Общая химия

3)дихлородиаквацинк (+2)

4)дихлородиаквацинкат (2)

12.ФОРМУЛА И НАЗВАНИЕ КОМПЛЕКСНОГО СОЕДИНЕНИЯ, ПОЛУЧЕННОГО ПО УРАВНЕНИЮ Be(OH)2 +

NaOH

1)Na Be(OH)3 , натрия тригидророксобериллат (+2)

2)Be Na(OH)3 , бериллия тригидроксонатрий

3)Na2 Be(OH)4 , натрия тетрагидроксобериллат (+2)

4)Na3 Be(OH)6 , гексагидроксобериллат (+3)

13.ФОРМУЛА И НАЗВАНИЕ КОМПЛЕКСНОГО СОЕДИНЕНИЯ, ПОЛУЧЕННОГО ПО УРАВНЕНИЮ

AlF3 + NaF

1)Na2 AlF6 , натрия гексафтороалюминат (+4)

2)Al NaF4 , алюминия тетрафторонатрий

3)Na3 AlF6 , натрия гексафтороалюминат (+3)

4)Al2NaF3 3 , диалюминия трифторонитрит

14.УРАВНЕНИЕ, ПРАВИЛЬНО ОПИСЫВАЮЩЕЕ

3)Na3 Al(OH)6 3NaOH + Al(OH)3

4)Na3 Al(OH)6 3Na + Al(OH)6 3

171

16.ВЫРАЖЕНИЕ Кнест КОМПЛЕКСНОГО ИОНА, ВХОДЯЩЕГО В СОСТАВ СОЕДИНЕНИЯ K3 Fe(CN )6

17. АНИОНЫ, ОБРАЗУЮЩИЕСЯ ПРИ ДИССОЦИАЦИИ В РАСТВОРЕ КОМПЛЕКСНОГО СОЕДИНЕНИЯ

Pt(NH3 )3 Br(NO2 )2 Cl

18.СТЕПЕНЬ, В КОТОРОЙ ВХОДИТ КОНЦЕНТРАЦИЯ

ЛИГАНДА В ВЫРАЖЕНИИ КОНСТАНТЫ НЕСТОЙКОСТИ СОЕДИНЕНИЯ Na3 AlF6

19.НАИБОЛЕЕ УСТОЙЧИВЫМ КОМПЛЕКСНЫМ ИОНОМ ЯВЛЯЕТСЯ

1.Ni(NH3 )6 2 (Kн 1.9 10 9 )

2.Cu(NH3 )4 2 (Kн 2.1 10 14 )

3.Co(NH3 )6 2 (Кн 8 10 6 )

172

4.Co(NH3 )6 3 (Кн 3.1 10 33 )

20.УРАВНЕНИЕ РЕАКЦИИ ИОНИЗАЦИИ КОМПЛЕКСНОГО СОЕДИНЕНИЯ, СОДЕРЖАЩЕЕ ОШИБКУ

1)K2 Zn(CN)4 2K Zn(CN)4 2

2)Zn(CN)4 2 Zn(CN)3 CN

3)Zn(CN)3 Zn(CN)2 0 CN

4)Zn(CN)2 0 ZnCN CN

Ответы к тесту на стр.268

Тестовые задания для самоконтроля по теме X на стр. 309 Ответы к тестовым заданиям для самоконтроля по теме X на стр. 313

ТЕМА XI. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ ПРОЦЕССЫ

11.1. Степень окисления

Сначала введем понятие электроотрицательности. Когда между атомами образуется химическая связь, чаще всего она образуется за счет общей пары электронов.

Электроотрицательность (э.о.) – характеризует спо-

собность атома, притягивать к себе электроны общей электронной пары. Э.о. – мера неметалличности элемента. Чем больше неметаллические свойства элемента, тем больше у него э.о. Типичные металлы находятся в начале периоде, а типичные неметаллы в конце периода. Следовательно, в периоде слева направо металлические свойства элементов ослабевают, а неметалли-

ческие усиливаются, тогда э.о. в периоде слева направо уве-

личивается. В подгруппе сверху вниз наоборот металлические свойства усиливаются, а неметаллические ослабевают. Следо-

вательно, э.о. в подгруппе сверху вниз уменьшается.

В зависимости от электроотрицательностей соединяющихся атомов степень окисления может быть отрицательной, нулевой

173

и положительной. Она пишется арабской цифрой в верхнем правом углу у символа элемента в следующем порядке: сначала заряд, потом число, например -2, +3 и т.д.

Степень окисления – это условный заряд атома в соединении, в предположении, что оно состоит из ионов. Ионы из атомов образуются, когда электроны общей электронной пары полностью переместились к более электроотрицательному атому. При этом более электроотрицательный атом имеет отрицательный заряд и называется анионом, а менее электроотрицательный имеет положительный заряд и называется катионом.

Правила определения степеней окисления

1.Степень окисления простых веществ равна 0: Sо, Cl2о, Naо, H2о, О2о, F2о и т.д.

2.Степень окисления фтора во всех соединениях -1, на-

пример Н+1F-1

3.Степень окисления водорода:

–в большинстве соединений +1, например H2+1S-2

–в гидридах металлов -1, например Na+1H-1

4.Степень окисления кислорода:

–в большинстве соединений равна -2, например, Mg+2O-2

–в пероксидах равна -1, например, Н2+1О2-1

–в соединениях со фтором равна +2, например, О+2F2-1

5.Металлы в соединениях, всегда имеют только положительную степень окисления.

Металлы первой группы главной подгруппы IA имеют только

степень окисления +1, равную номеру группы. Это такие метал-

лы как Li,Na,K,Rb,Cs,Fr.

Металлы второй группы главной подгруппы IIA имеют только

степень окисления +2, равную номеру группы. Это такие метал-

лы как Ве,Mg,Ca,Sr,Ba,Ra.

Алюминий Al всегда имеет степень окисления +3, равную номеру группы.

Металлы побочных подгрупп тоже всегда проявляют положительную переменную степень окисления, которая не может быть больше, чем номер группы, в которой находится элемент.

174

Обычно максимальная положительная степень окисления равна номеру группы, в которой находится элемент.

6. Неметаллы проявляют различные как положительные, так и отрицательные степени окисления. Для неметаллов чаще всего соблюдается правило четности и нечетности: если элемент находится в четной группе он проявляет четные степени окисления, например сера S (находится в VIA подгруппе, 6 – четное число) для нее характерны четные степени окисления: -2; 0; +4; +6; фосфор Р (находится в VA подгруппе, 5 – нечетное число) для него характерны нечетные степени окисления: -3; 0; +3;+5; хлор Cl (находится в VIIA подгруппе, 7 – нечетное число) для него характерны нечетные степени окисления: -1;0;+1;+3;+5;+7 и т.д. Из этого правила, конечно, есть исключения, например, азот N проявляет все степени окисления от -3 до +5, но при этом нужно запомнить:

максимальная положительная степень окисления равна номеру группы, в которой находится элемент;

отрицательная степень окисления неметаллов опреде-

ляется по формуле Nгруппы-8.

7.Сумма всех степеней окисления в молекуле равна нулю, т.е. молекула электронейтральна.

8.Сумма всех степеней окисления в ионе равна заряду

иона.

11.2. Основные положения теории окислительновосстановительных реакций (ОВР)

1.Реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, называ-

ются окислительно-восстановителными.

Протекание ОВР и, следовательно, изменение степени окисления атомов обусловлено переходом электронов от одних атомов

кдругим.

2.Процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом называется окислением

175

3. Восстановлением называется процесс присоединения

электронов атомом, молекулой или ионом

S + 2e → S2- Fe3++1e → Fe2+ 2H+ + 2e → H2

При восстановлении степень окисления понижается.

4.Окисление всегда сопровождается восстановлением и наоборот восстановление всегда связано с окислением.

5.Окислители – вещества, в составе которого есть атомы, способные присоединять электроны. При этом происходит восстановление. В роли окислителей могут выступать вещества,

всостав которых входят:

–катионы, содержащие металл в высшей степени окисления: Fe3+, Cu2+ и т.д.;

–анионы, содержащие элемент в высшей степени окисления: SO42-; MnO4-; ClO4-; NO3-; Cr2O72-; CrO42- и т.д.

А также такие распространенные окислители – простые вещества неметаллы, как F2, О2, О3 и т.д.

6.Восстановители – вещества, в составе которых есть атомы, способные отдавать электроны. При этом происходит окисление. В роли восстановителей могут выступать вещества, в состав которых входят:

–катионы, содержащие металл в низшей степени окисления: Fe2+, Cu+ и т.д.;

–анионы, содержащие элемент в низшей степени окисления: Cl-; Br-; I-; S2- , Н- и т.д.

А также такие распространенные восстановители как простые вещества металлы (только восстановители), Н2, С, СО.

7. Двойственными окислительно-восстановительными свойствами (могут выступать в роли и окислителя и восстановителя) обладают соединения, в состав которых входят атомы в промежуточной степени окисления.

11.3. Типы окислительно-восстановительных реакций

Различают три основных типа окислительно-восстано- вительных реакций:

1. Межмолекулярные (межмолекулярного окисления - восстановления).

176

К этому типу относятся наиболее многочисленные реакции, в которых атомы элемента окислителя и элемента восстановителя находятся в составе разных молекул веществ. Например

Na2S2O3 + 4Н2О2 =Na2SO4 + Н2SO4 + 3H2O.

2. Внутримолекулярные (внутримолекулярного окисления - восстановления).

К ним относятся реакции, в которых окислитель и восстановитель в виде атомов разных элементов, или атома одного и того же элемента в разных степенях окисления находятся в составе одной и той же молекулы. По такому типу протекают реакции термического разложения соединений, например:

2KC1O3= 2KC1 + 3O2

3. Диспропорционирования (самоокисления - самовосстановления).

Это такие реакции, в которых окислителем и восстановителем является один и тот же элемент в одной и той же промежуточной степени окисления, которая в результате протекания реакции одновременно как снижается, так и повышается.

Например:

3C1о2 + 6 KOH = 5 KC1 - + KC1+5O3 + 3H2O, 3HC1+1O = HC1+5O3 + 2HC1-.

Окислительно-восстановительные реакции играют важную роль в природе и технике. В качестве примеров ОВР, протекающих в природных биологических системах, можно привести реакцию фотосинтеза у растений и процессы дыхания у животных и человека. ОВР используются при получении металлов, органических и неорганических соединений, при проведении очистки различных веществ, природных и сточных вод.

11.4.Методы составления ОВР

11.4.1.Метод электронного баланса

Здесь подсчет числа электронов производится на основании значений степеней окисления элементов до и после реакции. Число электронов, отданных восстановителем, должно

177

быть равно числу электронов принятых окислителем. Приведем простейший пример:

___________________________________________

2 Na + Cl2 = 2NaCl

Данный метод используют в том случае, если реакция протекает не в растворе (в газовой фазе, реакции термического разложения и т.д.).

11.4.2. Метод ионно-электронного баланса (метод полуреакций)

Данный метод учитывает среду раствора, дает представление о характере частиц реально существующих и взаимодействующих в растворах. Остановимся на нем более подробно.

Алгоритм подбора коэффициентов ионно-электронным методом:

1.Составить молекулярную схему реакции с указанием исходных веществ и продуктов реакции.

2.Составить полную ионно-молекулярную схему реакции, записывая слабые электролиты, малорастворимые, нерастворимые и газообразные вещества в молекулярном виде, а сильные электролиты – в ионном.

3.Исключив из ионно-молекулярной схемы ионы, не изменяющиеся в результате реакции (без учета их количества), переписать схему в кратком ионно-молекулярном виде.

4.Отметить элементы, изменяющие в результате реакции степень окисления; найти окислитель, восстановитель, продукты восстановления, окисления.

5.Составить схемы полуреакций окисления и восстановления, для этого:

а) указать восстановитель и продукт окисления, окислитель и продукт восстановления;

178

б) уравнять число атомов каждого элемента в левой и правой частях полуреакций (выполнить баланс по элементам) в последовательности: элемент, изменяющий степень окисления, кислород, другие элементы. Уравнять суммарное число зарядов в обеих частях полуреакций; для этого прибавить или отнять в левой части полуреакций необходимое число электронов (баланс по зарядам).

При этом следует помнить, что в водных растворах в реакциях могут участвовать молекулы Н2О, ионы Н+ или ОН – в зависимости от характера среды:

5.1. Кислая среда

(в левой или правой части уравнения есть кислота)

Правило 1. В кислой среде в ту сторону уравнения полуреакции, где не хватает атомов кислорода ставиться столько же молекул

воды, в другую сторону уравнения ставиться удвоенное число ионов Н+: Н2О = О-2+2Н+

Пример. МnO 4 Mn2+

В левой части 4 атома «О», в правой части нет атомов «О». Разница в 4 атома «О», следовательно, в правую часть уравнения полуреакции ставим столько же (4) молекул воды:

MnO 4 Mn2+ + 4H2O

В другую часть уравнения ставим удвоенное против числа молекул воды количество протонов Н+:

MnO 4 +8H+ Mn2+ + 4H2O

Считаем заряды у левой и правой частей. Слева: -1 + 8·(+1) = +7. Справа +2 + 4·0 = +2 (H2O –нейтральная молекула, заряд 0). Чтобы перейти из +7 в +2 надо добавть 5е (каждый е это -1).

Это процесс восстановления, MnO 4 окислитель.

Правило 2. Если в правой части образуется кислота, то ее пишут в виде молекулы.

179

5.2. Щелочная среда

(в левой или правой части уравнения есть основание)

Правило 1. В щелочной среде в ту сторону уравнения полуреакции, где не избыток атомов кислорода ставиться столько же молекул воды, в другую сторону уравнения ставиться удвоенное числи ионов ОН-: О-2+Н2О = 2ОН ¯

Пример. MnO 4 MnO2

Слева 4 атома «О», справа 2 атома «О». Разница в 2 атома «О». 2 молекулы воды ставим в ту сторону уравнения, где атомов «О» больше, т.е. в левую сторону:

MnO 4 + 2H2O MnO2

В правую часть уравнения ставим удвоенное против числа молекул воду число групп ОН-, т.е. 4:

MnO 4 + 2 H2O MnO2 + 4OH-

Считаем заряды у левой части: -1+2·0 = -1. Считаем заряды у правой части: 0 +4·(-1) = -4 (MnO2 – нейтральная молекула, заряд 0). Чтобы из -1 перейти в -4 надо добавить 3е:

MnO 4 + 2H2O + 3e¯ MnO2 +4OH

Это процесс восстановления МnO 4 – окислитель.

Правило 2. Если в щелочной среде атомы «О» уравнены, а атомы «Н» нет, то на каждый лишний атом «Н» добавляется в эту же часть уравнения столько же групп ОН-, а в другую часть уравнения ставиться столько же молекул воды.

Пример. NO 3 NН3

Сначала уравниваем по 1 правилу для щелочной среды. В левой части 3 атома «О», в правой нет атомов «О». В левую часть, где избыток атомов «О», ставим 3 молекулы воды:

NO 3 + 3 H2O NН3

В другую часть уравнения ставим в 2 раза больше, т.е 6 ОН- - ионов:

NO 3 + 3H2O NН3 + 6OH-

180