolizmus, fotosyntéza (6CO2 + H2O = C6H12O6 + 6O2) - to všetko je OVR.

V priemysle sa pomocou OVR získavajú kyseliny sírové, chlorovodíkové a mnohé ďalšie.

Zhodnocovanie kovov z rúd – vlastne základ celého hutníckeho priemyslu – sú tiež redoxné procesy. Napríklad reakcia získavania železa z hematitu: 2Fe2O3 + 3C = 4Fe + 3CO2.

Oxidačné a redukčné činidlá: charakteristika

Atómy, ktoré darujú elektróny v procese chemickej transformácie, sa nazývajú redukčné činidlá a ich oxidačný stav (CO) sa v dôsledku toho zvyšuje. Atómy, ktoré prijímajú elektróny, sa nazývajú oxidanty a ich CO sa redukuje.

Hovorí sa, že oxidanty, ktoré prijímajú elektróny, sa redukujú a redukčné činidlá sa oxidujú v procese darovania elektrónov.

Najvýznamnejší predstavitelia oxidačných a redukčných činidiel sú uvedení v nasledujúcej tabuľke:

Na základe periodického zákona chemické prvky najčastejšie možno predpokladať oxidačno-redukčnú schopnosť atómov toho či onoho prvku. Z reakčnej rovnice je tiež ľahké pochopiť, ktoré z atómov sú oxidačné a redukčné činidlá.

Ako zistiť, či je atóm oxidačným činidlom alebo redukčným činidlom: stačí si zapísať CO a pochopiť, ktoré atómy ho počas reakcie zvýšili (redukčné činidlá) a ktoré ho znížili (oxidačné činidlá).

Látky s dvojakým charakterom

Atómy, ktoré majú medziprodukty CO, sú schopné prijímať aj darovať elektróny; v dôsledku toho budú mať látky obsahujúce takéto atómy vo svojom zložení príležitosť prejaviť sa ako oxidačné činidlo a redukčné činidlo.

Príkladom môže byť peroxid vodíka. Kyslík obsiahnutý v jeho zložení v CO -1 môže elektrón prijať aj odovzdať.

Pri interakcii s redukčným činidlom vykazuje peroxid oxidačné vlastnosti a s oxidačným činidlom - redukčné.

Môžete to podrobnejšie zvážiť pomocou nasledujúcich príkladov:

• redukcia (peroxid pôsobí ako oxidačné činidlo) pri interakcii s redukčným činidlom;

SO2 + H202 = H2S04

0-1 + le = 0-2

• oxidácia (peroxid je v tomto prípade redukčné činidlo) pri interakcii s oxidačným činidlom.

2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 502 + K2SO4 + 8H2O

20-1-2e = 020

Klasifikácia RIA: príklady

Existujú nasledujúce typy redoxných reakcií:

• intermolekulárna oxidačno-redukčná (oxidačné činidlo a redukčné činidlo sú obsiahnuté v rôznych molekulách);
• intramolekulárna oxidačno-redukcia (oxidačné činidlo je súčasťou rovnakej molekuly ako redukčné činidlo);
• disproporcionácia (atóm toho istého prvku je oxidačné činidlo a redukčné činidlo);
• reproporcionácia (oxidačné činidlo a redukčné činidlo tvoria v dôsledku reakcie jeden produkt).

Príklady chemických transformácií súvisiacich s rôznymi typmi OVR:

• Intramolekulárne OVR sú najčastejšie reakcie tepelného rozkladu látky:

2KCLO3 = 2KCl + 302

(NH4)2Cr207 = N2 + Cr203 + 4H20

2NaN03 = 2NaN02 + O2

• Intermolekulárne OVR:

3Cu + 8HNO3 = 3Cu (NO3)2 + 2NO + 4H2O

2Al + Fe2O3 = Al2O3 + 2Fe

• Disproporčné reakcie:

3Br2 + 6KOH = 5KBr + KBr03 + 6H20

3HN02 = HN03 + 2NO + H20

2NO2 + H2O = HNO3 + HNO2

4KC103 = KCI + 3KC104

• Reproporcionálne reakcie:

2H2S + S02 = 3S + 2H20

HOCl + HCl = H20 + Cl2

Aktuálne a bezprúdové OVR

Redoxné reakcie sa tiež delia na prúdové a bezprúdové.

Prvým prípadom je výroba elektrickej energie chemickou reakciou (takéto zdroje energie možno použiť v motoroch strojov, napr rádiotechnické zariadenia, ovládacie zariadenia), alebo elektrolýza, teda chemická reakcia, naopak, nastáva v dôsledku elektriny (pomocou elektrolýzy môžete získať rôzne látky, upravovať povrchy kovov a výrobkov z nich).

Príklady neaktuálne OVR možno vymenovať procesy horenia, korózie kovov, dýchanie a fotosyntézu atď.

Metóda elektronických váh OVR v chémii

Väčšinové rovnice chemické reakcie vyrovnaný jednoduchým výberom stechiometrické koeficienty... Pri voľbe koeficientov pre ORR sa však môžeme stretnúť so situáciou, že počet atómov niektorých prvkov nie je možné vyrovnať bez narušenia rovnosti počtu atómov iných. V rovniciach takýchto reakcií sa koeficienty vyberajú metódou zostavovania elektronických váh.

Metóda je založená na skutočnosti, že súčet elektrónov prijatých oxidačným činidlom a množstvo elektrónov darovaných redukčným činidlom sa uvedie do rovnováhy.

Metóda pozostáva z niekoľkých fáz:

1. Je napísaná reakčná rovnica.
2. Stanovujú sa prvky CO.
3. Určujú sa prvky, ktoré v dôsledku reakcie zmenili svoje oxidačné stavy. Polovičné reakcie oxidácie a redukcie sa zaznamenávajú oddelene.
4. Faktory pre rovnice polovičnej reakcie sú zvolené tak, aby sa vyrovnali elektróny prijaté v polovičnej redukcii a elektróny odovzdané pri polovičnej oxidácii.
5. Zvolené koeficienty sa vložia do reakčnej rovnice.
6. Zvyšok reakčných koeficientov sa vyberie.

Pomocou jednoduchého príkladu interakcie hliníka s kyslíkom je vhodné písať rovnicu v etapách:

• Rovnica: Al + O2 = Al2O3
• CO atómov v jednoduchých látkach hliník a kyslík sa rovnajú 0.

Al 0 + 02 0 = Al +3 2O -2 3

• Zostavme polovičné reakcie:

Alo-3e = Al +3;

020 + 4e = 20-2

• Vyberieme koeficienty, ktorými po vynásobení bude počet prijatých elektrónov rovnaký a počet daných elektrónov rovnaký:

Al 0 -3е = Al +3 koeficient 4;

O20 + 4e = 20-2 faktor 3.

• V reakčnej schéme uvádzame koeficienty:

4 Al + 3 O2 = A1203

• Je vidieť, že na vyrovnanie celej reakcie stačí pred reakčný produkt umiestniť koeficient:

4Al + 302 = 2 Al203

Príklady úloh na zostavenie elektronickej súvahy

Môže nastať nasledovné nastavovacie úlohy OVR:

• Interakcia manganistanu draselného s chloridom draselným v kyslom prostredí s uvoľňovaním plynného chlóru.

Manganistan draselný KMnO4 (manganistan draselný, "manganistan draselný") je silné oxidačné činidlo, pretože v KMnO4 je oxidačný stav Mn +7. S jeho pomocou sa plynný chlór často získava v laboratórnych podmienkach nasledujúcou reakciou:

KCl + KMnO4 + H2SO4 = Cl2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O

K +1 Cl -1 + K +1 Mn +7 O4 -2 + H2 +1 S +6 O4 -2 = Cl2 0 + Mn +2 S +6 O4 -2 + K2 +1 S +6 O4 -2 + H2+10-2

Elektronická váha:

Ako môžete vidieť po usporiadaní CO, atómy chlóru darujú elektróny, čím sa ich CO zvýši na 0, a atómy mangánu prijímajú elektróny:

Mn +7 + 5е = Mn +2 multiplikátor dva;

2Cl -1 -2e = Cl2 0 multiplikátor päť.

Koeficienty vložíme do rovnice podľa zvolených faktorov:

10 K+1Cl-1+ 2 K+1Mn+704-2 + H2S04= 5 Cl20+ 2 Mn+2S+604-2 + K2SO4 + H2O

Vyrovnajme počet ostatných prvkov:

10 KCl + 2 KMnO4 + 8 H2S04 = 5Cl2 + 2MnS04+ 6 K2SO4+ 8 H2O

• Interakcia medi (Cu) s koncentrovanou kyselinou dusičnou (HNO3) s uvoľňovaním plynného oxidu dusíka (NO2):

Cu + HNO3 (konc.) = N02 + Cu (N03)2 + 2H20

Cuo + H +1 N +5 O3 -2 = N +4 O2 + Cu +2 (N +5 O3 -2) 2 + H2 +1 O -2

Elektronická váha:

Ako vidíte, atómy medi zvyšujú svoj CO z nuly na dva a atómy dusíka klesajú z +5 na +4

Cu 0 -2 e = Cu +2 multiplikátor jedna;

N +5 + 1e = N +4 faktor dva.

Koeficienty dáme do rovnice:

Cu 0 + 4 H+1N+503-2= 2 N +4 O2 + Cu +2 (N +5 O3 -2) 2 + H2 +1 O -2

Cu + 4 HNO3 (konc.) = 2 NO2 + Cu (NO3)2 + 2 H2O

• Interakcia dvojchrómanu draselného s H2S v kyslom prostredí:

Zapíšme si reakčnú schému, usporiadame CO:

K2 +1 Cr2 +6 O7 -2 + H2 +1 S -2 + H2 +1 S +6 O4 -2 = S 0 + Cr2 +3 (S +6 O4 -2) 3 + K2 +1 S +6 O4 -2 + H20

S -2 –2e = koeficient S 0 3;

2Cr +6 + 6e = 2Cr +3 koeficient 1.

Nahrádzame:

К2Сr2О7 + 3Н2S + Н2SO4 = 3S + Сr2 (SO4) 3 + K2SO4 + Н2О

Vyrovnajte ostatné prvky:

К2Сr2О7 + 3Н2S + 4Н2SO4 = 3S + Сr2 (SO4) 3 + K2SO4 + 7Н2О

Vplyv reakčného média

Charakter prostredia ovplyvňuje priebeh určitých ORR. Úlohu reakčného média možno sledovať na príklade interakcie manganistanu draselného (KMnO4) a siričitanu sodného (Na2SO3) pri rôznych hodnotách pH:

1. Na2SO3 + KMnO4 = Na2S04 + MnSO4 + K2SO4 (pH<7 кислая среда);
2. Na2S03 + KMn04 = Na2S04 + Mn02 + KOH (pH = 7 neutrálne médium);
3. Na2S03 + KMn04 = Na2S04 + K2Mn04 + H2O (pH > 7 alkalické).

Je vidieť, že zmena kyslosti média vedie k tvorbe rôznych produktov interakcie tých istých látok. Keď sa zmení kyslosť média, vyskytujú sa aj v prípade iných činidiel vstupujúcich do ORP. Podobne ako v príkladoch uvedených vyššie, reakcie zahŕňajúce dichromátový ión Cr2O7 2- budú prebiehať s tvorbou rôznych reakčných produktov v rôznych médiách:

v kyslom prostredí je produktom Cr 3+;

v alkalickom - CrO2 -, CrO3 3+;

v neutrálnom - Cr2O3.

Úloha číslo 1

Si + HNO 3 + HF → H 2 SiF 6 + NO + ...

N +5 + 3e → N +2 │4 redukčná reakcia

Si 0 - 4e → Si +4 │3 oxidačná reakcia

N +5 (HNO 3) - oxidačné činidlo, Si - redukčné činidlo

3Si + 4HNO3 + 18HF → 3H2SiF6 + 4NO + 8H20

Úloha číslo 2

Pomocou metódy elektronických váh napíšte rovnicu reakcie:

B + HNO 3 + HF → HBF 4 + NO 2 + ...

Stanovte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.

N +5 + 1e → N +4 │3 redukčná reakcia

B 0 -3e → B +3 │1 oxidačná reakcia

N +5 (HNO 3) - oxidačné činidlo, B 0 - redukčné činidlo

B + 3HNO3 + 4HF → HBF4 + 3NO2 + 3H20

Úloha číslo 3

Pomocou metódy elektronických váh napíšte rovnicu reakcie:

K 2 Cr 2 O 7 + HCl → Cl 2 + KCl +… +…

Stanovte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.

2Cl -1 -2e → Cl 2 0 │3 oxidačná reakcia

Cr +6 (K 2 Cr 2 O 7) - oxidačné činidlo, Cl -1 (HCl) - redukčné činidlo

K2Cr207 + 14HCl → 3Cl2 + 2KCl + 2CrCl3 + 7H20

Úloha číslo 4

Pomocou metódy elektronických váh napíšte rovnicu reakcie:

Cr 2 (SO 4) 3 +… + NaOH → Na 2 CrO 4 + NaBr +… + H 2 O

Stanovte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.

Redukčná reakcia Br20 + 2e → 2Br -1 │3

2Cr +3 - 6e → 2Cr +6 │1 oxidačná reakcia

Br 2 - oxidačné činidlo, Cr +3 (Cr 2 (SO 4) 3) - redukčné činidlo

Cr2(SO4)3 + 3Br2 + 16NaOH → 2Na2CrO4 + 6NaBr + 3Na2S04 + 8H20

Úloha číslo 5

Pomocou metódy elektronických váh napíšte rovnicu reakcie:

K 2 Cr 2 O 7 +… + H 2 SO 4 → l 2 + Cr 2 (SO 4) 3 +… + H 2 O

Stanovte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.

2Cr +6 + 6e → 2Cr +3 │1 redukčná reakcia

2I -1 -2e → l 2 0 │3 oxidačná reakcia

Cr +6 (K 2 Cr 2 O 7) - oxidačné činidlo, l -1 (Hl) - redukčné činidlo

K2Cr207 + 6HI + 4H2SO4 → 3l2 + Cr2(SO4)3 + K2S04 + 7H20

Úloha číslo 6

Pomocou metódy elektronických váh napíšte rovnicu reakcie:

H 2 S + HMnO 4 → S + MnO 2 + ...

Stanovte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.

3H2S + 2HMnO4 → 3S + 2Mn02 + 4H20

Úloha číslo 7

Pomocou metódy elektronických váh napíšte rovnicu reakcie:

H 2 S + HClO 3 → S + HCl + ...

Stanovte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.

S -2 -2e → S 0 │3 oxidačná reakcia

Mn +7 (HMnO 4) - oxidačné činidlo, S -2 (H 2 S) - redukčné činidlo

3H2S + HCl03 -> 3S + HCl + 3H20

Úloha číslo 8

Pomocou metódy elektronických váh napíšte rovnicu reakcie:

NO + HClO 4 +... → HNO 3 + HCl

Stanovte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.

Cl +7 + 8e → Cl -1 │3 redukčná reakcia

N +2 -3e → N +5 │8 oxidačná reakcia

Cl +7 (HClO 4) - oxidačné činidlo, N +2 (NO) - redukčné činidlo

8NO + 3HClO4 + 4H20 → 8HNO3 + 3HCl

Úloha číslo 9

Pomocou metódy elektronických váh napíšte rovnicu reakcie:

KMnO 4 + H 2 S + H 2 SO 4 → MnSO 4 + S +… +…

Stanovte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.

S -2 -2e → S 0 │5 oxidačná reakcia

Mn +7 (KMnO 4) - oxidačné činidlo, S -2 (H 2 S) - redukčné činidlo

2KMnO4 + 5H2S + 3H2S04 → 2MnS04 + 5S + K2S04 + 8H20

Úloha číslo 10

Pomocou metódy elektronických váh napíšte rovnicu reakcie:

KMnO 4 + KBr + H 2 SO 4 → MnSO 4 + Br 2 +… +…

Stanovte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.

Mn +7 + 5e → Mn +2 │2 redukčná reakcia

2Br -1 -2e → Br 2 0 │5 oxidačná reakcia

Mn +7 (KMnO 4) - oxidačné činidlo, Br -1 (KBr) - redukčné činidlo

2KMnO4 + 10KBr + 8H2S04 → 2MnS04 + 5Br2 + 6K2S04 + 8H20

Úloha číslo 11

Pomocou metódy elektronických váh napíšte rovnicu reakcie:

PH 3 + HClO 3 → HCl + ...

Stanovte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.

Cl +5 + 6e → Cl -1 │4 redukčná reakcia

Cl +5 (HClO 3) - oxidačné činidlo, P -3 (H 3 PO 4) - redukčné činidlo

3PH3 + 4HCl03 -> 4HCl + 3H3P04

Úloha číslo 12

Pomocou metódy elektronických váh napíšte rovnicu reakcie:

PH 3 + HMnO 4 → MnO 2 +… +…

Stanovte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.

Mn +7 + 3e → Mn +4 │8 redukčná reakcia

P -3 - 8e → P +5 │3 oxidačná reakcia

Mn +7 (HMnO 4) - oxidačné činidlo, P -3 (H 3 PO 4) - redukčné činidlo

3PH3 + 8HMnO4 → 8Mn02 + 3H3PO4 + 4H20

Úloha číslo 13

Pomocou metódy elektronických váh napíšte rovnicu reakcie:

NO + KClO +… → KNO 3 + KCl +…

Stanovte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.

Cl +1 + 2e → Cl -1 │3 redukčná reakcia

N +2 - 3e → N +5 │2 oxidačná reakcia

Cl +1 (KClO) - oxidačné činidlo, N +2 (NO) - redukčné činidlo

2NO + 3KClO + 2KOH → 2KNO3 + 3KCl + H20

Úloha číslo 14

Pomocou metódy elektronických váh napíšte rovnicu reakcie:

PH 3 + AgNO 3 +… → Ag +… + HNO 3

Stanovte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.

Ag +1 + 1e → Ag 0 │8 redukčná reakcia

P -3 - 8e → P +5 │1 oxidačná reakcia

Ag +1 (AgNO 3) - oxidačné činidlo, P -3 (PH 3) - redukčné činidlo

PH 3 + 8AgNO3 + 4H20 → 8Ag + H3PO4 + 8HNO3

Úloha číslo 15

Pomocou metódy elektronických váh napíšte rovnicu reakcie:

KNO 2 +… + H 2 SO 4 → I 2 + NO +… +…

Stanovte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.

N +3 + 1e → N +2 │ 2 redukčná reakcia

2I -1 - 2e → I 2 0 │ 1 oxidačná reakcia

N +3 (KNO 2) - oxidačné činidlo, I -1 (HI) - redukčné činidlo

2KNO2 + 2HI + H2SO4 → I2 + 2NO + K2SO4 + 2H20

Úloha číslo 16

Pomocou metódy elektronických váh napíšte rovnicu reakcie:

Na2S03 + Cl2 +… → Na2S04 +…

Stanovte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.

Cl20 + 2e → 2Cl -1 │1 redukčná reakcia

Cl 2 0 - oxidačné činidlo, S +4 (Na 2 SO 3) - redukčné činidlo

Na2S03 + Cl2 + H20 → Na2S04 + 2HCl

Úloha číslo 17

Pomocou metódy elektronických váh napíšte rovnicu reakcie:

KMnO 4 + MnSO 4 + H 2 O → MnO 2 +… +…

Stanovte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.

Mn +7 + 3e → Mn +4 │2 redukčná reakcia

Mn +2 - 2e → Mn +4 │3 oxidačná reakcia

Mn +7 (KMnO 4) - oxidačné činidlo, Mn +2 (MnSO 4) - redukčné činidlo

2KMn04 + 3MnS04 + 2H20 → 5Mn02 + K2S04 + 2H2S04

Úloha číslo 18

Pomocou metódy elektronických váh napíšte rovnicu reakcie:

KNO2 +... + H20 → MnO2 +... + KOH

Stanovte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.

Mn +7 + 3e → Mn +4 │2 redukčná reakcia

N +3 - 2e → N +5 │3 oxidačná reakcia

Mn +7 (KMnO 4) - oxidačné činidlo, N +3 (KNO 2) - redukčné činidlo

3KNO2 + 2KMnO4 + H20 → 2MnO2 + 3KNO3 + 2KOH

Úloha číslo 19

Pomocou metódy elektronických váh napíšte rovnicu reakcie:

Cr 2 O 3 +… + KOH → KNO 2 + K 2 CrO 4 +…

Stanovte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.

N +5 + 2e → N +3 │3 redukčná reakcia

2Cr +3 - 6e → 2Cr +6 │1 oxidačná reakcia

N +5 (KNO 3) - oxidačné činidlo, Cr +3 (Cr 2 O 3) - redukčné činidlo

Cr203 + 3KNO3 + 4KOH → 3KNO2 + 2K2CrO4 + 2H20

Úloha číslo 20

Pomocou metódy elektronických váh napíšte rovnicu reakcie:

I2 + K2SO3 +... → K2SO4 +... + H20

Stanovte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.

I 2 0 + 2e → 2I -1 │1 redukčná reakcia

S +4 - 2e → S +6 │1 oxidačná reakcia

I 2 - oxidačné činidlo, S +4 (K 2 SO 3) - redukčné činidlo

I 2 + K 2 SO 3 + 2 KOH → K 2 SO 4 + 2 KI + H 2 O

Úloha číslo 21

Pomocou metódy elektronických váh napíšte rovnicu reakcie:

KMnO 4 + NH 3 → MnO 2 + N 2 +… +…

Stanovte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.

Mn +7 + 3e → Mn +4 │2 redukčná reakcia

2N -3 - 6e → N 2 0 │1 oxidačná reakcia

Mn +7 (KMnO 4) - oxidačné činidlo, N -3 (NH 3) - redukčné činidlo

2KMnO4 + 2NH3 → 2Mn02 + N2 + 2KOH + 2H20

Úloha číslo 22

Pomocou metódy elektronických váh napíšte rovnicu reakcie:

NO 2 + P 2 O 3 +… → NO + K 2 HPO 4 +…

Stanovte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.

N +4 + 2e → N +2 │2 redukčná reakcia

2P +3 - 4e → 2P +5 │1 oxidačná reakcia

N +4 (NO 2) - oxidačné činidlo, P +3 (P 2 O 3) - redukčné činidlo

2NO 2 + P 2 O 3 + 4KOH → 2NO + 2K 2 HPO 4 + H 2 O

Úloha číslo 23

Pomocou metódy elektronických váh napíšte rovnicu reakcie:

KI + H 2 SO 4 → I 2 + H 2 S +… +…

Stanovte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.

S +6 + 8e → S -2 │1 redukčná reakcia

2I -1 - 2e → I 2 0 │4 oxidačná reakcia

S +6 (H 2 SO 4) - oxidačné činidlo, I -1 (KI) - redukčné činidlo

8KI + 5H2S04 → 4I2 + H2S + 4K2S04 + 4H20

Úloha číslo 24

Pomocou metódy elektronických váh napíšte rovnicu reakcie:

FeSO 4 +… + H 2 SO 4 →… + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

Stanovte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.

Mn +7 + 5e → Mn +2 │2 redukčná reakcia

2Fe +2 - 2e → 2Fe +3 │5 oxidačná reakcia

Mn +7 (KMnO 4) - oxidačné činidlo, Fe +2 (FeSO 4) - redukčné činidlo

10FeS04 + 2KMnO4 + 8H2S04 → 5Fe2 (S04)3 + 2MnSO4 + K2S04 + 8H20

Úloha číslo 25

Pomocou metódy elektronických váh napíšte rovnicu reakcie:

Na2S03 +... + KOH → K2MnO4 +... + H20

Stanovte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.

Mn +7 + 1e → Mn +6 │2 redukčná reakcia

S +4 - 2e → S +6 │1 oxidačná reakcia

Mn +7 (KMnO 4) - oxidačné činidlo, S +4 (Na 2 SO 3) - redukčné činidlo

Na2S03 + 2KMnO4 + 2KOH → 2K2MnO4 + Na2S04 + H20

Úloha číslo 26

Pomocou metódy elektronických váh napíšte rovnicu reakcie:

H 2 O 2 +… + H 2 SO 4 → O 2 + MnSO 4 +… +…

Stanovte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.

Mn +7 + 5e → Mn +2 │2 redukčná reakcia

2O -1 - 2e → O 2 0 │5 oxidačná reakcia

Mn +7 (KMnO 4) - oxidačné činidlo, O -1 (H 2 O 2) - redukčné činidlo

5H202 + 2KMnO4 + 3H2S04 → 502 + 2MnS04 + K2S04 + 8H20

Úloha číslo 27

Pomocou metódy elektronických váh napíšte rovnicu reakcie:

K 2 Cr 2 O 7 + H 2 S + H 2 SO 4 → Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 +… +…

Stanovte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.

2Cr +6 + 6e → 2Cr +3 │1 redukčná reakcia

S -2 - 2e → S 0 │3 oxidačná reakcia

Cr +6 (K 2 Cr 2 O 7) - oxidačné činidlo, S -2 (H 2 S) - redukčné činidlo

K2Cr207 + 3H2S + 4H2SO4 → Cr2(SO4)3 + K2S04 + 3S + 7H20

Úloha číslo 28

Pomocou metódy elektronických váh napíšte rovnicu reakcie:

KMnO 4 + HCl → MnCl 2 + Cl 2 +… +…

Stanovte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.

Mn +7 + 5e → Mn +2 │2 redukčná reakcia

2Cl -1 - 2e → Cl 2 0 │5 oxidačná reakcia

Mn +7 (KMnO 4) - oxidačné činidlo, Cl -1 (HCl) - redukčné činidlo

2KMnO4 + 16HCl → 2MnCl2 + 5Cl2 + 2KCl + 8H20

Úloha číslo 29

Pomocou metódy elektronických váh napíšte rovnicu reakcie:

CrCl 2 + K 2 Cr 2 O 7 +… → CrCl 3 +… + H 2 O

Stanovte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.

2Cr +6 + 6e → 2Cr +3 │1 redukčná reakcia

Cr +2 - 1e → Cr +3 │6 oxidačná reakcia

Cr +6 (K 2 Cr 2 O 7) - oxidačné činidlo, Cr +2 (CrCl 2) - redukčné činidlo

6CrCl2 + K2Cr207 + 14HCl → 8CrCl3 + 2KCl + 7H20

Úloha číslo 30

Pomocou metódy elektronických váh napíšte rovnicu reakcie:

K2CrO4 + HCl → CrCl3 +… +… + H20

Stanovte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.

Cr +6 + 3e → Cr +3 │2 redukčná reakcia

2Cl -1 - 2e → Cl 2 0 │3 oxidačná reakcia

Cr +6 (K 2 CrO 4) - oxidačné činidlo, Cl -1 (HCl) - redukčné činidlo

2K2CrO4 + 16HCl → 2CrCl3 + 3Cl2 + 4KCl + 8H20

Úloha číslo 31

Pomocou metódy elektronických váh napíšte rovnicu reakcie:

KI +… + H 2 SO 4 → I 2 + MnSO 4 +… + H 2 O

Stanovte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.

Mn +7 + 5e → Mn +2 │2 redukčná reakcia

2l -1 - 2e → l 2 0 │5 oxidačná reakcia

Mn +7 (KMnO 4) - oxidačné činidlo, l -1 (Kl) - redukčné činidlo

10KI + 2KMnO4 + 8H2S04 → 5I2 + 2MnSO4 + 6K2S04 + 8H20

Úloha číslo 32

Pomocou metódy elektronických váh napíšte rovnicu reakcie:

FeSO 4 + KClO 3 + KOH → K 2 FeO 4 + KCl + K 2 SO 4 + H 2 O

Stanovte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.

Cl +5 + 6e → Cl -1 │2 redukčná reakcia

Fe +2 - 4e → Fe +6 │3 oxidačná reakcia

3FeSO4 + 2KClO3 + 12KOH → 3K2FeO4 + 2KCl + 3K2S04 + 6H20

Úloha číslo 33

Pomocou metódy elektronických váh napíšte rovnicu reakcie:

FeSO 4 + KClO 3 +… → Fe 2 (SO 4) 3 +… + H 2 O

Stanovte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.

Cl +5 + 6e → Cl -1 │1 redukčná reakcia

2Fe +2 - 2e → 2Fe +3 │3 oxidačná reakcia

Cl +5 (KClO 3) - oxidačné činidlo, Fe +2 (FeSO 4) - redukčné činidlo

6FeS04 + KClO3 + 3H2S04 → 3Fe2 (S04)3 + KCl + 3H20

Úloha číslo 34

Pomocou metódy elektronických váh napíšte rovnicu reakcie.

So zvýšením oxidačného stavu oxidačný proces prebieha a samotná látka je redukčným činidlom. S poklesom oxidačného stavu prebieha proces redukcie a samotná látka je oxidačným činidlom.

Opísaná metóda vyrovnania ORR sa nazýva "metóda rovnováhy oxidačného stavu".

Načrtnuté vo väčšine učebníc chémie a široko používané v praxi metóda elektronickej váhy na vyrovnanie ORP možno použiť s tým, že oxidačný stav sa nerovná náboju.

2. Metóda polovičných reakcií.

V tých prípadoch, keď reakcia prebieha vo vodnom roztoku (tavenine), pri zostavovaní rovníc nevychádzajú zo zmeny oxidačného stavu atómov, ktoré tvoria reagujúce látky, ale zo zmeny nábojov skutočných častíc, tj. je, že zohľadňujú formu existencie látok v roztoku (jednoduchý alebo komplexný ión, atóm alebo molekula nerozpustenej alebo slabo disociujúcej látky vo vode).

V tomto prípade pri zostavovaní iónových rovníc redoxných reakcií by sa malo dodržiavať rovnaké označenie, aké sa používa pre iónové rovnice výmennej povahy, a to: zle rozpustné, mierne disociované a plynné zlúčeniny by sa mali písať v molekulárnej forme a ióny, ktoré sa nemenia ich stav by sa mal vylúčiť z rovnice ... V tomto prípade sa procesy oxidácie a redukcie zaznamenávajú vo forme oddelených polovičných reakcií. Po ich vyrovnaní podľa počtu atómov každého typu sa sčítajú polovičné reakcie, pričom každá sa vynásobí takým koeficientom, ktorý vyrovná zmenu náboja oxidačného činidla a redukčného činidla.

Metóda polovičnej reakcie presnejšie odráža skutočné zmeny látok v procese redoxných reakcií a uľahčuje formuláciu rovníc týchto procesov v iónovo-molekulárnej forme.

Pokiaľ ide o z toho istého činidlá možno získať rôzne produkty v závislosti od povahy prostredia (kyslé, zásadité, neutrálne), pre takéto reakcie v iónovej schéme sa okrem častíc vykonávajúcich funkciu oxidačného činidla a redukčného činidla používa aj častica charakterizujúca reakciu médium (to znamená H+ ión alebo OH ión - alebo molekula H20).

Príklad 5. Pomocou metódy polovičnej reakcie usporiadajte koeficienty v reakcii:

KMnO 4 + KNO 2 + H 2 SO 4 ® MnSO 4 + KNO 3 + K 2 SO 4 + H20.

Riešenie. Reakciu zapisujeme v iónovej forme, berúc do úvahy, že všetky látky, okrem vody, disociujú na ióny:

MnO4 - + N02 - + 2H + ® Mn2+ + N03 - + H20

(K + a SO 4 2 - zostávajú nezmenené, preto nie sú uvedené v iónovej schéme). Z iónovej schémy je zrejmé, že oxidačné činidlo manganistanový ión(Mn04-) sa premení na ión Mn2+ a uvoľnia sa štyri atómy kyslíka.

V kyslom prostredí každý atóm kyslíka uvoľnený oxidačným činidlom sa viaže s 2H + za vzniku molekuly vody.

to znamená: Mn04- + 8H++ 5® Mn2+ + 4H20.

Nájdeme rozdiel v nábojoch produktov a činidiel: Dq = + 2-7 = -5 (znamienko "-" znamená, že prebieha proces redukcie a k činidlám je pripojená 5). Pre druhý proces, konverziu NO 2 - na NO 3 -, chýbajúci kyslík prichádza z vody do redukčného činidla a v dôsledku toho sa vytvára nadbytok iónov H +, v tomto prípade činidlá strácajú 2 :

N02- + H20-2® N03- + 2H+.

Tak dostaneme:

2 | Mn04 - + 8H++ 5® Mn2+ + 4H20 (redukcia),

5 | N02- + H20-2® N03- + 2H+ (oxidácia).

Vynásobením členov prvej rovnice 2 a druhej 5 a ich sčítaním dostaneme iónovo-molekulárnu rovnicu tejto reakcie:

2Mn04- + 16H++ 5N02- + 5H20 = 2Mn2+ + 8H20 + 5N03- + 10H+.

Po zmenšení identických častíc na ľavej a pravej strane rovnice nakoniec získame iónovo-molekulárnu rovnicu:

2Mn04- + 5N02- + 6H+ = 2Mn2+ + 5N03- + 3H20.

Pomocou iónovej rovnice zostavíme molekulovú rovnicu:

2KMn04 + 5KN02 + 3H2S04 = 2MnS04 + 5KN03 + K2S04 + 3H20.

V alkalickom a neutrálnom prostredí môžete sa riadiť nasledujúcimi pravidlami: v alkalickom a neutrálnom prostredí sa každý atóm kyslíka uvoľnený oxidačným činidlom spojí s jednou molekulou vody, čím sa vytvoria dva hydroxidové ióny (2OH -) a každý chýbajúci sa dostane do redukčného činidla z 2 OH - ióny tvoria jednu molekulu vody v alkalickom prostredí a v neutrálnom - pochádza z vody s uvoľnením 2 iónov H +.

Ak podieľa sa na redoxnej reakcii peroxid vodíka(H 2 O 2), je potrebné vziať do úvahy úlohu H 2 O 2 v konkrétnej reakcii. V Н 2 О 2 je kyslík v strednom oxidačnom stave (-1), preto peroxid vodíka v redoxných reakciách vykazuje redoxnú dualitu. V prípadoch, keď je H202 oxidačné činidlo polovičné reakcie sú nasledovné:

H202 + 2H++ 2? ® 2H20 (kyslé prostredie);

H202+2? ® 2OH - (neutrálne a alkalické prostredie).

Ak je peroxid vodíka redukčné činidlo:

H202-2? ® О 2 + 2Н + (kyslé prostredie);

H202 + 2OH--2? ®02 + 2H20 (alkalické a neutrálne).

Príklad 6. Vyrovnajte reakciu: KI + H 2 O 2 + H 2 SO 4 ® I 2 + K 2 SO 4 + H 2 O.

Riešenie. Reakciu zapisujeme v iónovej forme:

I - + H202 + 2H + ® I2 + S042 - + H20.

Polovičné reakcie skladáme, berúc do úvahy, že H 2 O 2 je v tejto reakcii oxidačným činidlom a reakcia prebieha v kyslom prostredí:

1 2I -- 2 = I 2,

1H202 + 2H++ 2® 2H20.

Konečná rovnica: 2KI + H202 + H2SO4®I2 + K2S04 + 2H20.

Existujú štyri typy redoxných reakcií:

1 . intermolekulárny redoxné reakcie, pri ktorých sa menia oxidačné stavy atómov prvkov, ktoré tvoria rôzne látky. Reakcie diskutované v príkladoch 2 až 6 sú tohto typu.

2 . Intramolekulárne redoxné reakcie, pri ktorých sa oxidačný stav mení atómami rôznych prvkov tej istej látky. Podľa tohto mechanizmu prebiehajú reakcie tepelného rozkladu zlúčenín. Napríklad v reakcii

Pb (NO 3) 2® PbO + N02 + O2

mení oxidačný stav dusíka (N +5 ® N +4) a atómu kyslíka (O - 2 ® O 2 0), ktoré sú vo vnútri molekuly Pb (NO 3) 2.

3. Samooxidačno-samoliečebné reakcie(disproporcia, dismutácia). V tomto prípade oxidačný stav toho istého prvku stúpa aj klesá. Disproporcionačné reakcie sú charakteristické pre zlúčeniny alebo prvky látok zodpovedajúce jednému zo stredných oxidačných stavov prvku.

Príklad 7. Pomocou všetkých vyššie uvedených metód vyrovnajte reakciu:

Riešenie.

a) Metóda rovnováhy oxidačného stavu.

Stanovme oxidačné stavy prvkov zúčastňujúcich sa redoxného procesu pred a po reakcii:

K2MnO4 + H20® KMn04 + Mn02 + KOH.

Z porovnania oxidačných stavov vyplýva, že mangán sa súčasne podieľa na oxidačnom procese, ktorý zvyšuje oxidačný stav z +6 na +7, a v procese redukcie, pričom oxidačný stav znižuje z +6 na +4,2 Mn +6 ® Mn +7; Dw = 7-6 = +1 (oxidačný proces, redukčné činidlo),

1 Mn+6® Mn+4; Dw = 4-6 = -2 (redukčný proces, oxidačné činidlo).

Keďže pri tejto reakcii tá istá látka (K 2 MnO 4) pôsobí ako oxidačné činidlo a redukčné činidlo, koeficienty pred ňou sa spočítajú. Napíšeme rovnicu:

3K2Mn04 + 2H20 = 2KMn04 + Mn02 + 4KOH.

b) Metóda polovičných reakcií.

Táto reakcia prebieha v neutrálnom prostredí. Zostavíme schému iónovej reakcie, berúc do úvahy, že H20 je slabý elektrolyt a Mn02 je oxid, ktorý je zle rozpustný vo vode:

MnO 4 2 - + H 2 O ® MnO 4 - + ¯ MnO 2 + OH - .

Zapisujeme polovičné reakcie:

2 Mn04 2 - -? ® MnO 4 - (oxidácia),

1 MnO 4 2 - + 2 Н 2 О + 2? ® Mn02 + 4OH - (redukcia).

Vynásobením koeficientmi a sčítaním oboch polovičných reakcií dostaneme celkovú iónovú rovnicu:

3Mn042- + 2N20 = 2Mn04- + Mn02 + 4OH-.

Molekulová rovnica: 3K2MnO4 + 2H20 = 2KMnO4 + MnO2 + 4KOH.

V tomto prípade je K2MnO4 oxidačné aj redukčné činidlo.

4. Intramolekulárne oxidačno-redukčné reakcie, pri ktorých dochádza k vyrovnávaniu oxidačných stavov atómov toho istého prvku (t. j. opačnému k tým, ktoré boli predtým uvažované), sú procesy kontradisproporcie(komutácia), napr

NH4N02®N2 + 2H20.

1 2N - 3 - 6? ® N 2 0 (oxidačný proces, redukčné činidlo),

1 2N +3 + 6? ® N 2 0 (redukčný proces, oxidačné činidlo).

Najťažšie sú redoxné reakcie, pri ktorých sú atómy alebo ióny nie jedného, ​​ale dvoch alebo viacerých prvkov súčasne vystavené oxidácii alebo redukcii.

Príklad 8. Pomocou vyššie uvedených metód vyrovnajte reakciu:

3 -2 +5 +5 +6 +2

As 2 S 3 + HNO 3 ® H 3 AsO 4 + H 2 SO 4 + NO.

18. Redoxné reakcie (pokračovanie 1)

18.5. ORP peroxidu vodíka

V molekulách peroxidu vodíka H 2 O 2 sú atómy kyslíka v oxidačnom stave –I. Toto je stredný a nie najstabilnejší oxidačný stav atómov tohto prvku; preto peroxid vodíka vykazuje oxidačné aj redukčné vlastnosti.

Redoxná aktivita tejto látky závisí od koncentrácie. V bežne používaných riešeniach s hmotnostný zlomok 20% peroxid vodíka je dosť silné oxidačné činidlo, v zriedených roztokoch jeho oxidačná aktivita klesá. Redukčné vlastnosti peroxidu vodíka sú menej charakteristické ako oxidačné vlastnosti a tiež závisia od koncentrácie.

Peroxid vodíka - veľmi slabá kyselina(pozri prílohu 13), preto sa v silne alkalických roztokoch jeho molekuly premieňajú na hydroperoxidové ióny.

V závislosti od reakcie média a od toho, či je peroxid vodíka oxidačným činidlom alebo redukčným činidlom v tejto reakcii, budú produkty redoxnej interakcie rôzne. Rovnice polovičnej reakcie pre všetky tieto prípady sú uvedené v tabuľke 1.

stôl 1

Rovnice redoxných polovičných reakcií H 2 O 2 v roztokoch

Uvažujme o príkladoch ORR s účasťou peroxidu vodíka.

Príklad 1. Urobte rovnicu postupu pri pridávaní roztoku jodidu draselného do roztoku peroxidu vodíka okysleného kyselinou sírovou.

H202 + 2H30 + 2I = 4H20 + I2
H202 + H2S04 + 2KI = 2H20 + I2 + K2S04

Príklad 2. Napíšte rovnicu pre reakciu manganistanu draselného s peroxidom vodíka vo vodnom roztoku okyslenom kyselinou sírovou.

2Mn04 + 6H30 + + 5H202 = 2Mn2 + 14H20 + 502
2KMnO4 + 3H2S04 + 5H202 = 2MnS04 + 8H20 + 502 + K2S04

Príklad 3. Urobte rovnicu pre reakciu peroxidu vodíka s jodidom sodným v roztoku v prítomnosti hydroxidu sodného.

3H02 + I = 3OH + IO3
3NaH02 + NaI = 3NaOH + NaIO3

Bez zohľadnenia neutralizačnej reakcie medzi hydroxidom sodným a peroxidom vodíka sa táto rovnica často píše takto:

3H202 + NaI = 3H20 + NaI03 (v prítomnosti NaOH)

Rovnaká rovnica sa ukáže, ak sa okamžite nezohľadní tvorba hydroperoxidových iónov (v štádiu zostavovania bilancie).

Príklad 4. Napíšte rovnicu pre reakciu, ktorá nastane, keď sa oxid olovnatý pridá do roztoku peroxidu vodíka v prítomnosti hydroxidu draselného.

Oxid olovnatý PbO 2 je veľmi silné oxidačné činidlo, najmä v kyslom prostredí. Pri redukcii za týchto podmienok vytvára ióny Pb2. V alkalickom prostredí pri redukcii PbO 2 vznikajú ióny.

Pb02 + H20 + H02 = + O2

Bez zohľadnenia tvorby hydroperoxidových iónov je rovnica napísaná takto:

Pb02 + H202 + OH = + 02 + 2H20

Ak bol podľa podmienok nastavenia pridaný roztok peroxidu vodíka alkalický, potom by mala byť molekulová rovnica napísaná takto:

Pb02 + H20 + KH02 = K + O2

Ak sa k reakčnej zmesi obsahujúcej alkálie pridá neutrálny roztok peroxidu vodíka, potom možno molekulárnu rovnicu napísať bez toho, aby sa brala do úvahy tvorba hydroperoxidu draselného:

Pb02 + KOH + H202 = K + O2

Medzi redoxnými reakciami sú dismutačné reakcie (disproporcionácia, samooxidácia-samoliečenie).

Príkladom dismutačnej reakcie, ktorú poznáte, je reakcia chlóru s vodou:

Cl2 + H20 HCl + HClO

Pri tejto reakcii sa polovica atómov chlóru (0) oxiduje na oxidačný stav + I a druhá polovica sa redukuje na oxidačný stav –I:

Zostavme pomocou metódy elektrónovej iónovej rovnováhy rovnicu pre podobnú reakciu, ku ktorej dochádza, keď chlór prechádza cez studený alkalický roztok, napríklad KOH:

2Cl2 + 4OH = 2Cl + 2ClO + 2H20

Všetky koeficienty v tejto rovnici majú spoločného deliteľa, teda:

Cl2 + 2OH = Cl + ClO + H20
Cl2 + 2KOH = KCl + KClO + H20

Dismutácia chlóru v horúcom roztoku prebieha trochu inak:

3Cl2 + 6OH = 5Cl + Cl03 + 3H20
3Cl2 + 6KOH = 5KCl + KCl03 + 3H20

Veľký praktický význam má dismutácia oxidu dusičitého pri jeho reakcii s vodou ( a) a alkalickými roztokmi ( b):

Dismutačné reakcie sa vyskytujú nielen v roztokoch, ale aj pri zahrievaní pevných látok, napríklad chlorečnanu draselného:

4KC103 = KCl + 3KCl04

Typickým a veľmi účinným príkladom intramolekulárneho ORP je reakcia tepelného rozkladu dvojchrómanu amónneho (NH 4) 2 Cr 2 O 7. V tejto látke sú atómy dusíka v najnižšom oxidačnom stupni (–III) a atómy chrómu v najvyššom (+ VI). Pri izbovej teplote je táto zlúčenina celkom stabilná, ale pri zahriatí sa rýchlo rozkladá. V tomto prípade chróm (VI) prechádza na chróm (III) - najstabilnejší stav chrómu a dusík (–III) - na dusík (0) - tiež najstabilnejší stav. Berúc do úvahy počet atómov v jednotke vzorca rovnice elektronickej rovnováhy:

a samotná reakčná rovnica:

(NH4)2Cr207 = Cr203 + N2 + 4H20.

Ďalším dôležitým príkladom intramolekulárneho ORP je tepelný rozklad chloristanu draselného KClO 4 . Pri tejto reakcii sa chlór (VII), ako vždy, keď pôsobí ako oxidačné činidlo, premení na chlór (–I), oxidujúci kyslík (–II) na jednoduchú látku:

a teda aj reakčná rovnica

KCl04 = KCl + 202

Chlorečnan draselný KClO 3 sa zahrieva podobne, ak rozklad prebieha v prítomnosti katalyzátora (MnO 2): 2KClO 3 = 2KCl + 3O 2

V neprítomnosti katalyzátora prebieha dismutačná reakcia.
Do skupiny intramolekulárnych ORP patria aj reakcie tepelného rozkladu dusičnanov.
Obvykle sú procesy prebiehajúce pri zahrievaní dusičnanov dosť komplikované, najmä v prípade kryštalických hydrátov. Ak sú molekuly vody slabo zadržané v kryštalickom hydráte, potom pri slabom zahrievaní je dusičnan dehydratovaný [napríklad LiNO 3. 3H 2 O a Ca (NO 3) 2 4H 2 O sú dehydratované na LiNO 3 a Ca (NO 3) 2], ak je voda viazaná silnejšie [ako napríklad v Mg (NO 3) 2. 6H20 a Bi (N03)3. 5H 2 O], potom dochádza k akejsi reakcii „intramolekulárnej hydrolýzy“ za vzniku zásaditých solí – hydroxidových dusičnanov, ktoré sa ďalším zahrievaním môžu premeniť na oxidové dusičnany (a (NO 3) 6), posledné pri viac vysoká teplota rozkladajú sa na oxidy.

Pri zahrievaní sa bezvodé dusičnany môžu rozložiť na dusitany (ak existujú a sú pri tejto teplote stále stabilné) a dusitany sa môžu rozložiť na oxidy. Ak sa zahrieva na dostatočne vysokú teplotu, alebo je príslušný oxid nestabilný (Ag 2 O, HgO), potom môže byť produktom tepelného rozkladu aj kov (Cu, Cd, Ag, Hg).

Trochu zjednodušený diagram tepelného rozkladu dusičnanov je na obr. 5.

Príklady sekvenčných premien, ku ktorým dochádza pri zahrievaní niektorých dusičnanov (teploty sú uvedené v stupňoch Celzia):

KNO 3 KNO 2 K 2 O;

Ca (NO 3) 2. 4H20 Ca (N03) 2 Ca (N02) 2 CaO;

Mg (N03) 2. 6H20 Mg (N03) (OH) MgO;

Cu (NO 3) 2. 6H 2 O Cu (NO 3) 2 CuO Cu 2 O Cu;

Bi (NO 3) 3. 5H20 Bi (N03) 2 (OH) Bi (N03) (OH) 2 (N03) 6 Bi203.

Napriek zložitosti prebiehajúcich procesov sa pri odpovedi na otázku, čo sa stane pri „kalcinovaní“ (to znamená pri teplote 400 - 500 o С) zodpovedajúceho bezvodého dusičnanu, zvyčajne riadia nasledujúcimi extrémne zjednodušenými pravidlami: :

1) dusičnany najaktívnejších kovov (v rade napätí - vľavo od horčíka) sa rozkladajú na dusitany;
2) dusičnany menej aktívnych kovov (v rozsahu napätia - od horčíka po meď) sa rozkladajú na oxidy;
3) dusičnany najmenej aktívnych kovov (v rade napätí - vpravo od medi) sa rozkladajú na kov.

Pri používaní týchto pravidiel treba pamätať na to, že v takýchto podmienkach
LiNO 3 sa rozkladá na oxid,
Be (NO 3) 2 sa pri vyššej teplote rozkladá na oxid,
z Ni (NO 3) 2 možno okrem NiO získať aj Ni (NO 2) 2,
Mn (NO 3) 2 sa rozkladá na Mn 2 O 3,
Fe (N03)2 sa rozkladá na Fe203;
z Hg (NO 3) 2 možno okrem ortuti získať aj jej oxid.

Uvažujme o typických príkladoch reakcií súvisiacich s týmito tromi typmi: