реферат, рефераты скачать Информационно-образоательный портал
Рефераты, курсовые, дипломы, научные работы,
реферат, рефераты скачать
реферат, рефераты скачать
МЕНЮ|
реферат, рефераты скачать
поиск
Курс лекций по общей химии

Кремниевая

 H2SiО3

Силикаты

Марганцовая

 HMnO4

Перманганаты

Метафосфорная

 НРО3

Метафосфаты

Мышьяковая

 H3AsO4

Арсенаты

Мышьяковистая

 H3AsO3

Арсениты

Ортофосфорная

 Н3РО4

Ортофосфаты (фосфаты)

Двуфосфорная (пирофосфорная)

 H4P2O7

Дифосфаты (пирофосфаты)

фаты)

Серная

 H2SO4

Сульфаты

Сернистая

 H2SO3

Сульфиты

Угольная

 Н2СО3

Карбонаты

Фосфористая

 H3PO4

Фосфиты

Фтороводород (плавиковая кислота)

 HF

Фториды

Хлороводород (соляная кислота)

 HCl

Хлориды

Хлорная

 HСlO4

Перхлораты

Хлорноватая

 HСlO3

Хлораты

Хлористая

 НClO2

Хлориты

Хлорноватистая

 HClO

Гипохлориты

Хромовая

 H2CrO4

Хроматы

Циановодородная (синильная кислота)


слота)

 HCN

Цианиды


Основные типы химических реакций

Среди разнообразных химических реакций можно выделить два типа, существенно отличающихся друг от друга. К первому типу реакций относятся те, в ходе которых степень окисления элементов, входящих в соединение, не изменяется. Образование новых молекул в таких реакциях происходит лишь в результате перегруппировки атомов или ионов.

а) Реакции обмена типа AB + ДC = AД + BC (чаще в растворе)

(например, BaCl2+K2SO4=BaSO4    +2KCl);

б) некоторые реакции соединения (CaO+H2O=Ca(OH)2);

в) некоторые реакции разложения (CaCO3=CaO+CO2).

Легко установить, что в ходе указанных реакций степень окисления элементов не изменяется.

Сюда же относятся реакции нейтрализации кислот с основаниями:

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

2H2SO4 + Ca(OH)2 = Ca(HSO4)2 + 2H2O.

Гидролиз солей: CuSO4 + 2H2O = Cu(OH)2 + H2SO4.

Реакции, протекающие с изменением степеней окисления элементов, называются окислительно-восстановительными.

Реакции, протекающие с выделением энергии (в виде тепла) называются  экзотермическими, а реакции, при которых энергия (тепло) поглощается - эндотермическими.

Реакции, протекающие в гомогенной системе, называются гомогенными, в гетерогенной системе - гетерогенными.

Системой принято называть рассматриваемое вещество или совокупность веществ. Гомогенной называется система, состоящая из одной фазы, гетерогенной - система, состоящая из нескольких фаз. (Фазой называется часть системы, отделенная от других ее частей поверхностью раздела, при переходе через которую свойства изменяются скачком).

Гомогенная система: NaOH + H2SO4=NaHSO4 + H2O  (во всем объеме)

Гетерогенная реакция:  Fe + 2HCl = FeCl2 + H2     (на поверхности металла).


Степень окисления и валентность

Ранее было показано, что при образовании ковалентной связи электронные пары располагаются симметрично относительно ядер взаимодействующих атомов и атомы в молекулах никаких зарядов не несут.

При образовании ионных связей валентные электроны переходят от менее электроотрицательных (ЭО) к более электроотрицательным атомам, в результате чего образуются ионы, заряд которых определяется количеством отданных или присоединенных электронов. В молекулах с полярными связями валентные электроны лишь частично смещаются к более ЭО атому, при этом на взаимодействующих атомах возникают электрические заряды, но их величины не являются целочисленными. Например, в молекуле HCl на водороде существует положительный, а на Cl - отрицательный заряды, но их величины меньше 1.

В практических целях (при составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций) заряды на атомах в молекулах с полярными связями удобно представлять в виде целых чисел, равных таким зарядам, которые возникли бы на атомах, если бы валентные электроны полностью переходили к более электроотрицательным атомам, т.е. если бы связи были полностью ионными. Такие величины зарядов получили название степеней окисления. Степень окисления любого элемента в простом веществе всегда равна 0.

В молекулах сложных веществ некоторые элементы всегда имеют постоянную степень окисления. Для большинства элементов характерны переменные степени окисления, различающиеся как знаком, так и величиной, в зависимости от состава молекулы.

У щелочных металлов, а также у металлов главной подгруппы второй группы степень окисления во всех соединениях равна соответственно +1 и +2. Постоянную степень окисления, равную -1, имеет фтор. Кислород, как правило, имеет степень окисления -2. У водорода в соединениях с неметаллами степень окисления  +1, в гидридах металлов - -1. Для того, чтобы отличить значения степени окисления от зарядов ионов в первом случае знак ставится перед цифрой, во втором - после цифры. Например, Н+1Cl-1, но Na1+Cl1-.

Часто степень окисления (СО)  равна валентности и отличается от нее только знаком. Но встречаются соединения, в которых степень окисления элемента не равна его валентности. Как уже отмечалось, в простых веществах СО элемента всегда равна нулю независимо от его валентности. В таблице сопоставлены валентности и степени окисления некоторых элементов в различных соединениях.

соединение

элемент

валентность

схема

степень окисления

О2

кислород

2

О=О

0

Н2О

2

1

         О

Н             Н

-2

+1

Н2О2

2

1

Н→О – О←Н

-1

+1

N2

азот

3

N≡N

0

NH3

3

1

          H

N       H

          H

-3

+1

NF3

3

1

           F 

 N       F  

           F

+3

-1

N2H4 (гидразин)

3

1

H                     H

        N—N

H                     H

-2

+1

NH2OH (гидроксил-амин)

3

2

1

H

        N     O      H   

H

-1

-2

+1

Определение степени окисления элемента в какой либо молекуле сводится к простой арифметической операции, так как сумма степеней окисления атомов всех элементов, входящих в состав молекулы, равна нулю. Например, необходимо определить степень окисления фосфора в фосфорной кислоте Н3РО4. Поскольку у кислорода СО –  -2  , а у водорода -  +1, то для нулевой суммы у фосфора степень окисления должна быть равна 5:

[3(+1)+1(+5)+4(-2)=0].


Характерные особенности окислительно-восстановительных реакций

           Существует обширный класс химических реакций, в ходе которых степень окисления у атомов или ионов изменяется. Например, это реакция

Zn+2HCl=ZnCl2+H2↑.

В ней участвуют атомы цинка, водорода и хлора; измененная в ходе реакции степень окисления (СО) цинка повышается от 0 до +2, а ионов водорода – понижается от +1 до 0.

Реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления элементов, называются окислительно-восстановительными.

Окислением называется процесс отдачи электронов, сопровождающийся повышением СО.

Вещество, в состав которого входит элемент, способный отдавать электроны, называется восстановителем. В процессе отдачи электронов восстановитель  окисляется.

Присоединение электронов, сопровождающееся понижением степени окисления, называется восстановлением.

Вещество, в состав которого входит элемент, способный присоединить электроны, называется окислителем. В процессе присоединения электронов окислитель  восстанавливается.

Известно, что атомы металлов  имеют на внешнем энергетическом уровне мало электронов (1-3) и способны отдавать их при химических реакциях, то есть окисляются, а неметаллы (на внешнем энергетическом уровне от 4 до 7 электронов)  склонны присоединять электроны и восстанавливаться, следовательно, атомы металлов – восстановители (отдавая электроны, сами окисляются), а атомы неметаллов – окислители (присоединяя электроны, сами восстанавливаются).

Приведем примеры окислительно–восстановительных реакций.

1. Горение магния на воздухе (или в кислороде):

2Mg0+O20=2Mg+2O-2.

Атом магния отдает два электрона атому кислорода. У последнего СО понижается от 0 до -2, а степень окисления магния повышается от 0 до +2. Следовательно, магний   окисляется, а кислород   восстанавливается; магний – восстановитель,  а кислород  - окислитель.

2. Горение меди в хлоре:

                                        Cu0+Cl20=Cu+2Cl2-1.

Атом меди отдает два электрона двухатомной молекуле хлора.  СО хлора понижается от 0 до -1, а СО меди повышается  от 0 до +2. Хлор восстанавливается и выступает в роли окислителя. Медь окисляется и является восстановителем.

2.     Окисление хлорида железа (II) в водном растворе хлора:

2Fe+2Cl2-1+Cl20=2Fe+3Cl3-1.

Двухзарядный ион железа отдает один электрон атому хлора. При  этом СО повышается от +2 до +3, СО хлора понижается от 0 до -1. Хлорид железа (II) окисляется, превращаясь в хлорид железа (III), и является восстановителем. Хлор при этом восстанавливается и выступает в роли окислителя.

Способность металлов, а также их гидратированных ионов окисляться (восстанавливаться) в водной среде в ходе  химических реакций можно установить по ряду напряжений, о чем будет говориться в теме «Электродные потенциалы и электродвижущие силы. Электролиз».


Изменение окислительно–восстановительных свойств элементов

в зависимости от строения их атомов

Способность химических элементов присоединять или отдавать электроны связана со строением атомов и положением их в периодической системе элементов Д.И. Менделеева.

Атомы металлов в химических реакциях способны лишь отдавать электроны и быть восстановителями. Наиболее активными восстановителями являются щелочные  и щелочноземельные металлы.

Атомы    неметаллов  (за  исключением  фтора)    в   зависимости     от  

       свойств   партнеров,  с  которыми  они   взаимодействуют,   могут 

       проявлять как окислительные, так и  восстановительные свойства.

       Например:

                                       Fe0 + S0 = Fe+2S-2   и   S0 + O2 = S+4O2-2.

Однако, у химически активных неметаллов проявляются преимущественно окислительные свойства. Их часто используют на практике в качестве окислителей (кислород, Cl2).

Атомы водорода в зависимости от свойств партнера могут проявлять как окислительные, так восстановительные свойства. Например, в реакции

Cl20 + H20 = 2H+1Cl-1

водород восстановитель, так как в молекуле HCl электронная пара сильно смещена в сторону ядра атома хлора. При нагревании натрия в струе водорода образуется гидрид натрия     (2Na0 + H20 = 2Na+1H-1).  Электронная пара, обусловливающая химическую связь, сильно смещена в сторону водорода. СО водорода в этом соединении равна -1. Таким образом, водород в этой реакции является окислителем. Однако для водорода более характерна тенденция к отдаче электронов. Чаще всего водород используют как восстановитель.

Одноатомные молекулы благородных газов (Не, Nе, Ar…) практически не проявляют ни окислительных, ни восстановительных свойств, что находится в согласии со строением их атомов (внешний энергетический уровень полностью заполнен электронами).

У ионов металлов и неметаллов в высших степенях окисления  восстановительные свойства отсутствуют. Такие частицы в окислительно–восстановительных реакциях могут проявлять только окислительные свойства (присоединять электроны). В связи с этим соединения, в состав которых входят частицы (ионы) в высшей СО, используются в качестве окислителей (KMnO4, HNO3, K2CrO4, K2Cr2O7 и т.д.).

Положительные ионы промежуточных СО в зависимости от свойств партнеров могут выступать как в роли восстановителей, так и в роли окислителей:

2Fe+2Сl2 + Cl20 = 2Fe+3Cl3-1 (Fe+2 - восстановитель);

Fe+2O + C+2O = Fe0 + CO2+4 (Fe+2 - окислитель).

Ион железа в высшей СО обладает только окислительными свойствами. Так, феррат калия К2FeO4 – один из наиболее сильных окислителей.

Вещества, в  состав которых  входят ионы  неметаллов (например,  Cl-1,

Br-1, S-2, I-1),  за счет последних могут выступать только в роли восстановителей.

В пределах каждого периода с возрастанием порядкового номера элемента восстановительная способность его атомов понижается, а окислительная способность - повышается.

Так, во II периоде литий – только восстановитель, а фтор – только окислитель. Это результат постепенного заполнения электронами внешнего электронного уровня (у атома лития - 1 электрон, у атома фтора - 7 электронов из 8 возможных на данном уровне).

В пределах каждой главной подгруппы с возрастанием порядкового номера элемента восстановительная способность их атомов возрастает, а а окислительная способность постепенно убывает. Так, в главной подгруппе IV группы кислород – сильный окислитель, а теллур – очень слабый окислитель, в некоторых реакциях он выступает даже как восстановитель. Аналогичное явление наблюдается также и в отношении их химических соединений. Эти закономерности обусловлены повышением величины радиусов атомов элементов.


Важнейшие окислители и восстановители

К числу сильных окислителей, широко используемых на практике, относятся галогены (Fe2, Cl2, Br2, I2), оксид марганца Mn+4O2, перманганат калия KMn+7O4, манганат калия K2Mn+6O4, оксид хрома (хромовый ангидрид)  Cr+6O3, хромат калия K2Cr+6O4, бихромат калия K2Cr2+6O7, азотная кислота HN+5O3 и ее соли, кислород О2, озон О3, перекись водорода Н2О2, концентрированная серная кислота Н2S+6О4, оксид меди (II) Сu+2О, оксид серебра Ag2+1O, оксид свинца Рb+4О2, гипохлориты (например, NaCl-1O) и другие соединения.

Щелочные и щелочноземельные металлы являются сильными восстановителями. К числу других восстановителей относятся: водород, углерод, оксид углерода С+2О, сероводород Н2S-2, оксид серы S+4О2, сернистая кислота Н2S+4О3 и ее соли, галогенводороды (кроме HF), хлорид олова (II) Sn+2Cl2, сульфат железа (II) Fe+2SO4.

Страницы: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 10, 11, 12, 13, 14, 15, 16



© 2003-2013
Рефераты бесплатно, рефераты литература, курсовые работы, реферат, доклады, рефераты медицина, рефераты на тему, сочинения, реферат бесплатно, рефераты авиация, курсовые, рефераты биология, большая бибилиотека рефератов, дипломы, научные работы, рефераты право, рефераты, рефераты скачать, рефераты психология, рефераты математика, рефераты кулинария, рефераты логистика, рефераты анатомия, рефераты маркетинг, рефераты релиния, рефераты социология, рефераты менеджемент.