Реакции без изменения степеней окисления элементов. Условия одностороннего протекания химических реакций. Гидролиз.
Тема 4.1.1. Правило Бертолле
Без изменения степеней окисления протекают реакции обмена. Они подчиняются правилу Бертолле: реакция обмена в растворах электролитов происходят необратимо и до конца, если в качестве продуктов получают малорастворимые вещества (осадки и газы), малодиссоциирующиеся соединения (слабые электролиты или комплексные ионы). Таким образом, условия одностороннего протекания реакций – это:
1. Образование мало ионизирующихся молекул. Пример – реакция нейтрализации:
NaOH(p) + HCl(p) = NaCl(p) + Н 2 O(p) – образуется вода.
Запишем реакцию в ионном виде:
Na + (p) + OH - (p) + H + (p) + Cl - (p) = Na + (p) + Cl - (p) + Н 2 O(p)
OH - (p) + H + (p) = Н 2 O(p)
2.Образование слабоионизирующихся комплексных ионов:
Cd(OH) 2 (к) + 6 NH 3 (p) = (OH) 2
Cd(OH) 2 растворяется за счет образования комплекса.
3. Образование малорастворимого соединения:
AgNO 3 (p) + NaCl(p) = AgCl(к)¯ + NaNO 3 (p)
Ag + (p) + Cl - (p) = AgCl(к)¯
4. Образование летучего соединения:
Na 2 S(p) + 2 HCl(p) = H 2 S(г) + 2 NaCl(p)
S 2 - (p) + 2 H + (p) = H 2 S(г).
Без изменения от окисления обычно протекает гидролиз. Гидролиз – реакция обменного разложения между водой и соответствующим соединением с образованием малодиссоциируемого соединения.
Проводим опыт: Возьмем кристаллы NaCl, Na 2 CO 3 и AlCl 3 и растворим в дистиллированной воде. С помощью индикатора проверим характер среды полученных растворов.
Тема 4.1.2. Окраска индикаторов
4.1.2. Окраска индикаторов
Индикаторы – вещества, которые меняют свою окраску в зависимости от концентрации протонов.
Таблица 1. Окраска некоторых индикаторов в зависимости от характера среды раствора
При добавлении лакмуса фиолетового к бесцветным растворам NaCl, Na 2 CO 3 и AlCl 3 наблюдаем появление различной окраски (см. таблицу 2).
Таблица 2. Окраска индикатора лакмуса фиолетового в растворах различных солей и соответствующий ей характер среды
Тема 4.1.3. Гидролиз ионных соединений
Как объяснить, что в растворах солей возникает разная среда: кислая, щелочная или почти нейтральная среда, то есть появляется избыток ионов H + или OH - ?
При растворении в виде соли распадаются на ионы в общем виде:
КА ↔ К q + + A q - ,
где К - катион, А - анион, q - заряд ионов.
Катион или анион создает вокруг себя электрическое поле (чем больше заряд, тем больше электрическое поле) и своим полем воздействует на молекулу воды, то есть её поляризует. Молекула воды становиться более полярной и связь O-H разрывается, то есть протекает гидролиз. Поляризующее действие тона, то есть способность разрывать связь в молекуле H 2 O прямо пропорционально заряду и обратно пропорционально радиусу иона. Чем больше заряд и меньше радиус, тем сильнее поляризующее действие иона.
Степень гидролиза зависит от природы катионов и анионов. Чем сильнее поляризующее действие ионов, тем в большей степени протекает гидролиз, то есть гидролиз соли вызывают те ионы, которые вследствие поляризующего воздействия на молекулы воды приводят к их распаду и образованию малодиссоциирующих частиц.
Классификация ионов по их способности к гидролизу приведена в таблице 3. Гидролиз вызывают катионы слабых оснований, катионы сильных оснований гидролиз не вызывают. Так, катионы Zn вступают в гидролитическое взаимодействие с водой, так как гидроксид цинка(II) Zп(ОН) 2 – основание слабое. Гидроксид натрия NаОН – сильное основание, катионы Na гидролиз не вызывают.
К анионам, вызывающим гидролиз, относятся кислотные остатки слабых кислот. Кислотные остатки сильных кислот гидролиз не вызывают. Так, фторид-ион F‾ (кислотный остаток слабой фтороводородной кислоты НF) способен вызвать гидролиз, тогда как хлорид-ион Сl‾ (кислотный остаток сильной хлороводородной кислоты HCl) – слабополяризующий ион, не вызывающий гидролиза.
Таблица 3. Классификация ионов по их способности к гидролизу
|
Заряд ионов |
Ионы, поляризующие молекулы воды и вызывающие гидролиз |
Слабополяризующие ионы, не вызывающие гидролиза |
||
|
Катионы слабых оснований |
Анионы слабых кислот |
Катионы сильных оснований |
Анионы сильных кислот |
|
|
Одно-зарядные |
NH 4 + |
F – , NO 2 – , CN – , CH 3 COO – |
Li + , Na + , K + , Rb + , Cs + |
Cl – , Br – , I – , NO 3 – , ClO 4 – , ClO 3 – |
|
Двух-зарядные |
Be 2+ , Mg 2+ , Sn 2+ , Pb 2+ , Mn 2+ , Fe 2+ , Ni 2+ , Cu 2+ , Zn 2+ , AlOH 2+ , CrOH 2+ , FeOH 2+ |
S 2 – , Se 2 – , Te 2 – , CO 3 2 – , SiO 3 2 – , SeO 3 2 – , TeO 3 2 – , HPO 4 2 – , HAsO 4 2 – |
Ca 2+ , Sr 2+ , Ba 2+ |
SO 4 2 – |
|
Трех-зарядные |
Al 3 + , Cr 3 + , Fe 3 + |
PO 4 3 – , AsO 4 3 – |
|
|
Возможны четыре случая гидролиза. Рассмотрим их подробнее.
Отсутствие гидролиза соли
Гидролиз соединения, образованного слабополяризующими ионами, не вызывающими гидролиза. Например:
NaCl ↔ Na + + Cl -
То есть NaCl + H 2 O ≠ реакция практически не идет.
Гидролиз практически не протекает, рН среды не меняется.
Вывод: соль, образованная катионом сильного основания и анионом сильной кислоты гидролизу не подвергается. Среда раствора нейтральная.
Гидролиз по катиону
Гидролиз соединения, образованного среднеполяризующим катионом, поляризующим молекулы воды, и слабополяризующим анионом. Например, AlCl 3:
AlCl 3 ↔ Al 3+ + 3 Cl -
Cl - + H 2 O ≠ реакция практически не идет.
Гидролиз идет по катиону в две стадии:
В ионном виде:
1. Al 3+ + H 2 O ↔ AlOH 2+ + H +
2. AlOH 2+ + H 2 O ↔ Al(OH) 2 + + H +
3. Al(OH) 2 + + H 2 O ↔ Al(OH) 3 + H + - практически не идет
Полные уравнения:
1. AlCl 3 + H 2 O ↔ Al(OH)Сl 2 + HCl
2. Al(OH)Сl 2 + H 2 O ↔ Al(OH) 2 Cl + HCl
3 Al(OH) 2 Cl + H 2 O ↔ Al(OH) 3 + HCl - практически не идет
Основной вклад в рН раствора вносит первая ступень гидролиза. Глубину гидролиза соли (по катиону или аниону) оценивают значениями констант гидролиза. Определим численное значение константы гидролиза катиона Al 3+ по первой ступени.
Учтем, что соль AlCl 3 образована катионом слабого основания Al(OH) 3 , которое в растворе ступенчато диссоциирует:
I. Al(OH) 3 ↔ Al(OH) 2 + + OH -
II. Al(OH) 2 + ↔ AlOH 2+ + OH -
III. AlOH 2+ ↔ Al 3+ + ОН -
Для этого по закону действующих масс запишем выражение константы равновесия для 1 ступени реакции гидролиза.
1. Al 3+ + H 2 O ↔ AlOH 2+ + H +
В разбавленном растворе концентрация воды – величина постоянная, то есть = const. Поэтому её включают в константу равновесия; тогда
К с1 · [ H 2 O ] = K г1 – константа гидролиза, то есть:
Зная, что ионное произведение воды К w = × =10 - 14 , выражение для К г1 можно переписать в виде:
Учитывая, что продукт гидролиза по 1 стадии может диссоциировать в растворе (cм. уравнение III), получим:
Отсюда следует вывод: чем слабее основание, тем сильнее протекает гидролиз по катиону
2. AlOH 2+ + H 2 O ↔ Al(OH) 2 + + H +
3. Al(OH) 2 + + H 2 O ↔ Al(OH) 3 + H +
Так как К г3 очень маленькая величина, по последней ступени гидролиз при обычных условиях практически не идет. Эти уравнения, как правило, не записывают, то есть для многозарядных ионов обычно соблюдается правило:
число ступеней гидролиза на 1 меньше, чем заряд иона.
Таким образом, полные уравнения гидролиза хлорида алюминия записывают следующим образом:
1. AlCl 3 + H 2 O ↔ Al(OH)Сl 2 + HCl
2. Al(OH)Сl 2 + H 2 O ↔ Al(OH) 2 Cl + HCl
Общий вывод: соль, образованная катионом слабого основания и анионом сильной кислоты подвергается гидролизу по катину. Среда раствора кислая, рН < 7.
Гидролиз по аниону
Гидролиз соединения, образованного слабополяризующим катионом и среднеполяризующим молекулы воды анионом. Например, Na 2 CO 3 или Na 3 РO 4.
Na 2 CO 3 ↔ 2 Na + + CO 3 2 -
Na + + H 2 O ≠ реакция практически не идет;
Гидролиз идет по аниону преимущественно по первой стадии.
В ионном виде:
1. CO 3 2 - + H 2 O ↔ HCO 3 - + OH -
2. HCO 3 - + H 2 O ↔ H 2 CO 3 + OH -
Учитывая, что слабая угольная кислота диссоциирует в растворе на ионы, константы кислотной ионизации по первой и второй ступеням равны соответственно:
I. H 2 CO 3 ↔ HCO 3 - + Н +
II. HCO 3 - ↔ CO 3 2 - + Н + `
и ионное произведение воды К w = · =10 - 14 , то есть , выражения для констант гидролиза аниона CO 3 2 - по первой К г1 и второй К г2 ступеням можно переписать в виде:
Отсюда следует вывод: чем слабее кислота, тем сильнее протекает гидролиз по аниону.
Значение К г2 К г1
Таким образом, полное уравнение гидролиза карбоната натрия записывает следующим образом:
Na 2 CO 3 + H 2 O Û NaOH + NaHCO 3 .
Общий вывод: соль, образованная катионом сильного основания и анионом слабой кислоты, подвергается гидролизу по аниону, среда щелочная, рН > 7.
Гидролиз и по катиону и по аниону
Гидролиз соединения, образованного катионом и анионом, поляризующим молекулы воды.
Обычно это соединения с ионно-ковалентным типом связи, поэтому уравнения диссоциации для них не пишут. Гидролиз таких солей протекает необратимо с образованием слабого основания и слабой кислоты. Характер среды определяется относительной силой образовавшихся соединений.
Например:
Тема 4.1.4. Гидролиз ковалентного соединения
Ковалентные соединения - это соединения неметаллов с неметаллами, например ClF 3 , SiCl 4 , Cl 3 N, SCl 4 , BCl 3 и т.д. Такие соединения подвергаются необратимому разложению водой с образованием двух кислот: бескислородной и кислородсодержащей. Так, гидролиз фторида хлора (III) приводит к образованию хлористой и фтороводородной кислот:
Другие примеры:
Тема 4.1.5. Факторы, влияющие на степень гидролиза
Согласно принципу Ле Шателье степень гидролиза возрастает с разбавлением раствора (увеличением концентрации воды). Например, степень гидролиза a карбоната натрия в 0,1 М растворе составляет 2,7 %, а в 0, 001 М растворе - 34 %. Степень гидролиза - это отношение числа частиц, подвергшихся гидролизу, к общему числу частиц:
где С г - молярная концентрация гидролизованной части вещества, С - общая молярная концентрация раствора.
Степень гидролиза также возрастает с увеличением температуры раствора, так как нагревание способствует процессу распада молекул воды на ионы:
H 2 O(ж) ↔ H + (р) + OH - (р), ΔН 0 = 55,64 кДж/моль
Практика к главе 4.1 гидролиз
Пример 1. Составьте уравнения гидролиза хлорида цинка (II) ZnCl 2 . Укажите рН и характер среды.
Запишем уравнение электролитической диссоциации хлорида цинка (II):
Рассмотрим взаимодействие образовавшихся ионов с водой:
Среднеполяризующий катион, подвергается гидролизу:
так как образуются катиoны водорода, формируется кислая среда, рН < 7.
Слабополяризующий анион, гидролиз не протекает:
Полное уравнение гидролиза соли:
При гидролизе соли слабого основания и сильной кислоты в растворе возникает кислая среда.
Лакмус фиолетовый - в красный цвет;
Метиловый оранжевый - в красный цвет.
Пример 2. Рассмотрим г идролиз фосфата (V) калия К 3 РО 4 :
а) электролитическая диссоциация фосфата (V) калия:
б) взаимодействие ионов с водой:
- слабополяризующий катион:
Гидролиз не протекает.
- среднеполяризующий анион, при обычных условиях идет гидролиз по двум ступеням:
в) Cуммарное уравнение гидролиза соли:
– первая ступень:
– вторая ступень: .
При гидролизе соли сильного основания и слабой кислоты в растворе возникает щелочная среда, рН > 7.
В растворе этой соли индикаторы окрашиваются:
Лакмус фиолетовый - в синий цвет;
Метиловый оранжевый - в желтый цвет;
Фенолфталеин - в малиновый цвет.
Пример 3 . Гидролиз сульфида алюминия (III) Al 2 S 3 и карбоната бериллия ВеСО 3 .
Соль слабого основания и слабой кислоты подвергается полному гидролизу с образованием основания и кислоты:
Пример 4. Отсутствие гидролиза в растворе NaNO 3:
а) электролитическая диссоциация нитрата (V) натрия:
б) ионы , слабо воздействующие на молекулы воды (слабополяризующие ионы), гидролиз не вызывают:
гидролиз не протекает.
Гидролиз не протекает.
Соль сильного основания и сильной кислоты гидролизу не подвергается. Среда нейтральная, рН = 7.
Пример 5. Гидролиз ковалентных соединений. Ковалентные соединения (неметаллов с неметаллами) подвергаются необратимому разложению водой с образованием двух кислот. Так, гидролиз фторида хлора (III) приводит к образованию хлористой и фтороводородной кислот:
Не забывайте, что гидролиз протекает обычно без изменения степеней окисления элементов.
Пример 6. Гидролиз по аниону может протекать в соответствии со следующими уравнениями:
I ступень: ,
II вторая ступень: .
Приведите выражения константы гидролиза по этим ступеням. Рассчитайте константы гидролиза, используя ионное произведение воды
К w = · =10 - 14
и константы ионизации сероводородной кислоты:
Сравните глубину протекания гидролиза по первой и второй ступеням. Какой ступенью практически ограничивается гидролиз по ?
Приведем выражение и вычислим значение константы гидролиза по I ступени:
Приведем выражение и вычислим значение константы гидролиза по II ступени:
Значение К г2 пренебрежительно мало по сравнению со значением К г1 . Это свидетельствует о том, что вторая ступень гидролиза практически не протекает.
ЗАДАНИЯ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ
1. Составьте уравнения гидролиза следующих соединений: CoCl 2 , Na 2 SiO 3 , BCl 3 . Укажите рН и характер среды. Какое из данных соединений подвергается полному гидролизу? Укажите окраску индикаторов в этих растворах. Приведите выражение константы гидролиза по иону SiO 3 2 - .
2. Составьте уравнения гидролиза следующих соединений: K 2 SO 3 , Cr 2 (SO 4) 3 , PCl 3 . Укажите рН и характер среды. Какое из данных соединений подвергается полному гидролизу? Приведите выражение константы гидролиза по иону Cr 3+ .
3. Составьте уравнения гидролиза следующих соединений: FeBr 2 , K 3 PO 4 , PCl 5 . Укажите рН и характер среды. Какое из данных соединений подвергается полному гидролизу? Приведите выражение константы гидролиза по иону РO 4 3 - .
4. Составьте уравнения гидролиза следующих соединений: K 2 SiO 3 , Be(NO 3) 2 , PI 3 . Укажите рН и характер среды. Какое из данных соединений подвергается полному гидролизу? Укажите окраску индикаторов в этих растворах.
5. Составьте уравнения гидролиза следующих соединений: AlCl 3 , Na 2 S, BBr 3 . Укажите рН и характер среды. Какое из данных соединений подвергается полному гидролизу? Приведите выражение константы гидролиза по иону Al 3+ .
Составьте уравнения гидролиза следующих соединений: FeSO 4 , Na 2 SiO 3 , SiCl 4 . Укажите рН и характер среды. Какое из данных соединений подвергается полному гидролизу?
Составьте уравнения гидролиза следующих соединений: Ni(NO 3) 2 , Na 3 PO 4 , PBr 5 . Укажите рН и характер среды. Какое из данных соединений подвергается полному гидролизу?
Составьте уравнения гидролиза следующих соединений: K 2 SO 3 , SnCl 2 , SCl 4 . Укажите рН и характер среды. Какое из данных соединений подвергается полному гидролизу?
Химической реакцией называют процесс, в результате которого исходные вещества превращаются в продукты реакции. Вещества, полученные после окончания реакции, называют продуктами. От исходных они могут отличаться строением, составом или и тем, и другим.
По изменению состава выделяют следующие типы химических реакций:
- с изменением состава (таких большинство);
- без изменения состава (изомеризация и превращение одной аллотропной модификации в другую).
Если состав вещества в результате реакции не изменяется, то обязательно изменяется его строение, например: Cграфит↔Cалмаз
Рассмотрим подробнее классификацию химических реакций, протекающих с изменением состава.
I. По числу и составу веществ
Реакции соединения
В результате таких химических процессов из нескольких веществ образуется одно: А + В + …= С
Соединяться могут:
- простые вещества: 2Na + S =Na2S;
- простые со сложными: 2SO2 + O2 = 2SO3;
- два сложных: CaO + H2O = Ca(OH)2.
- более двух веществ: 4Fe + 3O2 + 6H2O = 4Fe(OH)3
Реакции разложения
Одно вещество в таких реакциях разлагается на несколько других: А=В+С+…
Продуктами в этом случае могут быть:
- простые вещества: 2NaCl = 2Na + Cl2
- простое и сложное: 2KNO3 = 2KNO2 + O2
- два сложных: CaCO3 = CaO + CO2
- более двух продуктов: 2AgNO3 = 2Ag + O2 + 2NO2
Реакции замещения
Такие реакции в которых реагируют между собой простое и сложное вещества, причем атомы простого вещества замещают атомы одного из элементов в сложном, и называют реакциями замещения. Схематично процесс замещения атомов можно показать так: А + ВС = В + АС.
Например, CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu
Реакции обмена
В эту группу относят реакции, в ходе которых два сложных вещества меняются своими частями: АВ + СD = AD + CB. Согласно правилу Бертолле, необратимое протекание таких реакций возможно в том случае, если хотя бы один из продуктов:
- осадок (нерастворимое вещество): 2NaOH + CuSO4 = Cu(OH)2 + Na2SO4;
- малодиссоциирующее вещество: NaOH + HCl = NaCl + H2O;
- газ: NaOH + NH4Cl = NaCl + NH3 + H2O (сначала образуется гидрат аммиака NH3 H2O, который при получении тут же разлагается на аммиак и воду).
II. По тепловому эффекту
- Экзотермические
— процессы, протекающие с выделением тепла:
C + O2 = CO2 +Q - Эндотермические
— реакции, в которых тепло поглощается:
Cu(OH)2 = CuO + H2O — Q
III. Типы химических реакций по направлению
- Обратимыми называют реакции, протекающие в один и тот же момент времени как в прямом, так и в обратном направлении: N2+O2 ↔ 2NO
- Необратимые процессы протекают до конца, то есть до тех пор, пока хотя бы одно из реагирующих веществ не израсходуется полностью. Примеры необратимых реакций обмена были рассмотрены выше.
IV. По наличию катализатора
V. По агрегатному состоянию веществ
- Если все реагирующие вещества находятся в одинаковых агрегатных состояниях, реакцию называют гомогенной . Протекают такие процессы во всем объеме. Например: NaOH + HCl = NaCl + H2O
- Гетерогенными называют реакции между веществами, находящимися в разных агрегатных состояниях, протекающие на поверхности раздела фаз. Например: Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2
VI. Типы химических реакций по изменению степени окисления реагирующих веществ
- Окислительно-восстановительные (ОВР) — реакции, в которых изменяются степени окисления реагирующих веществ.
- Реакции, протекающие без изменения степеней окисления реагентов (БИСО).
Всегда окислительно-восстановительными являются процессы горения и замещения. Реакции обмена протекают без изменения степеней окисления веществ. Все остальные процессы могут быть как ОВР, так и БИСО.
Установите соответствие между уравнением реакции и свойством элемента азота, которое он проявляет в этой реакции: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.
Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.
Ответ: 4221
Пояснение:
А) NH 4 HCO 3 – соль, в состав которой входит катион аммония NH 4 + . В катионе аммония азот всегда имеет степень окисления, равную -3. В результате реакции он превращается в аммиак NH 3 . Водород практически всегда (кроме его соединений с металлами) имеет степень окисления, равную +1. Поэтому, чтобы молекула аммиака была электронейтральной, азот должен иметь степень окисления, равную -3. Таким образом, изменения степени окисления азота не происходит, т.е. он не проявляет окислительно-восстановительных свойств.
Б) Как уже было показано выше, азот в аммиаке NH 3 имеет степень окисления -3. В результате реакции с CuO аммиак превращается в простое вещество N 2 . В любом простом веществе степень окисления элемента, которым оно образовано, равна нулю. Таким образом, атом азота теряет свой отрицательный заряд, а поскольку за отрицательный заряд отвечают электроны, это означает их потерю атомом азота в результате реакции. Элемент, который в результате реакции теряет часть своих электронов, называется восстановителем.
В) В результате реакции NH 3 со степенью окисления азота, равной -3, превращается в оксид азота NO. Кислород практически всегда имеет степень окисления, равную -2. Поэтому для того, чтобы молекула оксида азота была электронейтральной, атом азота должен иметь степень окисления +2. Это означает, что атом азота в результате реакции изменил свою степень окисления с -3 до +2. Это говорит о потере атомом азота 5 электронов. То есть азот, как и случает Б, является восстановителем.
Г) N 2 – простое вещество. Во всех простых веществах элемент, который их образует, имеет степень окисления, равную 0. В результате реакции азот превращается в нитрид лития Li3N. Единственная степень окисления щелочного металла, кроме нуля (степень окисления 0 бывает у любого элемента), равна +1. Таким образом, чтобы структурная единица Li3N была электронейтральной, азот должен иметь степень окисления, равную -3. Получается, что в результате реакции азот приобрел отрицательный заряд, что означает присоединение электронов. Азот в данной реакции окислитель.
ОПРЕДЕЛЕНИЕ
Степень окисления - это количественная оценка состояния атома химического элемента в соединении, основанная на его электроотрицательности.
Она принимает как положительные, так и отрицательные значения. Чтобы указать степень окисления элемента в соединении нужно поставить сверху над его символом арабскую цифру с соответствующим знаком («+» или «-»).
Следует помнить, что степень окисления — величина, не имеющая физического смысла, так как не отражает реальный заряд атома. Однако это понятие весьма широко используется в химии.
Таблица степени окисления химических элементов
Максимальную положительную и минимальную отрицательную степень окисления можно определить с помощью Периодической таблицы Д.И. Менделеева. Они равны номеру группы, в которой расположен элемент, и разнице между значением «высшей» степени окисления и числом 8, соответственно.
Если рассматривать химические соединения более конкретно, то в веществах с неполярными связями степень окисления элементов равна нулю (N 2 , H 2 , Cl 2).
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 +1 I -1 , Mg +2 Cl -1 2 , Al +3 F -1 3 , Zr +4 Br -1 4 .
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.
Существуют элементы, для которых характерно только одно значение степени окисления (фтор, металлы IA и IIA групп и т.д.). Фтор, характеризующийся наибольшим значением электроотрицательности, в соединениях всегда имеет постоянную отрицательную степень окисления (-1).
Щелочные и щелочноземельные элементы, для которых свойственно относительно невысокое значение электроотрицательности, всегда имеют положительную степень окисления, равную соответственно (+1) и (+2).
Однако, имеются и такие химические элементы, для которых характерны несколько значений степени окисления (сера - (-2), 0, (+2), (+4), (+6) и др.).
Для того, чтобы легче было запомнить сколько и какие степени окисления характерны для конкретного химического элемента используют таблицы степеней окисления химических элементов, которые выглядят следующим образом:
|
Порядковый номер |
Русское / англ. название |
Химический символ |
Степень окисления |
|
Водород / Hydrogen |
|||
|
Гелий / Helium |
|||
|
Литий / Lithium |
|||
|
Бериллий / Beryllium |
|||
|
(-1), 0, (+1), (+2), (+3) |
|||
|
Углерод / Carbon |
(-4), (-3), (-2), (-1), 0, (+2), (+4) |
||
|
Азот / Nitrogen |
(-3), (-2), (-1), 0, (+1), (+2), (+3), (+4), (+5) |
||
|
Кислород / Oxygen |
(-2), (-1), 0, (+1), (+2) |
||
|
Фтор / Fluorine |
|||
|
Натрий / Sodium |
|||
|
Магний / Magnesium |
|||
|
Алюминий / Aluminum |
|||
|
Кремний / Silicon |
(-4), 0, (+2), (+4) |
||
|
Фосфор / Phosphorus |
(-3), 0, (+3), (+5) |
||
|
Сера / Sulfur |
(-2), 0, (+4), (+6) |
||
|
Хлор / Chlorine |
(-1), 0, (+1), (+3), (+5), (+7), редко (+2) и (+4) |
||
|
Аргон / Argon |
|||
|
Калий / Potassium |
|||
|
Кальций / Calcium |
|||
|
Скандий / Scandium |
|||
|
Титан / Titanium |
(+2), (+3), (+4) |
||
|
Ванадий / Vanadium |
(+2), (+3), (+4), (+5) |
||
|
Хром / Chromium |
(+2), (+3), (+6) |
||
|
Марганец / Manganese |
(+2), (+3), (+4), (+6), (+7) |
||
|
Железо / Iron |
(+2), (+3), редко (+4) и (+6) |
||
|
Кобальт / Cobalt |
(+2), (+3), редко (+4) |
||
|
Никель / Nickel |
(+2), редко (+1), (+3) и (+4) |
||
|
Медь / Copper |
+1, +2, редко (+3) |
||
|
Галлий / Gallium |
(+3), редко (+2) |
||
|
Германий / Germanium |
(-4), (+2), (+4) |
||
|
Мышьяк / Arsenic |
(-3), (+3), (+5), редко (+2) |
||
|
Селен / Selenium |
(-2), (+4), (+6), редко (+2) |
||
|
Бром / Bromine |
(-1), (+1), (+5), редко (+3), (+4) |
||
|
Криптон / Krypton |
|||
|
Рубидий / Rubidium |
|||
|
Стронций / Strontium |
|||
|
Иттрий / Yttrium |
|||
|
Цирконий / Zirconium |
(+4), редко (+2) и (+3) |
||
|
Ниобий / Niobium |
(+3), (+5), редко (+2) и (+4) |
||
|
Молибден / Molybdenum |
(+3), (+6), редко (+2), (+3) и (+5) |
||
|
Технеций / Technetium |
|||
|
Рутений / Ruthenium |
(+3), (+4), (+8), редко (+2), (+6) и (+7) |
||
|
Родий / Rhodium |
(+4), редко (+2), (+3) и (+6) |
||
|
Палладий / Palladium |
(+2), (+4), редко (+6) |
||
|
Серебро / Silver |
(+1), редко (+2) и (+3) |
||
|
Кадмий / Cadmium |
(+2), редко (+1) |
||
|
Индий / Indium |
(+3), редко (+1) и (+2) |
||
|
Олово / Tin |
(+2), (+4) |
||
|
Сурьма / Antimony |
(-3), (+3), (+5), редко (+4) |
||
|
Теллур / Tellurium |
(-2), (+4), (+6), редко (+2) |
||
|
(-1), (+1), (+5), (+7), редко (+3), (+4) |
|||
|
Ксенон / Xenon |
|||
|
Цезий / Cesium |
|||
|
Барий / Barium |
|||
|
Лантан / Lanthanum |
|||
|
Церий / Cerium |
(+3), (+4) |
||
|
Празеодим / Praseodymium |
|||
|
Неодим / Neodymium |
(+3), (+4) |
||
|
Прометий / Promethium |
|||
|
Самарий / Samarium |
(+3), редко (+2) |
||
|
Европий / Europium |
(+3), редко (+2) |
||
|
Гадолиний / Gadolinium |
|||
|
Тербий / Terbium |
(+3), (+4) |
||
|
Диспрозий / Dysprosium |
|||
|
Гольмий / Holmium |
|||
|
Эрбий / Erbium |
|||
|
Тулий / Thulium |
(+3), редко (+2) |
||
|
Иттербий / Ytterbium |
(+3), редко (+2) |
||
|
Лютеций / Lutetium |
|||
|
Гафний / Hafnium |
|||
|
Тантал / Tantalum |
(+5), редко (+3), (+4) |
||
|
Вольфрам / Tungsten |
(+6), редко (+2), (+3), (+4) и (+5) |
||
|
Рений / Rhenium |
(+2), (+4), (+6), (+7), редко (-1), (+1), (+3), (+5) |
||
|
Осмий / Osmium |
(+3), (+4), (+6), (+8), редко (+2) |
||
|
Иридий / Iridium |
(+3), (+4), (+6), редко (+1) и (+2) |
||
|
Платина / Platinum |
(+2), (+4), (+6), редко (+1) и (+3) |
||
|
Золото / Gold |
(+1), (+3), редко (+2) |
||
|
Ртуть / Mercury |
(+1), (+2) |
||
|
Талий / Thallium |
(+1), (+3), редко (+2) |
||
|
Свинец / Lead |
(+2), (+4) |
||
|
Висмут / Bismuth |
(+3), редко (+3), (+2), (+4) и (+5) |
||
|
Полоний / Polonium |
(+2), (+4), редко (-2) и (+6) |
||
|
Астат / Astatine |
|||
|
Радон / Radon |
|||
|
Франций / Francium |
|||
|
Радий / Radium |
|||
|
Актиний / Actinium |
|||
|
Торий / Thorium |
|||
|
Проактиний / Protactinium |
|||
|
Уран / Uranium |
(+3), (+4), (+6), редко (+2) и (+5) |
Примеры решения задач
ПРИМЕР 1
- Степень окисления фосфора в фосфине равна (-3), а в ортофосфорной кислоте - (+5). Изменение степени окисления фосфора: +3 → +5, т.е. первый вариант ответа.
- Степень окисления химического элемента в простом веществе равна нулю. Степень окисления фосфора в оксиде состава P 2 O 5 равна (+5). Изменение степени окисления фосфора: 0 → +5, т.е. третий вариант ответа.
- Степень окисления фосфора в кислоте состава HPO 3 равна (+5), а H 3 PO 2 — (+1). Изменение степени окисления фосфора: +5 → +1, т.е. пятый вариант ответа.
ПРИМЕР 2
| Задание | Степень окисления (-3) углерод имеет в соединении: а) CH 3 Cl; б) C 2 H 2 ; в) HCOH; г) C 2 H 6 . |
| Решение | Для того, чтобы дать верный ответ на поставленный вопрос будем поочередно определять степень окисления углерода в каждом из предложенных соединений.
а) степень окисления водорода равна (+1), а хлора - (-1). Примем за «х» степень окисления углерода: x + 3×1 + (-1) =0; Ответ неверный. б) степень окисления водорода равна (+1). Примем за «у» степень окисления углерода: 2×у + 2×1 = 0; Ответ неверный. в) степень окисления водорода равна (+1), а кислорода - (-2). Примем за «z» степень окисления углерода: 1 + z + (-2) +1 = 0: Ответ неверный. г) степень окисления водорода равна (+1). Примем за «a» степень окисления углерода: 2×а + 6×1 = 0; Верный ответ. |
| Ответ | Вариант (г) |
Существует два типа химических реакций:
A Реакции, в которых не изменяется степень окисления элементов:
Реакции присоединения
SO 2 + Na 2 O = Na 2 SO 3
Реакции разложения
Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O
Реакции обмена
AgNO 3 + KCl = AgCl + KNO 3
NaOH + HNO 3 = NaNO 3 + H 2 O
B Реакции, в которых происходит изменение степеней окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих соединений и передача электронов от одних соединений к другим:
2Mg 0 + O 2 0 = 2Mg +2 O -2
2KI -1 + Cl 2 0 = 2KCl -1 + I 2 0
Mn +4 O 2 + 4HCl -1 = Mn +2 Cl 2 + Cl 2 0 + 2H 2 O
Такие реакции называются окислительно - восстановительными.
Степень окисления - это условный заряд атома в молекуле, вычисленный в предположении, что молекула состоит из ионов и в целом электронейтральна.
Наиболее электроотрицательные элементы в соединении имеют отрицательные степени окисления, а атомы элементов с меньшей электроотрицательностью - положительные.
Степень окисления - формальное понятие; в ряде случаев степень окисления не совпадает с валентностью.
Например :
N 2 H 4 (гидразин)
степень окисления азота – -2; валентность азота – 3.
Расчет степени окисления
Для вычисления степени окисления элемента следует учитывать следующие положения:
1. Степени окисления атомов в простых веществах равны нулю (Na 0 ; H 2 0).
2. Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов, входящих в состав молекулы, всегда равна нулю, а в сложном ионе эта сумма равна заряду иона.
3. Постоянную степень окисления в соединениях с атомами других элементов имеют атомы: щелочных металлов (+1), щелочноземельных металлов (+2), фтора
(-1), водорода (+1) (кроме гидридов металлов Na + H - , Ca 2+ H 2 - и др., где степень окисления водорода -1), кислорода (-2) (кроме F 2 -1 O +2 и пероксидов, содержащих группу –O–O–, в которой степень окисления кислорода -1).
4. Для элементов положительная степень окисления не может превышать величину, равную номеру группы периодической системы.
Примеры :
V 2 +5 O 5 -2 ; Na 2 +1 B 4 +3 O 7 -2 ; K +1 Cl +7 O 4 -2 ; N -3 H 3 +1 ; K 2 +1 H +1 P +5 O 4 -2 ; Na 2 +1 Cr 2 +6 O 7 -2
Окисление, восстановление
В окислительно-восстановительных реакциях электроны от одних атомов, молекул или ионов переходят к другим. Процесс отдачи электронов - окисление. При окислении степень окисления повышается:
H 2 0 - 2ē = 2H + + 1/2О 2
S -2 - 2ē = S 0
Al 0 - 3ē = Al +3
Fe +2 - ē = Fe +3
2Br - - 2ē = Br 2 0
Процесс присоединения электронов - восстановление: При восстановлении степень окисления понижается.
Mn +4 + 2ē = Mn +2
S 0 + 2ē = S -2
Cr +6 +3ē = Cr +3
Cl 2 0 +2ē = 2Cl -
O 2 0 + 4ē = 2O -2
Атомы, молекулы или ионы, которые в данной реакции присоединяют электроны являются окислителями, а которые отдают электроны - восстановителями.
Окислитель в процессе реакции восстанавливается, восстановитель - окисляется.
Окислительно-восстановительные свойства вещества и степени окисления входящих в него атомов
Соединения, содержащие атомы элементов с максимальной степенью окисления, могут быть только окислителями за счет этих атомов, т.к. они уже отдали все свои валентные электроны и способны только принимать электроны. Максимальная степень окисления атома элемента равна номеру группы в периодической таблице, к которой относится данный элемент. Соединения, содержащие атомы элементов с минимальной степенью окисления могут служить только восстановителями, поскольку они способны лишь отдавать электроны, потому, что внешний энергетический уровень у таких атомов завершен восемью электронами. Минимальная степень окисления у атомов металлов равна 0, для неметаллов - (n–8) (где n- номер группы в периодической системе). Соединения, содержащие атомы элементов с промежуточной степенью окисления, могут быть и окислителями и восстановителями, в зависимости от партнера, с которым взаимодействуют и от условий реакции.
Важнейшие восстановители и окислители
Восстановители
Окись углерода (II) (CO).
Сероводород (H 2 S);
оксид серы (IV) (SO 2);
сернистая кислота H 2 SO 3 и ее соли.
Галогеноводородные кислоты и их соли.
Катионы металлов в низших степенях окисления: SnCl 2 , FeCl 2 , MnSO 4 , Cr 2 (SO4) 3 .
Азотистая кислота HNO 2 ;
аммиак NH 3 ;
гидразин NH 2 NH 2 ;
оксид азота(II) (NO).
Катод при электролизе.
Окислители
Галогены.
Перманганат калия(KMnO 4);
манганат калия (K 2 MnO 4);
оксид марганца (IV) (MnO 2).
Дихромат калия (K 2 Cr 2 O 7);
хромат калия (K 2 CrO 4).
Азотная кислота (HNO 3).
Серная кислота (H 2 SO 4) конц.
Оксид меди(II) (CuO);
оксид свинца(IV) (PbO 2);
оксид серебра (Ag 2 O);
пероксид водорода (H 2 O 2).
Хлорид железа(III) (FeCl 3).
Бертоллетова соль (KClO 3).
Анод при электролизе.