Вопрос № 14. Валентность. Степень окисления

Валентность – способность атома в соединении образовывать определенное число химических связей с атомом другого элемента.

Вобразовании химической связи участвуют валентные электроны (электроны внешнего энергетического уровня), прежде всего – неспаренные электроны.

Ввозбужденном состоянии электроны могут переходить на свободные орбитали, при этом атом образует дополнительные связи. Высшая валентность как правило совпадает с номером группы (исключение – N, его высшая валентность IV в NH4). Низшая валентность с V по VII группы определяется 8 – N группы, в которой находится элемент.

Валентность не имеет знака и обозначается римскими цифрами. Щелочные металлы имеют постоянную валентность I. Также постоянная

валентность I у серебра, фтора и водорода. Щелочноземельные металлы, цинк и кислород – валентность II. Алюминий и бор – постоянная валентность III.

Переменная валентность наблюдается, например: Cu (I и II), Cr, Fe (II, III, VI), S (II, IV, VI) и др.

Степень окисления – понятие формальное, обозначающее заряд атома в молекуле вещества. При определении степени окисления следует иметь ввиду, что сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю.

Для определения степени окисления атомов в химических соединениях используют следующие допущения:

1.Степень окисления кислорода в соединениях обычно равна –2 (кроме +2 в ОF2 и –1 в пероксидах: Н2О2 ).

2.Степень окисления водорода равна +1 в соединениях с неметаллами и

–1 в соединениях с металлами (КН, СаН2).

3.Постоянную степень окисления +1 имеют щелочные металлы.

4.Постоянную степень окисления +2 имеют щелочно-земельные металлы, также цинк и кадмий.

5.Степень окисления атомов в простых веществах равна нулю (Cl2, H2, O2).

6.Степень окисления фтора в соединениях –1.

При определении степени окисления условно предполагают, что в соединении валентные электроны переходят к более электроотрицательным атомам, следовательно, соединения состоят только из «+» и «–» заряженных

24

ионов. В действительности же, в большинстве случаев происходит не полная отдача электронов, а только смещение электронной пары от одного атома к другому.

Вопрос № 15. Окислительно-восстановительные реакции

Реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно-

восстановительными.

Сущности процессов окисления и восстановления:

1.Окислением называется процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом. При окислении степень окисления повышается.

2.Восстановлением называется процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом. При восстановлении степень окисления понижается.

3.Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны называются восстановителями. Во время реакции они окисляются. Атомы, молекулы или ионы, присоединяющие электроны, называются окислителями. Во время реакции они восстанавливаются. Окислительными свойствами обладают вещества, которые содержат в своем составе атомы, находящиеся в высшей степени окисления, а также вещества, содержащие атомы в промежуточной степени окисления, или простые вещества – неметаллы. Восстановительными свойствами обладают вещества, которые содержат в своём составе атомы, находящиеся в низшей степени окисления, а также атомы в промежуточной степени окисления, или простые вещества – металлы и неметаллы.

4.Окисление всегда сопровождается восстановлением, и наоборот, восстановление всегда связано с окислением. Число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов, присоединяемых окислителем.

Типы ОВР:

1– Межмолекулярные ОВР – такие ОВР, в которых меняют степень окисления атомы, находящиеся в разных веществах.

2– Внутримолекулярные ОВР – ОВР, в которых меняют степень окисления атомы разных элементов, находящиеся в одном веществе.

25

3 – Реакции диспропорционирования – такие ОВР, в которых атом одного и того же элемента дважды меняет степень окисления. Они возможны только в том случае, если вещество находится в промежуточной степени окисления.

Для составления уравнений реакций (подбора коэффициентов) в ОВР используют 2 способа:

1)Метод электронного баланса. Применяется при подборе коэффициентов в ОВР, протекающих при сплавлении или термическом разложении веществ, при обжиге, при взаимодействии металлов с практически безводными кислотами. В этом методе составляют вспомогательные электронные уравнения.

2)Метод ионно-электронного баланса (метод полуреакций).

Используют при нахождении коэффициентов в ОВР, происходящих в водных растворах, причем это могут быть кислые или щелочные растворы, или растворы, близкие к нейтральным. В этом методе составляют вспомогательные ионно-электронные уравнения. Следует различать методику уравнивания в кислой и щелочной среде. Атомы элементов, изменяющие свою степень окисления, записывают в форме тех частиц, которые реально присутствуют в водных растворах.

1 – правило уравнивания в кислой среде:

В ту часть полуреакции, где не хватает кислорода, ставим столько молекул воды, сколько не хватает кислорода, а в другую часть полуреакции – соответствующее число протонов водорода.

2 – правило уравнивания в щелочной среде:

В ту часть полуреакции, где не хватает кислорода, ставим удвоенное произведение ОН группы, т.е. 2ОН–, а в другую часть полуреакции – соответствующее число молекул Н2О.

26

Вопрос № 16. Комплексные соединения

Комплексные соединения (КС) – это вещества, молекулы которых состоят из центрального атома (иона), непосредственно связанного с определенным числом других молекул (или ионов), называемых лигандами.

Основные положения координационной теории А. Вернера:

1.Центральное место в КС занимает «+» ион металла, называемый

комплексообразователем (центральным атомом).

2.Ион-комплексообразователь координирует вокруг себя определенное количество нейтральных молекул или ионов с противоположным знаком, называемых лигандами.

3.Число лигандов, координирующихся вокруг ионакомплексообразователя, называется координационным числом.

4.Ион-комплексообразователь и лиганды образуют внутреннюю сферу КС, остальные частицы составляют внешнюю сферу. Границы внутренней сферы обозначают квадратными скобками. Например, K2[PtCl6].

Лиганды характеризуются дентатностью. Дентатность – число связей, посредством которых лиганд связан с центральным атомом.

Номенклатура КС:

1) называя КС, перечисляют составные части его эмпирической формулы справа налево, причем вся внутренняя сфера пишется одним словом;

2) в названии аниона употребляется корень латинского наименования комплексообразователя, а в названии катиона – его русское наименование в родительном падеже;

3) названия лигандов-анионов заканчиваются соединительной гласной «о». При этом для одноэлементных анионов соединительная гласная «о» добавляется к корню названия элемента (Cl– – хлоро), для многоэлементных анионов «о» присоединяется к традиционным названиям (CN– – циано, SO42– – сульфато).

Названия молекул, являющихся лигандами, остаются без изменения

(H2O – аква).

4) названия соединений с комплексным анионом заканчиваются суффиксом -ат.

27

5)число лигандов обозначается с помощью греческих числителей (ди, три, тетра, пента, гекса, гепта и т.д.);

6)названия нейтральных КС заканчиваются именительным падежом.

Классификация КС:

1)по принадлежности к определённому классу соединений различают: комплексные кислоты (H2[SiF6]); комплексные основания ([Ag(NH3)2]OH), комплексные соли K2[HgJ4]);

2)по природе лиганда различают: аквакомплексы ([Co(H2O)6]SO4); цианидные комплексы (K4[Fe(CN)6]); аммиакаты ([Cu(NH3)2]Cl); карбонатные

(K2[Be(CO3)2]); галогенидные(K2[PtBr4]); гидроксокомплексы(K3[Al(OH)6]) и т.д.;

3)по знаку заряда комплекса: катионные комплексы ([Co(NH3)6]Cl2); анионные комплексы (Li[AlH4]); нейтральные комплексы ([Pb(NH3)2Cl2]).

Химическая связь в КС

Во всех КС проявляется донорно-акцепторное взаимодействие между центральным атомом и лигандами. Донор – лиганды, акцептор – комплексообразователь.

Строение КС:

1. Двухлигандные комплексы, например [Ag(NH3)2]Cl, имеют линейную структуру.

2. Четырехлигандные комплексы могут иметь плоскую структуру,

например, [Pt(NH3)2Cl2].

В этом случае они обладают геометрической изомерией. Четырехлигандные комплексы могут иметь пространственную структуру

(тетраэдр), например [Zn(NH3)4]Cl2. Такие комплексы обладают оптической. 3. Шестилигандные комплексы, например [Pt(NH3)6]Cl4, имеют

пространственную структуру, способную обладать и геометрической и оптической изомерией (октаэдр).

Диссоциация КС

В водных растворах КС (кроме тех, которые состоят из одной внутренней сферы) диссоциируют практически полностью, т.е. являются сильными электролитами. Например: I. K[Ag(CN)2] ↔ K+ + [Ag(CN)2]– В результате диссоциации в растворе появляются комплексные ионы (катионы или анионы).

В значительно меньшей степени распадаются комплексные ионы:

II. [Ag(CN)2]– ↔ Ag+ + 2CN–

28