Степень окисления - это условный заряд атома в молекуле, вычисленный в предположении, что молекула состоит из ионов и в целом электронейтральна.
Наиболее электроотрицательные элементы в соединении имеют отрицательные степени окисления, а атомы элементов с меньшей электроотрицательностью - положительные.
Степень окисления - формальное понятие; в ряде случаев степень окисления не совпадает с валентностью.
Например: N2H4 (гидразин)
степень окисления азота – -2; валентность азота – 3.
Расчет степени окисления
Для вычисления степени окисления элемента следует учитывать следующие положения:
1. Степени окисления атомов в простых веществах равны нулю (Na0; H20).
2. Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов, входящих в состав молекулы, всегда равна нулю, а в сложном ионе эта сумма равна заряду иона.
3. Постоянную степень окисления имеют атомы: щелочных металлов (+1), щелочноземельных металлов (+2), водорода (+1) (кроме гидридов NaH, CaH2 и др., где степень окисления водорода -1), кислорода (-2) (кроме O+2F2-1 и пероксидов, содержащих группу –O–O–, в которой степень окисления кислорода -1).
4. Для элементов положительная степень окисления не может превышать величину, равную номеру группы периодической системы.
Примеры:
V2+5O5-2; Na2+1B4+3O7-2; K+1Cl+7O4-2; N-3H3+1; K2+1H+1P+5O4-2; Na2+1Cr2+6O7-2
Реакции без изменения и с изменением степени окисления
Существует два типа химических реакций:
1) Реакции, в которых не изменяется степень окисления элементов:
Реакции присоединения SO2 + Na2O ® Na2SO3
Реакции разложения Cu(OH)2 –t°® CuO + H2O
Реакции обмена AgNO3 + KCl ® AgCl¯ + KNO3
NaOH + HNO3 ® NaNO3 + H2O
2) Реакции, в которых происходит изменение степеней окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих соединений:
2Mg0 + O20 ® 2Mg+2O-2
2KCl+5O3-2 –t°® 2KCl-1 + 3O20
2KI-1 + Cl20 ® 2KCl-1 + I20
Mn+4O2 + 4HCl-1 ® Mn+2Cl2 + Cl20 + 2H2O
Такие реакции называются окислительно - восстановительными.
Окисление, восстановление
В окислительно-восстановительных реакциях электроны от одних атомов, молекул или ионов переходят к другим. Процесс отдачи электронов - окисление. При окислении степень окисления повышается.
H20 - 2ē ® 2H+
S-2 - 2ē ® S0
Al0 - 3ē ® Al+3
Процесс присоединения электронов - восстановление: При восстановлении степень окисления понижается. Атомы или ионы, которые в данной реакции присоединяют электроны являются окислителями, а которые отдают электроны - восстановителями.
Mn+4 + 2ē ® Mn+2
S0 + 2ē ® S-2
Cr+6 +3ē ® Cr+3
Окислительно-восстановительные свойства вещества и степени окисления входящих в него атомов
Соединения, содержащие атомы элементов с максимальной степенью окисления, могут быть только окислителями за счет этих атомов, т.к. они уже отдали все свои валентные электроны и способны только принимать электроны. Максимальная степень окисления атома элемента равна номеру группы в периодической таблице, к которой относится данный элемент. Соединения, содержащие атомы элементов с минимальной степенью окисления могут служить только восстановителями, поскольку они способны лишь отдавать электроны, потому, что внешний энергетический уровень у таких атомов завершен восемью электронами. Минимальная степень окисления у атомов металлов равна 0, для неметаллов - (n–8) (где n- номер группы в периодической системе). Соединения, содержащие атомы элементов с промежуточной степенью окисления, могут быть и окислителями и восстановителями, в зависимости от соединения, с которым взаимодействуют и от условий реакции.
Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций
Электронный баланс - метод нахождения коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций, в котором рассматривается обмен электронами между атомами элементов, изменяющих свою степень окисления. Число электронов, отданное восстановителем равно числу электронов, получаемых окислителем.
Электронно-ионный баланс (метод полуреакций) - метод нахождения коэффициентов, в которомрассматривается обмен электронами между ионами в растворе с учетом характера среды.
Уравнение составляется в несколько стадий:
1. Записывают схему реакции
KMnO4 + HCl ® KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O
2. Находят элементы, в которых изменяется степень окисления
KMn+7O4 + HCl-1 ® KCl + Mn+2Cl2 + Cl20 + H2O
3. Составляют электронные уравнения
Mn+7 + 5ē ® Mn+2
2Cl-1 - 2ē ® Cl20
4. Уравнивают число приобретенных и отдаваемых электронов, устанавливая тем самым коэффициенты для окислителя и восстановителя
Mn+7 + 5ē ® Mn+2 – процесс восстановления, окислитель | |
2Cl-1 - 2ē ® Cl20 – процесс окисления, восстановитель |
––––––––––––––––––––––––
2Mn+7 + 10Cl-1 ® 2Mn+2 + 5Cl20
2Cl- | – 2ē ® | Cl20 | |
MnO41- + 8H+ | + 5ē ® | Mn2+ + 4H2O |
––––––––––––––––––––––––––––––––––––––
10Cl- + 2MnO41- + 16H+ ® 5Cl20 + 2Mn2+ + 8H2O
(для уравнивания ионной полуреакции используют H+, OH- или воду)
5. Оставшиеся элементы уравнивают в следующей последовательности:
· Металлы,
· Кислотные остатки или неметаллы (кроме водорода и кислорода),
· Уравнивают водород,
· Проверяют по кислороду.
2KMn+7O4 + 16HCl-1 ® 2KCl + 2Mn+2Cl2 + 5Cl20 + 8H2O
ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ