Какие атомы определяют только окислительные свойства вещества
Периодический закон был открыт Д.И. Менделеевым в 1868 году. Его современная формулировка: свойства химических элементов и образуемых ими
соединений (простых и сложных) находятся в периодической зависимости от величины заряда атомного ядра.
Периодический закон лежит в основе современного учения о строении вещества. Периодическая система Д.И. Менделеева является наглядным отражением
периодического закона.
В периодической таблице элементы расположены в порядке увеличения атомного заряда, группируются в “строки и столбцы” – периоды и группы.
Период – ряд горизонтально расположенных химических элементов. 1, 2 и 3 периоды называются малыми, они состоят из одного ряда элементов.
4, 5, 6 – называются большими периодами, они состоят из двух рядов химических элементов.
Группой называют вертикальный ряд химических элементов в периодической таблице. Элементы собраны в группы на основе степени окисления в
высшем оксиде. Каждая из восьми групп состоит из главной подгруппы (а) и побочной подгруппы (б).
Периодическая таблица Д.И. Менделеева содержит колоссальное число ответов на самые разные вопросы. При умелом ее использовании вы сможете
предполагать строение и свойства веществ, успешно писать химические реакции и решать задачи.
Радиус атома
Радиусом атома называют расстояние между атомным ядром и самой дальней электронной орбиталью. Это не четкая, а условная граница, которая
говорит о наиболее вероятном месте нахождения электрона.
В периоде радиус атома уменьшается с увеличением порядкового номера элементов (“→” слева направо). Это связано с тем, что с увеличением номера группы
увеличивается число электронов на внешнем уровне. Запомните, что для элементов главных подгрупп номер группы равен числу электронов на внешнем уровне.
С увеличением числа электронов они становятся более скученными, так как притягиваются друг к другу сильнее: это и есть причина маленького радиуса атома.
Чем меньше электронов, тем больше у них свободы и больше радиус атома, поэтому радиус увеличивается в периоде “←” справа налево.
В группе радиус атома увеличивается с увеличением заряда атомных ядер – сверху вниз “↓”. Чем больше период, тем больше электронных орбиталей вокруг атома,
соответственно, и больше его радиус.
С уменьшением заряда атома в группе радиус атома уменьшается – снизу вверх “↑”. Это связано с уменьшением количества электронных орбиталей вокруг
атома. Для примера возьмем атомы бора и алюминия, элементов, расположенных в одной группе.
Период, группа и электронная конфигурация
Обратите внимание еще раз на важную деталь: элементы, находящиеся в одной группе (главной подгруппе!), имеют сходную конфигурацию внешнего уровня.
Так у бора на внешнем уровне расположены 3 электрона, у алюминия – тоже 3. Оба они в III группе.
Такая закономерность иногда может сильно облегчить жизнь, однако у элементов побочных подгрупп она отсутствует – там нужно считать электроны
“вручную”, располагая их на электронных орбиталях.
Раз уж мы повели речь об электронных конфигурациях, давайте запишем их для бора и алюминия, чтобы лучше представлять их внешний уровень и увидеть
то самое “сходство”:
- B5 – 1s22s22p1
- Al13 – 1s22s22p63s23p1
Общую электронную конфигурацию для элементов III группы главной подгруппы можно записать ns2np1. Это будет работать для
бора, внешний уровень которого 2s22p1, алюминия – 3s23p1, галия – 4s24p1,
индия – 5s25p1 и таллия – 6s26p1. За “n” мы принимаем номер периода.
Правило составления электронной конфигурации, которое вы только что увидели, универсально. Если вы имеете дело с элементом главной подгруппы,
то увидев номер группы вы знаете, сколько электронов у него на внешнем уровне. Посмотрев на период, знаете номер его внешнего уровня.
Вам остается только распределить известное число электронов по s и p ячейкам, а затем подставить номер периода – и вот быстро получена
конфигурация внешнего уровня. Предлагаю посмотреть на примере ниже 🙂
Очень надеюсь, что теперь вы знаете: только глядя на положение элемента в периодической таблице, на группу и период, в которых он расположен,
вы уже можете составить конфигурацию его внешнего уровня. Безусловно, это для элементов главных подгрупп. Повторюсь: у побочных – только “вручную”.
Длина связи
Длина связи – расстояние между атомами химически связанных элементов. Очевидно, что понятия длины связи и атомного радиуса взаимосвязаны напрямую.
Чем больше радиус атома, тем больше длина связи.
Убедимся в этом на наглядном примере, сравнив длину связей в четырех веществах: HF, HCl, HBr, HI.
Чем больше радиусы атомов, которые образуют химическую связь, тем больше между ними и длина связи. Радиус атома водорода неизменен во всех трех
веществах, а в ряду F → Cl → Br → I происходит увеличение радиуса атома. Наибольшим радиусом обладает йод, поэтому самая длинная связь в молекуле HI.
Металлические и неметаллические свойства
В периоде с увеличением заряда атома металлические свойства ослабевают, неметаллические – усиливаются (слева направо “→”). В группе с увеличением
заряда атома металлические свойства усиливаются, а неметаллические – ослабевают (сверху вниз “↓”).
Сравним металлические и неметаллические свойства Rb, Na, Al, S. Натрий, алюминий и сера находятся в одном периоде. Металлические свойства возрастают
S → Al → Na. Натрий и рубидий находятся в одной группе, металлические свойства возрастают Na → Rb.
Таким образом, самые сильные металлические свойства проявляет рубидий, но с другой стороны – у него самые слабые неметаллические свойства. Сера
обладает самыми слабыми металлическими свойствами, но, если посмотреть по-другому, сера – самый сильный неметалл.
Распределение металлов и неметаллов в периодической таблице также является наглядным отображением этого правила. Если провести условную
линию, проходящую от бора до астата, то справа окажутся неметаллы, а слева – металлы.
Основные и кислотные свойства
Основные свойства в периоде с увеличением заряда атома уменьшаются, кислотные – возрастают. В группе с увеличением заряда атома основные
свойства усиливаются, а кислотные – ослабевают.
Кислотные и основные свойства противопоставлены друг другу, как противопоставлены металлические и неметаллические. Где первые усиливаются,
вторые – убывают. Все аналогично, поэтому смело ассоциируйте одни с другими, так будет гораздо легче запомнить.
Замечу, что здесь есть одно важное исключение. Как и в общем случае: исключения только подтверждают правила. В ряду галогенводородных
кислот HF → HCl → HBr → HI происходит усиление кислотных свойств (а не ослабление, как должно быть по логике нашего правила).
Это можно объяснить в темах диссоциации и химических связей. Когда мы дойдем до соответствующей темы, я напомню про HF и водородные связи между
молекулами, которые делают эту кислоту самой слабой. Сейчас воспринимайте это как исключение: HF – самая слабая из этих кислот, а
HI – самая сильная.
Восстановительные и окислительные свойства
Восстановительные свойства в периоде с увеличением заряда атома ослабевают, окислительные – усиливаются. В группе с увеличением заряда
атома восстановительные свойства усиливаются, а окислительные – ослабевают.
Ассоциируйте восстановительные свойства с металлическими и основными, а окислительные – с неметаллическими и кислотными. Так гораздо проще
запомнить 😉
Электроотрицательность (ЭО), энергия связи, ионизации и сродства к электрону
Электроотрицательность – способность атома, связанного с другими, приобретать отрицательный заряд (притягивать к себе электроны).
Мы уже касались ее в статье, посвященной степени окисления. Это важное свойство, ведь более ЭО-ый атом притягивает
к себе электроны и уходит в отрицательную степень окисления со знаком минус “-“.
Все перечисленные в подзаголовке свойства вместе с ЭО усиливаются в периоде с увеличением заряда атома, в группе с увеличением заряда атома
они ослабевают. Таким образом, самый электроотрицательный элемент расположен справа вверху таблицы Д.И. Менделеева – это фтор.
Для примера сравним ЭО-ость атомов Te, In, Al, P. Индий расположен в одной группе с алюминием, ЭО-ость In → Al возрастает (снизу вверх). Алюминий
расположен в одном периоде с серой, ЭО-ость возрастает Al → S (слева направо). Сравнивая серу и теллур, мы видим, что сера расположена в группе
выше теллура, значит и ее электроотрицательность тоже выше.
Энергия связи (а также ее прочность) возрастают с увеличением электроотрицательности атомов, образующих данную связь. Чем сильнее атом тянет на
себя электроны (чем больше он ЭО-ый), тем прочнее получается связь, которую он образует.
Понятию ЭО-ости “синонимичны” также понятия сродства к электрону – энергии, выделяющейся при присоединении электрона к атому, и энергии ионизации –
количеству энергии, которое необходимо для отщепления электрона от атома. И то, и другое возрастают с увеличением электроотрицательности.
Продемонстрирую на примере. Сравним энергию связи в трех молекулах: H2O, H2S, H2Se.
Высшие оксиды и летучие водородные соединения (ЛВС)
В периодической таблице Д.И. Менделеева ниже 7 периода находится строка, в которой для каждой группы указаны соответствующие высшие оксиды,
ниже строка с летучими водородными соединениями.
Для элементов главных подгрупп начиная с IV группы (в большинстве случае) максимальная степень окисления (СО) определяется по номеру группы. К примеру,
для серы (в VI группе) максимальная СО = +6, которую она проявляет в соединениях: H2SO4, SO3.
В таблице видно, что для VIa группы формула высшего оксида RO3, а, к примеру, для IIIa группы – R2O3. Напишем
высшие оксиды для веществ из VIa : SO3, SeO3, TeO3 и IIIa группы: B2O3, Al2O3,
Ga2O3.
На экзамене строка с готовыми “высшими” оксидами, как в таблице наверху, может отсутствовать. Считаю важным подготовить вас к этому. Предположим,
что эта строчка внезапно исчезла из таблицы, и вам нужно записать высшие оксиды для фосфора и углерода.
С летучими водородными соединениями (ЛВС) ситуация аналогичная: их может не быть в периодической таблице Д.И. Менделеева, которая попадется на экзамене.
Я расскажу вам, как легко их запомнить.
ЛВС характерны для IV, V, VI и VII группы. Элементы этих групп более электроотрицательны, чем водород, поэтому ходят в “-” отрицательную СО.
Минимальная степень окисления для элементов главных подгрупп, начиная с IV группы, может быть рассчитана так: номер группы – 8.
Например, для углерода минимальная СО = 4-8 = -4; для азота 5-8 = -3; для кислорода 6-8 = -2; для фтора 7-8 = -1. Для того, чтобы запомнить
ЛВС, вы должны ассоциировать IV, V, VI и VII группы с хорошо известными вам веществами: метаном, аммиаком, водой и фтороводородом.
Так как общее строение ЛВС в пределах одной группы сходно, то, вспомнив например H2O для кислорода в VI группе, вы легко
найдете формулы других ЛВС VI группы: серы – H2S, H2Se, H2Te, H2Po.
© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2020
Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение
(в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов
без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования,
обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.
Источник
Окислительно-восстановительные реакции
Степень окисления
Степень окисления (с-о) – это формальный заряд атома в соединении в предположении, что молекула состоит (построена) из ионов отдельных элементов.
С-о обозначается римскими цифрамис использованием знака «минус» и нуля.
Для определения степени окисления:
1) В простых веществах с-о равна
2) В целом молекула соединения электронейтральна – сумма с-о в молекуле равна 0
3) Заряд одноатомного иона равен степени окисления
4) Заряд многоатомного иона равен арифметической сумме с-о,
5) Степень окисления водорода обычно I, за исключ. гидридов металлов (-I)
6) С-о кислорода обычно –II, за искл. пероксидов (-I) и соединений со фтором
7) С.о фтора всегда –I
8) Макс. положительная с-о = № группы
макс. отрицательная с-о = № группы – 8
9) С-о щелочных металлов в соединениях равнаI
10) С-о щелочноземельных металлов в соединениях равна II
11) У металлов в соединениях всегда положительная с-о
Примеры:
V2VO5-II; Na2IB4IIIO7-II; KIClVIIO4-II;
N-IIIH3I; K2IHIPVO4-II; Na2ICr2VIO7-II
Окислительно-восстановительными (ОВР) называются реакции, в ходе которых меняются степени окисления вещества.
Если считать, что электроны принадлежат какому-то атому, то при ОВР происходит перенос электронов с атома одного элемента на атом другого элемента – при этом происходят окисление и восстановление.
Окисление– отдача электронов.
С-о возрастает.
H20 – 2ē ® 2HI
S-II – 2ē ® S0
Al0 – 3ē ® AlIII
FeII – ē ® FeIII
2Br -I – 2ē ® Br20
«Окисление» (устаревш. значение): взаимодействие с кислородом.
Восстановление – присоединение электронов. С-о понижается.
MnIV + 2ē ® MnII
S0 + 2ē ® S-II
CrVI +3ē ® CrIII
Cl20 +2ē ® 2Cl-I
O20 + 4ē ® 2O-II
Окислитель – присоединяет электроны,
с-о в реакции уменьшается.
Окислитель в ходе реакции восстанавливается
Восстановитель (van. taandaja) – отдает электроны, с-о в реакции возрастает;
Восстановитель в ходе реакции окисляется.
Окислители:
· Электроотрицательные элементы – галогены, кислород, Cl2, Br2, I2, F2, O2, O3;
· Соединения, содержащие атомы элементов с максимальной степенью окисления, KMnVIIO4, K2CrVI2O7;
· Соединения, содержащие атомы элементов с промежуточной степенью окисления:
Н2О2 , KNIIIO2
Восстановители:
· Соединения, содержащие атомы элементов с минимальной степенью окисления; Минимальная степень окисления у атомов металлов равна 0, для неметаллов – (n–8) (где n- номер группы в периодической системе).
· Соединения, содержащие атомы элементов с промежуточной степенью окисления, Cr3+, SIVO32-, NIIIO2-
Важнейшие восстановители и окислители
| Восстановители | Окислители |
| Металлы, водород, Углерод (уголь), Окись углерода (II) (CO); Сероводород (H2S); оксид серы (IV) (SO2); сернистая кислота H2SO3 и ее соли. Галогеноводородные кислоты и их соли. Катионы металлов в низших степенях окисления: SnCl2, FeCl2, MnSO4, Cr2(SO4)3. Азотистая кислота HNO2; аммиак NH3; гидразин NH2NH2; оксид азота(II) (NO). Катод при электролизе. | Галогены. Перманганат калия (KMnO4); манганат калия (K2MnO4); оксид марганца (IV) (MnO2). Дихромат калия (K2Cr2O7); хромат калия (K2CrO4). Азотная кислота (HNO3). Серная кислота (H2SO4) конц. Оксид меди(II) (CuO); оксид свинца(IV) (PbO2); оксид серебра (Ag2O); пероксид водорода (H2O2). Хлорид железа(III) (FeCl3). Бертоллетова соль (KClO3). Анод при электролизе. |
Электроотрицательность элемента характеризует способность удерживать (притягивать) электроны. Чем больше значение электроотрицательности, тем сильнее удерживает элемент электроны – проявляются свойства неметаллов.
Окислительно-восстановительные реакции подразделяются:
§ Молекулярно-ионныереакции – окислитель и восстановитель находятся в различных веществах
S0 + O20 ® SIVO2-II
S – восстановитель; O2 – окислитель
CuIIO + CIIO ® Cu0 + CIVO2
CO – ??; CuO – ??
Zn0 + 2HICl ® ZnIICl2 + H20
?? – восстановитель; ?? – окислитель
MnIVO2 + 2KI-I + 2H2SO4 ® I20 + K2SO4 + MnIISO4 + 2H2O
KI – ??; MnO2 – ??.
2H2S-II + H2SIVO3 ® 3S0 + 3H2O
H2S – ??; H2SIVO3 – ??.
§ Внутримолекулярные реакции – окислитель и восстановитель находятся в одном веществе, в одной и той же молекуле.
Внутримолекулярные реакции протекают, как правило, при термическом разложениивеществ, содержащих окислитель и восстановитель.
2KClVO3-II → 2KCl-I + 3O20
ClV – окислитель; О-II – восстановитель
N-IIIH4NVO3 –t°→N2IO + 2H2O
NV – окислитель; N-III – восстановитель
2Pb(NVO3-II)2 → 2PbO + 4NIVO2 + O20
NV- окислитель; O-II- восстановитель
Разложение дихромата аммония
(N-IIIH4)2Cr2VIO7 –t°→ Cr2IIIO3 + N20 + 4H2O
CrVI- окислитель; N-III- восстановитель.
§ Реакция диспропорционирования или р. авто(само)окисления-восстановления – реакция, в которой один и тот же элемент является как окислителем, так и восстановителем.
Cl20 + 2KOH ® KClIO + KCl-I + H2O
3K2MnVIO4 + 2H2O ® 2KMnVIIO4 + MnIVO2 + 4KOH
3HNIIIO2 ® HNVO3 + 2NIIO + H2O
2NIVO2 + 2KOH ® KNVO3 + KNIIIO2 + H2O
Источник
Окислительно-восстановительные свойства отдельных атомов, а также ионов являются важным вопросом современной химии. Данный материал помогает объяснять активность элементов и веществ, проводить детальное сравнение химических свойств у разных атомов.
Что такое окислитель
Многие задачи по химии, включая тестовые вопросы единого государственного экзамена в 11 классе, и ОГЭ в 9 классе, связаны с данным понятием. Окислителем считают атомы либо ионы, которые в процессе химического взаимодействия принимают электроны от другого иона либо атома. Если анализировать окислительные свойства атомов, нужна периодическая система Менделеева. В периодах, располагающихся в таблице слева направо, окислительная способность атомов возрастает, то есть меняется аналогично неметаллическим свойствам. В основных подгруппах подобный параметр уменьшается сверху вниз. Среди самых сильных простых веществ, обладающих окислительной способностью, лидирует фтор. Такой термин, как «электроотрицательность», то есть возможность атома принимать в случае химического взаимодействия электроны, можно считать синонимом окислительных свойств. Среди сложных веществ, которые состоят из двух и больше химических элементов, яркими окислителями можно считать: перманганат калия, хлорат калия, озон.
Что такое восстановитель
Восстановительные свойства атомов характерны для простых веществ, проявляющих металлические свойства. В таблице Менделеева в периодах металлические свойства слева направо ослабевают, а в основных подгруппах (вертикально) они усиливаются. Суть восстановления в отдаче электронов, которые располагаются на внешнем энергетическом уровне. Чем большее количество электронных оболочек (уровней), тем легче отдать во время химического взаимодействия «лишние» электроны.
Отличными восстановительными свойствами обладают активные (щелочные, щелочно-земельные) металлы. Кроме того, веществ, проявляющих подобные параметры, выделим оксид серы (6), угарный газ. Для того чтобы приобрести максимальную степень окисления, данные соединения вынуждены проявлять восстановительные свойства.
Процесс окисления
Если во время химического взаимодействия атом либо ион отдает электроны иному атому (иону), идет речь о процессе окисления. Для анализа того, как меняются восстановительные свойства и окислительная способность, потребуется таблица элементов Менделеева, а также знание современных законов физики.
Процесс восстановления
Восстановительные процессы предполагают принятие ионами либо атомами электронов от других атомов (ионов) во время непосредственного химического взаимодействия. Отличными восстановителями являются нитриты, сульфиты щелочных металлов. Восстановительные свойства в системе элементов меняются аналогично металлическим свойствам простых веществ.
Алгоритм разбора ОВР
Для того чтобы в готовой химической реакции учащийся мог расставить коэффициенты, необходимо воспользоваться специальным алгоритмом. Окислительно-восстановительные свойства помогают решать и разнообразные расчетные задачи в аналитической, органической, общей химии. Предлагаем порядок разбора любой реакции:
- Сначала важно определить у каждого имеющегося элемента степень окисления, используя правила.
- Далее определяют те атомы либо ионы, которые поменяли свою степень окисления, будут участвовать в реакции.
- Знаками «минус» и «плюс» указывают число отданных и принятых в ходе химической реакции свободных электронов.
- Далее между числом всех электронов определяется минимальное общее кратное, то есть целое число, которое без остатка делится на принятые и отданные электроны.
- Затем его делят на электроны, участвовавшие в химической реакции.
- Далее определяем, какие именно ионы либо атомы восстановительными свойствами обладают, а также определяют окислители.
- На завершающем этапе ставят коэффициенты в уравнении.
Применяя способ электронного баланса, расставим коэффициенты в данной схеме реакции:
NaMnO4 + сероводород + серная кислота= S + Mn SO4 +…+…
Алгоритм решения поставленной задачи
Выясним, какие именно должны после взаимодействия образоваться вещества. Так как в реакции уже есть окислитель (им будет марганец) и определен восстановитель (им будет сера), образуются вещества, в которых уже не меняются степени окисления. Так как основная реакция протекала между солью и сильной кислородсодержащей кислотой, то одним из конечных веществ станет вода, а вторым – соль натрия, точнее, сульфат натрия.
Составим теперь схему отдачи и принятия электронов:
– Mn+7 берет 5 e= Mn+2.
Вторая часть схемы:
– S-2 отдает2e= S0
Ставим в исходную реакцию коэффициенты, не забывая при этом суммировать все атомы серы в частях уравнения.
2NaMnO4 + 5H2S + 3H2SO4 = 5S + 2MnSO4 + 8H2O + Na2SO4.
Разбор ОВР с участием перекиси водорода
Применяя алгоритм разбора ОВР, можно составить уравнение протекающей реакции:
перекись водорода + серная кислота + пермагнанат калия = Mn SO4 + кислород + …+…
Степени окисления изменили ион кислорода (в перекиси водорода) и катион марганца в перманганате калия. То есть восстановитель, а также окислитель у нас присутствуют.
Определим, что за вещества еще могут получиться после взаимодействия. Одно из них будет водой, что вполне очевидно, представлена реакция между кислотой и солью. Калий не образовал нового вещества, вторым продуктом станет соль калия, а именно сульфат, так как реакция шла с серной кислотой.
Схема:
2O – отдает 2 электрона и превращается в O20 5
Mn+7 принимает 5 электронов и становится ионом Mn+2 2
Поставим коэффициенты.
5H2O2 + 3H2SO4 + 2KMnO4 = 5O2 + 2Mn SO4 + 8H2O + K2SO4
Пример разбора ОВР с участием хромата калия
Используя способ электронного баланса, составим уравнение с коэффициентами:
FeCl2 + соляная кислота + хромат калия = FeCl3+ CrCl3 + …+…
Степени окисления поменяли железо (в хлориде железа II) и ион хрома в бихромате калия.
Теперь постараемся выяснить, какие еще вещества образуются. Одно может быть солью. Поскольку калий не образовал никакого соединения, следовательно, вторым продуктом будет соль калия, точнее, хлорид, ведь реакция проходила с соляной кислотой.
Составим схему:
Fe+2 отдает e =Fe+3 6 восстановитель,
2Cr+6 принимает 6 e = 2Cr +3 1 окислитель.
Поставим коэффициенты в начальную реакцию:
6K2Cr2O7 + FeCl2 + 14HCl = 7H2O + 6FeCl3 + 2CrCl3 + 2KCl
Пример разбора ОВР с участием иодида калия
Вооружившись правилами, составим уравнение:
перманганат калия + серная кислота + иодид калия…сульфат марганца + йод +…+…
Степени окисления изменили марганец и йод. То есть восстановитель и окислитель присутствуют.
Теперь выясним,что в итоге у нас образуется. Соединение будет у калия, то есть получим сульфат калия.
Восстановительные процессы протекают у ионов йода.
Составим схему передачи электронов:
– Mn+7 принимает 5 e = Mn+2 2 является окислителем,
– 2I- отдает2 e = I20 5 является восстановителем.
Расставляем коэффициенты в начальную реакцию, не забываем при этом суммировать все атомы серы в данном уравнении.
210KI + KMnO4 + 8H2SO4 = 2MnSO4 + 5I2 + 6K2SO4 + 8H2O
Пример разбора ОВР с участием сульфита натрия
Используя классический метод, составим для схемы уравнение:
– серная кислота + KMnO4 + сульфит натрия… сульфат натрия + сульфат марганца +…+…
После взаимодействия получим соль натрия, воду.
Составим схему:
– Mn+7 принимает 5 e= Mn+2 2,
– S+4 отдает 2 e = S+6 5.
Расставляем коэффициенты в рассматриваемую реакцию, не забываем складывать атомы серы при расстановке коэффициентов.
3H2SO4 + 2KMnO4 + 5Na2SO3 = K2SO4 + 2MnSO4 + 5Na2SO4 + 3H2O.
Пример разбора ОВР с участием азота
Выполним следующее задание. Пользуясь алгоритмом, составим полное уравнение реакции:
– нитрат марганца +азотная кислота+PbO2=HMnO4+Pb(NO3) 2+
Проанализируем, какое вещество еще образуется. Так как реакция проходила между сильным окислителем и солью, значит, веществом будет вода.
Покажем изменение числа электронов:
– Mn+2 отдает 5 e = Mn+7 2 проявляет свойства восстановителя,
– Pb+4 принимает 2 e = Pb+2 5 окислителем.
3. Расставляем коэффициенты в исходную реакцию, обязательно складываем весь азот, имеющийся в левой части исходного уравнения:
– 2Mn(NO3)2 + 6HNO3 + 5PbO2 = 2HMnO4 + 5Pb(NO3)2 + 2H2O.
В данной реакции не проявляются восстановительные свойства азота.
Второй образец окислительно-восстановительной реакции с азотом:
Zn + серная кислота + HNO3= ZnSO4 + NO+…
– Zn0 отдает 2 e = Zn+2 3 будет восстановителем,
N+5принимает 3 e = N+2 2 является окислителем.
Расставляем коэффициенты в заданную реакцию:
3Zn + 3H2SO4 + 2HNO3 = 3ZnSO4 + 2NO + 4H2O.
Значимость окислительно-восстановительных реакций
Самые известные восстановительные реакции – фотосинтез, характерный для растений. Как изменяются восстановительные свойства? Процесс происходит в биосфере, приводит к повышению энергии с помощью внешнего источника. Именно эту энергию и использует для своих нужд человечество. Среди примеров окислительных и восстановительных реакций, связанных с химическими элементами, особое значение имеют превращения соединений азота, углерода, кислорода. Благодаря фотосинтезу земная атмосфера имеет такой состав, который необходим для развития живых организмов. Благодаря фотосинтезу не увеличивается количество углекислого газа в воздушной оболочке, поверхность Земли не перегревается. Растение не только развивается с помощью окислительно-восстановительной реакции, но и образует такие нужные для человека вещества, как кислород, глюкоза. Без данной химической реакции невозможен полноценный круговорот веществ в природе, а также существование органической жизни.
Практическое применение ОВР
Для того чтобы сохранить поверхность металла, необходимо знать, что восстановительными свойствами обладают активные металлы, поэтому можно покрывать поверхность слоем более активного элемента, замедляя при этом процесс химической коррозии. Благодаря наличию окислительно-восстановительных свойств осуществляется очистка и дезинфекция питьевой воды. Ни одну задачу нельзя решить, не расставив правильно в уравнении коэффициенты. Для того чтобы избежать ошибок, важно иметь представление обо всех окислительно-восстановительных параметрах.
Защита от химической коррозии
Особую проблему для жизни и деятельности человека представляет коррозия. В результате данного химического превращения происходит разрушение металла, теряют свои эксплуатационные характеристики детали автомобиля, станков. Для того чтобы исправить подобную проблему, используется протекторная защита, покрытие металла слоем лака либо краски, применение антикоррозионных сплавов. Например, железная поверхность покрывается слоем активного металла – алюминия.
Заключение
Разнообразные восстановительные реакции происходят и в организме человека, обеспечивают нормальную работу пищеварительной системы. Такие основные процессы жизнедеятельности, как брожение, гниение, дыхание, также связаны с восстановительными свойствами. Обладают подобными возможностями все живые существа на нашей планете. Без реакций с отдачей и принятием электронов невозможна добыча полезных ископаемых, промышленное производство аммиака, щелочей, кислот. В аналитической химии все методы объемного анализа основаны именно на окислительно-восстановительных процессах. Борьба с таким неприятным явлением, как химическая коррозия, также основывается на знании этих процессов.
Источник