Металлы побочных подгрупп тоже всегда проявляют положительную переменную степень окисления, которая не может быть больше, чем номер группы, в которой находится элемент.
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 определяется 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,
называются окислительно-восстановителными.
Протекание ОВР и, следовательно, изменение степени окисления атомов обусловлено переходом электронов от одних атомов к другим.
181
2. Процесс отдачи электронов атомом, молекулой или
ионом называется окислением |
|
|
Al - 3e → Al3+ |
Fe2+-1e → Fe3+ |
2Cl- -2e → Cl2 |
При окислении степень окисления повышается |
|
|
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, в состав 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.
182
Различают три основных типа окислительно-восстано- вительных реакций:
1.Межмолекулярные (межмолекулярного окисления - восстановления).
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:
+5 -2 |
-1 |
0 |
|
|
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.
183
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 быть равно числу электронов принятых окислителем. Приведем простейший пример:
о |
Na+ Cl |
|
|
|
|
Naо + Cl 2 |
|
|
|
|
|
Naо – eˉ Na+ - окисление |
│ 2 |
||||
Cl2 + 2eˉ 2 Cl |
|
- восстановление |
│ 1 |
||
|
|||||
___________________________________________
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.
184
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;
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
вобеих 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 |
|
+8H+ Mn2+ + 4H2O |
4 |
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).
185