46. Степень окисления элементов и правила её определения. Примеры определения степени окисления в соединениях, содержащих более двух различных элементов.

Степень окисления – это заряд, который приобрел бы атом в соединении, если бы все электронные пары его химических связей полностью сместились в сторону более электроотрицательных атомов, или иначе – это условный заряд атома в соединении, вычисляемый исходя из предположения, что вещество состоит только из ионов.

Количественно степень окисления определяется, как правило, числом валентных электронов, частично или полностью смещенных от данного элемента в химическом соединении (положительная степень окисления) или к нему (отрицательная степень окисления).

Правила: 1) Степень окисления кислорода принимается равной -2. Исключение составляют перекись водорода (H2O2) и её производные, например: BaO2, в которых кислород имеет степень окисления -1; надпероксиды (KO2) и озониды (KO3), в которых степень окисления составляет -1/2 и -1/3 соответственно; а также фторид кислорода OF2, степень окисления кислорода в котором равна +2.

2) Водород в соединениях имеет, как правило, степень окисления +1. Исключением являются гидриды активных металлов (NaH, CaH2), в которых водород имеет степень окисления -1.

3) Степень окисления щелочных металлов равна +1

4) Степень окисления атомов, входящих в состав простых веществ, равна нулю.

5) В молекуле алгебраическая сумма степеней окисления входящих в нее атомов равна нулю, а в сложном ионе – его заряду.

СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ - формальный заряд атома, исходя из предположения ионного строения вещества (полной передачи валентных электронов от одного атома к другому). В простых соединениях степень окисления элемента равна 0. Алгебраическая сумма всех атомов нейтрального соединения равна 0, а в ионе – заряду иона. В отличие от зарядов иона, который указывают сверху справа, степень окисления принято обозначать арабской цифрой сверху символа элемента со знаком «+» или «-». При этом абсолютная величина заряда указывается в любом случае, а не опускается (например, единичный положительный заряд обозначается символом «+», а единичную степень окисления «-1»). Как правило, при указании степеней окисления сначала следует знак «+» или «-», а затем абсолютная величина, например, (S⁺⁶, Mn⁺², Cl^-1 ) ПРАВИЛА: 1) Степень окисления кислорода принимается равной -2. Исключение составляют перекись водорода (H₂O₂) и ее производные (BaO₂ ) в которых кислород имеет степень окисления -1; надпироксиды (KO₂) и озониды (KO₃), в которых степень окисления -1/2 и -1/3 соответственно; а также фторид кислорода (OF₂) степень окисления кислорода в котором равна +2. 2) Водород в соединениях имеет, как правило, степень окисления +1 (H₂O, HCl, HClO₃, NH₄NO₃). Исключением являются гидриды активных металлов (NaH, CaH₂), в которых водород имеет степень окисления -1. 3) Степень окисления щелочных металлов (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) равна +1. 4) Степень окисления атомов, входящих в состав простых веществ, равна нулю. 5) В молекуле алгебраическая степеней окисления, входящих в нее атомов равна нулю, а в сложном ионе – его заряду. Например в соединении P₂O₃ степень окисления фосфора +3 в соединении PH₃ степень окисления фосфора -3, в соединении HBO₂ степень окисления бора составляет +3. Нельзя отождествлять степень окисления с валентностью. Даже если абсолютные их значения совпадают. Валентность атома, определяемая как число химических связей. Которыми данный атом соединен с другими атомами. Не может иметь знака и равняться нулю. У элементов 1-3 групп существуют единственные степени окисления - положительные и равные по величине номерам групп. У элементов 4-6 групп, кроме положительной степени окисления, соответствующей номеру группы и отрицательной, соответствующей разности между номером группы и числом 2. Для 4,5,6 групп промежуточные степени окисления соответственно равны +2, +3 и +4. Элемент 5 группы - висмут - встречается почти исключительно в трехвалентном состоянии, т.е в степени окисления +3. У галогенов существуют степени окисления +7, +5, +3, +1, -1. Фтор не имеет положительных степеней окисления и в соединениях с другими элементами существует только в одной степени окисления -1.

У некоторых элементов побочных подгрупп устойчивые степени окисления следует просто запомнить - Cr (+6 и -3); Mn (+7,+6,+4,+2); Fe Co Ni (+3 и +2); Cu (+2 и +1); Ag (+1); Au (+3 и +1); Zn Cd (+2); Hg (+2 и +1); ртуть со степенью окисления +1 встречается в соединениях, содержащих всегда два атома ртути (Hg₂Cl₂).

As₂⁺³S₃^-2 + 28H⁺¹N⁺⁵O₃^-2(к) = 2H₃⁺¹As⁺⁵O₄^-2 + 3H₂⁺¹S⁺⁶O₄^-2 + 28N⁺⁴O₂^-2 + 8H₂⁺¹O^-2

27. Кислоты. Их классификация. Общие химические свойства кислот на основе представлений, об электролитической диссоциации. Специфические свойства азотной кислоты.

Кислоты. Типы кислот. Основные химические свойства кислот. Классификация. Характер диссоциации в растворе.

КИСЛОТЫ - сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов водорода и кислотных остатков. Как правило, кислотные остатки образуют элементы-неметаллы. КЛАССИФИКАЦИЯ:

• по наличию/отсутствию кислорода:

1) кислородосодержащие: азотная - HNO₃; азотистая - HNO₂; серная - H₂SO₄; сернистая - H₂SO₃; угольная - H₂CO₃; кремниевая - H₂SiO₃; фосфорная - H₃PO₄; 2) бескислородные: HCl - хлороводородная; H₂S - сероводородная; HF - фтороводородная; HBr - бромоводородная; HI - йодоводородная

• по числу атомов водорода:

1) одноосновные: HNO₃ - азотная; HF - фтороводородная; HCl - хлороводородная; HBr - бромоводородная; HI - иодоводородная; 2) двухосновные: H₂SO₄ - серная; H₂SO₃ - сернистая; H₂S - сероводородная; H₂CO₃ - угольная; H₂SiO₃ - кремниевая; 3) трёхосновные: H₃PO₄ - фосфорная

ОСНОВНЫЕ ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА КИСЛОТ:

1) Действие растворов кислот на индикаторы. Практически все кислоты (кроме кремниевой) хорошо растворимы в воде. Растворы кислот в воде изменяют окраску специальных веществ – индикаторов. По окраске индикаторов определяют присутствие кислоты. Индикатор лакмус и метиловый оранжевый окрашиваются растворами кислот в красный цвет. 2) Взаимодействие кислот с основаниями. Эта реакция называется реакцией нейтрализации. Кислота реагируют с основанием с образованием соли, в которой всегда в неизменном виде обнаруживается кислотный остаток. Вторым продуктом реакции нейтрализации обязательно является вода.

H2SO4 + Ca(OH)2 = CaSO4 + 2 H2O

H3PO4 + Fe(OH)3 = FePO4 + 3 H2O

2 H3PO4 + 3 Ca(OH)2 = Ca3(PO4)2 + 6 H2O

Для реакций нейтрализации достаточно, чтобы хотя бы одно из реагирующих веществ было растворимо в воде. Поскольку практически все кислоты растворимы в воде, они вступают в реакции нейтрализации не только с растворимыми, но и с нерастворимыми основаниями. Исключением является кремниевая кислота, которая плохо растворима в воде и поэтому может реагировать только с растворимыми основаниями - такими как NaOH и KOH:

H2SiO3 + 2 NaOH = Na2SiO3 + 2H2O

3) Взаимодействие кислот с основными оксидами. Поскольку основные оксиды - ближайшие родственники оснований - с ними кислоты также вступают в реакции нейтрализации:

2 HCl + CaO = CaCl2 + H2O

2 H3PO4 + Fe2O3 = 2 FePO4 + 3 H2O

4) Взаимодействие кислот с металлами. Для взаимодействия кислот с металлом должны выполняться некоторые условия. Во-первых, металл должен быть достаточно активным по отношению к кислотам. Например, золото, серебро, ртуть и некоторые другие металлы с кислотами не реагируют. Такие металлы как натрий, кальций, цинк - напротив - реагируют очень активно с выделением газообразного водорода и большого количества тепла.

2 HCl + 2 Na = 2 NaCl + H2

H2SO4 + Zn = ZnSO4 + H2

По реакционной способности в отношении кислот все металлы располагаются в ряд активности металлов. Слева находятся наиболее активные металлы, справа – неактивные. Чем левее находится металл в ряду активности, тем интенсивнее он взаимодействует с кислотами.