Степень окисления серебра (ag), формула и примеры

Задание 391Серебро не взаимодействует с разбавленной серной кислотой, тогда как в концентрированной оно растворяется. Чем это можно объяснить? Составьте электронные и молекулярные уравнения соответствующей реакции.

Решение:Серная кислота обладает окислительными свойствами (сходными со свойствами азотной кислоты), если её концентрация превосходит 70%. Только тогда можно говорить о специфических свойствах H2SO4, как окислителя.

Концентрированная серная кислота, как окислитель восстанавливается активными металлами (от Mg Cr) до H2S, малоактивными металлами (от Fe до Pb) – до свободной серы, а тяжёлыми, инертными металлами (отSb до Au) – до оксида серы (IV).

При содержании H2SO4 в растворе менее 70% (разбавленная серная кислота) её поведение описывается в рамках обычных представлений. При взаимодействии разбавленной серной кислоты с металлами, стоящими в электрохимическом ряду напряжений левее водорода, выделяется газообразный водород.

С металлами, стоящими в ряду напряжений правее водорода, разбавленная серная кислота не взаимодействует.В концентрированной серной кислоте элементом-окислителем является атом серы (степень окисления +6), а в разбавленной – водород (степень окисления +1).

• Уравнение реакции растворения серебра в концентрированной серной кислоте:
• Уравнения электронного баланса:

1. Ионно-молекулярное уравнение:
2. 2Аg0  + S6+ = 2Ag+ + S4+
3. Молекулярное уравнение реакции:
4. 2Аg + 2H2SO4 = Ag2SO4 + SO2 + 2H2O

В данной реакции серебро увеличивает свою степень окисления от 0 до +1, т. е. проявляет свойства восстановителя, а сера уменьшает свою степень окисления от +6 до +4, т.е. проявляет свойства окислителя.

Задание 401Какую степень окисления проявляют медь, серебро и золото в соединениях? Какая степень окисления наиболее характерна для каждого из них? Иодид калия восстанавливает ионы меди (II) в соединения меди со степенью окисления +1. Составьте электронные и молекулярные уравнения взаимодействия KI с сульфатом меди.

Решение:Для меди характерна степень окисления +1 (Cu2O, CuCl, CuI, Cu2S) и +2 [CuO,  CuSO4 . 5H2O, Cu(NO3)2 . 6H2O, CuS, Cu2(OH)2CO3]; для серебра: +1 (Ag2O, AgNO3, AgCl, AgBr, AgI); для золота: +3 (AuCl3, H[AuCl4]).

Как элементы 2-й группы медь, серебро и золото имеют по одному электрону на внешнем энергетическом уровне (ns1), поэтому должны проявлять степень окисления +1. Характерная степень окисления, как у элементов 2-й группы должна быть +2.

Для меди наиболее характерна степень окисления +2, для серебра +1, а для золота +3.

Уравнения взаимодействия KI с сульфатом меди:

Уравнения электронного баланса:

• Ионно-молекулярное уравнение:
• 2Сu2+  +2I- = Cu+ + I20
• Молекулярное уравнение реакции:
• CuSO4 + 2KI   = 2CuI↓ + I2 + K2SO4

Задание 404Золото растворяется в царской водке и в селеновой кислоте, приобретая при этом высшую степень окисления. Составьте электронные и молекулярные уравнения соответствующих реакций.Решение:а) Золото растворяется в «царской водке» с образованием комплекса H[AuCl4]:

Уравнения электронного баланса:

1. Ионно-молекулярное уравнение:
2. Au0  +N5+ = Au3+ + N2+
3. Молекулярное уравнение реакции:
4. 3Au + 12HCl + 3HNO3 = 3H[AuCl4] + 3NO + 6H2O
5. б) Золото растворяется в селеновой кислоте с образованием селената золота(III):
6. Уравнения электронного баланса:

• Ионно-молекулярное уравнение:
• 2Au0  + 3Se6+ = 2Au3+ + 3Se4+
• Молекулярное уравнение реакции:
• 2Au + 6H2SeO4  = Au2(SO4)3 + 3SeO2 + 6H2O

Задание 428Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций: а) растворения платины в царской водке; б) взаимодействия осмия с фтором. Платина окисляется до степени окисления +4, а осмий — до+8.Решение:а) Реакция растворения платины в царской водке:

Уравнения электронного баланса:

1. Ионно-молекулярное уравнение:
2. 3Pt0  + 4N5+  = 3Pt4+ + 4N2+
3. Молекулярное уравнение реакции:
4. 3Pt  + 4HNO3 + 18HCl = 3H2[PtCl6] + 4NO + 8H2O;
5. б) Реакция взаимодействия осмия с фтором:
6. Уравнения электронного баланса:

• Ионно-молекулярное уравнение:
• Os0  + 4F20  =  Os8+ + 8F-
• Молекулярное уравнение реакции:
• Os  + 4F2 = OsF8.

Источник: http://buzani.ru/zadachi/khimiya-shimanovich/987-serebro-zoloto-platina-zadaniya-391-401-404-428

Характеристика серебра как химического элемента

Серебро — химический элемент периодической системы Д.И. Менделеева под номером 47. В химических формулах и научных изданиях он обозначается двумя латинскими буквами Ag. Формула у данного элемента такая же, как и обозначение.

Общая характеристика

Практически все физические свойства серебра были известны еще во времена Средневековья. Но что касается химических свойств, то полностью они были изучены лишь в XIX веке.

Сам этот элемент в качестве материала известен человеку еще с доисторических времен. Объясняется это тем, что в то время он часто встречался в виде самородков на поверхности земли, а не только в виде серебряной руды, откуда его нужно выплавлять. Именно из-за этого серебряные украшения и изделия играли важную роль в культурах многих древних народов.

Физические и химические свойства серебра уже тогда были частично известны.

Из этого металла делали монеты, посуду, ожерелья, кольца и многое другое. Он и сейчас применяется в ювелирной промышленности.

Кроме того, в Средние века данный элемент активно использовали алхимики, пытаясь с его помощью получить философский камень — мифическое вещество, дарующее вечную жизнь.

Этот благородный металл по сей день довольно часто встречается в виде самородков, но большая часть его все же получается с помощью выплавки из руды.

Особенности серебра

Данный металл считается весьма тяжелым, хотя он и легче свинца, но зато превосходит медь по этому показателю. Кроме того, для него характерно очень высокое альбедо, то есть серебряная пластинка отражает почти весь свет, который на нее падает.

По прошествии длительного времени данный металл начинает тускнеть и темнеть, поскольку на его поверхности образуется сульфид, препятствующий отражению солнечного света. Иногда в результате его образования металл становится розоватым.

Интересно, что именно этот металл обладает самой высокой теплопроводностью среди всех известных. Кроме того, его электропроводность при обычных температурах тоже наибольшая среди всех металлов. Особенно этим выделяется сульфат серебра.

Серебро как драгметалл

Данный элемент считается благородным металлом, в связи с этим многие его химические характеристики весьма ярко выражены. У этого металла очень низкая способность вступать в реакции с другими элементами, но если это все же происходит, то образуется сразу несколько веществ. Тут нужно смотреть на то, какая формула серебра участвует в реакции.

Даже в соляной кислоте данный металл не растворяется. Если заранее разбавить серную кислоту, то она тоже не сможет растворить данный элемент. Он может раствориться лишь в заранее подготовленном окислительном бульоне, к примеру, в концентрированной азотной кислоте. Необходимо отметить, что сульфит образуется лишь при наличии свободного кислорода. Этот процесс — химическое серебрение.

Еще этот драгоценный материал отлично растворяется в единственном в природе жидком металле — ртути. После такой реакции образуется амальгама — особое вещество с интересными свойствами. Также много полезных характеристик имеет сульфат данного металла.

При высокой влажности воздуха возникает реакция, которая приводит к тому, что сам металл покрывается тонким слоем, определяемым как сульфид серебра.

Существует и процесс окисления данного металла с помощью галогенов. В таком случае образуются галогениды.

Химические соединения

Для образования такого соединения, как хромат серебра, необходима хромовая кислота и сам благородный металл. Реакция не является часто встречающейся в природе и гораздо чаще происходит в лабораторных условиях. Если в лаборатории хранится серебро, формула этого вещества сразу записывается на электронный носитель информации.

Хромат серебра имеет вид красноватых кристаллов ромбической формы. Они почти не растворяются в воде и имеют парамагнетические свойства.

При взаимодействии с фтором образуется фторид серебра. Данное вещество считается бинарным соединением неорганического происхождения. Нужно отметить, что данное вещество практически не используется в промышленности.

В таких случаях даже может выделиться сульфат серебра.

Соединения серебра в природе

Соединение брома с данным элементом (бромид серебра) довольно часто встречается в виде особого минерала, который называется бромитом, или бромаргиритом. Данное вещество имеет светло-желтый окрас и большое количество ионов в свой структуре.

Фосфат серебра обычно получается посредством реакции в лаборатории, в природе он не встречается. Следует помнить, что данное вещество также обладает кристаллической структурой и желтой раскраской, поэтому не перепутать его с бромитом можно, только проведя соответствующие опыты. Лишь после них можно с уверенностью говорить, что данное вещество — это фосфат серебра.

Источник: https://zen.yandex.ru/media/id/5bd2a67cff5f2d00a9477033/5c3f618f7c705800aa424d1b

Химические свойства серебра

По своей химической активности серебро занимает промежуточное положение между золотом и медью.

С кислородом серебро непосредственно не соединяется, но в расплавленном состоянии растворяет около 20 объемов кислорода на один объем металла.

В твердом серебре растворимость кислорода мала, поэтому при затвердевании расплавленного серебра происходит выделение растворенного в нем кислорода, сопровождающееся иногда разбрызгиванием металла.

С водородом, азотом и углеродом серебро непосредственно не взаимодействует. Фосфор действует на серебро лишь при температуре красного каления с образованием фосфидов.

При нагревании с серой серебро легко образует сульфид Ag2S.

Это же соединение получается при действии на серебро газообразной серы, выделяющейся при термической диссоциации некоторых сульфидов (пирита, пирротина, халькопирита), и при нагреве металла в контакте с этими сульфидами.

При воздействии сероводорода поверхность серебра покрывается черной пленкой Ag2S. Процесс медленно идет уже в обычных условиях и является причиной постепенного потемнения серебянных изделий.

Серебро взаимодействует также со свободными хлором, бромом и иодом с образованием соответствующих галогенидов.

Электродный потенциал серебра в водных растворах высок

Ag =>Ag + + e, E0 = + 0,799В.

Поэтому, как и золото, серебро не вытесняет водород из водных растворов кислот, устойчиво по отношению к щелочам. Однако в отличие от золота оно растворяется в кислотах, являющихся достаточно сильными окислителями, например, в азотной и концентрированной серной.

Подобно золоту, серебро легко взаимодействует с царской водкой и насыщенной хлором соляной кислотой, но при этом оно остается в нерастворимом остатке вследствие образования малорастворимого хлорида AgCl. Такие различия в поведении золота и серебра часто используют для разделения этих металлов.

Тонкодисперсное серебро в контакте с кислородом воздуха растворяется в разбавленной серной кислоте. Подобно золоту, серебро растворяется также в насыщенных воздухом водных растворах цианидов щелочных и щелочноземельных металлов, в водном растворе тиомочевины в присутствии солей железа (III).

В подавляющем большинстве своих соединений серебро имеет степень окисления (+1). Соединения с более высокой степенью окисления серебра (+2 и +3) сравнительно малочисленны и практического значения не имеют.

• Оксид серебра Ag2O черно-коричневого цвета может быть получен введением щелочи в раствор, содержащий ионы Ag+. Вначале, по-видимому, образуется гидроксид, тотчас переходящий в оксид:
• Ag+ + ОН-= AgOH
• 2AgOH = Ag2O + Н2O

Хотя оксид серебра — малорастворимое в воде соединение, его водная суспензия имеет четко выраженную основную реакцию, поэтому соли серебра в водных растворах не гидролизуются и дают нейтральную реакцию. При нагревании до 185 — 190 °С Ag2O разлагается на элементы. Перекись водорода легко восстанавливается Ag2O уже при комнатной температуре:

1. Ag2O + Н2O2 = 2Ag + Н2O + O2.
2. В водном растворе аммиака Ag2O растворяется с образованием комплексного соединения:
3. Ag2O + 4NH4OH = 2Ag(NH3)2OH + 3H2O
4. При стоянии из раствора осаждается чрезвычайно взрывчатый даже во влажном состоянии осадок нитрида серебра Ag3N (гремучее серебро).

Галогениды серебра — малорастворимые соединения. Исключение составляет лишь легкорастворимый фторид AgF. Хлорид AgCl, бромид AgBr и иодид Agl выпадают в осадок при введении в раствор, содержащий ионы Ag+ (например, раствор AgNO3), ионов Cl, Вr и I. Их произведения растворимости составляют соответственно 1,8-10-10 (AgCl), 5,3-10-13 (AgBr) и 8,310-17 (Agl).

В гидрометаллургии и аффинаже благородных металлов широко используют прием осаждения серебра в виде хлорида, осуществляемый введением в серебросодержащие растворы NaCl или НСl. Хлорид серебра плавится при 455°С. Температура кипения AgCl 1550°С, но заметное улетучивание наблюдается уже при температуре выше 1000°С.

Ионы серебра образуют прочные комплексы с целым рядом ионов и молекул (CN-, S2O3-, SO32-, Сl-, NH3, CS(NH2)2 и т.д.). Благодаря этому практически нерастворимый в воде AgCl легко растворяется в водных растворах цианистого калия, тиосульфата и сульфита натрия, аммиака, например:

• AgCl + 2CN- = Ag (CN)2 + Сl-
• AgCl + 2S2O32- = Ag(S2O2)23- + Сl-
• AgCl + 2NH4OH = Ag(NH3)2+ + Сl- + 2H2O
• Вследствие образования комплексов с ионами Сl- хлорид серебра заметно растворим также в концентрированных соляной кислоте и растворах других хлоридов:
• AgCl + Сl- = AgCl2-

Например, в концентрированном растворе NaCl растворимость хлорида серебра составляет 6,7-10-3 моль/л (0,72 г/л Ag) против 1,3-10-5 в воде. Концентрированные растворы NaCl использовали ранее для выщелачивания серебра из огарков хлорирующего обжига.

Таким образом при введении хлор-ионов в серебросодержащие растворы концентрация серебра вначале падает (образование AgCl), а затем начинает возрастать (в результате комплексообразования). Поэтому для достижения полноты осаждения серебра следует избегать большого избытка ионов хлора.

Электроотрицательными металлами (цинком, железом) хлорид серебра, взятый в виде суспензии в разбавленной серной кислоте, легко восстанавливается до металла. Этот простой прием получения металлического серебра из его хлорида широко применяют в аффинажном производстве.

Иодид серебра AgI — наименее растворимый из галогенидов серебра, поэтому в отличие от AgCl и AgBr он не растворим в аммиачных растворах, но растворим в присутствии ионов CN- и S2O3- , с которыми серебро образует более прочные, нежели с аммиаком, комплексы. Заметной растворимостью AgI обладает также в концентрированных растворах иодидов щелочных металлов, что объясняется образованием комплексных ионов AgI2-.

Весьма характерной и важной особенностью труднорастворимых галогенидов серебра является их светочувствительность, заключающаяся в том, что под действием света они разлагаются на металлическое серебро и свободный галоид:

2AgГ= 2Ag+Г2

Это свойство галоидных солей серебра лежит в основе их применения для производства фотоматериалов — веточувствительных пленок, пластинок и бумаги. Светочувствительность галоидов серебра возрастает в ряду AgI

Источник: http://www.searchgold.ru/index.php/chemistry-silver

Реахимприбор — магазин склад химических реактивов!

Неорганическое вещество с формулой Ag₂SO₄, соль серебра в степени окисления +1 и серной кислоты. Бесцветные кристаллы со временем темнеющие от воздействия света.

• Молекулярная масса — 311,8 г/моль.
• Температура плавления сульфата серебра – 660 градусов.
• Температура разложения сульфата серебра: 750 – 1100 градусов.
• Температура фазового перехода сульфата серебра – 427 градусов.

Плотность сульфата серебра – 5,45 г/см3. Структурная кристаллическая решетка – орторомбическая.

Сульфат серебра (Ag2SO4) это неорганическое вещество, соль серебра и серной кислоты.

Серебро сернокислое  это бесцветные, белые кристаллы.

Сульфат серебра при нормальных условиях это белое кристаллическое вещество, слаборастворимое в воде химическое соединение. В 100 г воды, при температуре 20 градусов, можно растворить 0,79 грамма сульфата серебра, а при 80 градусов – 1,3 грамма. Сульфат серебра не растворим в этаноле.

Серебро сернокислое  не выпадает из водных растворов в виде кристаллогидратов.

Сульфат серебра (Ag2SO4) имеет две модификации структурных кристаллических решеток: гексагональную и ромбическую. Переход из ромбической в гексагональную форму решетки, осуществляется при температуре – 427 градусов.

1. Сульфат серебра плавится при температуре 660 градусов и при этом не разлагается.
2. Серебро сернокислое  разлагается до металлического серебра (Ag), при температуре от 750 до 1100 градусов.
3. Сульфат серебра восстанавливается до металлического серебра, в токе водорода, при температуре 200 градусов.
4. При нагревании сульфата серебра (Ag2SO4) с сульфидом серебра (Ag2S), металлическое серебро восстанавливается, при температуре 300 градусов.

Сульфат серебра имеет слабую растворимость в воде и значительно лучше растворяется в концентрированной серной кислоте, за счет образования лучше растворимого комплексного соединения серебра – бисульфата серебра (AgHSO4).

• При растворении сульфата серебра в концентрированном водном растворе аммиака, образуется комплексное соединение серебра.
• Сульфат серебра растворяется в концентрированной сереной кислоте, при не значительном нагревании до температуры 50 градусов.
• Реакция взаимодействия сульфата серебра с концентрированной соляной кислотой, ведет к выпадению осадка хлорида серебра.

Реакция взаимодействия сульфата серебра с концентрированной щелочью, ведет к образованию осадка оксида серебра (I).

Серебро сернокислое  можно получить, если нагревать при температуре 450 градусов металлическое серебро с диоксидом серы и кислородом.

Получить сульфат серебра можно при взаимодействии металлического серебра с горячей концентрированной серной кислотой.

Получить сульфат серебра можно в реакциях ионного обмена, когда реакция протекает с участием ионов, в растворах электролитов, с образованием осадка сульфата серебра. Например, при взаимодействии нитрата серебра (AgNO3) с сульфатом натрия (Na2SO4), образуется осажденная соль серебра – сульфат серебра (Ag2SO4) и нитрат серебра (NaNO3). Получить сульфат серебра можно вытеснением менее летучей концентрированной серной кислотой, более летучими соединениями водорода, образующиеся из их солей. Общая формула реакция вытеснения выглядит так: 2AgX + H2SO4 —> Ag2SO4 + 2HX, где X = F, Br, I, CN.

Серебро сернокислое  (Ag2SO4) обладает каталитической активностью.

Сульфат серебра (Ag2SO4) применяется в медицине как бактерицидное средство при обработке ожогов, открытых ран и с целью защиты глаз новорожденных от инфекции. Серебро сернокислое  (Ag2SO4) оказывает сильное раздражающее действие на глаза. При продолжительном контакте сульфата серебра с кожей человека, может развиться заболевание — аргироз, протекающее, как правило, без болевых ощущений, но создает у человека психологический дискомфорт.

Полулетальная доза или средняя доза сульфата серебра, вызывает гибель половины подопытных животных и составляет – 5000 мг/кг.

Купить Серебро сернокислое,

А так же лабораторную посуду и реактивы оптом и в розницу в Москве Вы можете в нашем интернет магазине. Мы имеем достаточно широкий ассортимент химических реактивов и лабораторного оборудования по доступным ценам. Так же у нас вы можете купить и химические реактивы для лаборатории. 

Офис и склад находятся на одной территории, что существенно ускоряет процесс обработки заказа. 

Источник: https://reahimpribor.ru/catalog/soli-fasovka-1-kg/serebro-sernokisloe-chda.html

Метод электронного баланса в доступном изложении

Развернуть структуру обучения

Свернуть структуру обучения

Суть метода электронного баланса заключается в: 

• Подсчете изменения степени окисления для каждого из элементов, входящих в уравнение химической реакции
• Элементы, степень окисления которых в результате произошедшей реакции не изменяется — не принимаются во внимание
• Из остальных элементов, степень окисления которых изменилась — составляется баланс, заключающийся в подсчете количества приобретенных или потерянных электронов
• Для всех элементов, потерявших или получивших электроны (количество которых отличается для каждого элемента) находится наименьшее общее кратное
• Найденное значение и есть базовые коэффициенты для составления уравнения.

Визуально алгоритм решения задачи с помощью метода электронного баланса представлен на диаграмме.

Как это выглядит на практике, рассмотрено на примере задач по шагам.

Задача. Методом электронного баланса подберите коэффициенты в схемах следующих окислительно-восстановительных реакций с участием металлов:

а) Ag + HNO3 → AgNO3 + NO + H2O

б) Ca +H2SO4 → CaSO4 + H2S + H2O в) Be + HNO3 → Be(NO3)2 + NO + H2O

Решение.

Для решения данной задачи воспользуемся правилами определения степени окисления.

Составим электронный баланс для каждого элемента реакции окисления Ag + HNO3 → AgNO3 + NO + H2O.

Шаг 1. Подсчитаем степени окисления для каждого элемента, входящего в химическую реакцию.

Ag. Серебро изначально нейтрально, то есть имеет степень окисления ноль.

•    Для HNO3 определим степень окисления, как сумму степеней окисления каждого из элементов.
• Степень окисления водорода +1, кислорода -2, следовательно, степень окисления азота равна: 
• 0 — (+1) — (-2)*3 = +5 

(в сумме, опять же, получим ноль, как и должно быть)    

Теперь перейдем ко второй части уравнения.

Для AgNO3 степень окисления серебра +1 кислорода -2, следовательно степень окисления азота равна: 

0 — (+1) — (-2)*3 = +5 Для NO степень окисления кислорода -2, следовательно азота +2

Для H2O степень окисления водорода +1, кислорода -2 

Шаг 2. Запишем уравнение в новом виде, с указанием  степени окисления каждого из элементов, участвующих в химической реакции.  

Ag0 + H+1N+5O-23 → Ag+1N+5O-23 + N+2O-2 + H+12O-2 

1. Из полученного уравнения с указанными степенями окисления, мы видим несбалансированность по сумме положительных и отрицательных степеней окисления отдельных элементов. 
2. Шаг 3. Запишем их отдельно в виде электронного баланса — какой элемент и сколько теряет или приобретает электронов: (Необходимо принять во внимание, что элементы, степень окисления которых не изменилась — в данном расчете не участвуют) 
3. Ag0 — 1e = Ag+1  N+5 +3e = N+2 

Серебро теряет один электрон, азот приобретает три. Таким образом, мы видим, что для балансировки нужно применить коэффициент 3 для серебра и 1 для азота. Тогда число теряемых и приобретаемых электронов сравняется.

Шаг 4. Теперь на основании полученного коэффициента «3» для серебра, начинаем балансировать все уравнение с учетом количества атомов, участвующих в химической реакции.

• В первоначальном уравнении перед Ag ставим тройку, что потребует такого же коэффициента перед AgNO3 
• Теперь у нас возник дисбаланс по количеству атомов азота. В правой части их четыре, в левой — один. Поэтому ставим перед HNO3 коэффициент 4
• Теперь остается уравнять 4 атома водорода слева и два — справа. Решаем это путем применения коэффииента 2 перед H2O 

Ответ: 3Ag + 4HNO3 = 3AgNO3 + NO + 2H2O

Составим электронный баланс для каждого элемента реакции окисления Ca +H2SO4 → CaSO4 + H2S + H2O

Для H2SO4  степень окисления водорода +1 кислорода -2 откуда степень окисления серы 0 — (+1)*2 — (-2)*4 = +6

• Для CaSO4  степень окисления кальция равна +2 кислорода -2 откуда степень окисления серы 0 — (+2) — (-2)*4 = +6
• Для H2S степень окисления водорода +1, соответственно серы -2
• Ca0 +H+12S+6O-24 → Ca+2S+6O-24 + H+12S-2 + H+12O-2

Ca0 — 2e = Ca+2 (коэффициент 4) S+6 + 8e = S-2

4Ca + 5H2SO4 = 4CaSO4 + H2S + 4H2O

Составим электронный баланс для каждого элемента реакции окисления Be + HNO3 → Be(NO3)2 + NO + H2O 

HNO3 см. выше

1. Для Be(NO3)2 степень окисления бериллия +2, кислорода -2, откуда степень окисления азота ( 0 — (+2) — (-2)*3*2 ) / 2 = +5
2. H2O см. выше
3. Be0 + H+1N+5O-23 → Be+2(N+5O-23)2 +  N+2O-2 +  H+12O-2

NO см. выше Be0 — 2e = Be+2 (коэффициент 3) N+5 +3e = N+2 (коэффициент 2)

3Be + 8HNO3 → 3Be(NO3)2 + 2NO + 4H2O

0  

 Полный список степеней окисления элементов | Описание курса | Тесты (2) 

Источник: https://profmeter.com.ua/communication/learning/course/course6/lesson326/

Степень окисления купрума – Степень окисления меди (Cu), формула и примеры

alexxlab | 27.02.2020 | 0 | Разное

Золото степени окисления — Справочник химика 21

    Периодическая система состоит из семи периодов и восьми групп. Каждый период начинается щелочным металлом и заканчивается благородным газом. По вертикали расположены группы. Как правило, высшая положительная степень окисления элемента равна номеру группы. Исключение составляют, например, фтор.

(его степень окисления равна —1), медь, серебро, золото (степень окисления -fl и +2 -fl и Ц-2 +1 и +3 соответственно). В больших периодах через определенное число элементов свойства последующих элементов начинают частично повторяться в 4- и 5-м периодах — через 10 элементов, в 6- и 7-м периодах— через 24 элемента.

Это явление послужило основанием для деления каждой группы на две подгруппы главную и побочную. По химическим [c.37]     В соответствии со сказанным элементы подгруппы меди проявляют не только степень окисления -Ы, но и -Ь2 и +3. Для меди наиболее характерна степень окисления -f2, для золота +3, а для серебра + 1.

Особая устойчивость степени окисления +1 у серебра объясняется относительно большей прочностью конфигурации так как эта конфигурация образуется уже у палладия, предшествующего серебру в периодической системе.  [c.620]

    Как уже указывалось, степень окисления +1 —наиболее характерная степень окисления серебра.

У меди и в особенности у золота эта степень окисления проявляется реже. В водных растворах она в основном стабилизируется в присутствии лигандов п-акцеп-торного типа. Так, в растворах равновесия [c.624]

    Вычислить степени окисления платины, кобальта, олова, золота и никеля в комплексных ионах, заряды которых указаны  [c.178]

    По сравнению с хлором фтор F гораздо более активен. Он реагирует почти со всеми химическими элементами, со щелочными и щелочноземельными металлами даже на холоде. Некоторые металлы (Mg, Al, Zn, Fe, Си, Ni) на холоде устойчивы к действию фтора из-за образования пленки фторидов. Фтор — самый сильный окислитель из всех известных элементов.

Он единственный из галогенов не способен проявлять положительные степени окисления. При нагревании фтор реагирует со всеми металлами, в том числе с золотом и платиной. Он образует ряд соединений с кислородом, причем это единственные соединения, в которых кислород электроположителен (например, дифторид кислорода OFa).

В отличие от оксидов эти соединения называют фторидами кислорода. [c.108]

    Степень окисления +3 наиболее характерна для золота. Диамагнетизм соединений золота (III) согласуется с участием в образовании связей 5 6 6р -орбиталей иона Au +(d )  [c.607]

    Здесь кислород выступает как окислитель, который переводит золото в ионы со степенью окисления +1. Причиной значительного смещения потенциала пары Ли/Ли+ является существенное уменьщение концентрации ионов Аи+ за счет комплексообразования. Константа устойчивости комплекса равна [c.424]

    Для серебра наиболее типичны степени окисления +1 (4 ), для меди +2 (Зс ) и для золота +3 5d ). Медь и золото образуют также соединения в степени окисления -1-1, которая соответствует номеру группы. В то же время медь и серебро могут иметь и более высокие степени окисления, например [c.646]

В противоположность элементам побочной подгруппы второй группы (разд. 36.17.2) медь, серебро и золото могут кроме электронов -уровня (где п = 4, 5 или 6) отдавать дин или два электрона (я—1) -уровня.

В последнем случае образуются соединения этих элементов в степени окисления -ЬЗ, которая не известна для цинка, кадмия и ртути. 

[c.646]

    Золото В степенях окисления -fl и 4-3 дает ряд устойчивых комплексов, что в значительной степени определяет все химическое поведение этого элемента  [c.648]

    Отдача этого электрона, в химических реакциях обусловливает степень окисления Э, равную номеру группы в периодической системе Менделеева. Кроме того, они могут проя]влять степень окисления +2 ъ -Ь 3.

Это обусловлено нестабильностью предпоследнего 18-электрон-ного слоя у атомов меди, серебра и золота. За счет отдачи -электронов предпоследнего уровня и образуются соединения со степенью окисления -1-2 и 4-3. [c.

103]

    Как уже отмечалось, степень окисления +1 наиболее характерна для серебра. Поскольку у меди и золота более устойчивая степень окисления выше, большинство соединений одновалентных меди и золота во влажном воздухе неустойчиво они легко окисляются, переходя в устойчивые соединения Си» и Аи + . Соли Си+ постепенно окисляются кислородом воздуха, I апример  [c.227]

    В образовании химических связей могут принимать участие также электроны с (/-оболочки, поэтому медь проявляет устойчивую степень окисления +2, а золото +3. [c.553]

Предполагают, что причиной является небольшое различие между энергией связи последнего -электрона на уровнях М, 4(1 и 5с( и внешних 4з-, бх- и бх-электронов. Сравнивая первые и вторые ионизационные потенциалы металлов подгруппы 1 Б (табл. 4-7), легко заметить некоторую непоследовательность в их изменении.

Ниже приведены величины А1 == [ — г.  [c.127]

    НОГО элемента. В качестве примера такого расчета можно рассмотреть диспропорционирование золота со степенью окисления +1 

[c.321]

    Это дает для общей реакции в ячейке положительную э. д. с., равную 0,27 в, и поэтому можно ожидать, что золото со степенью окисления +1 будет диспропорционировать на золото со степенью окисления О и на золото со степенью окисления +111, если активность всех компонентов равна единице. [c.321]

    Следует отметить, что в каждом из до сих пор написанных уравнений реакций и тех, которые еще будут приведены, все ионные компоненты обозначены так, как если бы в реакциях принимали участие простые ионы.

Это, конечно, не соответствует действительности, так как все ионы в водном растворе в определенной степени гидратированы.

Поэтому каждый ион можно рассматривать как окруженный определенным числом молекул воды, определяющимся силой связи и кратчайшим расстоянием, которое зависит от размера, заря

www.chem21.info

Степень окисления в химии

Понятие «степень окисления»

Для характеристики состояния элементов в соединениях введено понятие степени окисления.

Из этого определения следует, что в соединениях с неполярными связями степень окисления элементов равна нулю. Примерами таких соединений могут служить молекулы, состоящие из одинаковых атомов (N2, H2, Cl2).

Степень окисления металлов

Степень окисления металлов в элементарном состоянии равна нулю, так как распределение электронной плотности в них равномерно.

В простых ионных соединениях степень окисления входящих в них элементов равна электрическому заряду, поскольку при образовании этих соединений происходит практически полный переход электронов от одного атома к другому: Na+1I-1, Mg+2Cl-12, Al+3F-13, Zr+4Br-14.

При определении степени окисления элементов в соединениях с полярными ковалентными связями сравнивают значениях их электроотрицательностей. Поскольку при образовании химической связи электроны смещаются к атомам более электроотрицательных элементов, то последние имеют в соединениях отрицательную степень окисления.

Для кислорода, также имеющего высокое значение электроотрицательности, характерна отрицательная степень окисления обычно (-2), в пероксидах (-1). Исключение составляет соединение состава OF2, в котором степень окисления кислорода равна (+2).

Степень окисления щелочных и щелочноземельных элементов

Щелочные и щелочноземельные элементы, для которых свойственно относительно невысокое значение электроотрицательности, всегда имеют положительную степень окисления, равную соответственно (+1) и (+2).

Постоянную степень окисления (+1) в большинстве соединений проявляет водород, например H+1Cl-1, H+12O-2, P-3H+13. Однако в гидридах степень окисления водорода – (-1), например Li+1H-1, Ca+2H-12.

Понятие степени окисления для большинства соединений имеет условных характер, так как не отражает реальный заряд атома. Однако это понятие весьма широко используется в химии.

Большинство элементов могут проявлять разную степень окисления в соединениях.

При определении их степени окисления пользуются правилом, согласно которому сумма степеней окисления элементов в электронейтральных молекулах равна нулю, а в сложных ионах – заряду этих ионов.

В качестве примера рассчитаем степень окисления азота в соединениях состава KNO2 и HNO3. Степень окисления водорода и щелочных металлов в соединениях равна (+), а степень окисления кислорода – (-2). Соответственно степень окисления азота равна:

• KNO2 1+ x +2×(-2) = 0, x=+3.
• HNO3 1+x+ x +3×(-2) = 0, x=+5.
• Аналогичным образом можно определить степень окисления элементов в любых соединениях. Для примера приведем соединения азота с разными степенями окисления: N-3H+13, N-22H+12, N-1H+12O-2H+1, No2, N+12O-2, N+2O-2, Na+1N+3O-22, N+4O-22, K+N+5O-2

3.

Примеры решения задач

ru.solverbook.com

Электронные структуры и степени окисления меди, серебра и золота

    Электронные структуры и степени окисления меди, серебра и золота [c.612]

    Атомы Си, А и Аи во внешнем электронном слое (как и атомы щелочных металлов) имеют по одному -электрону.

В отличие от атомов щелочных металлов, имеющих в предпоследнем слое 8 электронов (у лития 2), у элементов подгруппы меди он состоит из 18 электронов с полностью заполненным -подуровнем (s t7 d ). Особенностью структуры атомов объясняется резкое отличие свойств Си, Ag и Аи от свойств щелочных металлов.

18-электронный слой у них не вполне устойчив и способен к частичной отдаче электронов. В связи с этим они проявляют степень окисления от +1 до +3. Наиболее устойчивые соединения меди с катионом Си серебра — Ag , золота — Аи . [c.109]

    VI групп, примыкающие к диагонали бор — астат,— типичные полупроводники (т. е. их электрическая проводимость с повышением температуры увеличивается, а не уменьшается). Характерная черта этих элементов — образование амфотерных гидроксидов (с. 151). Наиболее многочисленны d-металлы. В периодической таблице химических элементов Д. И. Менделеева они расположены между S- и р-элементами и получили название переходных металлов. У атомов d-элементов происходит достройка d-орбиталей. Каждое семейство состоит из десяти d-элементов. Известны четыре d-семейства 3d, 4d, 5d, и 6d. Кроме скандия и цинка, все переходные металлы могут иметь несколько степеней окисления. Максимально возможная степень окисления d-металлов +8 (у осмия, например, OsOj). С ростом порядкового номера максимальная степень окисления возрастает от III группы до первого элемента VIII группы, а затем убывает. Эти элементы — типичные металлы. Химия изоэлектронных соединений d-элементов весьма похожа. Элементы разных периодов с аналогичной электронной структурой d-слоев образуют побочные подгруппы периодической системы (например, медь — серебро — золото, цинк — кадмий — ртуть и т. п.). Самая характерная особенность d-элементов — исключительная способность к комплексообра-зованию. Этим они резко отличаются от непереходных элементов. Химию комплексных соединений часто называют химией переходных металлов.  [c.141]

www.chem21.info

Источник: https://stankotec.ru/raznoe-2/stepen-okisleniya-kupruma-stepen-okisleniya-medi-cu-formula-i-primery.html