При высоких температурах азот и фосфор окисляют многие металлы и неметаллы, образуя нитриды (Mg 3 N 2) и фосфиды (Са 3 Р 2). В соединениях с s-элементами мышьяк (арсениды), сурьма (стибиды), висмут (висмутиды) проявляют степень окисления –3. Например, K 3 Sb, Ca 3 As 2 и др.
Свойства нитридов закономерно изменяются по периодам и группам периодической системы. Например, в малых периодах изменяются от основных нитридов – к кислотным.
Na 3 N (основной) – AlN (амфотерный) – P 3 N 5 (кислотный)
Нитриды d-элементов III - IV групп разнообразны, имеют переменный состав, проявляют металлические свойства.
Из ковалентных нитридов наибольшее практическое применение находит аммиак – бесцветный газ с резким удушающим запахом. Молекула NH 3 имеет форму тригональной пирамиды, причём HNH = 107,3’.
Аммиак имеет температуру плавления –77,75 о С; температуру кипения –33,35 о С, легко сжижается, имеет высокую теплоту испарения, поэтому применяется в холодильных машинах. Он хорошо растворим в воде (в одном объёме воды растворяется ~ 700 объёмов аммиака), что связано с образованием водородной связи между молекулами NH 3 и Н 2 О:
.. O -
H-N: …H-O: H – N – H + +
NH 4 OH – слабый электролит с К д = 1,810 -5 (записать выражение).
Характерной реакцией на ион аммония является реакция со щелочами:
NH 4 NO 3 + NaOH = NH 4 OH + NaNO 3
NH 4 + + OH - = NH 3 + H 2 O
При этом наблюдается посинение красной лакмусовой бумажки.
Жидкий аммиак – хороший растворитель и широко применяется для проведения различных синтезов. При нагревании аммиак проявляет свойства восстановителя:
4NH 3 + 3O 2 = 2N 2 + 6H 2 O (без катализатора)
4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O (с Pt-катализатором)
В промышленности аммиак получают синтезом из простых веществ:
N 2 + 3H 2 2NH 3 ; H = -92кДж
Согласно принципу Ле Шателье равновесие должно смещаться вправо при увеличении давления и уменьшении температуры. Но при низкой температуре скорость реакции крайне мала, поэтому синтез аммиака осуществляют при 400-500 о С и 5-1000 атм в присутствии катализатора – губчатого железа с примесямиAl 2 O 3 ,K 2 Oи т.д.
Основную массу производимого NH 3 используют для получения HNO 3 и азотных удобрений. Здесь уместно повторить известную мысль академика Н.Д. Прянишникова: создание в СССР в 20-30 гг. ХХ века индустрии синтетического аммиака равносильно появлению хлебопроизводящей страны с посевными площадями Аргентины и Канады, вместе взятых.
Азот образует и другие соединения с водородом – N 2 H 4 – гидразин; NH 2 OH – гидроксиламин.
Гидразин (степень окисления азота –2) – бесцветная жидкость, сильный восстановитель. Его получают осторожным окислением аммиака гипохлоритом:
2NH 3 + NaClO = N 2 H 4 + NaCl + H 2 O
Восстановительные свойства можно продемонстрировать на примере взаимодействия гидразина с раствором перманганата калия:
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
Гидроксиламин NH 2 OH (степень окисления азота –1) – белое кристаллическое вещество, сильный восстановитель в щелочной среде и окислитель в кислой среде, слабое основание (К д = 210 -8), легко разлагается по механизму самоокисления-самовосстановления:
3NH 2 OH = NH 3 + N 2 + 3H 2 O
Фосфор с водородом практически не взаимодействует. Фосфин РН 3 получают косвенным путём: при гидролизе некоторых фосфидов, а также по реакции диспропорционирования фосфора в щелочной среде.
Mg 3 P 2 + 6H 2 O = 3Mg(OH) 2 + 2PH 3
Фосфин – сильный восстановитель, чрезвычайно ядовитый газ с неприятным запахом. Ему соответствует неустойчивый ион РН 4 + (фосфоний).
Водородные соединения подгруппы мышьяка AsH 3 (арсин), SbH 3 (стибин), BiH 3 (висмутин) – газообразные вещества с резким запахом; устойчивость уменьшается в ряду: AsH 3 SbH 3 BiH 3 . Эти соединения – сильные восстановители, из них арсин – очень токсичен. Их получают действием разбавленных кислот на арсениды, стибиды и висмутиды:
Mg 3 Э 2 + 6HCl = 3MgCl 2 + 2ЭН 3
и действием цинка на растворы соединений в кислой среде:
As 2 O 3 + 6Zn + 12HCl = 2AsH 3 + 6ZnCl 2 + 3H 2 O
Соединения элементов со степенью окисления + 1
N 2 O – оксид азота (I) – бесцветный газ с приятным запахом и сладковатым вкусом NN=O – наркотик.
Фосфор также проявляет степень окисления +1 в Н 3 РО 2 – фосфорноватистой кислоте К д =910 -2:
Её соли называются гипофосфитами, они хорошо растворимы в воде. Фосфорноватистая кислота и её соли – сильные восстановители, при нагревании диспропорционируют:
3H = PH 3 + H 2
Соединения азота со степень окисления + 2
NO – оксид азота (II) – бесцветный газ, его получение из простых веществ возможно при 3000 о С, это химически активное вещество, проявляет окислительные и восстановительные свойства, выступает как лиганд в нитрозильных комплексах.
Соединения элементов со степенью окисления + 3
Наибольшее значение имеют оксиды, гидроксиды, соли, а также, галиды и оксогалиды.
N 2 O 3 – оксид азота (III) существует только в твёрдом состоянии при низких температурах. Имеет следующее строение:
стабильная модификация: нестабильная модификация:
Легко взаимодействует со щелочами, образует нитриты:
N 2 O 3 + 2NaOH = 2NaNO 2 + H 2 O
N 2 O 3 – ангидрид азотистой кислоты HNO 2 , которая известна только в водном растворе, это слабая кислота с К д = 5,110 -4 . Азотистая кислота имеет склонность к реакциям диспропорционирования:
3HNO 2 = HNO 3 + 2NO + H 2 O
Производные азота (III) проявляют и восстановительные и окислительные свойства. Например:
Восстановитель: 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;
Окислитель: 2NaNO 2 + 2KI + 2H 2 SO 4 = I 2 + 2NO + K 2 SO 4 + Na 2 SO 4 + 2H 2 O
Р 2 О 3 – кислотный оксид. Р 2 О 3 + 3Н 2 О = 2Н 2 или Н 3 РО 3
Р 2 О 3 + 4NaOH = 2Na 2 + H 2 O
H 2 – фосфористая кислота – двухосновная кислота средней силы (К 1 = 110 -2 ; К 2 = 310 -7).
Фосфористая кислота – бесцветное кристаллическое вещество, хорошо растворимое в воде. Склонна к реакции диспропорционирования:
4Н 3 РО 3 = 3Н 3 РО 4 + РН 3
Соединения фосфора (III) – довольно сильные восстановители.
As 2 O 3 – белый мышьяк. Преимущественно является кислотным оксидом. Хорошо растворяется в воде, щелочах и галогеноводородных кислотах:
As 2 O 3 + 3H 2 O = 2H 3 AsO 3 (мышьяковистая кислота)
As 2 O 3 + 8HCl = 2HАsCl 4 + 3H 2 O
Sb 2 O 3 – амфотерный 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 – основной оксид; растворяется только в кислотах.
В ряду As(OH) 3 Sb(OH) 3 Bi(OH) 3 происходит усиление основных свойств. У As(OH) 3 преобладают кислотные свойства, а у Bi(OH) 3 – основные.
As(OH) 3 или H 3 AsO 3 – слабая мышьяковистая кислота.
Sb(OH) 3 и Bi(OH) 3 – в воде практически не растворимы, образуются из солей в виде осадков переменного состава Э 2 О 3 nН 2 О, например,
Bi(NO 3) 3 + 3KOH = Bi(OH) 3 + 3KNO 3
При сплавлении Э 2 О 3 или Э(ОН) 3 со щелочами образуются полимерные метаарсенаты (III) и метастибаты (III) (метаантимониты) состава МЭО 2 .
Для Sb(OH) 3 и Bi(OH) 3 характерны продукты частичного обезвоживания гидроксидов, то есть соединения SbO(OH) и BiO(OH). Отвечающие им радикалы SbO + - антимония и BiO + - висмутила часто входят в состав солей и играют в них роль одновалентных металлов:
SbCl 3 + H 2 O SbOCl + 2HCl
В ряду As(III)Sb(III)Bi(III) восстановительная способность уменьшается. Например:
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
Соединения азота со степенью окисления + 4
NO 2 - газ бурого цвета, токсичен, парамагнитен, химически активен, молекулы даже в парах частично димеризованы (N 2 O 4 – бесцветен, диамагнитен):
2NO 2 N 2 O 4 ; H = -55 кДж
Соединения со степенью окисления +5
N 2 O 5 – оксид азота (V) – азотный ангидрид – белое кристаллическое вещество, при нагревании – взрывается.
HNO 3 – азотная кислота (триоксинитрат водорода), бесцветная жидкость (плотность 1,52 г/мл) с температурой кипения 84,1 о С и температурой кристаллизации –41,6 о С, сильная кислота.
В промышленности для получения азотной кислоты используется метод каталитического окисления аммиака. Синтез складывается из трёх стадий:
Окисление аммиака на платиновом катализаторе: 4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O
Окисление NO в NO 2: 2NO + O 2 = 2NO 2
Поглощение NO 2 водой: 2NO 2 + H 2 O = HNO 3 + HNO 2 ; 3HNO 2 = HNO 3 + 2NO + H 2 O
При любых концентрациях азотная кислота является сильным окислителем.
Азотная кислота при нагревании и освещении легко разлагается:
4HNO 3 = 4NO 2 + O 2 + 2H 2 O
Необходимо вспомнить и вставить сюда схему взаимодействия азотной кислоты с металлами (I семестр). Азотная кислота окисляет и неметаллы. Элементы, для которых характерна высокая степень окисления (>4), в результате взаимодействия с HNO 3конц обычно образуют кислородсодержащие кислоты, а NO 3 - восстанавливается до NO:
S + 2HNO 3 = H 2 SO 4 + 2NO
3Re + 7HNO 3 = 3HReO 4 + 7NO + 2H 2 O
Смесь одного объёма HNO 3 и 3 объёмов HCl («царская водка») обладает исключительно сильным окислительным действием, которое обусловлено выделением атомарного хлора:
HNO 3 + 3HCl = NOCl + 2Cl + 2H 2 O
: HNO 3 + 3HCl = NO + 3Cl + 2H 2 O
Большинство нитратов растворимы в воде, они широко используются в качестве минеральных удобрений.
HNN 2 или HN 3 – азотистоводородная кислота. По силе она близка к уксусной. Имеет азот с двумя степенями окисления +5 и –3, поэтому проявляет свойства и окислителя и восстановителя.
Р 2 О 5 – фосфорный ангидрид, жадно поглощает воду:
Р 2 О 5 + 3Н 2 О = 2Н 3 РО 4
Н 3 РО 4 – ортофосфорная кислота, электролит средней силы (К 1 = 710 -3 ; К 2 = 610 -8 ; 4,310 -13).
Н 4 Р 2 О 7 – пирофосфорная кислота;
НРО 3 – метафосфорная кислота.
Соли фосфорной кислоты – фосфаты – подвергаются гидролизу.
As 2 O 5 - хорошо растворим в воде с образованием мышьяковой кислоты, соли которой называются арсенатами: As 2 O 5 + 3H 2 O = 2H 3 AsO 4 Для мышьяковой кислоты К 1 = 610 -3 , т. е. она несколько слабее фосфорной.
Sb 2 O 5 – в воде малорастворим, лучше растворим в щелочных растворах:
Sb 2 O 5 + 2KOH + 5H 2 O = 2K
Cурьмяная и висмутовая кислоты в свободном состоянии не выделены, хотя известны их соли – стибаты (антимонаты) и висмутаты. Соли этих кислот, также как и фосфаты и арсенаты, трудно растворимы в воде.
В ряду PO 4 3- AsO 4 3- SbO 4 3- BiO 3 - усиливаются окислительные свойства. Соединения Bi(V) – сильные окислители:
2Mn(NO 3) 2 + 5NaBiO 3 + 14HNO 3 = 2NaMnO 4 + 5Bi(NO 3) 3 + 3NaNO 3 + 7H 2 O
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) |
Видеокурс «Получи пятерку» включает все темы, необходимые для успешной сдачи ЕГЭ по математике на 60-65 баллов. Полностью все задачи 1-13 Профильного ЕГЭ по математике. Подходит также для сдачи Базового ЕГЭ по математике. Если вы хотите сдать ЕГЭ на 90-100 баллов, вам надо решать часть 1 за 30 минут и без ошибок!
Курс подготовки к ЕГЭ для 10-11 класса, а также для преподавателей. Все необходимое, чтобы решить часть 1 ЕГЭ по математике (первые 12 задач) и задачу 13 (тригонометрия). А это более 70 баллов на ЕГЭ, и без них не обойтись ни стобалльнику, ни гуманитарию.
Вся необходимая теория. Быстрые способы решения, ловушки и секреты ЕГЭ. Разобраны все актуальные задания части 1 из Банка заданий ФИПИ. Курс полностью соответствует требованиям ЕГЭ-2018.
Курс содержит 5 больших тем, по 2,5 часа каждая. Каждая тема дается с нуля, просто и понятно.
Сотни заданий ЕГЭ. Текстовые задачи и теория вероятностей. Простые и легко запоминаемые алгоритмы решения задач. Геометрия. Теория, справочный материал, разбор всех типов заданий ЕГЭ. Стереометрия. Хитрые приемы решения, полезные шпаргалки, развитие пространственного воображения. Тригонометрия с нуля - до задачи 13. Понимание вместо зубрежки. Наглядное объяснение сложных понятий. Алгебра. Корни, степени и логарифмы, функция и производная. База для решения сложных задач 2 части ЕГЭ.
В химии термины «окисление» и «восстановление» означает реакции, при которых атом или группа атомов теряют или, соответственно, приобретают электроны. Степень окисления - это приписываемая одному либо нескольким атомам численная величина, характеризующая количество перераспределяемых электронов и показывающая, каким образом эти электроны распределяются между атомами при реакции. Определение этой величины может быть как простой, так и довольно сложной процедурой, в зависимости от атомов и состоящих из них молекул. Более того, атомы некоторых элементов могут обладать несколькими степенями окисления. К счастью, для определения степени окисления существуют несложные однозначные правила, для уверенного пользования которыми достаточно знания основ химии и алгебры.
Шаги
Часть 1
Определение степени окисления по законам химии- Например, Al (s) и Cl 2 имеют степень окисления 0, поскольку оба находятся в химически несвязанном элементарном состоянии.
- Обратите внимание, что аллотропная форма серы S 8 , или октасера, несмотря на свое нетипичное строение, также характеризуется нулевой степенью окисления.
-
Определите, состоит ли рассматриваемое вещество из ионов. Степень окисления ионов равняется их заряду. Это справедливо как для свободных ионов, так и для тех, которые входят в состав химических соединений.
- Например, степень окисления иона Cl - равняется -1.
- Степень окисления иона Cl в составе химического соединения NaCl также равна -1. Поскольку ион Na, по определению, имеет заряд +1, мы заключаем, что заряд иона Cl -1, и таким образом степень его окисления равна -1.
-
Учтите, что ионы металлов могут иметь несколько степеней окисления. Атомы многих металлических элементов могут ионизироваться на разные величины. Например, заряд ионов такого металла как железо (Fe) равняется +2, либо +3. Заряд ионов металла (и их степень окисления) можно определить по зарядам ионов других элементов, с которыми данный металл входит в состав химического соединения; в тексте этот заряд обозначается римскими цифрами: так, железо (III) имеет степень окисления +3.
- В качестве примера рассмотрим соединение, содержащее ион алюминия. Общий заряд соединения AlCl 3 равен нулю. Поскольку нам известно, что ионы Cl - имеют заряд -1, и в соединении содержится 3 таких иона, для общей нейтральности рассматриваемого вещества ион Al должен иметь заряд +3. Таким образом, в данном случае степень окисления алюминия равна +3.
-
Степень окисления кислорода равна -2 (за некоторыми исключениями). Почти во всех случаях атомы кислорода имеют степень окисления -2. Есть несколько исключений из этого правила:
- Если кислород находится в элементарном состоянии (O 2), его степень окисления равна 0, как и в случае других элементарных веществ.
- Если кислород входит в состав перекиси , его степень окисления равна -1. Перекиси - это группа соединений, содержащих простую кислород-кислородную связь (то есть анион перекиси O 2 -2). К примеру, в составе молекулы H 2 O 2 (перекись водорода) кислород имеет заряд и степень окисления -1.
- В соединении с фтором кислород обладает степенью окисления +2, читайте правило для фтора ниже.
-
Водород характеризуется степенью окисления +1, за некоторыми исключениями. Как и для кислорода, здесь также существуют исключения. Как правило, степень окисления водорода равна +1 (если он не находится в элементарном состоянии H 2). Однако в соединениях, называемых гидридами, степень окисления водорода составляет -1.
- Например, в H 2 O степень окисления водорода равна +1, поскольку атом кислорода имеет заряд -2, и для общей нейтральности необходимы два заряда +1. Тем не менее, в составе гидрида натрия степень окисления водорода уже -1, так как ион Na несет заряд +1, и для общей электронейтральности заряд атома водорода (а тем самым и его степень окисления) должен равняться -1.
-
Фтор всегда имеет степень окисления -1. Как уже было отмечено, степень окисления некоторых элементов (ионы металлов, атомы кислорода в перекисях и так далее) может меняться в зависимости от ряда факторов. Степень окисления фтора, однако, неизменно составляет -1. Это объясняется тем, что данный элемент имеет наибольшую электроотрицательность - иначе говоря, атомы фтора наименее охотно расстаются с собственными электронами и наиболее активно притягивают чужие электроны. Таким образом, их заряд остается неизменным.
-
Сумма степеней окисления в соединении равна его заряду. Степени окисления всех атомов, входящих в химическое соединение, в сумме должны давать заряд этого соединения. Например, если соединение нейтрально, сумма степеней окисления всех его атомов должна равняться нулю; если соединение является многоатомным ионом с зарядом -1, сумма степеней окисления равна -1, и так далее.
- Это хороший метод проверки - если сумма степеней окисления не равна общему заряду соединения, значит вы где-то ошиблись.
Часть 2
Определение степени окисления без использования законов химии-
Найдите атомы, не имеющие строгих правил относительно степени окисления. По отношению к некоторым элементам нет твердо установленных правил нахождения степени окисления. Если атом не подпадает ни под одно правило из перечисленных выше, и вы не знаете его заряда (например, атом входит в состав комплекса, и его заряд не указан), вы можете установить степень окисления такого атома методом исключения. Вначале определите заряд всех остальных атомов соединения, а затем из известного общего заряда соединения вычислите степень окисления данного атома.
- Например, в соединении Na 2 SO 4 неизвестен заряд атома серы (S) - мы лишь знаем, что он не нулевой, поскольку сера находится не в элементарном состоянии. Это соединение служит хорошим примером для иллюстрации алгебраического метода определения степени окисления.
-
Найдите степени окисления остальных элементов, входящих в соединение. С помощью описанных выше правил определите степени окисления остальных атомов соединения. Не забывайте об исключениях из правил в случае атомов O, H и так далее.
- Для Na 2 SO 4 , пользуясь нашими правилами, мы находим, что заряд (а значит и степень окисления) иона Na равен +1, а для каждого из атомов кислорода он составляет -2.
- В соединениях сумма всех степеней окисления должна равняться заряду. Например, если соединение представляет собой двухатомный ион, сумма степеней окисления атомов должна быть равна общему ионному заряду.
- Очень полезно уметь пользоваться периодической таблицей Менделеева и знать, где в ней располагаются металлические и неметаллические элементы.
- Степень окисления атомов в элементарном виде всегда равна нулю. Степень окисления единичного иона равна его заряду. Элементы группы 1A таблицы Менделеева, такие как водород, литий, натрий, в элементарном виде имеют степень окисления +1; степень окисления металлов группы 2A, таких как магний и кальций, в элементарном виде равна +2. Кислород и водород, в зависимости от вида химической связи, могут иметь 2 различных значения степени окисления.
Определите, является ли рассматриваемое вещество элементарным. Степень окисления атомов вне химического соединения равна нулю. Это правило справедливо как для веществ, образованных из отдельных свободных атомов, так и для таких, которые состоят из двух, либо многоатомных молекул одного элемента.