Степень окисления конкретного элемента в веществе

Тема 1

1. 1. Атом – электронейтральная частица, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательных электронов; наименьшая химически неделимая частица, входящая в состав простых и сложных веществ.

1. 2. Молекула – наименьшая частица данного вещества, обладающая его химическими свойствами; наименьшая электронейтральная замкнутая совокупность атомов, образующих определенную структуру с помощью химических связей.

1.3. Валентность (ковалентность) В – число электронных пар, связывающих данный атом с другими атомами в конкретном соединении. Имеет смысл только для соединений, в которых все химические связи являются двухцентровыми, т.е. каждая связь осуществляется парой электронов, находящейся между двумя атомами в молекуле. В большинстве соединений определяют не валентность, универсальную С.О.

1.4. Степень окисления С.О.– заряд, который приобрел бы атом, если бы все химические связи были чисто ионными, т.е. если бы все электронные пары были сдвинуты в сторону более электроотрицательного элемента. Для молекул, состоящих из одинаковых атомов, равна нулю. Степень окисления в ряде случаев не совпадает с валентностью. Например, в органических соединениях углерод всегда четырёхвалентен, а степень окисления атома углерода в соединениях метана CH₄, метилового спирта CH₃OH, формальдегида HCOH, муравьиной кислоты HCOOH и диоксида углерода CO₂, соответственно, равна −4, −2, 0, +2 и +4. Может быть дробная, например в азиде NH₃ – у атома азота С.О. -1/3

Степень окисления конкретного элемента в веществе

• 0 в простых веществах: H₂⁰, О₃⁰, S₈⁰.

• +1 для Н (в гидридах щелочных мет.- I) и щелочных мет.; H⁺₂O, H⁺₂SO₄, Na⁺H^-.

• +2 – для щелочноземельных мет. и Zn: Ca⁺²(OH)₂, Zn⁺² О.

• +3 – для В, Аl: (Al⁺³(OH)₃.

• -2 – для атомов кислорода (в перекисях -I): H⁺₂O^-2; H⁺₂O₂^-;

переменная для др. элементов, рассчитывается исходя из электронейтральности молекулы, например, в молекуле серной кислоты H₂SO₄ С.О. атома водорода +1; атома кислорода -2, электронейтральность обеспечивается при С.О. атома серы +6.

Степень окисления в ряде случаев не совпадает с валентностью. Например, в органических соединениях углерод всегда четырёхвалентен, а степень окисления атома углерода в соединениях метана CH₄, метилового спирта CH₃OH, формальдегида HCOH, муравьиной кислоты HCOOH и диоксида углерода CO₂, соответственно, равна −4, −2, 0, +2 и +4.

1.5. Химический элемент – несколько атомов, с одинаковым зарядом ядра, все изотопы. Например, Н – атом водорода, состоит из элементов протия ¹₁Н, дейтерия¹₂Н и трития ¹₃Н, которые весят 1, 2 и 3, соответственно а.е.м. Радиоактивные элементы подвергаются ядерным реакциям. 1.6. Эмпирические формулы показывают сколько каких атомов содержится в молекуле: Оксид углерода(IV) CO₂. 1.7. Структурные формулы дополнительно показывают валентность каждого атома (число электронных пар, т.е. связей черточками или парами точек): О=С=О или О : С : О.

1.8. Простые вещества состоят из одинаковых атомов: H₂- водород О₂, - кислород, О₃- озон, N₂ - азот_, Cl₂ - хлор, S - сера, S₈ – газообразная сера C - углерод, C₆₀ - фуллерен.

1.9. Cложныенеорганические вещества (соединения) состоят из нескольких различных атомов: 1) оксиды (H₂O, CaO, CO₂, P₂O₅ (P₄O₁₀) и др.) бывают: не образующие гидроксидов (не кислотообразующие, например СО, NO), кислотные, основные, амфотерные

2) гидроксиды: основания (Na(OH), Ca(OH)₂ и др.); кислородосодержащие кислоты (HNO₃, H₂SO₄, H₃PO₄ и др.); амфотерные гидроксиды (Al(OH)₃, Fe(OH)₃ и др.); 3) безкислородные кислоты (HCl, HCN и др.); 4) соли (NaCl, KNO₃, Fe₂(SO₄)₃, LiBr и др.), кристаллогидраты солей: (CuSO₄·5H₂O и др.) 5) комплексные соединения: (K₃[Fe(CN)₆] и др.)

1.10. Класс органических соединений. Химические соединения делят на классы: неорганические и органические. Органические соединения, органические вещества — класс химических соединений, в состав которых входит углерод (за исключением карбидов, угольной кислоты, карбонатов, оксидов углерода и цианидов).

1.11. Кислотные оксиды (ангидриды) – оксиды, растворяющиеся только в щелочах, с образованием соли и воды. Образуются типичными неметаллами и некоторыми переходными элементами. Элементы в кислотных оксидах обычно проявляют валентность от IV до VII. Оксид углерода(IV) CO₂;Оксид серы(IV) SO₂; Оксид серы(VI) SO₃; Оксид кремния(IV) SiO₂; Оксид фосфора(V) P₂O₅; Оксид хрома(VI) CrO₃; Оксид марганца(VII) Mn₂O₇; Оксид хлора (VII) Cl₂O₇

1.12. Основны́е оксиды – оксиды, которым соответствуют основания. К ним относятся: оксиды металлов главной подгруппы первой группы (щелочные металлы) Li — Fr; оксиды металлов главной подгруппы второй группы (щелочноземельные металлы) Be — Ra, оксиды переходных металлов в низших степенях окисления. Металлы в основных оксидах обычно проявляют степень окисления +1 и +2. Основные оксиды наиболее активных металлов (щелочных и щелочноземельных, начиная с оксида кальция) при взаимодействии с водой (реакция гидратации) образуют соответствующие им гидроксиды (основания). Например, при растворении оксида кальция (негашёной извести) в воде образуется гидроксид кальция – сильное основание: СаO + H₂O → Са(OH)_2. Оксид лития Li₂O; Оксид натрия Na₂O; Оксид калия K₂O; Оксид серебра Ag₂O; Оксид магния MgO; Оксид кальция CaO; Оксид стронция SrO; Оксид бария BaO; Оксид ртути HgO; Оксид марганца MnO; Оксид хрома CrO; Оксид цезия Cs₂O; Оксид рубидия Rb₂O; Оксид меди CuO, Оксид железа(II) FeO.

1.13. Амфотерные оксиды — солеобразующие оксиды, проявляющие в зависимости от условий либо осно́вные, либо кислотные свойства (то есть проявляющие амфотерность). Образуются переходными металлами. Металлы в амфотерных оксидах обычно проявляют валентность II, III, IV. Оксид цинка ZnO, Оксид хрома(III) Cr₂O_3, Оксид алюминия Al₂O_3, Оксид олова(II) SnO, Оксид олова(IV) SnO_2, Оксид свинца(II) PbO, Оксид свинца(IV) PbO_2, Оксид титана(IV) TiO_2, Оксид марганца(IV) MnO_2, Оксид железа(III) Fe₂O_3, Оксид бериллия BeO. ZnO + H₂SO₄ → ZnSO₄ + H₂O; ZnO + 2NaOH → Na₂ZnO₂ + H₂O; Al₂O₃ + 2NaOH + 3H₂O → 2Na[Al(OH)₄]

Кисло́ты — сложные вещества, в состав которых обычно входят атомы водорода, способные замещаться на атомы металлов, и кислотный остаток. Водные растворы кислот имеют кислый вкус, обладают раздражающим действием, способны менять окраску индикаторов, в частности лакмуса на красный. H2CO3 – неустойчивая, H2S – летучая кислота.

№	Формула кислоты	Название кислоты	Название солеи	№	Формула кислоты	Название кислоты	Название солеи
	Н2ZnО2	Цинковая	Цинкаты		НРО3	(Мета- )фосфорная	(Мета-) фосфаты
	Н3АlО3	Алюминиевая	Алюминаты		Н3АsО4	Мышьяковая	Арсенаты
	НАlО2	Метаалюминиевая	метаалюминаты		Н3АsО3	Мышьяковистая	Арсениты
	Н3ВО3	(Орто)- борная	(Орто-)бораты		H2SO3	Сернистая	Сульфиты
	Н2В4О7	Тетраборная	Тетрабораты		H2SO4	Серная	Сульфаты
	Н2СО3	Угольная	Карбонаты		H2S	Сероводород	Сульфиды
	НСООН	Муравьиная	Формиаты		H2СrO4	Хромовая	Хроматы
	Н2С2О4	Щавелевая	Оксалаты		H2Сr2O7	Двухромовая	Дихроматы
	СН3СООН	Уксусная	Ацетаты		HMnO4	Марганцовая	Перманганаты
	HCN	Циановодород	Цианиды		H2МnO4	Марганцовистая	Манганаты
	HCNS	Родановодород	Роданиды		НСl	Хлороводород	Хлориды
	H2SiO3	Кремниевая	Силикаты		НСlO	Хлорноватистая	Гипохлориты
	HNO2	Азотистая	Нитриты		HCIO2	Хлористая	Хлориты
	HNO3	Азотная	Нитраты		НСlO3	Хлорноватая	Хлораты
	Н3РО4	(Орто- )фосфорная	(Орто-) фосфаты		НС1O4	Хлорная	Перхлораты

1.15. Основания (осно́вные гидрокси́ды) — сложные вещества, которые состоят из атомов металла или иона аммония и гидроксогруппы (-OH). В водном растворе диссоциируют с образованием катионов и анионов ОН⁻. Название основания обычно состоит из двух слов: «гидроксид металла/аммония». Хорошо растворимые в воде основания называются щелочами. 1.16. Со́ли — класс химических соединений, состоящих из катионов и анионов. В роли катионов в солях могут выступать катионы металлов, ониевые катионы (катионов аммония , фосфония , гидроксония и их органические производные), комплексные катионы и т.д., в качестве анионов — анионы кислотного остатка различных кислот, включая комплексные анионы и т.п.

1.17. Комплексное соединение — химическое вещество, в состав которого входят комплексные частицы. Комплексная частица — сложная частица, способная к самостоятельному существованию в кристалле или растворе, образованная из других, более простых частиц, также способных к самостоятельному существованию. [(Zn(NH₃)₄)]Cl₂ — хлорид тетраамминцинка(II), [Co(NH₃)₆]Cl₂ — хлорид гексаамминкобальта(II), K₂[BeF₄] — тетрафторобериллат(II) калия,Li[AlH₄] — тетрагидридоалюминат(III) лития, K₃[Fe(CN)₆] — гексацианоферрат(III) калия, [Ni(CO)₄] — тетракарбонилникель, [Pt(NH₃)₂Cl₂] — дихлородиамминплатина(II).

Тема 2

1.18. Хими́ческая реа́кция — превращение одного или нескольких исходных веществ (реагентов) в отличающиеся от них по химическому составу или строению вещества (продукты реакции). В отличие от ядерных реакций, при химических реакциях ядра атомов не меняются, в частности не изменяется изотопный состав химических элементов, при этом происходит перераспределение электронов и ядер и образуются новые химические вещества. 1.19. Различают типы реакций: - окислительно-восстановительные реакции ОВР и не ОВР;

- реакции присоединения (ассоциации, агрегации) АВ + С → АВС, разложения (отщепления) АВС → АВ + С, обмена и замещения (число частиц в правой и левой части одинаково) В + С → АС + В, перегруппировки АВС → АСВ;

- нейтрализации, необратимые – реакции, протекающие только в одном направлении до полного израсходования одного из реагирующих веществ; обратимые – процессы, в которых одновременно протекают две взаимно противоположные реакции – прямая и обратная; экзотермические – проходящие с выделением тепла, эндотермические – с поглощением тепла;

- реакции комплексообразования (переноса электронных пар):

Fe+3€€€€€€ + 6 : СN- ® [ Fe (СN)₆]

кислота (по-Льюису)

акцептор основание (по-Льюису)

комплексообразователь донор (лиганд)

- простые – реакции протекающие в одну стадию, сложные – реакции протекающие в несколько стадий, каждая из которых является простой. Скорость сложной реакции определяется скоростью наиболее медленной лимитирующей стадии;

- гомогенные – реакции характеризующиеся отсутствием поверхности разделе между реагентами, поэтому их взаимодействие протекает по всему объёму, гетерогенные – реакции, характеризующиеся наличием поверхности раздела, где и протекает взаимодействие и другие типы.

1.20. Окислительно-восстановительные реакции, в которых атомы одного элемента (окислителя) восстанавливаются, то есть понижают свою степень окисления, а атомы другого элемента (восстановителя) окисляются, то есть повышают свою степень окисления. Частным случаем окислительно-восстановительных реакций являются реакции диспропорционирования, в которых окислителем и восстановителем являются атомы одного и того же элемента, находящиеся в разных степенях окисления.

Окислитель принимает электроны + е (происходит реакция восстановления); КМn⁺⁷O₄→ Mn⁺⁴O₂ (степень окисления понижается).

Восстановитель отдаёт электроны – е (реакция окисление); Na₂S^2- → S⁰ (степень окисления повышается).

Пример окислительно-восстановительной реакции— горение водорода (восстановитель) в кислороде (окислитель) с образованием воды:2H₂ + O₂ = 2H₂O. Пример реакции диспропорционирования — реакция разложения нитрата аммония при нагревании. Окислителем в данном случае выступает азот (+5) нитрогруппы, а восстановителем — азот (-3) катиона аммония: NH₄NO₃ = N₂O + 2H₂O (до 250 °C).

1.21. Реакции нейтрализации – взаимодействие между веществами кислого и основного характера, с образованием нейтральных веществ (соли, воды): Na₂O + CO₂ → Na₂CO_3; ZnO + 2NaOH → Na₂ZnO₂ + H₂O.

1.22. Ионнообменная реакция - обмен ионами между веществами, с образованием осадка (смотреть таблицу растворимости), газа, или слабого электролита (например, воды): Молекулярное уравнение Zn(OH)₂ + Na₂S → NaOH + Zn S↓

Полное ионное уравнение Zn⁺² +2OH^- + Na⁺ + S^-2 → Na⁺+ OH^- + Zn S↓ Краткое ионное уравнение Zn⁺² + S^-2 → Zn S↓

1.23. Электрохимическая реакция – ОВР в электрическом поле, создаваемом электродами с выделением на электродах веществ. Электроды — проводники, соединённые с полюсами источника электрической энергии. Анодом при электролизе называется положительный электрод, катодом — отрицательный. Положительные ионы — катионы — ионы металлов, водородные ионы, ионы аммония и др.) — движутся к катоду, отрицательные ионы — анионы — (ионы кислотных остатков и гидроксильной группы) — движутся к аноду. 1.24. Основные закономерности электрохимического процесса: 1. Восстанавливаются на катоде металлы, стоящие в Электрохимическом ряду активности http://ru.wikipedia.org/wiki/ (ряд напряжений, стандартных электродных потенциалов) металлов до Тi: только из расплавов. Для менее активных металлов от Тi (включительно) до Pb- конкурирующие реакции, выделение водорода, и выделение металла в чистом виде одновременно. Не активные металлы, стоящие правее водорода легко разряжаются и восстанавливается только металл. 2. На аноде легко окисляются OH⁻, Cl⁻, Br⁻, I⁻, S²⁻. Тяжело окисляются (только из расплавов) PO₄³⁻, CO₃²⁻, SO₄²⁻, NO₃⁻, NO₂⁻, ClO₄⁻, F⁻. В водном растворе с этими анионами электролизу подвергается вода с выделением кислорода.

Li→Rb→K→Ba→Sr→Ca→Na→Mg→Al→Тi→Mn→Zn→Cr→Fe→Cd→Co→Ni→Sn→Pb→H→Sb→Bi→Cu→Hg→Ag→Pd→Pt→Au

Li→Rb→K→Ba→Sr→Ca→Na→Mg→Al→Тi→Mn→Zn→Cr→Fe→Cd→Co→Ni→Sn→Pb→H→Sb→Bi→Cu→Hg→Ag→Pd→Pt→Au

Раствор соли активного металла и бескислородной кислоты NaCl ↔ Na++ Cl−. K"катод"(-): 2H2O + 2e = H2+ 2OH− A"анод"(+): Cl− — 1e = Cl0; Cl0+Cl0=Cl2 Вывод: 2NaCl + 2H2O(электролиз) → H2+ Cl2+2NaOH   Раствор соли менее активного металла и бескислородной кислоты ZnCl2↔ Zn2++ 2Cl−. K"катод"(-):Zn2++ 2e = Zn0 A"анод"(+): 2Cl− — 2e = 2Cl0 Вывод: ZnCl2(электролиз) → Zn + Cl2   Раствор соли активного металла и кислородсодержащей кислоты Na2SO4↔2Na++SO42− K"катод"(-)2H2O + 2e = H2+ 2OH− A"анод"(+): 2H2O — 4e = O2+ 4H+ Вывод: 2H2O (электролиз) → 2H2+ O2

Расплав соли активного металла и бескислородной кислоты NaCl ↔ Na+ + Cl− K"катод"(-): Na+ + 1e = Na0 A"анод"(+): Cl− — 1e = Cl0; Cl0+Cl0=Cl2 Вывод: 2NaCl → (электролиз) 2Na + Cl2 Расплавгидроксида: активный металл и гидроксид-ион NaOH ↔ Na+ + OH− K"катод"(-): Na+ +1e =Na0 A"анод"(+): 4OH− −4e =2H2O + O2 Вывод: 4NaOH → (электролиз) 4Na + 2H2O + O2 Расплав соли активного металла и кислородосодержащей кислотыNa2SO4↔2Na++SO42− K"катод"(-): 2Na+ +2e =2Na0 A"анод"(+): 2SO42− −4e =2SO3+O2 Вывод: 2Na2SO4 → (электролиз) 4Na + 2SO3 + O2

ЕДС гальванического элемента ΔE = E_катода - E_анода; E = E₀ + [RT/(z*F)]*ln[C], где E₀ – стандартный электродный потенциал, R = 8,31 Дж моль К, z – число электронов ОВР; F = 96485,34 Кл∙моль^-1 С – молярная концентрация, http://www.xumuk.ru/galvanopara/

Тема 3.

1.25. Моль n «ню» или n «эн» - количество вещества, которое содержит Авогадрово число (Число Авогадро N_А=6,02 10²³ моль^-1) структурных единиц (молекул, атомов, ионов и др.). n «ню»= m/ М = N/ N_А (отношение массы к молярной массе или числа молекул к числу Авогадро)

Молярная масса (М) – масса одного моля вещества, г/моль. Численно равна относительной молекулярной массе (Мr), показывающей во сколько раз масса молекулы, больше 1/12 массы атома углерода изотопа ₁₂С, равной 1,66 10^{-27 кг (безразмерная, или а. е. м.; международное: u, она же дальто́н, русское обозначение: Да, международное: Da, она же углеродная единица). Например} M (Сl₂) = 70 г/моль; Mr (Сl₂) = 70.

1.26. Молярная масса эквивалента Мэ = молярной массе вещества, поделенной на эквивалент э.

Эквивалент (э) – реальная или условная частица вещества, которая в данной реакции реагирует с одним атомом или ионом водорода, или одним электроном (в ОВР): Н₃РО₄+3NаОН=Nа₃РО₄+ 3Н₂О, Э= 3; Н₃РО₄+NаОН=NаН₂РО4+ 3Н₂О, Э = 1. Для кислот Э =основности, т.е. числу атомов Н; для оснований Э = числу гидроксильных групп ОН; для солей и оксидов Э = произведению числа атомов (металла) и валентности металла; для простых веществ Э = произведению числа атомов и валентности. Например: Э (H₂SO₄) = 2; Э (Аl(OH)₃)= 3; Э (Аl₂^III(SO₄)₃) = 2 III = 6; Э (O₂^II) = 2 II = 4. Мэ = M/Э, например: Мэ (H₂SO₄) = 98/2 = 49 г/моль.

1.27. Закон постоянства состава: каждое вещество, каким бы способом оно ни было получено, всегда имеет один и тот же качественный и количественный состав и свойства (дальтониды). Есть вещества исключения (бертолиды).

Закон кратных отношений. Установлен Дальтоном в 1803г. В случае, когда два элемента образуют между собой несколько химических соединений, тогда имеет место отношение массы одного из элементов, приходящееся в этих соединениях на одну и ту же массу другого, как небольших целых чисел. Таким образом, элементы способны входить в состав соединений только в определенных пропорциях.

1.28. ЗаконАвогадро: в равных объемах различных газов при одинаковых условиях (температура и давление) содержится одинаковое число молекул.

Следствия из закона Авогадро:

1) При нормальных условиях н.у. (Т = 273,15 К, р = 1,01 Па) 1 моль любого газа занимает объем V₀ = 22,4 л (молярный объем газа). n «ню»= v/ v_0. (отношение объема и молярного объема газа).

2) Плотность одного газа (x) по другому (y) равна отношению молярных масс этих газов, или отношениию их масс, взятых при одинаковых условиях: Dy(x) = М x/Мy= m _x/m_y.

Уравнение Клапейрона-Менделеева для идеальных газов в условиях отличных от н.у.: РV = n RТ, где R- универсальная газовая постоянная = 8,31 Дж/моль К; Р - давление в Па; V – объем в м³; Т – температура в Кельвинах (К). Перевод давления в к Па через пропорцию: 750 мм. рт .ст.= 1 атм = 101,3 кПа.

1.29. Закон сохранения массы и энергии: в изолированной системе сумма масс и энергий постоянна. Между массой и энергией существует взаимосвязь по уравнению А. Эйнштейна. Е = mс². Закон сохранения массы: масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе всех продуктов реакции (Ломоносов М.В., 1848).

1.30. Закон эквивалентов(есть три формы: через массы веществ, через массовые доли элементов в веществе, через молярные концентрации эквивалента):

1. Массы веществ m в химическом превращении относятся друг к другу как же, как их молярные массы эквивалентов Мэ:

2. Массовые доли W элементов в сложном веществе относятся друг к другу как же, как их молярные массы эквивалентов Мэ:

3. Молярные концентрации эквивалента растворов Cэ в реакции нейтрализации обратно пропорциональны объемам этих растворов V:

m1 Мэ1 --- = --- m2 Мэ2

W1 Мэ1 --- = --- W2 Мэ2

Сэ1 V2 ---- = ------ Сэ2 V1

ГЛОССАРИЙ КУРСА (термины и определения, теза́урус)