Окисление металлов и неметаллов
Обновлено: 28.09.2024
Cl2 + CaF2 → реакция не идет, так как Cl2 обладает менее выраженными окислительными свойствами, чем F2.
Br2 + Na2S → 2NaBr + S.
Если можем окислить металл:
Cl2 + 2FeCl2 → 2FeCl3
5) Все галогены реагируют с металлами:
3F2 + 2Fe → 2FeF3
3Br2 + 2Fe → 2FeBr3
Окислительный свойства йода выражены слабее, чем у других галогенов, поэтому с такими металлами, как Fe и Cu, он взаимодействует по-другому:
6) Галогены - сильные окислители, окисляют такие сложные вещества, как H2S, H2O2, NH3, SO2 и др:
Br2 + H2S → S + 2HBr
H2O2 + Cl2 → 2HCl + O2
3Cl2 + 8NH3 → N2 + 6NH4Cl
7) Не реагируют с оксидами
8) Не реагируют с кислотами за исключением одной реакции (только I2 и только с концентрированной азотной кислотой):
10HNO3(конц.) + I2 → 2HIO3 + 10NO2 + 4H2O (t)
9) Диспропорционируют в растворах щелочей:
2F2 + 2NaOH → OF2 + 2NaF + H2O (продукты этой реакции на ЕГЭ не проверяются, но необходимо знать, что реакция протекает)
Cl2 + 2NaOH → NaCl + NaClO + H2O (аналогично для Br2, I2)
3Cl2 + 6NaOH → 5NaCl + NaClO3 + 3H2O (при нагревании, аналогично для Br2, I2).
2. Сера (желтое вещество, плавает на поверхности воды, не смачиваясь ею)
1) реагирует с кислородом:
2) Реагирует с водородом:
3) Реагирует с металлами
4) Реагирует со всеми неметаллами, :
S + N2 → реакция не идет
S + I2 → реакция не идет
5) Реагирует с кислотами-окислителями:
S + 6HNO3(конц.) → H2SO4 + 6NO2 + 2H2O
S + 2HNO3(разб.) → H2SO4 + 2NO
S + H2SO4(конц.) → 3SO2 + 2H2O (t)
3. Азот (прочная тройная связь)
Реагирует только с O2, H2, F2 (со фтором реакции на ЕГЭ не встречаются) и металлами.
1) Реагирует с кислородом (электрический разряд или 2000ºС)
2) Реагирует с водородом (обратимая, экзотермическая реакция):
3) Реагирует с металлами с образованием нитридов (с Li без нагревания, с остальными - только при нагревании):
N2 + 2Al → 2AlN (t)
N2 + 3Mg → Mg3N2 (t)
4) Не реагирует с H2O, кислотами, оксидами, солями.
4. Фосфор
Основные аллотропные модификации: красный (атомная кристаллическая решетка) и белый (P4, молекулярная кристаллическая решетка). Белый фосфор - ядовитое вещество, самовоспламеняется на воздухе. Красный фосфор стабилен и ядовитым не является.
4P + 3O2 → 2P2O3 (недостаток O2)
4P + 5O2 → 2P2O5 (избыток O2)
2) Не реагирует с водородом:
P + H2 → реакция не идет.
3) Диспропорционирует в растворах щелочей:
P4 + 3NaOH + 3H2O → PH3 + 3NaH2PO2 (t°, гипофосфит натрия)
4) Реагирует с кислотами-окислителями:
2P + 5H2SO4(конц.) → 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O (t)
5HNO3(конц.) + P → H3PO4 + 5NO2 + H2O
5HNO3(разб.) + 3P +2H2O → 3H3PO4 + 5NO
5) Окисляется сильными окислителями:
6P + 5KClO3 → 3P2O5 + 5KCl
6) Реагирует с металлами с образованием фосфидов:
7) Реагирует с серой, галогенами:
2P + 3Cl2 → 2PCl3 (недостаток Cl2)
2P + 5Cl2 → 2PCl5 (избыток Cl2)
2P + 3I2 → 2PI3 (с I2 возможно только образованием PI3, PI5 не образуется)
8) Реагирует с соединениями P +5 :
3PCl5 + 2P → 5PCl3
5. Углерод
3) Не взаимодействует с щелочами
C + NaOH → реакция не идет
4) Не взаимодействует с кислотами-неокислителями:
C + HCl → реакция не идет
C + H2SO4(разб.) → реакция не идет.
5) Реагирует с концентрированными растворами кислот-окислителей:
C + H2SO4(конц.) → CO2 + 2SO2 + 2H2O (t)
C + 4HNO3(конц.) → CO2 + 4NO2 + 2H2O (t)
C + 4HNO3(разб.) → реакция не идет.
6) Используется при получении фосфора:
Ca3(PO4)2 + 5C + 3SiO2 → 5CO6. Кремний
Si + O2 → SiO2 (кварц, песок)
Si + H2 → реакция не идет.
3) Растворяется в щелочах:
Si + 2NaOH + H2O → Na2SiO3 + 2H2
4) Не реагирует с растворами кислот. Реагирует только с HF:
Периодический закон
Периодический закон — это фундаментальный закон, который был сформулирован Д.И. Менделеевым в 1869 году.
В формулировке Дмитрия Ивановича Менделеева периодическ ий закон звучал так: « Свойства элементов, формы и свойства образуемых ими соединений находятся в периодической зависимости от величины их атомной массы .» Периодическое изменение свойств элементов Менделеев связывал с атомной массой. Понимание периодичности изменения многих свойств позволило Дмитрию Ивановичу определить и описать свойства веществ, образованных еще не открытыми химическими элементами, предсказать природные рудные источники и даже места их залегания.
Более поздние исследования показали, что свойства атомов и их соединений зависят в первую очередь от электронного строения атома. А электронное строение определяется свойствами атомного ядра. В частности, зарядом ядра атома .
Поэтому современная формулировка периодического закона звучит так:
« Свойства элементов, форма и свойства образованных ими соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда ядер их атомов «.
Следствие периодического закона – изменение свойств элементов в определенных совокупностях, а также повторение свойств по периодам, т.е. через определенное число элементов. Такие совокупности Менделеев назвал периодами.
Периоды – это горизонтальные ряды элементов с одинаковым количеством заполняемых электронных уровней. Номер периода обозначает число энергетических уровней в атоме элемента. Все периоды (кроме первого) начинаются щелочным металлом ( s -элементом), а заканчиваются благородным газом.
Группы – вертикальные столбцы элементов с одинаковым числом валентных электронов, равным номеру группы. Различают главные и побочные подгруппы. Главные подгруппы состоят из элементов малых и больших периодов, валентные электроны которых расположены на внешних ns— и np— подуровнях.
1. Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева
Периодическая система элементов Д. И. Менделеева состоит из семи периодов, которые представляют собой горизонтальные последовательности элементов, расположенные по возрастанию заряда их атомного ядра.
Каждый период (за исключением первого) начинается атомами щелочных металлов (Li, Na, К, Rb, Cs, Fr) и заканчивается благородными газами (Ne, Ar, Kr, Xe, Rn), которым предшествуют типичные неметаллы.
В периодах слева направо возрастает число электронов на внешнем уровне.
В периодах слева направо постепенно ослабевают металлические и усиливаются неметаллические свойства.
1) Li 2) Ca 3) Cs 4) N 5) S
Ответ: 154
1) Be 2) Ba 3) Mg 4) N 5) F
Ответ: 541
В первом периоде имеются два элемента – водород и гелий. При этом водород условно размещают в IA или VIIA подгруппе, так как он проявляет сходство и со щелочными металлами, и с галогенами. Как и щелочные металлы, водород является восстановителем. Отдавая один электрон, водород образует однозарядный катион H + . Как и галогены, водород – неметалл, образует двухатомную молекулу H2 и может проявлять окислительные свойства при взаимодействии с активными металлами:
2Na + H2 → 2NaH
В четвертом периоде вслед за Са расположены 10 переходных элементов (от скандия Sc до цинка Zn), за которыми находятся остальные 6 основных элементов периода ( от галлия Ga до криптона Кr). Аналогично построен пятый период. Переходными элементами обычно называют любые элементы с валентными d– или f–электронами.
Шестой и седьмой периоды имеют двойные вставки элементов. За элементом Ва расположены десять d–элементов (от лантана La — до ртути Hg), а после первого переходного элемента лантана La следуют 14 f–элементов — лантаноидов (Се — Lu). После ртути Hg располагаются остальные 6 основных р-элементов шестого периода (Тl — Rn).
В седьмом (незавершенном) периоде за Ас следуют 14 f–элементов- актиноидов (Th — Lr). В последнее время La и Ас стали причислять соответственно к лантаноидам и актиноидам. Лантаноиды и актиноиды помещены отдельно внизу таблицы.
В Периодической системе каждый элемент расположен в строго определенном месте, которое соответствует его порядковому номеру .
Элементы в Периодической системе разделены на восемь групп (I – VIII), которые в свою очередь делятся на подгруппы — главные , или подгруппы А и побочные , или подгруппы Б. Подгруппа VIIIБ-особая, она содержит триады элементов, составляющих семейства железа (Fе, Со, Ni) и платиновых металлов (Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt).
Внутри каждой подгруппы элементы проявляют похожие свойства и схожи по химическому строению. А именно:
В главных подгруппах сверху вниз усиливаются металлические свойства и ослабевают неметаллические.
В зависимости от того, какая энергетическая орбиталь заполняется в атоме последней, химические элементы можно разделить на s-элементы, р-элементы, d- и f-элементы.
У атомов s-элементов заполняются s-орбитали на внешних энергетических уровнях. К s-элементам относятся водород и гелий, а также все элементы I и II групп главных подгрупп (литий, бериллий, натрий и др.). У p-элементов электронами заполняются p-орбитали. К ним относятся элементы III-VIII групп, главных подгрупп. У d-элементов заполняются, соответственно, d-орбитали. К ним относятся элементы побочных подгрупп.
Номер периода соответствует числу заполняемых энергетических уровней.
Номер группы, как правило, соответствует числу валентных электронов в атоме (т.е. электроном, способных к образованию химической связи).
Номер группы, как правило, соответствует высшей положительной степени окисления атома. Но есть исключения!
О каких же еще свойствах говорится в Периодическом законе?
Периодически зависят от заряда ядра такие характеристики атомов, как орбитальный радиус, энергия сродства к электрону, электроотрицательность, энергия ионизации, степень окисления и др.
2. Радиус атома
Рассмотрим, как меняется атомный радиус . Вообще, атомный радиус – понятие довольно сложное и неоднозначное. Различают радиусы атомов металлов и ковалентные радиусы неметаллов.
Радиус атома металла равен половине расстояния между центрами двух соседних атомов в металлической кристаллической решетке. Атомный радиус зависит от типа кристаллической решетки вещества, фазового состояния и многих других свойств.
Мы говорим про орбитальный радиус изолированного атома .
Орбитальный радиус – это теоретически рассчитанное расстояние от ядра до максимального скопления наружных электронов.
Орбитальный радиус завит в первую очередь от числа энергетических уровней, заполненных электронами.
Чем больше число энергетических уровней, заполненных электронами, тем больше радиус частицы.
Например , в ряду атомов: F – Cl – Br – I количество заполненных энергетических уровней увеличивается, следовательно, орбитальный радиус также увеличивается.
Если количество заполняемых энергетических уровней одинаковое, то радиус определяется зарядом ядра частицы.
Чем больше заряд ядра, тем сильнее притяжение валентных электронов к ядру.
Чем больше притяжение валентных электронов к ядру, тем меньше радиус частицы. Следовательно:
Чем больше заряд ядра атома (при одинаковом количестве заполняемых энергетических уровней), тем меньше атомный радиус.
Например , в ряду Li – Be – B – C количество заполненных энергетических уровней, заряд ядра увеличивается, следовательно, орбитальный радиус также уменьшается.
В группах сверху вниз увеличивается число энергетических уровней у атомов. Чем больше количество энергетических уровней у атома, тем дальше расположены электроны внешнего энергетического уровня от ядра и тем больше орбитальный радиус атома.
В главных подгруппах сверху вниз увеличивается орбитальный радиус.
В периодах же число энергетических уровней не изменяется. Зато в периодах слева направо увеличивается заряд ядра атомов. Следовательно, в периодах слева направо уменьшается орбитальный радиус атомов.
В периодах слева направо орбитальный радиус атомов уменьшается.
1) O 2) Se 3) F 4) S 5) Na
Решение:
В одной группе Периодической системы находятся элементы кислород O, селен Se и сера S.
В группе снизу вверх атомный радиус уменьшается, а сверху вниз – увеличивается. Следовательно, правильный ответ: O, S, Se или 142.
Ответ: 142
1) K 2) Li 3) F 4) B 5) Na
Решение:
В одном периоде Периодической системы находятся элементы литий Li, фтор F и натрий Na.
В периоде слева направо атомный радиус уменьшается, а справа налево – увеличивается. Следовательно, правильный ответ: Li, B, F или 243.
Ответ: 243
1) Ca 2) P 3) N 4) О 5) Ti
p-элементы это фосфор Р, азот N, кислород О.
В периоде слева направо атомный радиус уменьшается, а справа налево – увеличивается. В группе — сверху вниз увеличивается. Следовательно, правильный ответ: P, N, O или 234.
Ответ: 234
Рассмотрим закономерности изменения радиусов ионов : катионов и анионов.
Катионы – это положительно заряженные ионы. Катионы образуются, если атом отдает электроны.
Радиус катиона меньше радиуса соответствующего атома. С увеличением положительного заряда иона радиус уменьшается.
Например , радиус иона Na + меньше радиуса атома натрия Na:
Анионы – это отрицательно заряженные ионы. Анионы образуются, если атом принимает электроны.
Радиус аниона больше радиуса соответствующего атома.
Радиусы ионов также зависят от числа заполненных энергетических уровней в ионе и от заряда ядра.
Например , радиус иона Cl – больше радиуса атома хлора Cl.
Изоэлектронные ионы – это ионы с одинаковым числом электронов. Для изоэлектронных частиц радиус также определяется зарядом ядра: чем больше заряд ядра иона, тем меньше радиус.
Например : частицы Na + и F ‒ содержат по 10 электронов. Но заряд ядра натрия +11, а у фтора только +9. Следовательно, радиус иона Na + меньше радиуса иона F ‒ .
3. Электроотрицательность
Еще одно очень важное свойство атомов – электроотрицательность (ЭО).
Электроотрицательность – это способность атома смещать к себе электроны других атомов при образовании связи. Оценить электроотрицательность можно только примерно. В настоящее время существует несколько систем оценки относительной электроотрицательности атомов. Одна из наиболее распространенных – шкала Полинга.
По Полингу наиболее электроотрицательный атом – фтор (значение ЭО≈4). Наименее элекроотрицательный атом –франций (ЭО = 0,7).
В главных подгруппах сверху вниз уменьшается электроотрицательность.
В периодах слева направо электроотрицательность увеличивается.
1) Mg 2) P 3) O 4) N 5) Ti
Элементы-неметаллы – это фосфор Р, кислород О и азот N.
Электроотрицательность увеличивается в группах снизу вверх и слева направо в периодах. Следовательно, правильный ответ: P, N, O или 243.
Окислительно-восстановительные реакции
Разбираться в ОВР важно, чтобы хорошо сдать ЕГЭ по химии. Какие реакции называются окислительно-восстановительными, их типы, а также примеры окислителей и восстановителей — в нашей подробной статье.
О чем эта статья:
11 класс, ЕГЭ/ОГЭ
Что такое ОВР
Окислительно-восстановительная реакция (ОВР) — это реакция, которая протекает с изменением степеней окисления.
В такой реакции всегда участвуют вещество-окислитель и вещество-восстановитель. Другие вещества могут выступать в качестве среды, в которой протекает данная реакция.
Конечно, в каждом правиле есть исключения. Например, реакция диспропорционирования галогенов в горячем растворе щелочи выглядит так: Br2 + KOH = KBrO3 + KBr + H2O. Здесь и окислителем, и восстановителем является простое вещество бром (Br2).
Теперь посмотрим внимательнее на вещества — участники окислительно-восстановительных реакций.
Окислитель — вещество, в состав которого входит ион или атом, который в процессе реакции будет принимать электроны, тем самым понижая свою степень окисления.
Восстановитель — вещество, в состав которого входит ион или атом, который в процессе реакции будет отдавать электроны, тем самым повышая свою степень окисления.
Из определений понятно, что реакция включает два противоположных по действиям явления: процесс окисления и процесс восстановления. Процесс восстановления — это процесс принятия электронов, а процесс окисления — процесс отдачи электронов. Оба процесса протекают одновременно: окислитель восстанавливается, а восстановитель окисляется.
Вот мы и узнали общие закономерности протекания окислительно-восстановительных реакций. Теперь давайте разберемся, какие вещества могут быть окислителями, а какие — восстановителями, и может ли одно вещество проявлять те и другие свойства.
Примеры веществ-окислителей
И марганец, и хром в кислой среде (H + ) образуют соли той кислоты, которая образовывала среду. В нейтральной среде (H2O) марганец превращается в оксид бурого цвета, а хром — в серо-зеленый нерастворимый в воде гидроксид. В щелочной среде (OH − ) марганец превращается в манганат (MnO4 2− ), а хром — в комплексное соединение светло-зеленого цвета.
Только окислителями могут быть простые вещества-неметаллы. Например, представители VIIA группы — галогены. Проявляя окислительные свойства в кислой среде, галогены восстанавливаются до соответствующих им галогеноводородных кислот: HF, HCl, HBr, HI. В щелочной среде образуются соли галогеноводородных кислот.
Кислород превращается в анион с устойчивой степенью окисления −2. А сера ведет себя как окислитель по отношению к водороду и металлам, образуя при этом сероводород и сульфиды.
Только окислителями могут быть и протон водорода (H + ) и катионы металлов в их высших степенях окисления при нескольких возможных. Ион Н + при взаимодействии с восстановителями переходит в газообразный водород (H2), а катионы металлов — в ионы с более низкой степенью окисления: 2CuCl2 + 2KI = CuCl + 2KCl + I2.
Рассмотрим как ведут себя сильные кислоты-окислители — азотная и серная. В зависимости от их концентрации меняются и продукты реакции.
Разбавленная азотная кислота никогда не реагирует с металлами с выделением водорода в отличие от разбавленной серной кислоты. Обе эти кислоты реагируют с металлами, стоящими в ряду активности после водорода.
Эти кислоты проявляют окислительные способности и с некоторыми неметаллами, окисляя их до соответствующих кислот в высшей степени окисления неметалла-восстановителя.
Для удобства мы собрали цвета переходов важнейших веществ-окислителей в одном месте.
Примеры веществ-восстановителей
Типичными восстановителями могут быть щелочные (IA) и щелочноземельные (IIA) металлы, цинк и алюминий, а также катионы металлов в своих низших степенях окисления при нескольких возможных. Например:
Типичными восстановителями также могут быть бескислородные кислоты и их соли. Например, H2S + 4Cl2 + 4H2O = 8HCl + H2SO4.
Гидриды активных металлов (щелочных и щелочноземельных) тоже являются типичными восстановителями. Например, NaH + H2O = NaOH + H2.
Для удобства мы собрали цвета переходов важнейших веществ-восстановителей в одном месте.
Окислительно-восстановительная двойственность
Окислительно-восстановительная двойственность — это способность атома проявлять как свойства окислителя, так и свойства восстановителя в зависимости от условия протекания химической реакции.
Разберем вещества, атомы которых обладают окислительно-восстановительной двойственностью.
По отношению к водороду и металлам сера играет роль окислителя: S + H2 = H2S.
При взаимодействии с сильными окислителями повышает свою степень окисления до +4 или +6: S + KMnO4 = K2SO4 + MnO2.
Кислородсодержащие соединения серы в степени окисления +4
Сера в сульфитах и сернистой кислоте при взаимодействии с сильными окислителями повышает степень окисления до +6: SO2 + 2HNO3 (конц) = H2SO4 + 2NO2.
С восстановителями соединения серы проявляют окислительные свойства, восстанавливаясь до степени окисления 0 или −2: SO2 + C = CO2 + S.
Пероксид водорода
Атом кислорода в пероксиде водорода находится в промежуточной степени окисления –1, и в присутствии восстановителей может понижать степень окисления до –2: 4H2O2 + PbS = PbSO4 + 4H2O.
Атом кислорода в пероксиде водорода находится в промежуточной степени окисления –1, и в присутствии окислителей может повышать степень окисления до 0: 3H2O2 + 2KMnO4 = 3O2 + 2MnO2 + 2KOH + 2H2O.
Простое вещество йод
Окислительная способность проявляется у йода в реакции с такими восстановителями, как сероводород, фосфор и металлы: I2 + H2S = S + 2HI.
Йод при взаимодействии с более сильными окислителями играет роль восстановителя: I2 + 5Cl2 + 6H2O = 2HIO3 + 10HCl.
Азотистая кислота и нитриты
При взаимодействии с более сильными окислителями азот повышает степень окисления до +5 и превращается либо в азотную кислоту из азотистой, либо в нитрат-анион из нитрит-аниона: 5NaNO2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5NaNO3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O.
При взаимодействии с сильными восстановителями обычно происходит восстановление до NO (иногда до других соединений азота в более низких степенях окисления): 2HNO2 + 2HI = 2NO + I2 + 2H2O.
Для удобства мы собрали представителей типичных окислителей и восстановителей в одну схему.
Классификация окислительно-восстановительных реакций
Окислительно-восстановительные реакции можно поделить на четыре типа:
Рассмотрим каждую по отдельности.
Межмолекулярная ОВР — это реакция, окислитель и восстановитель которой являются различными веществами.
2KI + Br2 = 2KBr + I2, где Br2 — окислитель, а KI — восстановитель (за счёт I −1 ).
Внутримолекулярная ОВР — это реакция, в которой один атом является окислителем, а другой восстановителем в рамках одного соединения.
Пример такой окислительно-восстановительной реакции:
где Cl +5 — окислитель, а O −2 — восстановитель.
Термическое разложение нитратов — это внутримолекулярная ОВР. Вот схема разложения нитратов в зависимости от металла, входящего в состав соли.
Исключение — разложение нитрата железа (II): 4Fe(NO3)2 = 2Fe2O3 + 8NO2 + O2. Здесь железо окисляется до +3 вопреки правилам. Иначе разлагается при нагревании и нитрат аммония: NH4NO3 = N2O + 2H2O.
Окислительно-восстановительная реакция диспропорционирования — это реакция, в ходе которой один и тот же атом является и окислителем, и восстановителем. Например, 3HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O, где N +3 переходит в N +5 , являясь восстановителем, и N +3 переходит в N +2 , являясь окислителем.
Окислительно-восстановительная реакция контрпропорционирования — это реакция, в которой атомы одного и того же химического элемента в разных степенях окисления входят в состав разных веществ, при этом образуя новые молекулы одного и того же продукта.
Основные правила составления ОВР
Подобрать среди исходных веществ окислитель и восстановитель, а также вещество, которое отвечает за среду — при необходимости. Для этого нужно расставить степени окисления элементов и сравнить их окислительно-восстановительные свойства.
Составить уравнение реакции и записать продукты реакции. Следует помнить, что в кислой среде образуются соли одно-, двух- и трехзарядных катионов, а для создания среды чаще всего используют серную кислоту. В кислой среде невозможно образование оснóвных оксидов и гидроксидов, так как они вступят в реакцию с кислотой. В щелочной среде не могут образовываться кислоты и кислотные оксиды, а образуются соли.
Уравнять методом электронного баланса или методом полуреакций.
Составим алгоритм для уравнивания окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса.
Главное условие протекания ОВР — общее число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно общему числу электронов, принятых окислителем.
Определите атомы, которые меняют свои степени окисления в ходе реакции.
Выпишите, сколько электронов принял окислитель и отдал восстановитель. Если восстановителей несколько, выписываем все.
Найдите НОК для суммарно отданных/принятых электронов.
Расставьте первые полученные коэффициенты перед окислителем и одним или несколькими восстановителями.
Уравняйте все присутствующие металлы в уравнении реакции.
Уравняйте кислотные остатки.
Уравняйте водород — в обеих частях его должно быть одинаковое количество.
Окислительно-восстановительные реакции. Окислитель и восстановитель
Окислительно-восстановительными называют реакции, которые сопровождаются изменением степеней окисления химических элементов, входящих в состав реагентов.
Окислением называют процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом, который сопровождается повышением степени окисления.
Восстановлением называют процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом, который сопровождается понижением степени окисления.
Окислителем называют реагент, который принимает электроны в ходе окислительно-восстановительной реакции. (Легко запомнить: окислитель — грабитель.)
Восстановителем называют реагент, который отдаёт электроны в ходе окислительно-восстановительной реакции.
Окислительно-восстановительные реакции делят на реакции межмолекулярного окисления-восстановления, реакции внутримолекулярного окисления-восстановления, реакции диспропорционирования и реакции конмутации.
Для составления окислительно-восстановительных реакций используют метод электронного баланса.
Составление уравнения окислительно-восстановительной реакции осуществляют в несколько стадий.
- Записывают схему уравнения с указанием в левой и правой частях степеней окисления атомов элементов, участвующих в процессах окисления и восстановления.
- Определяют число электронов, приобретаемых или отдаваемых атомами или ионами.
- Уравнивают число присоединённых и отданных электронов введением множителей, исходя из наименьшего кратного для коэффициентов в процессах окисления и восстановления.
- Найденные коэффициенты (их называют основными) подставляют в уравнение реакции перед соответствующими формулами веществ в левой и правой частях.
Пример 1. Реакция алюминия с серой. Записываем схему реакции и указываем изменение степеней окисления:
Атом серы присоединяет два электрона, изменяя свою степень окисления от 0 до –2. Он является окислителем. Атом алюминия отдаёт три электрона, изменяя свою степень окисления от 0 до +3. Он является восстановителем.
Составляем уравнение электронного баланса и уравниваем число присоединённых и отданных электронов:
Подставляем найденные коэффициенты в уравнение реакции и окончательно получаем:
Пример 2. Окисление фосфора хлором. Записываем схему реакции и указываем изменение степеней окисления:
Степень окисления хлора изменяется от 0 до –1, при этом молекула хлора присоединяет два электрона. Хлор является окислителем.
Атом фосфора отдаёт пять электронов, изменяя свою степень окисления от 0 до +5. Он является восстановителем.
Электронное уравнение для хлора записывают именно так, поскольку окислителем является молекула хлора, состоящая из двух атомов, и каждый из этих атомов изменяет свою степень окисления от 0 до –1. Коэффициент 5 относится к молекуле хлора в левой части уравнения, а количество атомов хлора в правой части уравнения 5 × 2 = 10.
Пример 3. Восстановление оксида железа (II, III) алюминием. Записываем схему реакции и указываем изменение степеней окисления:
Степень окисления железа изменяется от +8/3 до 0, при этом три иона железа (поскольку в исходном оксиде их содержится именно три) присоединяют восемь электронов (3 × 8/3 = 8). Железо является окислителем.
Алюминий отдаёт три электрона, изменяя свою степень окисления от 0 до +3. Он является восстановителем.
Составляем уравнение электронного баланса и уравниваем число присоединенных и отданных электронов:
Электронное уравнение для алюминия записывают именно так, поскольку в состав оксида алюминия входят два атома алюминия. Таким образом, в левой части уравнения основной коэффициент перед оксидом железа (II, III) будет равен 3, а перед алюминием 4 × 2 = 8.
Количество атомов железа в правой части уравнения реакции составит 3 × 3 = 9. Количество молекул оксида алюминия будет равно 8/2 = 4. Окончательно получаем:
Проверяем баланс по кислороду. В левой части уравнения 3 × 4 = 12. В правой части уравнения 4 × 3 = 12. Таким образом, число атомов каждого элемента в отдельности в левой и в правой части химического уравнения равны между собой, и реакция уравнена правильно.
Этот пример наглядно показывает, что дробная степень окисления хотя и не имеет физического смысла, но позволяет правильно уравнять окислительно-восстановительную реакцию.
Очень часто окислительно-восстановительные реакции проходят в растворах в нейтральной, кислой или щелочной среде. В этом случае химические элементы, входящие в состав вещества, образующего среду реакции, свою степень окисления не меняют.
Пример 4. Окисление йодида натрия перманганатом калия в среде серной кислоты. Записываем схему реакции, указываем степени окисления элементов, участвующих в процессах окисления и восстановления:
Два йодид-иона отдают два электрона, образуя молекулу I2 0 . Йодид натрия является восстановителем.
Составляем уравнение электронного баланса и уравниваем число присоединённых и отданных электронов введением множителей:
Найденные коэффициенты подставим в уравнение реакции перед соответствующими формулами веществ в левой и правой частях.
Серная кислота является средой реакции. Ни один из элементов, входящих в состав этого соединения, свою степень окисления не меняет, но сульфат-анион связывает выделяющиеся в результате реакции катионы калия, натрия и марганца. Подсчитаем число сульфат-ионов в правой части. Оно равно 2 + 1 + 5 = 8. Следовательно, перед серной кислотой следует поставить коэффициент 8. Число атомов водорода в левой части уравнения равно 8 × 2 = 16. Отсюда вычисляем коэффициент для воды: 16/2 = 8.
Таким образом, уравнение реакции будет иметь вид:
Правильность баланса проверяем по кислороду. В левой части его 2 × 4 = 8 (перманганат калия); в правой — 8 × 1 = 8 (вода). Следовательно, уравнение составлено правильно.
Пример 5. Окисление сульфида калия манганатом калия в водной среде. Записываем схему реакции, указываем степени окисления элементов, участвующих в процессах окисления и восстановления:
Ион марганца принимает два электрона, изменяя свою степень окисления от +6 до +4. Манганат калия является окислителем.
Сульфид-ион отдаёт два электрона, образуя молекулу S 0 . Сульфид калия является восстановителем.
Основные коэффициенты в уравнении реакции равны единице:
Вода является средой реакции. Ни один из элементов, входящих в состав этого соединения, свою степень окисления не меняет.
Гидроксид-ионы связывают выделяющиеся в результате реакции катионы калия. Таких катионов четыре (2 × 2), число атомов водорода также 4 (4 × 1), поэтому перед молекулой воды ставим коэффициент два (4/2 = 2):
Пример 6. Окисление аммиака хлоратом калия в щелочной среде. Записываем схему реакции, указываем степени окисления элементов, участвующих в процессах окисления и восстановления:
Хлор принимает шесть электронов, изменяя свою степень окисления от +5 до –1. Хлорат калия является окислителем.
Азот отдаёт восемь электронов, изменяя свою степень окисления от –3 до +5. Аммиак является восстановителем.
Составляем уравнение электронного баланса, уравниваем число присоединённых и отданных электронов введением множителей, сокращаем кратные коэффициенты:
Проставляем найденные основные коэффициенты в уравнение реакции:
Гидроксид калия является средой реакции. Ни один из элементов, входящих в состав этого соединения, свою степень окисления не меняет.
Катионы калия связывают выделяющиеся в результате реакции нитрат-ионы. Таких анионов три. Следовательно, перед гидроксидом калия ставим коэффициент три:
Число атомов водорода в левой части уравнения равно девяти в аммиаке (3 × 3) = 9 и трём в гидроксиде калия (3 × 1), а их общее число 9 + 3 = 12. Следовательно, перед водой ставим коэффициент (12/2) = 6. Окончательно уравнение реакции будет иметь вид:
Убеждаемся ещё раз в правильности расстановки коэффициентов, сравнивая число атомов кислорода в левой и правой его частях. Оно равно 15.
Довольно часто одно и то же вещество одновременно является окислителем и создаёт среду реакции. Такие реакции характерны для концентрированной серной кислоты и азотной кислоты в любой концентрации. Кроме того, в подобные реакции, но в качестве восстановителя, вступают галогенводородные кислоты с сильными окислителями.
Пример 7. Окисление магния разбавленной азотной кислотой. Записываем схему реакции и указываем изменение степеней окисления:
Степень окисления азота изменяется от +5 до +1, при этом два атома азота присоединяют восемь электронов. Азотная кислота является окислителем.
Магний отдаёт два электрона, изменяя свою степень окисления от 0 до +2. Он является восстановителем.
Подставляем найденные коэффициенты перед окислителем и восстановителем в левой части уравнения реакции и перед продуктами окисления и восстановления в правой части уравнения реакции:
При этом в правой части уравнения реакции имеется 4 × 2 = 8 нитрат-ионов, не изменивших свою степень окисления. Очевидно, что для этого в правую часть уравнения реакции следует добавить ещё 8 молекул HNO3. Тогда общее количество молекул азотной кислоты в правой части уравнения составит 2 + 8 = 10.
В этих молекулах содержатся 10 × 1 = 10 атомов водорода. Такое же количество атомов водорода должно быть и в правой части уравнения. Следовательно, перед молекулой воды следует подставить коэффициент 10/2 = 5, и уравнение окончательно будет иметь вид:
Окончательно проверяем правильность баланса, подсчитывая число атомов кислорода в левой и правой частях уравнения. В левой части 10 × 3 = 30. В правой части (2 × 3) × 4 = 24 в нитрате магния, 1 в оксиде азота (I) и 5 × 1 = 5 в молекуле воды. Итого 24 + 1 + 5 = 30. Таким образом, реакция полностью уравнена.
Пример 8. Взаимодействие соляной кислоты с оксидом марганца (IV). Записываем схему реакции и указываем изменение степеней окисления:
Степень окисления марганца изменяется от +4 до +2, при этом марганец присоединяет два электрона. Оксид марганца (IV) является окислителем.
Два хлорид-иона отдают два электрона, образуя молекулу Cl2 0 , хлористый водород является восстановителем.
Составляем электронное уравнение и уравниваем число присоединённых и отданных электронов, сокращаем кратные коэффициенты:
При этом коэффициент 1 изначально относится к двум хлорид-ионам и к одной молекуле Cl2. Подставляем найденные коэффициенты перед окислителем и восстановителем в левой части уравнения реакции и перед продуктами окисления и восстановления в правой части уравнения реакции:
При этом в правой части уравнения реакции имеется 1 × 2 = 2 хлорид-иона, не изменивших свою степень окисления. Эти хлорид-ионы в окислительно-восстановительной реакции не участвовали. Очевидно, что для этого в правую часть уравнения реакции следует добавить 2 молекулы HCl. Тогда общее количество молекул HCl в правой части уравнения составит 2 + 2 = 4. В этих молекулах будет содержаться 4 × 1 = 4 атома водорода. Такое же количество атомов водорода должно быть и в правой части уравнения. Тогда перед молекулой воды следует подставить коэффициент 4/2 = 2, и уравнение в окончательном виде будет иметь вид:
Проверяем правильность баланса, подсчитывая число атомов кислорода в левой и правой частях уравнения. В левой части оно составляет 1 × 2 = 2 в оксиде марганца (IV), а в правой части 2 × 1 = 2 в молекуле воды. Таким образом, реакция полностью уравнена.
В качестве окислителя могут выступать нейтральные атомы и молекулы, положительно заряженные ионы металлов, сложные ионы и молекулы, содержащие атомы металлов и неметаллов в состоянии положительной степени окисления и др.
Ниже приведены сведения о некоторых наиболее распространенных окислителях, имеющих важное практическое значение.
Кислород. Сильный окислитель, окислительная способность значительно возрастает при нагревании. Кислород взаимодействует непосредственно с большинством простых веществ, кроме галогенов, благородных металлов Ag, Au, Pt и благородных газов, с образованием оксидов:
Взаимодействие натрия с кислородом приводит к пероксиду натрия:
Более активные щелочные металлы (K, Rb, Cs) при взаимодействии с кислородом дают надпероксиды типа ЭО2:
В своих соединениях кислород, как правило, проявляет степень окисления –2. Применяется кислород в химической промышленности, в различных производственных процессах в металлургической промышленности, для получения высоких температур. С участием кислорода идут многочисленные чрезвычайно важные жизненные процессы: дыхание, окисление аминокислот, жиров, углеводов. Только немногие живые организмы, называемые анаэробными, могут обходиться без кислорода.
Реакции, иллюстрирующие окислительные свойства кислорода при его взаимодействии с различными неорганическими веществами, приведены в уроке 14.
Озон. Обладает ещё большей по сравнению с кислородом окислительной способностью. Озон окисляет все металлы, за исключением золота, платины и некоторых других, при этом, как правило, образуются соответствующие высшие оксиды элементов, реже — пероксиды и озониды, например:
Озон окисляет оксиды элементов с промежуточной степенью окисления в высшие оксиды.
Перманганат калия. Является сильным окислителем, широко применяется в лабораторной практике. Характер восстановления перманганата калия зависит от среды, в которой протекает реакция. В кислой среде перманганат калия восстанавливается до солей Mn 2+ , в нейтральной или слабощелочной — до MnO2, а в сильнощелочной он переходит в манганат-ион MnO4 2– . Данные переходы описываются следующими уравнениями
Перманганат калия способен окислять сульфиды в сульфаты, нитриты в нитраты, бромиды и йодиды — до брома и йода, соляную кислоту до хлора и т. д.:
Хромат и бихромат калия. Эти соединения широко применяют в качестве окислителей в неорганических и органических синтезах. Взаимные переходы хромат- и бихромат-ионов очень легко протекают в растворах, что можно описать следующим уравнением обратимой реакции:
Соединения хрома (VI) — сильные окислители. В окислительно-восстановительных процессах они переходят в производные Cr (III). В нейтральной среде образуется гидроксид хрома (III), например:
В кислой среде образуются ионы Cr 3+ :
В щелочной — производные анионного комплекса [Cr(OH)6] 3– :
В качестве восстановителя могут выступать нейтральные атомы, отрицательно заряженные ионы неметаллов, положительно заряженные ионы металлов в низшей степени окисления, сложные ионы и молекулы, содержащие атомы в промежуточной степени окисления, электрический ток на катоде и др.
Ниже приведены сведения о некоторых наиболее распространённых восстановителях, имеющих важное практическое значение.
Углерод. Углерод широко применяют в качестве восстановителя в неорганических синтезах. При этом в качестве продуктов окисления может образовываться углекислый газ, или оксид углерода (II). При восстановлении оксидов металлов могут образовываться свободные металлы, реже — карбиды металлов.
Восстановительные свойства углерод проявляет также в реакции получения водяного газа:
Полученную смесь водорода и оксида углерода (II) широко применяют для синтеза органических соединений.
Оксид углерода (II). Широко применяют в металлургии при восстановлении металлов из их оксидов, например:
Водород. Широко применяют в качестве восстановителя в неорганических синтезах (водородотермия) для получения чистого вольфрама, молибдена, галлия, германия и т. д.:
Тренировочные задания
Используя метод электронного баланса, расставьте коэффициенты, определите окислитель и восстановитель в уравнении реакции, схема которой:
1. Al + H2O + KNO3 + KOH → K[Al(OH)4] + NH3↑.
Степень окисления элемента
В химии степень окисления элементов говорит о том, как проходят окислительно-восстановительные реакции, а точнее — как при этом атомы перераспределяют между собой электроны. Это не очень сложная тема, но в ней часто бывает путаница. Разберемся, как считать степень окисления в разных соединениях.
Что такое степень окисления
Для начала давайте вспомним, как проходят химические связи в молекуле вещества. Взаимодействуя между собой, атомы могут притягивать или отдавать электроны для образования общей электронной пары. Атом с более высокой электроотрицательностью (ЭО) притягивает электроны и приобретает отрицательный заряд, а атом с меньшей ЭО, напротив, отдает электроны и обретает положительный заряд.
Степень окисления — это условный заряд, который предположительно обретет атом после перемещения электронов. Он вычисляется из предположения, что все свободные электроны полностью перемещаются от одного атома к другому и все образованные связи — ионные.
Почему в определении степени окисления мы говорим об условном заряде? Потому что в реальности он может быть другим, а химические связи атома в соединении не обязательно будут ионными. Но мы предполагаем, что все именно так, чтобы немного упростить расчеты. Это помогает в составлении формул и классификаций.
Запомните:
Численно степень окисления равна количеству электронов, которые перешли от одного атома к другому.
У атома с меньшей ЭО, который отдает электроны, — положительная степень окисления.
У атома с большей ЭО, который притягивает электроны, — отрицательная степень окисления.
Простые вещества, такие как Cl2, O2 и т. д., имеют степень окисления, равную 0, поскольку смещения электронов в данном случае не происходит.
Как рассчитать степень окисления
Как мы уже выяснили выше, определить степень окисления элемента (иначе говоря, окислительное число) помогает электроотрицательность. Значения ЭО легко узнать, пользуясь таблицей Менделеева или шкалой относительной электроотрицательности. Сравните, у какого химического элемента в соединении ЭО выше — этот элемент будет притягивать электроны и приобретет отрицательный заряд.
Шкала относительной электроотрицательности
В нейтральной молекуле все окислительные числа в сумме образуют ноль. В ионе их сумма равна заряду иона.
Это правило поможет составить уравнение и посчитать степень окисления любого химического элемента в соединении, если известны данные по остальным элементам. Еще больше облегчат расчеты следующие закономерности:
у водорода в гидридах окислительное число −1, а во всех остальных веществах оно равно +1;
у кислорода степень окисления в оксидах равна −2, в пероксидах −1, в соединениях с фтором +2;
у неметаллов в соединениях с водородом и металлами окислительное число всегда отрицательное;
у металлов степень окисления всегда положительная.
Также есть элементы, которые во всех соединениях отдают или принимают одинаковое количество электронов, поэтому их окислительное число — постоянная величина.
Алгоритм действий
Итак, мы знаем основные закономерности. Давайте разберемся, как находить степени окисления на примерах. Предлагаем следующий алгоритм действий.
Посмотрите, является ли вещество элементарным. Если да — значит, оно находится в химически несвязанном состоянии и окислительное число равно 0. Это правило подходит как для веществ, образованных из отдельных атомов, так и для тех, что включают многоатомные молекулы одного и того же элемента.
Пример
Степень окисления Cl2, S8 равна 0.
Если это соединение, определите, состоит ли оно из ионов. В многоатомном ионе сумма всех степеней окисления равна его заряду. Узнайте эту сумму из таблицы растворимости и составьте уравнение с известными окислительными числами.
Допустим, нужно определить заряд азота в ионе аммония.
Согласно таблице растворимости заряд иона аммония NH4 + равен +1. Это значит, что сумма степеней окисления в этом соединении тоже будет равна +1.
Также известно, что водород всюду, кроме гидридов, имеет заряд +1. В данном случае есть 4 атома водорода, т. е. +1 × 4.
Составим формулу: х + (+1) × 4 = +1. Значит х = −3.
Окислительное число азота в ионе аммония равно −3, т. е. N -3 H4 +1 .
Если соединение — нейтральная молекула, составьте уравнение, учитывая, что все окислительные числа в сумме равны 0.
Допустим, нужно определить степень окисления серы в соединении Na2SO4.
Мы знаем, что у щелочного металла Na постоянное окислительное число +1. Кислород, согласно вышеизложенным правилам, в оксидах имеет заряд −2.
Составим уравнение: (+1) × 2 + х + (−2) × 4 = 0. Значит х = −6.
Степень окисления серы равна −6, т. е. Na2 +1 S -6 O4 -2 .
Как узнать степень окисления нескольких элементов
А как быть, если неизвестны окислительные числа двух и более элементов в соединении? В математике уравнения с двумя неизвестными не всегда имеют решение. Но в химии есть выход: можно разделить химическую формулу на несколько частей, которые имеют постоянные заряды.
Как вычислить степень окисления в сложном веществе (NH4)2SO4? Посмотрим на него как на соединение двух ионов с известными зарядами: NH4 + и SO4 2- .
Поскольку мы знаем окислительные числа водорода и кислорода, найти заряды азота и серы в каждом ионе не составит труда.
В ионе NH4 + формула для определения заряда азота будет следующей: х + (+1) × 4 = 1. Понятно, что х = −3, т. е. степень окисления азота −3.
В ионе SO4 2- формула для серы х + (−2) × 4 = −2. Следовательно, х = 6, т. е. заряд серы равен +6.
Получаем следующие окислительные числа: (N -3 H4 +1 )2S +6 O4 -2 .
Как определить высшую и низшую степень окисления
Выделяют высшую (или максимально положительную) и низшую (максимально отрицательную) степени окисления. В диапазоне между ними располагаются окислительные числа, которые могут принадлежать данному химическому элементу в различных соединениях. Для четных групп характерны четные числа в диапазоне, а для нечетных групп — нечетные.
Высшая степень окисления совпадает с номером группы элемента (для элементов в главной подгруппе) в короткой форме периодической системы.
Низшая степень окисления равна числу, которое получится, если от номера группы элемента отнять 8.
Исключения: фтор, железо, кобальт, родий, подгруппа никеля, кислород, благородные газы (помимо ксенона).
Проиллюстрируем на примере, как найти высшую и низшую степень окисления.
По степени окисления можно понять, как поведет себя вещество в окислительно-восстановительных реакциях. Если в соединении главный действующий элемент имеет высшую степень окисления, оно является окислителем, а если он имеет низшую степень окисления — восстановителем.
Например, серная кислота является окислителем, поскольку у серы в данном случае заряд +6. А вот в сернистой кислоте у серы заряд всего +4, поэтому она может проявлять и окислительную способность, и восстановительную. В сероводороде заряд серы равен −2, и это минимальная степень окисления, а значит, данное вещество — восстановитель.
Как найти степень окисления в органическом соединении
В органической химии определять окислительные числа элементов немного сложнее, поскольку все органические вещества включают углерод, известный большим количеством неполярных связей. Если у нас всего один атом углерода, можно использовать стандартный способ.
Рассчитайте степень окисления углерода в метаноле H3C−OH.
Мы знаем, что водород Н имеет окислительное число +1, а у кислорода в данном случае оно равно −2. Составим уравнение:
х + (+1) × 4 + (+2) × 1 = 0
Заряд углерода равен −2, т. е. C -2 H4 +1 O -2 .
Но что делать, если атомов углерода больше? Придется анализировать структурную формулу, чтобы понять, какие химические связи есть между элементами и сколько электронов они теряют/приобретают в результате. Такой вариант нахождения окислительного числа называют графическим.
Графический метод
Нарисуйте структурную формулу соединения.
Изобразите стрелками химические связи и смещение атомов (все связи между атомами углерода С−С считайте неполярными).
Посчитайте, сколько стрелок ведет к атому (это «−») и сколько от него (это «+»), а затем суммируйте «+» и «−», чтобы узнать степень окисления.
Валентность и степень окисления: в чем разница?
Школьники, которые только начали изучать данные разделы химии, нередко путают степень окисления и валентность. Численно эти показатели могут совпадать (но далеко не всегда), а вот по смыслу они в корне различаются.
Валентность показывает, какое количество связей способен образовать один атом, а степень окисления — сколько электронов перемещается в результате этих связей.
Между этими двумя понятиями есть следующие отличия:
валентность не имеет знака, в то время как у окислительного числа он есть («+» или «−»);
валентность равна нулю только в том случае, если атом не имеет связей с другими частицами, а степень окисления может быть равна нулю и при наличии таких связей;
вычисляя степень окисления, мы предполагаем, что в соединении ионные связи, хотя на самым деле это может быть не так, а валентность всегда имеет реальный смысл.
Поэтому отождествлять эти два понятия ни в коем случае не стоит. Более того, не нужно ориентироваться на валентность, пытаясь определить окислительное число.
Читайте также: