Окислительно восстановительные реакции.

Химические реакции можно подразделить на два ти­па: реакции, протекающие без изменения степени окисле­ния атомов, входящих в состав реагентов, и реакции, при которых изменяется степень окисления одного или не­скольких элементов.К первому типу относятся реакции обмена, происходя­щие в растворах, некоторые процессы соединения и раз­ложения, например.Реакции, относящиеся ко второму типу, т. е. протекаю­щие с изменением степени окисления элементов, называ­ютсяокислительно-восстановительными.Окислительно-восстановительными являются боль­шинство лабораторных, промышленных и природных про­цессов. Один из примеров — синтез воды из кислорода и водорода:

Степень окисления изменяется либо в результате пол­ного перехода электронов от одного участника процесса к другому, либо за счет перераспределения электронной плотности между атомами реагентов. В дальнейшем» для простоты, во всех случаях изменение степени окисления элементов мы будем рассматривать как результат пере­хода электронов.Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны, называются восстановителями а сам процесс отдачи электронов — окислением. Атомы, молекулы или ионы, принимающие электроны, называются окислителями, а процесс присоединения электронов — восстановлением. Таким образом, окислитель, принимая электроны, восста­навливается, а восстановитель окисляется. В реакциях эти два процесса происходят одновременно. При этом окислители и восстановители всегда взаимодействуют в таких соотношениях, чтобы числа принимаемых и отда­ваемых электронов были одинаковы.Процесс окисления сопровождается увеличением сте­пени окисления соответствующих элементов, а восста­новления — наоборот, понижением степени окисления элементов, входящих в состав окислителя:

—4 —3—2—1 0 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 +8

------------------------à окисление

ß------------------ восстановление

Металлы в свободном состоянии могут быть только восстановителями, а в своих соединениях проявляют то­лько положительные степени окисления.Неметаллы (исключая фтор) в свободном виде спо­собны проявлять как восстановительные, так и окисли­тельные свойства.Соединения, в состав которых входят атомы элементов в своей максимальной положительной степени окисления, могут только восстанавливаться, выступая в качестве

окислителей, например HN0₃, К₂Сг₂0₇, РЬ0₂, КМп0₄.Соединения, содержащие элементы в их минимальной степени окисления, выступают в рассматриваемых про­цессах только в качестве восстановителей, напримерh₂s,nh₃.Вещества, содержащие элементы в промежуточной степени окисления, способны проявлять как окислитель­ные свойства (при взаимодействии с более сильными восстановителями), так и восстановительные (при взаи­модействии с более сильными окислителями), напримерHNO,Н3РО3, соединения Fe²⁺, Сг³⁺, Мп⁴⁺, S, нитриты, сульфиты и др. Классификация окислительно-восстановительных ре­акций. Различают три типа окислительно-восстанови­тельных реакций:

межмолекулярные—реакции, в ходе которых окислительи восстановитель находятся в разных веще­ствах:

МпO₂ + 4НСl ->MnCl₂ + Cl₂+2H20;

внутримолекулярные — реакции, в ходе которых и окислитель и восстановитель (атомы разных элементов) находятся в составе одного вещества:

2КС1O₃-> 2КС1 +3O₂;

реакции диспропорционирования (самоокисления- самовосстановления) — реакции, в ходе которых атомы одного и того же элемента, находящиеся в составе одного вещества, являются и окислителем (понижают степень окисления) и восстановителем (повышают степень окис­ления):

Сl₂+2КОН ->КСl +КСlO + Н₂0.

При условиях, отличающихся от стандартных, числен­ное значение равновесного электродного потенциала для окислительно-восстановительной системы, записанной в форме Ox+ne->Red, определяется по уравнению Нернста:

E =E0 - RT/nF*ln c(Red)/c(Ox)

Ox/RedOx/Red

где EOx/Red— соответственно электродный истандартный потенциалы системы;R— универсальная газовая постоянная; Т—абсолютная температура;F— постоянная Фарадея; n — число электронов, участвующих в окислительно-восстановительном процессе; с(Red) и с (Ох) — молярные концентрации соответственно вос­становленной и окисленной форм соединения.

Правила вычисления:

1) Атомы в простых веществах имеют степень окисления, равную нулю.

2) Степени окисления катионов металлов равны: для щелочных металлов +1, для щелочно- земельных +2, для алюминия +3.

3) Водород во всех своих соединениях, кроме гибридов щелочных и щелочно- земельных металлов, имеет степень окисления +1. В гидридах щелочных металлов степень окисления водорода -1.

4) Кислород почти всегда имеет степень окисления -2. Исключения составляют пероксиды, надпероксиды, озониды, фториды кислорода.

5) Фтор во всех соединениях имеет степень окисления -1.

6) Сумма степеней окисления всех атомов, входящих в состав электронейтрального соединения или молекулы, равна нулю.

7) Сумма степеней окисления всех атомов, входящих в состав многоатомного или комплексного иона, равна заряду этого иона.

Водород

Водород (лат.Hydrogenium), H, химический элемент, первый по порядковому номеру в периодической системе Менделеева; атомная масса 1,0079. При обычных условиях Водород - газ; не имеет цвета, запаха и вкуса. Распространение Водорода в природе. Водород широко распространен в природе, его содержание в земной коре (литосфера и гидросфера) составляет по массе 1%, а по числу атомов 16%. Водород входит в состав самого распространенного вещества на Земле - воды (11,19% Водорода по массе), в состав соединений, слагающих угли, нефть, природные газы, глины, а также организмы животных и растений (то есть в состав белков, нуклеиновых кислот, жиров, углеводов и других). Молекула водорода состоит из двух атомов водорода, между которыми осуществляется ковалентная неполярная связь.

Физические свойства.Водород Н2— это самый легкий газ (он в 14,4 раза легче воздуха) – без цвета, вкуса и запаха. Мало растворим в воде (в 1 л воды при 20°С растворяется 18 мл Н2). При Т = — 252,8°С и атмосферном давлении переходит в жидкое состояние. Жидкий водород бесцветен.

Химические свойства.Водородреагирует с простыми веществами: металлами и неметаллами:

2Н₂ + О₂ = 2Н₂О Н₂ + S = H₂S

Н₂ + Cl₂ = 2НСl Н₂ + 2Li = 2LiH (ионный гидрид)

ЗН₂ + N₂ = 2NН₃ гидрид лития

С неметаллами водород образует ковалентные гидриды, полярность связи в которых увеличивается с увеличением электроотрицательности атома-неметалла. При этом происходит изменение кислотно-основных свойств гидридов.

В ряду SiH₄→ PH₃→ H₂S→ HCl

силан – нейтральное соединение,

фосфин проявляет слабоосновные свойства,

сероводород в водном растворе – слабая кислота,

хлороводород в водном растворе – сильная кислота.

Водород используется для получения многих металлов и неметаллов из их оксидов:

CuO + H₂ = Cu + H₂O,

Fe₃O₄ + 4H₂ = 3Fe + 4Н₂О,

SiO₂ +2C→ Si + 2CO

Реакции гидрирования органических соединений.

С₂Н₄ + Н₂ → С₂Н₆

этилен этан

Роль Водород и его соединений в химии исключительно велика. Водород обусловливает кислотные свойства так называемых протонных кислот. Водород склонен образовывать с некоторыми элементами так называемую водородную связь, оказывающую определяющее влияние на свойства многих органических и неорганических соединений. Получение Водорода. Основные виды сырья для промышленного получения Водорода - газы природные горючие, коксовый газ и газы нефтепереработки. Водород получают также из воды электролизом (в местах с дешевой электроэнергией). Важнейшими способами производства Водорода из природного газа являются каталитическое взаимодействие углеводородов, главным образом метана, с водяным паром (конверсия):

СН4 + H2О = СО + ЗН2, и неполное окисление углеводородов кислородом:

СН4 + 1/2О2 = СО + 2Н2

Образующийся оксид углерода (II) также подвергается конверсии:

СО + Н2О = СО2 + Н2.

Получение в лаборатории

CaH₂+ 2H₂O = Ca(OH)₂+ 2H₂↑

Zn + H₂SO₄(разб.)= ZnSO₄+ H₂↑

2Al + 10H₂O + 2NaOH = 2Na[Al(OH)₄(H₂O)₂] + 3H₂↑

Применение Водорода.Для синтеза неорганических веществ: аммиака, хлороводорода и др.

• Для синтеза органических веществ: спиртов, альдегидов: СО + 2Н₂ → СН₃ОН

• Для гидрогенизации твердого и тяжелого жидкого топлив, жиров и других веществ.

• В сварке и резке металлов кислородо-водородным пламенем (температура до 2800°С) и в атомно-водородной сварке (до 4000°С).

• Важное применение в атомной энергетике нашли изотопы водорода - дейтерий и тритий.

Образование водородных связей

Между молекулами воды образуются водородные связи за счет притяжения атома водорода одной молекулы к атому кислорода другой молекулы.

Ткип.= +100С

ρ(льда) меньше ρ(воды ж.)

Физические свойства воды:

жидкость без цвета и запаха,

полярный растворитель,

температура кипения 100⁰С,

Т замерзания = 0⁰С.

Химические свойства

Вода реагирует со многими металлами с выделением водорода:

2Na + 2H₂O = H₂ + 2NaOH(бурно)

2K + 2H₂O = H₂ + 2KOH(бурно)

3Fe + 4H₂O = 4H₂ + Fe₃O₄(только при нагревании)

Наиболее легко реагируют щелочные и щелочноземельные металлы I и II групп.

2. Вода реагирует как с кислотными, так и с основными оксидами (проявляет амфотерные свойства):

СаО + Н₂О → Са(ОН)₂

SO₃ + Н₂О → Н₂SO₄.

3. Многие бинарные соединения полностью гидролизуются водой:

СаН₂ + 2Н₂О → Са(ОН)₂ +2Н₂↑

Li₃N + 3Н₂О → 3LiОН + NH₃↑

СаС₂ + 2Н₂О → Са(ОН)₂ +С₂Н₂↑

4. Вода разлагается на водород и кислород при действии электрического тока:

5. Вода образует гидраты:

CuSO₄+ 5 H₂O = CuSO₄^.5H₂O (медный купорос)

6. Вода вступает в реакции гидратации с органическими веществами:

СН₂ = СН₂ + НОН → СН₃ – СН₂ОН

этилен этанол

Элементы IА- подгруппы

литии Li, натрийNa, калийK, рубидий, цезий и франций-выделяютсясредиэлементов других А-подгруппнаибольшимсходствомфизических и химическихсвойств. Ихобъединяют под. общин названим щелочныеметаллы, так какихгидроксиды-сильные, хорошорастворимыеоснования-щелочи.

Щелочныеметаллы – сильне восстановители. Все химическиереакции с ихучастиемсводятся к окислениюатомов,сопровождающемусяпотерейединственного валентного электрона и образованием однозарядного катиона:

М-е-=М+

Для химическогоповедениясоединенийщелочныхметаллов характерно следущее: основне измененияпроисходят не с катіонами щелочныхмелаллов, а с анионами природа которыхопределяетпродуктыреакций; катионыщелочныхметаллов, не изменяя, переходять либоизоднойкристаллическойрешетки в другую, либоизкристаллическойрешетки в раствор и при этомподвергаетсягидратации.

Большинствобинарныхсоединенийщелочныхметалловможно получить прямым синтезом изпростыхвеществ.

Гидриды. При высоких температурах щелочныеметаллывзаимодействуют с водородом с образованиемионныхгидридов:

2Li+H2=2LiH

Галогениды. Все щелочные металлы взаимодействуют с галогенами с образованием ионных галогенидов (фторидов, хлоридов, бромидов и иодидов):

2Na+Г2= 2NaГ

Оксиды. При сжигании на воздухе только литии образует нормальный оксид лития:

4Li+O2=2Li2O

При горении натрия на воздухе образуется преимущественно пероксид натрия:

2Na+O2=Na2O2

Сульфиды, селениды, теллуриды. Щелочные металлы взаимодействуют с серой, селеном и теллуром, образуя соответственно сульфиды M2S, селениды M2Se и теллуридыM2Te.

Нитриды.с молекулярным азотом при нормальных условиях взаимодействует только литий с образованием нитрида лития:

6 Li+N2=2Li3N

Фосфиды. При взаимодействии с фосфором образуютсяфосфиды. Фосфидыщелочныхметалловсгорают в кислороде с образованиемоксидасоответствующегометалла и оксидафосфора.

Карбиды. Литий и натрии при нагреванииреагирует с углеродом с образованиемкарбидов состава M2C2, которые называют ацетиленидами.

Гидроксиды металлов IА- подгруппы представляют собой бесцветные кристаллические вещества. Это сильные, хорошо растворимые в воде основания. Их сила возрастает от LiOHк CrOHс увеличением радиуса катиона.

Большинство солей щелочных металлов хорошо растворимо в воде. Можно отметить некоторые закономерности изменения растворимости солей щелочных металлов, которые определяются разностью энергии кристаллической решетки и энергии гидратации катионов щелочных металлов. Известно, что растворение солей происходит в том случае, если энергия, затрачиваемая на разрушение кристаллической соли ,конпенсируетсяэнергтей гидратации образующихся при растворении катионов и анионов. В солях с одинаковым анионом энергия кристаллической решетки убывает по абсолютному значению по мере роста ионного радиуса катиона , другими словами, энергия кристаллической решетки максимальна для одноименных солей лития.

Кислые соли. Для щелочных металлов характерно образование кислых солей (гидрокарбонатов МHCO3,гидросульфитовMHSO3, гидросульфатов M2HPO4.

Калийные удобрения.

KNO₃ (калийная селитра) – калийное удобрение,

К₂СО₃(поташ) в составе золы используется для производства моющих средств, стекла, в качестве калийного удобрения.

К₂SO₄ используют в текстильной и кожевенной промышленности, получение моющих средств

Элементы II А- подгруппы

берилий, магний, кальций, стронций, барий и радии- металлы. Наибольшие отличия в химических свойствах от остальных элементов подгруппы проявляет элемент второго периода-берилии. Для берилия характерно образование соединении с ковалентными связями, тогда как другие элементы IIА- подгруппы образуют соединения с преобладанием ионного характера связи. Кальции, стронции, барии и радии часто обьединяют под общим названием щелочно-земельные металлы. Их назвали так потому, что оксиды этих металлов по химическим свойтсвам занимают промежуточное положение ме жду оксидами щелочных металлов и оксидами, которые раньше называли землями, например Al2O3.

Особенности свойств бериллия заключаются в его амфотерности, то есть способности растворяться как в кислотах, так и в щелочах.

Взаимодействие с кислотами:

• Ве + 2НСl → ВеСl₂ + Н₂↑

Взаимодействие со щелочами:

Ве +2 КОН +2 Н₂О → К₂[Ве(ОН)₄] +2Н₂↑ тетрагидроксобериллат калия

Разновидности берилла- драгоценные камни: изумруд, аквамарин, гериодор. Бериллий- хрупкии твердый металл светло- серого цвета. При хранении на воздухе он покрывается плотной оксидной пленкой, предотвращающей дальнейшее окисление и взаимодействие с водой.

Гидрид. Гидрид бериллия- полимер с трехцентровыми связями Be-H-Be, аналогичными связями в диборане. При взаимодействии с водой гидрид бериллия разлагается с выделением водорода:

BeH2+2H2O= Be(OH)2+2H2.

При сплавлении с фторидами щелочных металлов BeF2 образует комплексные соединения:

BeF2+2NaF=Na2[BeF4]

Оксид. Бесцветныйкристаллический оксид берилияBeO практически нерастворим в воде. В отличие от оксидов других элементов IIА- подгруппы оксид бериллия- амфотерный оксид. Он взаимодействует как с кислотами, так и сильными основаниями:

BeO+H2SO4+3H2O= [Be(H2O)4]SO4

BeO+2NaOH+H2O=Na2[Be(OH)4]

Гидроксид бериллия. При добавлении гидроксида натрия или аммиака к растворам солей бериллия образуется осадок Be(OH)2. В отличие от гидроксидов других элементов IIА- подгруппы гидроксид бериллия – амфотерное основание. Свежеосажденный Be(OH)2 реагирует как с кислотами, так и с сильными основаниями.

Магнии и кальции- серебристые металлы, существенно более твердые, чем щелочные металлы, но более мягкие и пластичные , чем берилии. При хранении на воздухе магнии сохраняет тусклый металлический блеск, потому что покрывается прочной оксидной пленкой, защищающей его при комнатной температуре от дальнейшего окисления и от взаимодействия с водой.

Магнии и кальции- сильные восстановители.

3CaO+2AL=3Ca+AL2O3

MgO+C=Mg+CO

Бинарные соединения. Вследствие высокой химической активности магния и кальция подавляющее большинство их бинарных соединении можно получить прямым синтезом из простых веществ. Реакции с участием магния протекают менее интенсивно. Бинарные соединения кальция обладают ионными свойствами, а бинарные соединения магния занимают промежуточное положение между ионными и ковалентными соединениями.

Гидриды. Кальции при нагревании реагирует с водородом с образованием ионного гидрида кальция CaH2. Магнии тоже взаимодеиствует с водородом, но очень медленно даже при высокой температуре и повышенном давлении. При этом образуется гидрид магния MgH2, который по свойствам и природе химической связи занимает промежуточное положение между ионными и ковалентными гидридами.

MgH2=Mg+H2

MgH2+2H2O=Mg(OH)2+2H2

Галогениды. Магнии и кальции взаимодействует с галогенами с образованием галогенидов:

M+Г2=МГ2

Фториды. Малорастворимые соединения. Их кристаллы не содержат кристаллизационной воды. Они относятся к числу наиболее тугоплавких и труднолетучих фторидов.

Хлориды, бромиды и иодиды магния и кальция очень хорошо растворимы в воде. Процесс этот происходит в несколько этапов, например, обезвоживание гексагидрата хлорида кальция можно изобразить следующей схемой:

CaCl2*6H2O=CaCl2*4H2O=CaCl2*2H2O=CaCl2*H2O=CaCl2

Оксиды магния и кальция- основные оксиды. При взаимодействии их с водой образуется гидроксиды:

MgO+H2O=Mg(OH)2

Реагируя с кислотами, MgOиCaO дают соли:

MgO+2HCl=MgCl2+H2O

Сульфиды, нитриды, фосфиды, карбиды и силициды. Эти бинарные соединения магния и кальция при взаимодействии с водой гидролизуются:

MgS+2H2O=Mg(OH)2+H2S

Ca3N2+6H2O=3Ca(OH)2+2NH3

Mg3P2+6H2O=3Mg(OH)2+2PH3

CaC2+2H2O=Ca(OH)2+C2H2

Mg2Si+4H2O=2Mg(OH)2+SiH4

Гидроксидыобоихметаллов – бесцветныекристаллическиевещества, малорастворимые в воде. ГидроксидмагнияMg(OH)2 – слабоеоснование. ГидроксидкальцияCa(OH)2- сильное основание лишь по первой ступени диссоциации:

Ca(OH)2=CaOH+OH

При этом растворимые гидрокарбонаты разлагаются, а кальции и магнии выпадают в осадок в виде нерастворимых солей:

Ca(HCO3)2(р)=CaCO3(к)+СO2(г)+H2O(ж)

2Mg(HCO3)2(р)=(MgOH)2CO3(к)+3CO2(г)+H2O(ж)

Жесткостьводыобусловленаналичием в водерастворимых солей Ca2+и Mg2+ .

Жесткость численно равнамолярнойконцентрацииэквивалента солей кальция и магния, выраженной в ммоль/л.

Сн = (m/М·V) 1000 [ммоль/л]

В жесткойводеплохомылитсямыло:

2C17H35COONa + Ca 2+→ (C17H35OO)2Ca↓ +2Na+

При кипячениижесткойводыобразуетсянакипь :

Са(НСО3)2 → СаСО3↓+Н2О+СО2