Понятие о степени окисления
ОБЩАЯ ХИМИЯ
(ПГС)
Введение
Учебное пособие к самостоятельному изучению дисциплины «химия» студентами специальности: "Промышленное и гражданское строительство" заочной формы обучения. Каждая глава включает теоретический раздел, примеры решения типовых задач и задачи для самостоятельного решения.
Учебное пособие охватывает основные разделы программ дисциплины «Химия» для технических направлений.
– Понятия и законы химии. Классы неорганических соединений.
– Энергетика химических процессов.
– Химическая кинетика. Химическое и фазовое равновесия
– Электрохимические процессы. Коррозия и защита металлов и сплавов
– Химия металлов
– Химическая идентификацияКаждая глава содержит теоретическую часть, примеры решения задач и задачи для самостоятельного решения. В конце каждой части учебного пособия приведены необходимые справочные материалы.
В рамках изучения дисциплины студентам рекомендуется выполнить одну контрольную работу. Задачи, которые необходимо решить приведены в приложениипособия. Номер варианта соответствует последним двум цифрам личного шифра студента (2 последних номера в зачетной книжке).
Классы неорганических соединений
Классификация неорганических веществ
Все химические вещества подразделяют на простые и сложные. Простые вещества состоят из атомов одного элемента (Н2, С, Cl2 и др.), в состав сложных веществ входят атомы двух или более элементов (HCl, MgSO4, Al(OH)3 и др.).
Выделяют четыре класса сложных неорганических веществ: оксиды, основания, кислоты и соли (рис. 1.1.1).
Подробно с классификацией неорганических веществ можно ознакомиться в соответствующих разделах этой главы. Для того чтобы правильно классифицировать вещества и, как следствие, изучать их химические свойства необходимо ознакомиться с понятием степени окисления.
Понятие о степени окисления
Степень окисления – условный заряд атома в соединении, вычисленный, исходя из предположения, что оно состоит только из ионов. Степень окисления может иметь положительное, отрицательное и нулевое значение, которое выражают арабскими цифрами с соответствующим знаком и располагают справа от символа элемента. Например, Al2+3O3–2; Н20.
При определении степени окисления учитывают следующие положения:
1. Алгебраическая сумма степеней окисления атомов в молекуле равна нулю, в сложном ионе – заряду иона.
2. Степень окисления гидроксильной группы равна «–1»(ОН–), водорода – «+1» (Н+), кислорода – «–2» (O–2) (за исключением водорода в составе гидридов металлов и кислорода в составе перекисей. Например, в гидриде водорода (NaH)степень окисления водорода равна 1–, в перекиси водорода (Н2O2)
степень окисления кислорода равна +1. При записи формулы химического соединения на первое место ставят электроположительные элементы, располагая их по мере увеличения степени окисления, в конце – электроотрицательный. Например, Na+2O2–, H+2S6+O2–4.
Оксиды
Оксидами называют бинарные (состоящие из двух элементов) соединения, в которых один из элементов – кислород, причем атомы кислорода не связаны между собой и находятся в степени окисления 2–.
Оксиды бывают солеобразующие - им соответствуют соли, которые образуются при взаимодействии этих оксидов с кислотами и щелочами; и несолеобразующие (безразличные, индифферентные) им не соответствуют соли (N2O, NO, CO), обычно это соли неметаллов в низших степенях окисления.
Солеобразующие оксиды по составу и химическим свойствам делятся на основные, кислотные и амфотерные.
Основные– оксиды металлов в невысоких степенях окисления (1+ и 2+), которые реагируют с кислотами, образуя соли (К2О, MgO).
Кислотные – оксиды неметаллов и оксиды металлов в высоких степенях окисления (больше 4+), которые реагируют со щелочами, образуя соли (СО2, Р2О5). Кислотные оксиды называют также ангидридами, так как при взаимодействии с водой они образуют соответствующие кислоты.
Амфотерные оксиды образуют некоторые металлы, проявляющие степень окисления +2 (Be, Zn, Sn ,Pb) и металлы, степень окисления которых +3, +4 (Al, Cr, Mn и др.). Понятие «амфотерность» означает двойственность свойств, т.е. способность проявлять свойства и основных и кислотных оксидов в зависимости от свойств химического «партнера». При этом, если «партнер» проявляет кислотные свойства, то реагирующий с ним амфотерный оксид выступает в противоположном качестве – в качестве основного оксида и наоборот.
Номенклатура оксидов. Согласно международной номенклатуре названия оксидов составляют из слова «оксид» и рус-
Таблица 3.3.1 Химические свойства оксидов | Взаимодействие с водой | образуется кислота: SO3 + H2O = H2SO4 CO2 + H2O = H2CO3 | образуется основание: Na2О + Н2О = 2NaOH BaO + H2O = Ba(OH)2 | Не взаимодействуют |
Взаимодействие с основаниями | с образованием соли и воды: CO2 + 2KOH = K2CO3+ H2O SO3 + 2KOH = K2SO4+ H2O | Не взаимодействуют | с образованием соли и воды: ZnO +2KOH =H2O+ K2ZnO2 (цинкат калия); Al(OH)3 + NaOH = H2O+ + NaAlO2 (алюминат натрия) | |
Взаимодействие с кислотами | Не взаимодействуют | с образованием соли и воды: K2O+ H2SO4 = K2SO4 + H2O CaO + 2HCl = CaCl2 + H2 | с образованием соли и воды: ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O Al2O3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + + 3H2O | |
Оксиды | Кислотные | Основные | Амфотерные |
ского названия элемента, образующего оксид, в родительном падеже.
Если элемент образует несколько оксидов, то после названия оксида в скобках указывается степень окисления этого элемента. Например, MgO – оксид магния; MnO2 – оксид марганца (IV); Mn2O7 – оксид марганца (VII).
Реакции взаимодействия оксидов с кислотами, основаниями и водой приведены в табл. 3.3.1.
Основные оксиды взаимодействуют с кислотными образуя соли:
MgO + CO2 → MgCO3; Na2O + Cl2O7 → 2NaClO4.
Получить оксиды можно несколькими способами.
1. Соединение простого вещества с кислородом (как правило, при нагревании):
С + О2 = CO2; 2Mg + О2 = 2 MgO.
2. Термическое разложение соответствующих кислот, оснований, неустойчивых солей:
Cu(OH)2 = CuO + H2O; H2SiO3 = SiO2 + H2O;
CaCO3 = CaO + CO2; 2Pb(NO3)2 = 2PbO + 4NO2 + O2.
3. Действием кислоты или щелочи на соответствующую соль (если оксиду соответствует неустойчивая кислота или неустойчивое основание):
Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2↑; (кислотный оксид);
2AgNO3 + 2NaOH = 2NaNO3 + H2O + Ag2O↓ (основный оксид).
Основания
Основания (гидроксиды) – соединения, состоящие из ионов металла, связанных с одной или несколькими гидроксогруппами (ОН–); это вещества которые диссоциируют в растворе с образованием ОН–и других отрицательных частиц не образуют.
Например, NaOH – гидроксид натрия; Fe(OH)3 – гидроксид железа (III).
В отдельные группы выделяют:
Гидроксиды металлов с электронной конфигурацией 1s1 и 1s2 (Ве и Mg искл.) они хорошо растворимы в воде (сильные основания) их называют щелочами. Амфотерные основания, проявляющие как основные, так и кислотные свойства, реагирующие как с кислотами, так и с основаниями.
Растворимые основания – щелочи – изменяют цвет индикаторов (табл. 3.4.1)
Таблица 3.4.1.
Цвет индикаторов в различных средах
Индикатор | Цвет индикатора | ||
Кислая среда | Нейтральная среда (вода) | Щелочная среда | |
Лакмус Фенолфталеин Метилоранж | Красный Бесцветный Красный | Фиолетовый Бесцветный Желтый | Синий Малиновый Желтый |
Основания взаимодействуют с кислотами собразованием соли и воды (реакция нейтрализации):
Cu(OH)2 + H2SO4 → CuSO4 + 2H2O.
Основания взаимодействуют с кислотными оксидами (ангидридами кислот) с образованием соли и воды:
2NaOH + SO2 → Na2SO3 + H2O.
Растворимые основания взаимодействуют с растворимыми солями, образуя новое основание и новую соль, при этом один из продуктов должен выделяться в виде осадка:
2KOH + FeSO4 → Fe(OH)2↓ + K2SO4.
Нерастворимые основания при нагревании разлагаются на оксид (основный) и воду:
Cu(OH)2 → CuO + H2O.
Щелочи разлагаются только при очень высоких температурах.
Амфотерные гидроксиды (амфолиты) диссоциируют и как основания, и как кислоты:
Н+ОН–
Zn2++ 2OH–⇄ Zn(OH)2 ⇄ 2H+ + ZnO2–2
кислая среда щелочная среда
В насыщенном растворе амфотерного гидроксида все эти ионы находятся в состоянии равновесия. В зависимости от реакции среды равновесие смещается. В приведенном примере в кислой среде равновесие смещается влево и Zn(OH)2 ведёт себя, как основание (т.е. может реагировать с кислотами и кислотными оксидами), а в щелочной среде равновесие смещается вправо и Zn(OH)2 может реагировать с основаниями и основными оксидами, т.е. ведёт себя, как кислота. Таким образом, амфотерные гидроксиды обладают двойственностью свойств (табл. 3.4.2).
Таблица 3.4.2.
Химические свойства амфотерных гидроксидов
t 1. Амфотерный гидроксид → амфотерный оксид + H2O t 2Al(OH)3 → Al2O3 + 3H2О | |
2. Амф. гидроксид + кисл. оксид = =соль + H2O 2Al(OH)3 + 3SO2 = Al2(SO3)3 + + 3H2O | 2. Амф. гидроксид + осн. оксид = соль + + H2O 2Al(OH)3 + Na2O = 2NaAlO2 + 3H2O (расплав) |
3. Амф. гидроксид + кислота = = соль + H2O Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O | 3. Амф. гидроксид + основание = соль + + H2O Al(OH)3 + NaOH = NaAlO2 + 2H2O (расплав); Al(OH)3 + NaOH = Na[Al(OH)4] (раствор). |
Получить основания можно несколькими способами.
1. Взаимодействие щелочных и щелочноземельных металлов с водой с образованием щелочи и выделением водорода:
2Na + H2O = 2NaOH +H2↑; Ca + H2O = Ca(OH)2 + H2↑.
2. Взаимодействие оксидов щелочных и щелочноземельных металлов с водой
Na2О + Н2О = 2NaOH; CaО + H2O = Ca(OH)2.
3. Действие растворимого основания на соль с образованием нерастворимого основания:
2NH4OH + FeSO4 = Fe(OH)2↓ + (NH4)2SO4.
4. Электролиз водных растворов щелочных металлов (чаще всего хлоридов) с образованием соответствующих щелочей.
Кислоты
Кислотами называются сложные вещества, которые состоят из атомов водорода, способных замещаться атомами металла, а также атомов или групп атомов, называемых кислотными остатками.
По наличию кислорода в составе кислот их классифицируют на кислородсодержащие (например, HСlO3; H2SO4) и бескислородные (H2S; HCl).
Число атомов водорода, содержащихся в молекуле кислоты, определяет основность кислоты. Например, HCl – одноосновная; H2CO3 – двухосновная.
Названия кислот образуют от названия элемента, образующего кислоту. В случае бескислородных кислот к названию элемента (или группы элементов, например, CN – циан), образующего кислоту, добавляют суффикс «о» и слово «водород»: HF – фтороводородная кислота, H2S – сероводородная кислота, HCN – циановодородная кислота. Названия кислородсодержащих кислот образуют от названия кислотообразующего элемента, прибавляя окончания «-ная», «-вая», если степень его окисления соответствует номеру группы, т.е. является максимальной для этого элемента. По мере понижения степени окисления элемента, образующего кислоту, суффиксы меняются в следующем порядке: «-оватая», «-истая», «-оватистая», например: HClO4 – хлорная; HClO3 – хлорноватая; HClO2 – хлористая; HClO – хлорноватистая.
Если элемент в одной и той же степени окисления образует несколько кислородсодержащих кислот, то к названию кислоты с меньшим количеством атомов кислорода добавляют приставку «мета», с наибольшим количеством – «орто» (HPO3 – метафосфорная кислота; H3PO4 – ортофосфорная).
Ряд кислот имеет исторически сложившиеся названия (например, HCl – кроме систематического названия (хлороводородная) называется и по другому – соляная).
С названиями наиболее распространенных кислот можно ознакомиться в приложении 2.
В растворах кислот индикаторы (лакмус, метилоранж) окрашиваются в красный цвет.
Получить кислоты можно несколькими способами:
1. Безкислородные кислоты можно получить путем взаимодействия простых веществ с водородом, а затем растворением полученного газа в воде:
H2 + Cl2 → 2HCl.
2. Кислородсодержащие кислоты можно получить взаимодействием ангидрида с водой: (если образующаяся кислота растворима в воде):
Cl2O7 + H2O = 2HClO4
3. Действие сильной кислоты на соль с образованием летучей, малорастворимой или слабой кислоты:
NaCl + H2SO4 = NaHSO4 + HCl↑ (в безводных условиях).
Соли
Соли – вещества, молекулы которых состоят из основного и кислотного остатков, т.е. это гибриды, образованные при взаимодействии основания и кислоты.
При написании формулы соли основной остаток пишут слева, кислотный справа.
Соли классифицируют на средние, кислые и основные.
Средние или нормальные соли – продукты полного замещения атомов водорода в кислоте на металл или гидроксильных групп в основаниях на кислотный остаток, например:
H2SO4 + 2KOH = K2SO4 + 2H2O;
средняя соль
Mg(OH)2 + 2HCl = MgCl2 + H2O.
средняя соль
Кислые соли – продукты неполного замещения атомов водорода в молекулах кислот атомами металлов. Кислые соли получаются, если количество основания недостаточно для образования средней соли, например:
H2SO4 + KOH (недостаток) = KНSO4 +H2O.
кислая соль
Кислые соли образуют только многоосновные кислоты. Кислую соль переводят в среднюю действием достаточного количества соответствующего основания:
KHSO4 + KOH = K2SO4 + H2O.
средняя соль
Атомы водорода в кислоте могут быть замещены также группой атомов, играющей роль катиона, например аммонийной группой:
H2SO4 + 2NH4OH = (NH4)2SO4 + 2H2O;
средняя соль
H2SO4 + NH4OH = NH4HSO4 + H2O
кислая соль
Основные соли – продукты неполного замещения OH– групп в основаниях на кислотные остатки. Основные соли образуются, если количество кислоты не достаточно для образования средней соли, например:
Mg(OH)2 + HCl (недостаток) = MgOHCl + H2O.
Основные соли образуют только многокислотные основания. Основные соли переводят в средние действием достаточного количества соответствующей кислоты:
MgOHCl + HCl = MgCl2 + H2O.
Номенклатура солей.Наиболее распространена международная номенклатура, которая построена на следующих принципах. Наименование солейбезкислородных кислотсостоит из сочетания латинского или греческого названия элемента, образующего кислоту, с окончанием "ид" и названия металла: NaCl – хлорид натрия; CaS – сульфид кальция. Для солей, образованных металлами с переменной степенью окисления, последняя указывается в скобках, например: FeCl3– хлорид железа (III); FeCl2 – хлорид железа (II).
Название солей кислородсодержащих кислот образуется от латинского названия кислотного остатка (соответствующего латинскому названию элемента, образующего кислоту) и названия металла, например, K3PO4 – фосфат калия. При этом в случае максимальной степени окисления кислотообразующего элемента употребляется окончание "ат", а в случае низшей степени – "ит". Например, соли азотной HNO3 и серной H2SO4 кислот называются нитратами и сульфатами, а азотистой HNO2 и сернистой H2SO3соответственно – нитритами и сульфитами: CaSO4 – сульфат кальция; CaSO3 – сульфит кальция; NaNO3 – нитрат натрия; NaNO2 – нитрит натрия.
Названия кислых солей составляют с добавлением приставки "гидро", которая указывает на наличие незамещённых атомов водорода. Если таких атомов несколько, их число обозначают греческими числительными (ди, три и т.д). Например: K2HPO4 – гидрофосфат калия; KH2PO4 дигидрофосфат калия.
Наименование основных солей выводят из средних, применяя приставку "гидроксо", указывающую на наличие незамещенных гидроксильных групп. Если число гидроксильных групп в молекуле соли больше единицы, то их количество также указывают числительными. Так, Cr(OH)2NO3 – дигидроксонитрат хрома; CrOH(NO3)2–гидроксонитрат хрома.
Соли взаимодействуют с кислотами и основаниями с образованием новых солей в случае если в результате образуются нерастворимые продукты:
Ca3(PO4)2 + H2SO4 → 3CaSO4 + 2H3PO4.
NiSO4 + 2NaOH → Ni(OH)2↓ + Na2SO4.
Две растворимые соли могут реагировать друг с другом и давать две новые соли, одна из которых должна выделяться в виде осадка.
3CaCl2 + 2Na3PO4 → Ca3(PO4)2↓ + 6NaCl.
Некоторые соли разлагаются при нагревании, а если оксид неустойчив, то образуется металл:
MgCO3 → MgO +CO2↑; 2AgCO3 → 4Ag +2CO2↑ + O2↑.
Кислые соли, как правило, термически неустойчивы. При нагревании отщепляют воду и превращаются либо в средние соли той же кислоты, либо в средние соли кислоты с большим содержанием ангидрида:
CaH(CO3)3 – H2O = CaCO3 +CO2;
2Na2HPO4 = H2O → Na4P2O7
Основные соли содержат гидроксогруппы, которые могут участвовать в реакции нейтрализации, поэтому они могут реагировать с кислотами, превращаясь в средние или другие основные соли с меньшим числом гидроксогрупп:
CuOHCl + HCl = CuCl2 + H2O;
Al(OH)2NO3 + HNO3 = AlOH(NO3)2 + H2O
Основные соли при нагревании могут терять воду, образуя оксосоли:
2ZnOHCl – Н2О→ Zn2OCl2.
Примеры решения задач
Пример 1
Определить степень окисления хрома в хромовой кислоте H2CrO4 и в дихромат-ионе (Cr2O7) 2 –.
Решение
Для определения степени окисления хрома в хромовой кислоте H2CrO4 обозначим его заряд за х, и умножив известные степени окисления водорода «1+» и кислорода «2–» на число их атомов в соединении, составим уравнение:
(1+) · 2 + х + (2–) · 4 = 0;отсюда х = 6+.
Находим степень окисления в дихромат-ионе (Cr2O7)–2, приравнивая алгебраическую сумму зарядов атомов иона заряду иона:
2х + (2–) ·7 = 2–, отсюда х = 7+.
Пример 2
Определить формулы оксидов, соответствующих следующим соединениями:HClO4, H2SiO3, H3AsO4,КОН, Fe(OH)2.
Решение
Степени окисления элементов в оксидах и соответствующих им кислотам или основаниям должны совпадать. Поэтому необходимо определить степени окисления элементов в кислотах и основаниях, учитывая, что степень окисления кислорода равна 2–; водорода 1+; а сумма степеней окисления молекулы равна 0:
Составим формулы оксидов, пользуясь тем же правилом:
Пример 3
Определить массовую долю примесей (%) в составе технического образца хлорида алюминия, содержащего 18 г AlCl3 и 2 г примесей.
Решение
Масса образца равна сумме масс хлорида алюминия и примесей:
m(образца) = m(AlCl3) + m(примесей) = 18 + 2 = 20 г.
Рассчитываем массовую долю примесей по уравнению (2):
ω(примесей) = · 100%=
· 100% = 10%.
Пример 4
Образец массой 15,60 г, состоящий из оксида и карбоната кальция, прокалили. В результате реакции выделился газ объёмом 2,24 л (н.у.). Определить массовую долю (%) оксида кальция в образце.
Решение
При прокаливании будет разлагаться карбонат кальция (оксид кальция устойчив при нагревании):
CaCO3 CaO + CO2↑.
Рассчитаем количество образовавшегося диоксида углерода:
n(CO2) =
=
= 0,1 моль.
По уравнению реакции:
n(CaCO3) = n(CO2); => n(CaCO3)= 0,1 моль.
Находим массу CaCO3:
m(CaCO3) = n(CaCO3) · M(CaCO3) = 100 · 0,1 = 10 г.
Масса CaO равна разнице масс образца и карбоната кальция:
m(CaO) = m(образца) – m(CaCO3) = 15,6 – 10 = 5,6 г.
Определяем массовую долю CaO в образце:
ω (CaO) = · 100%=
· 100 = 35,9%.
Пример 5
Оксид углерода (IV), полученный при полном сжигании 0,3 г углерода, пропустили через раствор гидроксида бария массой 200 г с массовой долей Ba(OH)2,равной 3,42%. Определить массу осадка.
Решение
Записываем уравнение реакции горения углерода:
C + O2 ⇄ CO2↑ | (1) |
Рассчитаем количество вещества углерода:
n(C) = =
= 0,025 моль.
Согласно уравнению реакции:
n(CO2)= n(C); n(CO2) = 0,025 моль.
Определим массу Ba(OH)2 в растворе:
m(Ba(OH)2) = =
= 6,84 г.
Рассчитаем количество вещества Ba(OH)2:
n(Ba(OH)2) = =
= 0,04 моль.
Ba(OH)2 будет реагировать с CO2 по уравнению:
Ba(OH)2 + CO2 → BaCO3 ↓ + H2O. | (2) |
В соответствии с уравнением реакции 0,025 моль CO2 реагирует с 0,04 моль Ba(OH)2. Значит, гидроксид бария находится в избытке; поэтому расчёт массы осадка BaCO3проводим по CO2. Согласно (2):
n(BaCO3) = n(CO2); n(BaCO3) = 0,025 моль.
Определим массу осадка:
m(BaCO3) = n(BaCO3) · M(BaCO3) = 0,025 · 197 = 4,93 г.