Лабораторная работа определение энтальпии химической реакции

Цель работы заключается з том, чтобы научить студентов применять простейший калориметр для определения энтальпии химической реакции.

Программа коллоквиума

Тепловой эффект и изменение энтальпии химического процесса, Физический смысл энтальпии, Применение данных по энтальпиям. Энтальпия реакции нейтрализации. Способы определения энтальпии.

Теоретические основы метода выполнения работы

Одним из наиболее важных применений термодинамики является определение изменения энтальпии, которым сопровождаются химические реакции. Понятие об энтальпии, и основные законы термохимии рассмотренные в разделе "Химическая термодинамика'',

Изменение энтальпии происходит во всех случаях, когда разрываются одни химические связи и образуются другие. Знание энтальпий химических процессов важно для решения ряда теоретических проблем, связанных с выяснением природы реакции и принимающих в ней участие химических связей. С практической точки зрения, данные по энтальпиям необходимы при проектировании новых и совершенствовании уже действующих химических производств для оценки эффективности различных видов ракетных топлив и топлив для двигателей внутреннего сгорания. В химической технологии требуются точные знания изменения энтальпии для решения вопроса о возможности протекания той или иной реакция и определения значений констант равновесия. Энтальпии реакции и, в частности, энтальпия реакция сгорания необходимы для определения энтальпий образования химических соединений. Энтальпии образования, а также другие термодинамические свойства веществ (стандартная энтропия, свободная энергия образования, мольная теплоемкость) широко применяются в инженерных расчетах, основанных на химической термодинамике, в разных отраслях науки и техники.

К основным методам определения энтальпии химических реакций относятся следующие:

1.Изменение теплового эффекта процесса с помощью стеклянных приборов различной конструкция, называемых калориметрами (применяются в данной работе).

2.Определение константы равновесия реакции при различных температурах и расчет энтальпии с помощью уравнения Вант-Гоффа (раздел «Химическая термодинамика», стр. 193).

3.Расчеты энтальпии реакции на основе законов термохимии по данным энтальпий образования или сгорания реагентов (раздел «Химическая термодинамика», стр. 180).

Энтальпия реакции нейтрализации

Реакция нейтрализации любой сильной кислоты любым сильным основанием сводится к одному и тому же процессу - образованию молекул воды из ионов водорода и ионов гидроксила:

Н⁺ + ОН^- → Н₂О (1)

При этом в случае одноосновных кислот и однокислотных оснований выделяется примерно одинаковое количество теплоты, соответствующее образованию 1 моля воды.

В случае же, например, многоосновной кислоты следует различать энтальпии полной нейтрализации и энтальпии нейтрализации по стадиям.

Так, для серной кислоты:

нейтрализация по стадиям

H₂SО₄(aq) + NaOH(aq) → NaHSO₄(aq) + 2Н₂O + Н₃ (2)

NaHSO₄(aq) + NaOH(aq) → Na₂SO₄(aq) + Н₂О + H₂ (3)

полная нейтрализация в одну стадию

Н₂SO₄(аq) + 2NaOH(aq) → Na₂SO₄(aq) + 2Н₂О + Н₃ (4)

Согласно закону Гесса (раздел "Химическая термодинамика", стр. 179) энтальпия реакции (4) должна быть равна сумме энтальпий реакций (2) и (3):

∆Н₃ = ∆Н₁ + ∆Н₂. (5)

В данной работе необходимо определить опытным путем величины энтальпий нейтрализации ∆Н₁, ∆Н₂, и ∆Н₃.

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ

Экспериментальное измерение количества тепловой энергии основано на фиксации температурных изменений, происходящих в результате реакции. Применяемые для этой цели приборы называются калориметрами. Для определения теплоты реакции нейтрализации в качестве калориметра можно использовать сосуд Дьюара (рис.1).

Рис. 1. Прибор для определения теплоты химической реакции

1- сосуд Дьюара,

2- термометр,

3- пробка,

4- кожух,

5- раствор реагента.

Опыт №1 Нейтрализация серной кислоты в две стадии

1.B сосуд Дьюара отмерить с помощью мерного-цилиндра 50 мл одномолярного раствора серной кислоты и осторожно закрыть сосуд пробкой со вставленным в нее Термометром, проверяя, чтобы шарик его погрузился в раствор, но не касался дна сосуда.

2.В два сухих стакана отмерить по 25 мл двухмалярного раствора едкого натрия.

3. Измерить температуру t₁ раствора кислоты в сосуде Дьюара и быстро без потерь перелить щелочь из одного стакана в сосуд с кислотой. Путем встряхивания осторожно перемешать полученный раствор кислой соли NaHSO₄ и измерить максимальную температуру(t₂) раствора после реакции (2).

4. С помощью денсиметра измерить плотность полученного раствора d₁. Записать разность температур ∆t = t₂ – t₁, объем V₁ и плотность d₁ раствора NaHSO₄ в таблицу 1.

5. К раствору NаНSO₄ быстро прилить (также без потерь) раствор щелочи из второго стакана и после перемешивания отметить наибольшую температуру раствора t₃. Измерить денсиметров плотность раствора полученной по реакции (3) средней соли Na₂SO₄.

6.Записать в таблицу 1 разность температур ∆t₂ = t₃ – t₂, объем V₂ раствора Na₂SO₄ и его плотность d₂.

Результаты опыта №1 Таблица 1.

Стадии последовательной нейтрализации	Объём раствора соли (мл)	Изменение температуры (^оС)	Плотность раствора (г/см^3)	Удельная теплоёмкость раствора (дж/г∙град)	Энтальпия реакции (кДж/моль)
Первая стадия (раствор Na2SO4)	V1 = …	∆t1 = …	d1 = …	C = 5,02	∆H1 = …
Вторая стадия (раствор Na2SO4)	V2 = …	∆t2 = …	d2 = …	C = 6,28	∆H2 = …

Опыт №2 Нейтрализация серной кислоты в одну стадию.

1. В сосуд Дьюара отмерить 50 мл одномолярного раствора серной кислоты.

2. В сухой стакан отмерить 50 мл двумолярного раствора щелочи.

3. Измерить температуру раствора кислоты в сосуде Дьюара и нейтрализовать его, быстро перелив весь раствор щелочи из стакана. Осторожно перемешать полученный по реакции (4) раствор средней соли Na₂SO₄ и зафиксировать максимальную температуру полученного раствора.

4. Измерить денсиметром плотность раствора d₃. Записать в таблицу 2 разность температур ∆t₃ = t₅ – t₄, объём V₃ и плотность d₃ раствора Na₂SO₄.

Результаты опыта №2 Таблица 2

Объём раствора соли (мл)	Изменение температуры (^оС)	Плотность раствора (г/см^3)	Удельная теплоёмкость раствора (дж/г∙град)	Энтальпия реакции (кДж/моль)
V3 = …	∆t3 = …	d3 = …	C = 5,15	∆H3 = …

Вычисления

1.Тепловой эффект реакции нейтрализации вычислить по уравнению:

Q = 0,001 ∙ 20 ∙ ∆t ∙ V ∙ d ∙ С, (кДк/моль) (6)

где 0,001 - коэффициент пересчета Дж в кДж; 20 - коэффициент пе¬ресчета теплоты реакции на один моль взятой для нейтрализации кислоты (с учетом объема и концентрации кислоты); ∆t - разность температур до и после реакции; V - объем полученного раствора соли (мл); d - плотность раствора соли (г/см3); С - удельная теплоемкость раствора (Дж/г-град).

По определению энтальпия реакции равна ∆Н = - Q.

2.Энтальпии ∆H₁, ∆H₂ и ∆H₃ рассчитывать в следующей последовательности: - рассчитать суммарную теплоту реакций H₁ и Н₂;

-вычислить по уравнению (6) H₃, исходя из данных таблицы 2;

-проверить соответствие полученных значений энтальпий реакций уравнению (5).

ПРИМЕЧАНИЕ И МЕРЫ ПРЕДОСТОРОЖНОСТИ

Удельная теплоемкость растворов солей, полученных в результате реакции нейтрализации, отличается от удельной теплоемкости воды, Особенно ото относится к реакции (3); в которой исходный раствор NaHSO₄, как это было видно из опыта, находится при высокой температуре по сравнению с исходными растворами в реакциях (2) и (4). Экспериментально определенные величины удельных теплоёмкостей этих растворов приведены в таблицах 1 и 2. При расчете теплоемкости растворов солей вводились поправки на удельную теплоемкость стоила сосуда Дьюара и объемную теплоемкость стекла и ртути термометра, В связи с выше изложенным, удельная теплоемкость С раствора в опытах 1 и 2 неодинакова.

Все операции с растворами кислоты и щелочи проводить в защитных очках. При попадании растворов кислоты или щелочи на открытые участки кожи смыть реагенты большим количеством воды а обработать пораженные участки: а)при ожогах кислотой 3-5% раствором питьевой соды (NaHCO₃); б)при ожогах щелочью 2-3% растворами борной или уксусной кислот. При ожогах глаз кислотой или щелочью тщательно промыть глаза водой и обратиться к врачу. При разбиении термометра собрать рассыпавшуюся ртуть в специальную склянку с помощью амальгированной медной пластинки. Остатки ртути ликвидировать обработкой поверхности раствором хлорного железа или подкисленным НСl разбавленным раствором перманганата калия.

Лабораторная работа

Окислительно-восстановительные реакции

Цель работы: ознакомиться с реакциями, идущими с изменениями степени окисления, с типами окислительно-восстановительных реакций, с методами составления уравнении данных реакций.

Программа коллоквиума

Окислительно-восстановительные реакции. Понятие о степени окисления. Окислительно-восстановительная способность веществ. Окислительно-восстановительная способность элементов с промежуточной степенью окисления. Типы окислительно-восстановительных реакций. Метод электронного баланса для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций. Ионно-электронный метод для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций. Направленные протекания окислительно-восстановительных реакций.

С современной точки зрения при реакциях окисления или восстановления происходит оттягивание или перемещение части или всех валенных электронов от ионов, атомов или молекул одного из вступающих реакцию веществ к частицам другого. При этом элемент, электроны которого смещаются к атомам другого элемента (полностью в случае ионной связи или частично в случи ковалентной), проявляет положительную окисленность. Элемент, к атомам которого смещаются электроны другого элемента, проявляет отрицательную окисленность. Для характеристики состояния элемента в соединениях пользуются понятием о степени окисления. Степень окисления n - электрический заряд (в единицах заряда электрона), который получил данный атом, если бы каждая общая пара электронов, связывают его с другими атомами, полностью переместилась бы к более электроотрицательному атому.

Для определения степени окисления атомов в химических соединениях различного типа необходимо знать:

1. Атомы кислорода имеют степень окисления во всех соединениях n - 2 (кроме OF₂, где n +2 и перекисных соединении , где n =+1, например Н₂0₂)

2 Водород во всс.х соединениях с неметаллами имеет n +1, в гидридах металлов степень окислении водорода n =- 1: СаН₂. 3 . Степень окисления атомов в простых ионных соединениях для данного иона равна по знаку и по величине его электрическому заряду Например, в NaCI степень окисления Na равна +1 , а хлора -1, что обычно отмечается соответствующей цифрой над символом элемента: Na ⁺¹ CI^-1 4. Для элементов с непостоянной степенью окисления ее значение нетрудно подсчитать, зная формулу соединения и учитывая, что сумма степеней окислении всех атомов в молекуле равна нулю. Определим, например степень окисления хрома в соединении К₂Сг₂ О₇ . Степень окисления К n =+1, О n=-2 обозначим через х степень окислении хрома, тогда 2(+1)* 2х < 7( -2) =0. X =+6. Степень окисления хрома n = +6.

5. В молекулах, состоящих из одинаковых атомов ( Н₂, J _2,N₂ О_2. F₂ и др.) степень окислении раина нулю, так как здесь не имеет места одностороннее оттягивание к какому-либо одному атому Например, в молекулах азота и фтора степень окисления n =0, но ковалентность равна для азота 3, для фтора 1.

6. Степень окисления металлов элементарном состоянии принимается равной 0. например, для Mg n= 0.

Реакции в результате которых изменяются степени окисления элементов называют окислительно-восстановительными.

Mg + CI₂ = MgCI₂

М_g° - 2е→ М_g-² С1⁰₂ + 2е→ 2 СI^-

Процесс потери частицей электронов, сопровождающийся повышением степени окисления, называется окислением, а процесс присоединения электронов, сопровождающийся понижением степени окисления, называется постановлением. В реакциях эти два процесса протекают одновременно одни частицы окисляются, другие восстанавливаются, следовательно, окислительно-восстановительные процессы представляют собой единство двух противоположных тенденций Вещества, присоединяющие электроны, называются окислителями, а вещества теряющие электроны - восстановителями. В приведенном примере С I₂ окислитель, М_g - восстановитель.

Окислитель, присоединивший электроны, в соответствии с количеством принятых электронов, понижает свою степень окисления ( восстанавливается), восстановитель, отдавший свои электроны, повышает свою степень окисления (окисляется).

Основной вопрос, возникающий при составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций, это вопрос об окислительно-восстановительной способности реагирующих веществ. Качественные представления об этом можно получить, руководствуясь периодическим законом и положением элементов в периодической системе элементов Д И Менделеева.

Только восстановителями могут быть а) свободные атомы металлов всех семейств (s, р, d, f;) б) элементы с наименьшей степенью окисления.

Проявление свободными металлами только восстановительных свойств объясняется способностью их атомов терять полностью или частично валентные электроны.

К восстановителям, указанным в пункте "б", относятся атомы неметаллических элементов с отрицательной степенью окисления: 4 -3 -2 -1

СН, NН, Н₂ S, НС1 и другие соединения и ион Н^-

Только окислителями могут быть: а) атомы элементов с наивысшей положительной степенью окисления в соединениях; 6) атомы и молекулы фтора и кислорода.

В реакциях окисления-восстановления некоторые вещества могут выступать в зависимости от условий и окислителями и восстановителями. Сюда вносятся а) атомы и молекулы неметаллов IV VII А подгрупп, бор. водород, б) атомы элементов с промежуточной (между высшей и низшей) положительной степенью окисления в соединении; в) перекисные соединения (Н₂О₂ . ВаО₂, и др.) Это связано со способностью соответствующих элементов отдавать, или принимать электроны, повышая или понижая степень окисления. Например, Н^-← Н⁰→ Н⁺

С1^-1 ←С1⁰→ С⁺¹→С1⁺³→ С1⁺⁵→ С1⁺⁷

S^-2 ← S⁰ → S ⁺⁴ → S⁺⁶

^{восстановление окисления}

Например, для соединений марганца характерны степени окисления

0 +2 +3 +4 +7

Мn, МnО, Мn₂О₃, МnО₂, Мn₂О₇. Все формы его соединений с n = +2, +3, +4, +6 В зависимости от условий могут проявить окислительную и восстановительную функции за счет атома марганца

МnО₂ +4НС1 = МnС1₂ + С1₂° + 2Н₂0

Мп ⁺⁴ –окислитель

МnО₂ + КNO₃+ K₂CO₃= КМnО₄ + KNO₂ + CO₂

Мп ⁺⁴ - восстановитель

Наконец, во многих реакциях, протекающих в водных растворах, участвуют соединения, атомы которых не именуют степени окисления. Такие вещества в окислительно-восстановительных процессах часто играют рать среды нейтральной, шел очной и кислотной. Подкисленное обычно осуществляется разбавленной серной кислотой, окислительная функция которой не проявляется в присутствии более сильных окислителей Вода, щелочь н кислота играют важную роль в регулировании числа атомов кислорода в продуктах окислительно-восстановительных реакций

Методы составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций. Типы окислительно-восстановительных реакций.

Чтобы составить уравнение окислительно-восстановительной реакции, надо знать свойства взаимодействующих веществ и на их ос1Ювс предугадать образование новых веществ. Окончательно вопрос о продуктах реакции может быть решен экспериментально Например. при взаимодействии сероводорода с б ахроматом калия в кислой среде изменяется цвет раствора из оранжевого в зеленый, характерный для соединений трехвалентного хрома, раствор мутнеет вследствие выпадения в осадок серы.

Частицы исходных и конечных продуктов реакции с указанием степеней окисления атомов, изменяющих ее(степени окисления), выглядит так

₊₆ ^-2 ₊₃ о

К₂Сг₂О₇ + Н₂S + Н₂S0₄ →Сr₂ (SО₄)₃ +S + К₂S0₄

Так как вода может получаться или расходоваться в реакциях, то ее записывают в той или иной чаcти равенства при окончательном подсчете атомов Н и О

В приведенных соединениях изменяют степень окисления только хром и сера:

2 Сг⁺⁶ + 6е — 2 Сr⁺³ -1

S^-2 – 2е ­­­­­­­­ →S⁰ -3

Переход Сг⁺⁶ → Сг⁺³ формально отвечает присоединению трех электронов, а переход S^-2 → S⁰ соответствует потере двух электронов. Следовательно К₂Сr₂О₇ - окислитель, Н₂S восстановитель.

Так как во всех окне окислительно-восстановительных реакциях общее число электронов, отдаваемых восстановителем, равно общему числу -электронов, присоединяемых окислителем, подбираем основные коэффициенты для окислителя (I) и восстановителя (3) в уравнении реакции

₊₆ ^-2 ₊₃ о

К₂Сг₂О₇ + Н₂S + Н₂S0₄ →Сr₂ (SО₄)₃ +S + К₂S0₄

Остальные коэффициенты находят при подсчете баланса других элементов ( пока без О и Н). в данном случае атомов К, а затем и групп БО« ^г По числу атомов водорода в исходных веществах (14) находим число образовавшихся молекул воды (7) и дописываем уравнение реакции

₊₆ ^-2 ₊₃ о

К₂Сг₂О₇ + 3Н₂S + 4Н₂S0₄ →Сr₂ (SО₄)₃ +3S + К₂S0₄ + 7H₂O

Дав проверки правильности подобранных коэффициентов подсчитывают балансе кислорода (в левой и правой частях равенства по 23 атома О)

В тех случаях, когда в реакции число элементов, изменяющих свою степень окисления, больше двух, устанавливают общее число электронов, теряемых восстановителями общее число электронов приобретаемое окислителями, а в остальном поступают обычным образом.

Например:

+3-2 +5 +5 +6 +2

As₂S₃+ HNO₃ + Н₂О = H₂AsO₃+ H₂SO₄ + NO

2 As⁺³ – 2*2 е →2 As⁺³ -28е З восстановитель 3S^-2 -3*8е → 3S^-2

N⁺⁵ + 3e → N⁺² 28 окнелше и.

Довольно часто встречаются случаи, когда соединение, кроме выполнения окислительной или восстановительной функции, идет также на связывание продуктов реакции (степени окисления элементов нс изменяются).

Рассмотрим составление уравнения подобной реакции на примере взаимодействия перманганата калия с концентрированной соляной кислотой

КМпО₄ - окислитель, НCI - восстановитель и одновременно среда, в которой протекает процесс. Поэтому в уравнении реакции целесообразно формулу соляной кислоты написать дважды:

КМпО₄ + HCl + HCl --------►

Окислитель восст-тель среда

Зная, что в кислой среде превращение КМпО₄ сопровождайся изменением степени окисления марганца от +7 до +2, запишем продукты реакции:

+7 -1 -1 +2 о -1

КМпО₄ + HCl + HCl ► MnCl₂ + Cl₂ ⁺ KCl

Составим уравнение электронного баланса:

Мп⁺⁷ +5е → Мп⁺² 1 2 окислитель

Cl^-1 ▼1е → Cl⁰ 5 -10 восстановитель

Так молекула хлора состоит из двух атомов, оба основных коэффициента удваиваются (соотношение 1:5 должно сохраняться в уравнении реакции)

2КМп0₄ +10НС1 + НС1 --►2МпСI₂ +5СІ₂ +КС1

восст-тель среда

По числу атомов калия в 2 КМпО₄ находим число молекул КСІ (2) По числу атомов хлора в правой части уравнения, не изменивших степени окисления, находим коэффициенты перед НС1 – средой:

2KMnO₄ +10НС1 + НС1 --►2МпСI₂ +5СІ₂ + 2КС1

Определяем число молекул йоды и окончательно записываем уравнение:

2KMnO₄ +10НС1 + 6НС1 --►2МпСI₂ +5СІ₂ +2 КС1 +8Н₂О

Рассмотренной прием составления уравнений окислительно-восстановительных реакций принят в методе электронного баланса.

Различают три типа реакции окисления-восстановления межмолекулярные, внутримолекулярные и самоокислеиия-самовосстановления.

В межмолекулярных окислительно-восстановительных реакциях изменяют степень окисления элементы разных молекул. Легко заметить, что вес вышеприведенные реакции относятся к этому типу реакций

К реакциям внутримолекулярного окисления-восстановления относятся процессы , при которых степени окисления изменяют разные элементы одной я той же молекулы Обычно это реакции термического разложения веществ например:

+5 -1 0

2 КСIO₃= 2 KCl + 3 O₂

СІ⁵⁺ -6e → СІ ^1- -2 окислитель 2O^-2 - 4 e →О⁰₂ -3 восстановитель

В реакциях самоокисления-самовосстановления степень окисления одного и того же элемента и повышается и понижается. Подобные реакции называются еще реакциями диспропорционирования, например

о -1

3 С1₂ + 6 КОН = 5 KCl + КСI0₂ +3 H₂О

С1° - 5 е СI^-5 • 1 С1° + 1 е — СІ^-1 • 5

0 1 +5 ЗСІ⁰= СІ + 5СІ

Направление течения окислительно-восстановительных реакций в различных условиях

Характер окислительно-восстановительного процесса во многом зависит от среды, в которой происходит. В некоторых случаях среда изменяет даже направление процесса. Например: реакция

Н₂SeО₄ +2 НСI = Н₂SeО₃+ СI₂ + Н₂0 в кислой среде протекает слева направо, а щелочной справа налево.

Иногда среда может усилить или ослабить окислительно-восстановительную функцию соединения. Это очень четко можно проследить на взаимодействии перманганата калия с сульфитом натрия. 2КМпО₄ + 5 Nа₂SO₄ + 3 КОН = 2К₂МпО₄ + 5Nа₂SO₄ + ЗН₂0

Мn⁺⁷ +5е → Mn⁺⁴ 2 окислитель S ⁺⁴ -2е → S⁺⁶ 5 восстановитель

2КМп0₄ + 3 Nа₂SO₄ + Н₂О= 2МпО₄ + 3Nа₂SO₄ + 2К0Н

Мn⁺⁷ +3е → Mn⁺⁴ 2 окислитель S ⁺⁴ -2е → S⁺⁵ 3 восстановите

2КМпО₄ + Nа₂SO₄ + 3 КОН = 2К₂МпО₄ + 5Nа₂SO₄ + Н₂0

В кислой среде окислительные свойства КМпО₄, проявляются полностью (Мп ⁺⁷ восстанавливается до Мп⁺² ). В меньшей степени окислительные свойства КМпО₄ проявляет в нейтральной, слабокислой и слабощелочной средах (Мп⁺⁷ восстанавливается до Мп ⁺⁴) И самым слабым окислителем он является в слабощелочной среде (Мп⁺⁷ восстанавливается до Мп ⁺⁶). Кроме среды, на направление окислительно-восстановитеьной реакции влияют концентрации реагирующих веществ и температура. При взаимодействии хлора со щелочью обнаруживается одновременное влияние этих двух факторов.

Если газообразный хлор пропускать в концентрированный раствор горячей щелочи, то реакция пойдет по уравнению:

ЗСI₂ + 6NaOH= NaCIO₃ + NaCI + 3H₂0 При взаимодействии хлора с холодным н разбавленным раствором щелочи протекает реакция:

ЗСI₂ + 2NaOH= NaCIO₃ + NaCI + H₂0 Влияние концентрации реагирующих веществ особенно ярко обнаруживается при взаимодействии металлов и неметаллов с кислотами. Если для таких кислот , как НС1, это обусловлено изменением концентрации ионов водорода, влияющим на скорость процесса, то степень разбавления, например: Н₂SO₄ и H ₂SеO₄ влияет на направление процесса, определяя их поведение как окислителей, то за счет ионов H , то за счет атомов серы и селена (S⁺⁶ и Se⁺⁴)

Азотная кислота являясь окислителем, всегда та счет атома азота, в зависимости от степени разбавления и активности восстановителя, может образовывать вещества с различной более низкой степенью окисления азота от +4 до -3 (NO_2, N0, N₂О, N₂, NН₃).

Gc + 4 НNO₃ + 6 HF ---►H₃GcF₆ + 4 NO₂ + 4 H₂0

Конц.

Gc – 4е→ Gc ⁺⁴ 1 восстановитель N⁺⁵ + 1е → N⁺⁴ 4 окислитель

3 Со + 8 НNO₃ -- ► Со(NO₃)₂ + 2 NO + 4 H₂0

разб

Со⁰ -2е → Со⁺² -3 восстановитель N⁺⁵ +3е →N⁺² -2 окислитель

5 Со + 12 НNO₃ --► 5Со(NO₃)₂ + N₂ + 6 H₂0

Со⁰ - 2 е —» Со⁺² • 3 восстановитель

N⁺⁵ +5е —»N⁰ • 2 окислитель

4Zn + 10 HNO₃ --►4Zn(NO₃)₂+ NH₄NO₃ + 2H₂O

Zn⁰ - 2 е — Zn⁺² -8 -4 восстановитель N⁺⁵ +8 е— N^-3 -2 -1 окислитель

Экспериментальная часть