З'єднання елементів із ступенем окиснення –3. Як визначити ступінь окиснення Синільна кислота ступінь окиснення

Щоб правильно розставляти ступеня окиснення, необхідно пам'ятати чотири правила.

1) У простій речовині ступінь окислення будь-якого елемента дорівнює 0. Приклади: Na 0 , H 0 2 , P 0 4 .

2) Слід запам'ятати елементи, котрим характерні постійні ступені окислення. Усі вони перераховані у таблиці.

3) Вищий рівень окислення елемента, як правило, збігається з номером групи, в якій знаходиться даний елемент (наприклад, фосфор знаходиться в V групі, вища с. о. фосфору дорівнює +5). Важливі винятки: F, O.

4) Пошук ступенів окиснення інших елементів заснований на простому правилі:

У нейтральній молекулі сума ступенів окислення всіх елементів дорівнює нулю, а іоні - заряду іона.

Декілька простих прикладів на визначення ступенів окиснення

Приклад 1. Необхідно знайти ступеня окиснення елементів в аміаку (NH 3).

Рішення. Ми вже знаємо (див. 2), що ст. бл. водню дорівнює +1. Залишилося знайти цю характеристику азоту. Нехай х - шуканий ступінь окиснення. Складаємо найпростіше рівняння: х + 3 (+1) = 0. Рішення очевидне: х = -3. Відповідь: N-3 H3+1.

Приклад 2. Вкажіть ступінь окислення всіх атомів у молекулі H 2 SO 4 .

Рішення. Ступені окиснення водню та кисню вже відомі: H(+1) та O(-2). Складаємо рівняння для визначення ступеня окиснення сірки: 2 (+1) + х + 4 (-2) = 0. Вирішуючи дане рівняння, знаходимо: х = +6. Відповідь: H+12S+6O-24.

Приклад 3. Розрахуйте ступінь окислення всіх елементів у молекулі Al(NO 3) 3 .

Рішення. Алгоритм залишається незмінним. До складу "молекули" нітрату алюмінію входить один атом Al(+3), 9 атомів кисню (-2) та 3 атоми азоту, ступінь окислення якого нам і належить обчислити. Відповідне рівняння: 1 (+3) + 3х + 9 (-2) = 0. Відповідь: Al +3 (N +5 O -2 3) 3 .

Приклад 4. Визначте ступеня окиснення всіх атомів в іоні (AsO 4) 3- .

Рішення. У разі сума ступенів окислення дорівнюватиме вже не нулю, а заряду іона, тобто, -3. Рівняння: х + 4(-2) = -3. Відповідь: As(+5), O(-2).

Що робити, якщо невідомі ступені окислення двох елементів

А чи можна визначити ступеня окиснення відразу кількох елементів, користуючись схожим рівнянням? Якщо розглядати це завдання з погляду математики, відповідь буде негативною. Лінійне рівняння із двома змінними не може мати однозначного рішення. Але ми вирішуємо не просто рівняння!

Приклад 5. Визначте ступеня окислення всіх елементів (NH 4) 2 SO 4 .

Рішення. Ступеня окислення водню та кисню відомі, сірки та азоту – ні. Класичний приклад задачі із двома невідомими! Розглядатимемо сульфат амонію не як єдину "молекулу", а як об'єднання двох іонів: NH 4 + і SO 4 2- . Заряди іонів нам відомі, у кожному міститься лише один атом з невідомим ступенем окислення. Користуючись досвідом, набутим під час вирішення попередніх завдань, легко знаходимо ступеня окиснення азоту та сірки. Відповідь: (N -3 H 4 +1) 2 S +6 O 4 -2.

Висновок: якщо молекула містить кілька атомів з невідомими ступенями окислення, спробуйте "розділити" молекулу на кілька частин.

Як розставляти ступеня окиснення в органічних сполуках

Приклад 6. Вкажіть ступінь окислення всіх елементів у CH 3 CH 2 OH.

Рішення. Знаходження ступенів окиснення в органічні сполукимає власну специфіку. Зокрема, необхідно окремо знаходити ступеня окиснення для кожного атома вуглецю. Розмірковувати можна так. Розглянемо, наприклад, атом вуглецю у складі метильної групи. Даний атом З'єднаний з 3 атомами водню та сусіднім атомом вуглецю. У зв'язку з С-Н відбувається зміщення електронної щільності у бік атома вуглецю (т. до. електронегативність З перевищує ЕО водню). Якби це усунення було повним, атом вуглецю придбав заряд -3.

Атом С у складі групи -СН 2 ВІН пов'язаний з двома атомами водню (зміщення електронної щільності у бік С), одним атомом кисню (зміщення електронної щільності у бік О) та одним атомом вуглецю (можна вважати, що зміщення ел. щільності в цьому випадку не відбувається). Ступінь окиснення вуглецю дорівнює -2+1+0=-1.

Відповідь: З -3 H +1 3 C -1 H +1 2 O -2 H +1.

Не змішуйте поняття "валентність" та "ступінь окислення"!

Ступінь окислення часто плутають із валентністю. Не робіть такої помилки. Перелічу основні відмінності:

• ступінь окиснення має знак (+ або -), валентність – ні;
• ступінь окислення може дорівнювати нулю навіть у складній речовині, рівність валентності нулю означає, як правило, що атом даного елемента не з'єднаний з іншими атомами (будь-якого з'єднання включення та іншу "екзотику" тут обговорювати не будемо);
• ступінь окислення - формальне поняття, яке набуває реального сенсу лише у з'єднаннях з іонними зв'язками, поняття "валентність", навпаки, найбільш зручно застосовувати по відношенню до ковалентних сполук.

Ступінь окислення (точніше, її модуль) часто чисельно дорівнює валентності, але ще частіше ці величини не збігаються. Наприклад, ступінь окислення вуглецю CO 2 дорівнює +4; валентність З також дорівнює IV. А ось у метанолі (CH 3 OH) валентність вуглецю залишається тією ж, а ступінь окислення С дорівнює -1.

Невеликий тест на тему "Ступінь окислення"

Витратьте кілька хвилин, перевірте, як ви засвоїли цю тему. Вам потрібно відповісти на п'ять нескладних питань. Успіхів!

Хімічний елемент у поєднанні, обчислений з припущення, що всі зв'язки мають іонний тип.

Ступені окиснення можуть мати позитивне, негативне або нульове значення, тому алгебраїчна сума ступенів окиснення елементів у молекулі з урахуванням числа їх атомів дорівнює 0, а в іоні – заряду іона.

1. Ступені окиснення металів у з'єднаннях завжди позитивні.

2. Вищий ступінь окислення відповідає номеру групи періодичної системи, де знаходиться даний елемент (виняток становлять: Au +3(І група), Cu +2(II), з VIII групи ступінь окислення +8 може бути тільки у осмію Osта рутенія Ru.

3. Ступені окислення неметалів залежать від того, з яким атомом він з'єднаний:

• якщо з атомом металу, то ступінь окиснення негативна;
• якщо з атомом неметалу то ступінь окиснення може бути і позитивним, і негативним. Це залежить від електронегативності атомів елементів.

4. Вищий негативний ступінь окиснення неметалів можна визначити відніманням з 8 номери групи, у якій перебуває цей елемент, тобто. вищий позитивний ступінь окиснення дорівнює числу електронів на зовнішньому шарі, що відповідає номеру групи.

5. Ступені окиснення простих речовин дорівнюють 0, незалежно від того метал це або неметал.

Елементи з постійними ступенями окиснення.

ВИЗНАЧЕННЯ

Ступінь окислення- це кількісна оцінка стану атома хімічного елементау поєднанні, заснована на його електронегативності.

Вона набуває як позитивних, і негативні значення. Щоб вказати ступінь окислення елемента у з'єднанні, потрібно поставити зверху над його символом арабську цифру з відповідним знаком (+ або «-»).

Слід пам'ятати, що ступінь окислення - величина, яка не має фізичного сенсу, тому що не відображає реального заряду атома. Однак це поняття дуже широко використовується у хімії.

Таблиця ступеня окиснення хімічних елементів

Максимальний позитивний та мінімальний негативний ступінь окиснення можна визначити за допомогою Періодичної таблиці Д.І. Менделєєва. Вони рівні номеру групи, в якій розташований елемент, і різниці між значенням «вищого» ступеня окиснення та числом 8 відповідно.

Якщо розглядати хімічні сполуки конкретніше, то речовинах з неполярними зв'язками ступінь окислення елементів дорівнює нулю (N 2 , H 2 , Cl 2).

Ступінь окислення металів в елементарному стані дорівнює нулю, тому що розподіл електронної густини в них рівномірний.

У простих іонних сполуках ступінь окислення елементів, що входять до них, дорівнює електричному заряду, оскільки при утворенні цих сполук відбувається практично повний перехід електронів від одного атома до іншого: Na +1 I -1 , Mg +2 Cl -1 2 , Al +3 F - 1 3 Zr +4 Br -1 4 .

При визначенні ступеня окиснення елементів у з'єднаннях з полярними ковалентними зв'язками порівнюють значення їх електронегативностей. Бо при освіті хімічного зв'язкуелектрони зміщуються до атомів більш електронегативних елементів, останні мають у з'єднаннях негативний ступінь окислення.

Існують елементи, для яких характерне лише одне значення ступеня окиснення (фтор, метали ІА та ІІА груп тощо). Фтор, що характеризується найбільшим значенням електронегативності, у з'єднаннях завжди має постійний негативний ступінь окиснення (-1).

Лужні та лужноземельні елементи, для яких властиво відносно невисоке значення електронегативності, завжди мають позитивний ступінь окислення, рівний відповідно (+1) та (+2).

Проте, є такі хімічні елементи, котрим характерні кілька значень ступеня окислення (сірка - (-2), 0, (+2), (+4), (+6) та інших.).

Для того, щоб легше було запам'ятати скільки та які ступеня окиснення характерні для конкретного хімічного елемента, використовують таблиці ступенів окиснення хімічних елементів, які виглядають наступним чином:

Приклади розв'язання задач

ПРИКЛАД 1

• Ступінь окиснення фосфору у фосфіні дорівнює (-3), а в ортофосфорній кислоті – (+5). Зміна ступеня окиснення фосфору: +3 → 5, тобто. Перший варіант відповіді.
• Ступінь окиснення хімічного елемента в простій речовині дорівнює нулю. Ступінь окиснення фосфору в оксиді складу P 2 O 5 дорівнює (+5). Зміна ступеня окиснення фосфору: 0 → 5, тобто. Третій варіант відповіді.
• Ступінь окиснення фосфору в кислоті складу HPO 3 дорівнює (+5), а H 3 PO 2 - (+1). Зміна ступеня окиснення фосфору: +5 → 1, тобто. п'ятий варіант відповіді.

ПРИКЛАД 2

При високих температурах азот і фосфор окислюють багато металів і неметалів, утворюючи нітриди (Mg 3 N 2) і фосфіди (Са 3 Р 2). У сполуках з s-елементами миш'як (арсеніди), сурма (стибіди), вісмут (вісмутиди) виявляють ступінь окиснення –3. Наприклад, K 3 Sb, Ca 3 As 2 та ін.

Властивості нітридів закономірно змінюються за періодами та групами періодичної системи. Наприклад, у малих періодах змінюються від основних нітридів – до кислотних.

Na 3 N (основний) – AlN (амфотерний) – P 3 N 5 (кислотний)

Нітриди d-елементів III – IV груп різноманітні, мають змінний склад, виявляють металеві властивості.

З ковалентних нітридів найбільше практичне застосування знаходить аміак – безбарвний газ із різким задушливим запахом. Молекула NH 3 має форму тригональної піраміди, причому HNH = 107,3'.

Аміак має температуру плавлення -77,75 про; температуру кипіння –33,35 про З, легко скраплюється, має високу теплоту випаровування, тому застосовується у холодильних машинах. Він добре розчинний у воді (в одному об'ємі води розчиняється ~ 700 об'ємів аміаку), що пов'язано з утворенням водневого зв'язку між молекулами NH 3 і Н 2

 ..  O -

H-N: …H-O:  H – N – H + + 

NH 4 OH – слабкий електроліт з Кд = 1,810 -5 (записати вираз).

Характерною реакцією на іон амонію є реакція з лугами:

NH 4 NO 3 + NaOH = NH 4 OH + NaNO 3

NH 4 + + OH - = NH 3  + H 2 O

При цьому спостерігається посиніння червоного лакмусового папірця.

Рідкий аміак – хороший розчинник і широко застосовується щодо різноманітних синтезів. При нагріванні аміак виявляє властивості відновлювача:

4NH 3 + 3O 2 = 2N 2 + 6H 2 O (без каталізатора)

4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O (з Pt-каталізатором)

У промисловості аміак отримують синтезом із простих речовин:

N 2 + 3H 2  2NH 3 ; H = -92кДж

Відповідно до принципу Ле Шательє рівновага має зміщуватися вправо зі збільшенням тиску та зменшення температури. Але при низькій температурі швидкість реакції вкрай мала, тому синтез аміаку здійснюють при 400-500 про З і 5-1000 атм у присутності каталізатора - губчастого заліза з домішками Al 2 O 3, K 2 O і т.д.

Основну масу виробленого NH 3 використовують для одержання HNO 3 та азотних добрив. Тут доречно повторити відому думку академіка Н.Д. Прянишникова: створення СРСР 20-30 гг. ХХ століття індустрії синтетичного аміаку рівносильно появі хліборобної країни з посівними площами Аргентини та Канади, разом узятих.

Азот утворює інші сполуки з воднем – N 2 H 4 – гідразин; NH 2 OH – гідроксиламін.

Гідразин (ступінь окислення азоту –2) – безбарвна рідина, сильний відновник. Його отримують обережним окисленням аміаку гіпохлоритом:

2NH 3 + NaClO = N 2 H 4 + NaCl + H 2 O

Відновлювальні властивості можна продемонструвати на прикладі взаємодії гідразину з розчином перманганату калію:

4KMnO 4 + 5N 2 H 4 + 6H 2 SO 4 = 5N 2 + 4MnSO 4 + 2K 2 SO 4 + 16H 2 O

N 2 -2 H 4 - 4e = N 2 + 4H +

MnO 4 - + 5e + 8H + = Mn 2+ + 4H 2 O

4MnO 4 - + 5N 2 H 4 + 32H + = 4Mn 2+ + 16H 2 O + 5N 2 + 20H +

4MnO 4 - + 5N 2 H 4 + 12H + = 4Mn 2+ + 16H 2 O + 5N 2

Гідроксиламін NH 2 OH (ступінь окислення азоту –1) – біла кристалічна речовина, сильний відновник у лужному середовищі та окислювач у кислому середовищі, слабка основа (К д = 210 -8), легко розкладається за механізмом самоокислення-самовосстановлення:

3NH 2 OH = NH 3 + N 2 + 3H 2 O

Фосфорз воднем мало взаємодіє. Фосфін РН 3 отримують непрямим шляхом: при гідролізі деяких фосфідів, а також реакції диспропорціонування фосфору в лужному середовищі.

Mg 3 P 2 + 6H 2 O = 3Mg(OH) 2 + 2PH 3

Фосфін – сильний відновник, надзвичайно отруйний газ із неприємним запахом. Йому відповідає нестійкий іон РН 4+ (фосфонії).

Водневі сполуки підгрупи миш'яку AsH 3 (арсин), SbH 3 (стибін), BiH 3 (вісмутин) - газоподібні речовини з різким запахом; стійкість зменшується в ряду: AsH 3  SbH 3  BiH 3 . Ці сполуки – сильні відновники, їх арсин – дуже токсичний. Їх отримують дією розведених кислот на арсеніди, стибіди та вісмутиди:

Mg 3 Е 2 + 6HCl = 3MgCl 2 + 2ЕН 3

і дією цинку на розчини сполук у кислому середовищі:

As 2 O 3 + 6Zn + 12HCl = 2AsH 3 + 6ZnCl 2 + 3H 2 O

З'єднання елементів зі ступенем окиснення + 1

N 2 O – оксид азоту (I) – безбарвний газ із приємним запахом та солодкуватим смаком NN=O – наркотик.

Фосфор також виявляє ступінь окислення +1 в Н 3 РО 2 – фосфорноватої кислоти К д =910 -2:

Її солі називаються гіпофосфітами, вони добре розчиняються у воді. Фосфорновата кислота та її солі – сильні відновники, при нагріванні диспропорціонують:

3H = PH 3 + H 2

З'єднання азоту зі ступенем окиснення + 2

NO – оксид азоту (II) – безбарвний газ, його одержання з простих речовин можливе при 3000 про С, це хімічно активна речовина, що виявляє окисні та відновлювальні властивості, виступає як ліганд у нітрозильних комплексах.

З'єднання елементів зі ступенем окиснення + 3

Найбільше значення мають оксиди, гідроксиди, солі, а також галіди та оксогаліди.

N 2 O 3 – оксид азоту (III) існує лише у твердому стані за низьких температур. Має таку будову:

стабільна модифікація: нестабільна модифікація:

Легко взаємодіє зі лугами, утворює нітрити:

N 2 O 3 + 2NaOH = 2NaNO 2 + H 2 O

N 2 O 3 – ангідрид азотистої кислоти HNO 2 , яка відома лише у водному розчині, це слабка кислота з К д = 5,110 -4 . Азотиста кислота має схильність до реакцій диспропорціонування:

3HNO 2 = HNO 3 + 2NO + H 2 O

Похідні азоту (III) виявляють і відновлювальні та окисні властивості. Наприклад:

Відновник: K 2 Cr 2 O 7 + 3NaNO 2 + 4H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3NaNO 3 + K 2 SO 4 + 4H 2 O;

Окислювач: 2NaNO 2 + 2KI + 2H 2 SO 4 = I 2 + 2NO + K 2 SO 4 + Na 2 SO 4 + 2H 2 O

Р 2 Про 3 - кислотний оксид. Р 2 О 3 + 3Н 2 О = 2Н 2 або Н 3 РО 3

Р 2 Про 3 + 4NaOH = 2Na 2 + H 2 O

H 2 – фосфориста кислота – двоосновна кислота середньої сили (К 1 = 110 -2 ; К 2 = 310 -7).

Фосфориста кислота – безбарвна кристалічна речовина, що добре розчиняється у воді. Схильна до реакції диспропорціонування:

4Н 3 РО 3 = 3Н 3 РО 4 + РН 3

Сполуки фосфору (III) – досить сильні відновники.

As 2 O 3 – білий миш'як. Переважно є кислотним оксидом. Добре розчиняється у воді, лугах та галогеноводородних кислотах:

As 2 O 3 + 3H 2 O = 2H 3 AsO 3 (миш'яковиста кислота)

As 2 O 3 + 8HCl = 2HАsCl 4 + 3H 2 O

Sb 2 O 3 – амфотерний оксид:

Sb 2 O 3 + 3H 2 SO 4 = Sb 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O

Sb 2 O 3 + 2KOH + 3H 2 O = 2K

Bi 2 O 3 – основний оксид; розчиняється лише у кислотах.

У ряді As(OH) 3 Sb(OH) 3 Bi(OH) 3 відбувається посилення основних властивостей. As(OH) 3 переважають кислотні властивості, а Bi(OH) 3 – основні.

As(OH) 3 або H 3 AsO 3 – слабка миш'яковиста кислота.

Sb(OH) 3 і Bi(OH) 3 – у воді практично не розчиняються, утворюються із солей у вигляді опадів змінного складу Е 2 Про 3 nН 2 Про, наприклад,

Bi(NO 3) 3 + 3KOH = Bi(OH) 3  + 3KNO 3

При сплавленні Е 2 Про 3 або Е(ОН) 3 з лугами утворюються полімерні метаарсенати (III) та метастибати (III) (метаантимоніти) складу МЕО 2 .

Для Sb(OH) 3 та Bi(OH) 3 характерні продукти часткового зневоднення гідроксидів, тобто сполуки SbO(OH) та BiO(OH). Радикали SbO + - антимонія і BiO + - вісмутила, що відповідають їм, часто входять до складу солей і грають у них роль одновалентних металів:

SbCl 3 + H 2 O  SbOCl + 2HCl

У ряді As(III)Sb(III)Bi(III) відновлювальна здатність зменшується. Наприклад:

As 2 S 3 + HNO 3 H 3 AsO 4 + SO 4 2- + NO

As 2 S 3 – 28e + 20H 2 O = 2H 3 AsO 4 + 3SO 4 2- + 34H +

NO 3 - + 3e + 4H + = NO + 2H 2 O

3As 2 S 3 + 28NO 3 - + 60H 2 O + 112H + = 6H 3 AsO 4 + 9SO 4 2- + 28NO + 56H 2 O + 102H +

3As 2 S 3 + 28NO 3 - + 4H 2 O + 10H + = 6H 3 AsO 4 + 9SO 4 2- + 28NO

3As 2 S 3 + 28HNO 3 + 4H 2 O = 6H 3 AsO 4 + 28NO + 9H 2 SO 4

З'єднання азоту зі ступенем окиснення + 4

NO 2 - газ бурого кольору, токсичний, парамагнітний, хімічно активний, молекули навіть у парах частково димеризовані (N 2 O 4 - безбарвний, діамагнітний):

2NO 2  N 2 O 4 ; H = -55 кДж

З'єднання зі ступенем окиснення +5

N 2 O 5 – оксид азоту (V) – азотний ангідрид – біла кристалічна речовина, під час нагрівання – вибухає.

HNO 3 – азотна кислота (тріоксинітрат водню), безбарвна рідина (щільність 1,52 г/мл) з температурою кипіння 84,1 про З та температурою кристалізації –41,6 про З, сильна кислота.

У промисловості отримання азотної кислоти використовується метод каталітичного окислення аміаку. Синтез складається із трьох стадій:

Окислення аміаку на платиновому каталізаторі: 4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O

Окислення NO в NO 2: 2NO + O 2 = 2NO 2

Поглинання NO 2 водою: 2NO 2 + H 2 O = HNO 3 + HNO 2; 3HNO 2 = HNO 3 + 2NO + H 2 O

За будь-яких концентрацій азотна кислота є сильним окислювачем.

Азотна кислота при нагріванні та освітленні легко розкладається:

4HNO 3 = 4NO 2 + O 2 + 2H 2 O

Необхідно згадати та вставити сюди схему взаємодії азотної кислоти з металами (I семестр). Азотна кислота окислює і неметали. Елементи, для яких характерний високий ступінь окислення (>4), в результаті взаємодії з HNO 3конц зазвичай утворюють кислоти, що містять кисень, а NO 3 - відновлюється до NO:

S + 2HNO 3 = H 2 SO 4 + 2NO

3Re + 7HNO 3 = 3HReO 4 + 7NO + 2H 2 O

Суміш одного об'єму HNO 3 і 3 об'ємів HCl («царська горілка») має виключно сильну окисну дію, яка обумовлена ​​виділенням атомарного хлору:

HNO 3 + 3HCl = NOCl + 2Cl + 2H 2 O

: HNO 3 + 3HCl = NO + 3Cl + 2H 2 O

Більшість нітратів розчиняються у воді, вони широко використовуються як мінеральні добрива.

HNN 2 або HN 3 - азотистоводнева кислота. За силою вона близька до оцтової. Має азот із двома ступенями окиснення +5 і –3, тому виявляє властивості і окисника та відновника.

Р 2 Про 5 - фосфорний ангідрид, жадібно поглинає воду:

Р 2 О 5 + 3Н 2 О = 2Н 3 РО 4

Н 3 РО 4 - ортофосфорна кислота, електроліт середньої сили (До 1 = 710 -3 ; До 2 = 610 -8 ; 4,310 -13).

Н 4 Р 2 Про 7 - пірофосфорна кислота;

НРО3 – метафосфорна кислота.

Солі фосфорної кислоти – фосфати – піддаються гідролізу.

As 2 O 5 - добре розчинний у воді з утворенням миш'якової кислоти, солі якої називаються арсенатами: As 2 O 5 + 3H 2 O = 2H 3 AsO 4 Для миш'якової кислоти К 1 = 610 -3 , тобто вона кілька слабше фосфорної.

Sb 2 O 5 – у воді малорозчинний, краще розчинний у лужних розчинах:

Sb 2 O 5 + 2KOH + 5H 2 O = 2K

Сувора та вісмутова кислоти у вільному стані не виділені, хоча відомі їх солі – стибати (антимонати) та вісмутати. Солі цих кислот, також як і фосфати та арсенати, важко розчиняються у воді.

У ряді PO 4 3- AsO 4 3- SbO 4 3- BiO 3 - посилюються окисні властивості. З'єднання Bi(V) – сильні окисники:

2Mn(NO 3) 2 + 5NaBiO 3 + 14HNO 3 = 2NaMnO 4 + 5Bi(NO 3) 3 + 3NaNO 3 + 7H 2 O