Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья

Главные классы неорганических соединений: оксиды, кислоты, основания и соли. Номенклатура неорганических соединений

Оксиды_ - это соединения частей с кислородом. По хим свойствам они разделяются на солеобразующие и несолеобразующие. Солеобразующие оксиды в свою очередь разделяются на главные, кислотные и амфотерные. Главным оксидам отвечают основания, кислотным - кислоты. Амфотерным оксидам отвечают гидраты, проявляющие и кислотные, и Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья главные характеристики.

Примерами главных оксидов могут служить оксид кальция СаО и оксид магния MgO. Оксид кальция ведет взаимодействие с водой, образуя гидро-ксид кальция Са(ОН)2:

СаО + Н2О = Са(ОН)2.

Оксид магния малорастворим в воде; но ему соответствует основание - гидроксид магния Mg(OH)2, который можно Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья получить из оксида магния косвенным методом.

Примерами кислотных оксидов могут служить триоксид серы SO3 и диоксид кремния SiO2. 1-ый из их ведет взаимодействие с водой, образуя серную кислоту H2SO4:

SO3 + Н2О = H2SO4.

Диоксид кремния с водой не ведет взаимодействие, но ему соответствует кремниевая кислота H2SiО3, которую можно получить Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья из SiO2 косвенным методом.

Кислотные оксиды можно получить из кислот, отнимая от их воду. Потому их именуют также ангидридами кислот либо просто ангидридами.

К несолеобразующим оксидам относится, к примеру, оксид азота (I) N2О. Нет таковой кислоты либо основания, которые отвечали бы этому оксиду.

Есть разные номенклатуры оксидов. До Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья сего времени в индустрии могут употребляться устаревшие определения российской номенклатуры.

Согласно интернациональной номенклатуре (которой пользуются в текущее время и российские химики) все соединения частей с кислородом (кроме пероксидов) именуются оксидами. При всем этом для частей переменной валентности в скобках римскими цифрами указывается валентность, которую элемент проявляет в Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья данном оксиде. Так, СаО именуется оксид кальция, а Сu2О и СuО - оксид меди (I), оксид меди (II). По российскей номенклатуре оксиды состава ЭО2 либо ЭО3 именуют также, соответственно, диоксидами и триоксидами.

Согласно устаревшей российскей номенклатуре, если элемент образует только один оксид, то последний именовался окисью. Так, СаО именовался Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья окисью кальция. Если существует два либо несколько оксидов данного элемента, то их наименования создавались в согласовании с числом атомов кислорода, приходящихся на один атом элемента, к примеру: Э2О - полуокись, ЭО - одноокись, Э2О3 - полутораокись, ЭО2 - двуокись, Э2О5 - полупятиокись, ЭО3 - трехокись (эмблемой Э тут обозначен атом соответственного элемента). Так Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья, FeO -одноокись железа, Fe2O3 - полутораокись железа, Сu2О - полуокись меди, СuО - одноокись меди. Время от времени оксиды, в каких элемент проявляет низшую валентность, назывались закисями (Сu2О - закись меди, N2O - закись азота), а кислотные оксиды - ангидридами соответственных кислот (N2O5 -азотный ангидрид, Мn2O7 - марганцовый ангидрид).

Есть вещества Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья - соединения частей с кислородом - только формально принадлежащие к классу оксидов. К таким субстанциям относятся, а именно, пероксиды (перекиси) металлов, к примеру, пероксид (перекись) бария ВаО2. По собственной природе подобные вещества представляют собой соли очень слабенькой кислоты - пероксида (перекиси) водорода Н2О2.

Основания состоят из металла и одновалентных гидроксогрупп Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья ОН, число которых равно валентности металла. Примерами оснований могут служить гидроксид натрия NaOH, гидроксид меди Сu(ОН)2.

Важное хим свойство оснований - способность создавать с кислотами соли. К примеру, при содействии перечисленных оснований с соляной кислотой получаются хлористые соли соответственных металлов - хлориды натрия либо меди:

NaOH + НС1 = NaCl + Н Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья2О; Cu(OH)2 + 2НС1 = CuCl2 + 2Н2О.

Основания систематизируют по их растворимости в воде и по их силе. По растворимости основания делятся на растворимые, либо щелочи, и на нерастворимые. Важные щелочи - это гидроксиды натрия, калия и кальция. По силе основания делятся на сильные и слабенькие. К сильным относятся все щелочи, не Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья считая гидроксида аммония. Согласно интернациональной номенклатуре соединения, содержащие в собственном составе гидроксогруппы, именуют гидроксидами. В случае металлов переменной валентности в скобках указывают валентность металла в данном соединении. Так, Са(ОН)2 - гидроксид кальция, Fe(OH)2 - гидроксид железа (II), Fe(OH)3 - гидроксид железа (III).

В устаревшей российской номенклатуре Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья наименования оснований обычно создавались, прибавлением к наименованию соответственного оксида приставку гидро- либо слово гидрат. Так, Са(ОН)2 - гидроокись кальция, Fe(OH)2 - гидрат закиси железа, Fe(OH)3 - гидроокись либо гидрат окиси железа.

Кислоты состоят из водорода, способного замещаться металлом, и кислотного остатка, при этом число атомов водорода равно валентности кислотного остатка. Примерами Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья кислот могут служить соляная (хлористоводородная) НСl, серная H2SO4, азотная HNO3, уксусная СН3СООН.

Важное хим свойство кислот - их способность создавать соли с основаниями. К примеру, при содействии кислот c гидроксидом натрия получаются натриевые соли этих кислот:

2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O; NaOH + HNO3 = NaNO3 + H Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья2O.

Кислоты классифицируются по их силе, по основности и по наличию кислорода в составе кислоты. По силе кислоты делятся на сильные и слабенькие. Важные сильные кислоты - это азотная, серная и соляная.

Основностью кислоты именуется число атомов водорода в молекуле кислоты, способных замещаться на металл с образованием соли. Такие Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья кислоты, как соляная и уксусная, могут служить примерами одноосновных кислот, серная кислота - двухосновна, ортофосфорная кислота Н3РО4 - трехосновна.

По наличию кислорода в собственном составе кислоты делятся на кислородсодержащие и бескислородные. Азотная и серная кислоты - кислородсодержащие кислоты, соляная кислота и сероводород - бескислородные.

Наименования кислот создают от того элемента, от которого образована Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья кислота. При всем этом наименования бескислородных кислот имеют окончание водородная: НСl - хлороводородная (соляная кислота), H2S - сероводородная, HCN - циановодородная (синильная кислота). Наименования кислородсодержащих кислот также образуются от наименования соответственного элемента с добавлением слова кислота: HNO3 - азотная, Н2CrO4 - хромовая. Если элемент образует несколько кислот, то различие меж ними отражается Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья в окончаниях их заглавий. Заглавие кислоты, в какой элемент проявляет высшую валентность, оканчивается на ная либо овая; если же валентность элемента ниже наибольшей, то заглавие кислоты оканчивается на истая либо овистая. К примеру, НNO3 - азотная кислота, HNO2 - азотистая, Н3AsO4 - мышьяковая, H3AsO3- мышьяковистая. Не считая того, одному и тому же Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья оксиду могут отвечать несколько кислот, различающихся меж собой числом молекул воды. При всем этом более богатая водой форма имеет приставку орто, а менее богатая - мета. Так, кислота Н3РО4, в какой на одну молекулу фосфорного ангидрида Р2О5 приходится три молекулы воды, именуется ортофосфорная, а кислота НРО3 - метафосфорная Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья, потому что в ней на одну молекулу Р2О5 приходится одна молекула воды. Обозначенная номенклатура кислот не строга. Вместе с приведенными окончаниями и приставками употребляются и другие. Не считая того, ряд кислот имеют исторически сложившиеся наименования.

Продукты замещения водорода в кислоте на металл либо гидроксогрупп в основании Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья на кислотный остаток представляют собою соли. При полном замещении получаются средние (обычные) соли, при неполном - либо кислые, либо главные. Кислая соль выходит при неполном замещении водорода кислоты на металл. Основная соль выходит при неполном замещении гидроксогрупп основания на кислотный остаток. Ясно, что кислая соль может быть образована только кислотой, основность Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья которой равна двум либо больше, а основная соль - металлом, валентность которого равна двум либо больше.

Примеры образования солей:

Са(ОН)2 + H2SO4 = СаSO4 + 2Н2О,

СаSO4 - обычная соль - сульфат кальция; КОН + H2SO4 = KHSO4 + Н2О,

KHSO4 - кислая соль - гидросульфат калия;

Mg(OH)2 + HC1 = MgOHCl + Н2О,

MgOHCl - основная соль - хлорид Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья гидроксомагния.

Соли, образованные 2-мя металлами и одной кислотой, именуются двойными солями; соли, образованные одним металлом и 2-мя кислотами - смешанными солями. Примером двойной соли могут служить алюмокалиевые квасцы, либо сульфат калия-алюминия, KAI(SO4)2. Смешанной солью является CaClOCl либо (CaOCl2) - кальциевая соль соляной (HCl) и хлорноватистой (HClО Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья) кислот.

Одна и та же соль может называться по-разному. К примеру, KNO3 именуют калиевой селитрой, азотнокалиевой солью, азотнокислым калием, нитратом калия. На данный момент большая часть химиков пользуются для солей интернациональной (латинской) номенклатурой. В этой номенклатуре заглавие соли отражает заглавие металла и латинское заглавие кислотного остатка. Латинское заглавие кислоты и Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья кислотного остатка происходит обычно от латинского наименования элемента, образующего кислоту. При всем этом заглавие соли бескислородной кислоты имеет окончание ид, кислородсодержащей кислоты - am в случае наибольшей валентности кислотообразующего элемента и ит в случае более низкой его валентности. Так, соли соляной кислоты именуются хлориды, сероводородной - сульфиды, серной - сульфаты и сернистой Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья - сульфиты.

Для солей, образованных металлами с переменной валентностью, валентность металла указывают в скобках, как в оксидах либо основаниях: так, FeSO4 - сульфат железа (II), Fe2(SO4) - сульфат железа (III). Заглавие кислой соли имеет приставку гидро, указывающую на наличие незамещенных атомов водорода; если таких незамещенных атомов два либо больше, то их Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья число обозначается греческими числительными (ди-, три- и т.д.). Так, Na2HPO4 именуется гидрофосфатом натрия, a NaH2PO4 - дигидрофосфатом натрия. Аналогично основная соль характеризуется приставкой гидроксо, указывающей на наличие незамещенных гидроксильных групп. К примеру, AlOHCl2 именуется хлоридом гидроксоалюминия, Аl(ОН)2С1 - хлоридом дигидроксоалюминия.

Ниже приведены наименования солей Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья неких важных кислот.

Заглавие кислоты

Формула

Наименования соответственных солей

нормативных солей

Азотная HNO3 Нитраты
Азотистая HNO2 Нитриты
Дюралевая H3AlO3 Алюминаты
Борная (ортоборная) Н3ВО3 Бораты (ортобораты)
Бромоводород НВr Бромиды
Иодоводород HI Иодиды
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 Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья (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

Главные типы хим реакций

Посреди различных хим реакций можно выделить два типа, значительно отличающихся друг от друга. К первому типу реакций относятся те, в процессе которых степень окисления частей, входящих в соединение, не меняется. Образование новых молекул в таких Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья реакциях происходит только в итоге перегруппировки атомов либо ионов.

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

(к примеру, BaCl2+K2SO4=BaSO4 +2KCl);

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

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

Просто установить, что в процессе обозначенных Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья реакций степень окисления частей не меняется.

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 конфигурацией степеней окисления частей, именуются окислительно-восстановительными.

Реакции, протекающие с Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья выделением энергии (в виде тепла) именуются экзотермическими, а реакции, при которых энергия (тепло) поглощается - эндотермическими.

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

Системой принято именовать рассматриваемое вещество либо совокупа веществ. Гомогенной именуется система, состоящая из одной фазы, гетерогенной - система, состоящая из нескольких фаз. (Фазой именуется Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья часть системы, отделенная от других ее частей поверхностью раздела, при переходе через которую характеристики меняются 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 электрические Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья пары размещаются симметрично относительно ядер взаимодействующих атомов и атомы в молекулах никаких зарядов не несут.

При образовании ионных связей валентные электроны перебегают от наименее электроотрицательных (ЭО) к более электроотрицательным атомам, в итоге чего образуются ионы, заряд которых определяется количеством отданных либо присоединенных электронов. В молекулах с полярными связями валентные электроны Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья только отчасти смещаются к более ЭО атому, при всем этом на взаимодействующих атомах появляются электронные заряды, но их величины не являются целочисленными. К примеру, в молекуле HCl на водороде существует положительный, а на Cl - отрицательный заряды, но их величины меньше 1.

В практических целях (при составлении уравнений Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья окислительно-восстановительных реакций) заряды на атомах в молекулах с полярными связями комфортно представлять в виде целых чисел, равных таким зарядам, которые появились бы на атомах, если б валентные электроны стопроцентно переходили к более электроотрицательным атомам, т.е. если б связи были стопроцентно ионными. Такие величины зарядов получили заглавие степеней окисления. Степень окисления Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья хоть какого элемента в ординарном веществе всегда равна 0.

В молекулах сложных веществ некие элементы всегда имеют постоянную степень окисления. Для большинства частей свойственны переменные степени окисления, различающиеся как знаком, так и величиной, зависимо от состава молекулы.

У щелочных металлов, также у металлов главной подгруппы 2-ой группы Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья степень окисления во всех соединениях равна соответственно +1 и +2. Постоянную степень окисления, равную -1, имеет фтор. Кислород, обычно, имеет степень окисления -2. У водорода в соединениях с неметаллами степень окисления +1, в гидридах металлов - -1. Для того, чтоб отличить значения степени окисления от зарядов ионов в первом случае символ ставится перед цифрой, во 2-м Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья - после числа. К примеру, Н+1Cl-1, но Na1+Cl1-.

Нередко степень окисления (СО) равна валентности и отличается от нее только знаком. Но встречаются соединения, в каких степень окисления элемента не равна его валентности. Как ранее говорилось, в обычных субстанциях СО элемента всегда равна нулю независимо от его валентности. В таблице Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья сопоставлены валентности и степени окисления неких частей в разных 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 или Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья молекуле сводится к обычной арифметической операции, потому что сумма степеней окисления атомов всех частей, входящих в состав молекулы, равна нулю. К примеру, нужно найти степень окисления фосфора в фосфорной кислоте Н3РО4. Так как у кислорода СО – -2 , а у водорода - +1, то для нулевой суммы у фосфора степень окисления должна быть Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья равна 5:

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

Соответствующие особенности окислительно-восстановительных реакций

Существует широкий класс хим реакций, в процессе которых степень окисления у атомов либо ионов меняется. К примеру, это реакция

Zn+2HCl=ZnCl2+H2↑.

В ней участвуют атомы цинка, водорода и хлора; модифицированная в процессе реакции степень окисления (СО) цинка увеличивается от 0 до +2, а Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья ионов водорода – снижается от +1 до 0.

Реакции, сопровождающиеся конфигурацией степени окисления частей, именуются окислительно-восстановительными.

Окислением именуется процесс отдачи электронов, сопровождающийся увеличением СО.

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

Присоединение электронов, сопровождающееся снижением степени окисления, именуется восстановлением.

Вещество, в состав Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья которого заходит элемент, способный присоединить электроны, именуется окислителем. В процессе присоединения электронов окислитель восстанавливается.

Понятно, что атомы металлов имеют на наружном энергетическом уровне не много электронов (1-3) и способны отдавать их при хим реакциях, другими словами окисляются, а неметаллы (на наружном энергетическом уровне от 4 до 7 электронов) склонны присоединять Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья электроны и восстанавливаться, как следует, 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 (либо в кислороде):

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

Атом магния дает два электрона атому кислорода. У последнего СО снижается от 0 до Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья -2, а степень окисления магния увеличивается от 0 до +2. Как следует, магний окисляется, а кислород восстанавливается; магний – восстановитель, а кислород - окислитель.

2. Горение меди в хлоре:

Cu0+Cl20=Cu+2Cl2-1.

Атом меди дает два электрона двухатомной молекуле хлора. СО хлора снижается от 0 до -1, а СО меди увеличивается от 0 до +2. Хлор восстанавливается и Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья выступает в роли окислителя. Медь окисляется и является восстановителем.

Окисление хлорида железа (II) в аква растворе хлора:

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

Двухзарядный ион железа дает один электрон атому хлора. При всем этом СО увеличивается от +2 до +3, СО хлора снижается от 0 до -1. Хлорид железа (II) окисляется, превращаясь в хлорид Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья железа (III), и является восстановителем. Хлор при всем этом восстанавливается и выступает в роли окислителя.

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

Изменение окислительно–восстановительных Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья параметров частей зависимо от строения их атомов

Способность хим частей присоединять либо отдавать электроны связана со строением атомов и положением их в повторяющейся системе частей Д.И. Менделеева.

Атомы металлов в хим реакциях способны только отдавать электроны и быть восстановителями. Более активными восстановителями являются щелочные и щелочноземельные металлы.

Атомы неметаллов Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья (кроме фтора) зависимо от параметров партнеров, с которыми они ведут взаимодействие, могут проявлять как окислительные, так и восстановительные характеристики.

К примеру:

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

Но, у химически активных неметаллов появляются в большей степени окислительные характеристики. Их нередко употребляют на практике в Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья качестве окислителей (кислород, Cl2).

Атомы водорода зависимо от параметров напарника могут проявлять как окислительные, так восстановительные характеристики. К примеру, в реакции

Cl20 + H20 = 2H+1Cl-1

водород восстановитель, потому что в молекуле HCl электрическая пара очень смещена в сторону ядра атома хлора. При нагревании натрия в струе водорода появляется гидрид натрия (2Na Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья0 + H20 = 2Na+1H-1). Электрическая пара, обусловливающая хим связь, очень смещена в сторону водорода. СО водорода в этом соединении равна -1. Таким макаром, водород в этой реакции является окислителем. Но для водорода более свойственна тенденция к отдаче электронов. В большинстве случаев водород употребляют как восстановитель.

Одноатомные молекулы великодушных газов (Не, Nе, Ar Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья…) фактически не проявляют ни окислительных, ни восстановительных параметров, что находится в согласии со строением их атомов (наружный энергетический уровень на сто процентов заполнен электронами).

У ионов металлов и неметаллов в высших степенях окисления восстановительные характеристики отсутствуют. Такие частички в окислительно–восстановительных реакциях могут проявлять только окислительные характеристики Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья (присоединять электроны). В связи с этим соединения, в состав которых входят частички (ионы) в высшей СО, употребляются в качестве окислителей (KMnO4, HNO3, K2CrO4, K2Cr2O7 и т.д.).

Положительные ионы промежных СО зависимо от параметров партнеров могут выступать как в роли восстановителей, так и в роли Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья 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 качествами. Так, феррат калия К2FeO4 – один из более сильных окислителей.

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

Br-1, S-2, I-1), за счет последних могут Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья выступать исключительно в роли восстановителей.

В границах каждого периода с возрастанием порядкового номера элемента восстановительная способность его атомов снижается, а окислительная способность - увеличивается.

Так, во II периоде литий – только восстановитель, а фтор – только окислитель. Это итог постепенного наполнения электронами наружного электрического уровня (у атома лития - 1 электрон Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья, у атома фтора - 7 электронов из 8 вероятных на данном уровне).

В границах каждой главной подгруппы с возрастанием порядкового номера элемента восстановительная способность их атомов растет, а а окислительная способность равномерно убывает. Так, в главной подгруппе IV группы кислород – сильный окислитель, а теллур – очень слабенький окислитель, в неких реакциях он выступает даже Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья как восстановитель. Аналогичное явление наблюдается также и в отношении их хим соединений. Эти закономерности обоснованы увеличением величины радиусов атомов частей.

Важные окислители и восстановители

К числу сильных окислителей, обширно применяемых на практике, относятся галогены (Fe2, Cl2, Br2, I2), оксид марганца Mn+4O2, перманганат калия KMn+7O4, манганат калия K2Mn Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья+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 Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья Рb+4О2, гипохлориты (к примеру, 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 (не считая HF), хлорид Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья олова (II) Sn+2Cl2, сульфат железа (II) Fe+2SO4.

Типы окислительно-восстановительных реакций.

Окислительно–восстановительный эквивалент

Различают три типа окислительно–восстановительных реакций: межмолекулярные, внутримолекулярные и реакции самоокисления–самовосстановления.

Межмолекулярные – это такие реакции, в каких молекулы, атомы либо ионы частей, входящие в состав 1-го вещества и являющиеся окислителем, ведут взаимодействие с Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья молекулами, ионами, атомами, входящих в состав другого вещества (восстановителя): к примеру:

Mn+4O2 + 4HCl-1 = Mn2+Cl2 + Cl20 + 2H2O.

Во внутримолекулярных реакциях меняется СО частей 1-го и такого же вещества таким макаром, что одни из их окисляются, а другие - восстанавливаются. К таким реакциям относится, к примеру, разложение бертолетовой соли и Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья оксида ртути (II):

2KCl+5O3-2 = 2KCl-1 + 3O20;

2Hg+2O-2 = 2Hg0 + O20.

В реакциях самоокисления–самовосстановления (диспропорционирования) атомы 1-го и такого же вещества так ведут взаимодействие вместе, что одни отдают электроны (окисляются), а другие их присоединяют (восстанавливаются). К примеру, растворение хлора в воде:

Cl20 + H2O = HCl+1O + HCl-1 либо

(Cl Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья0Cl0 + H2O = HCl+1O + HCl-1).

В обиход химиков, изучающих рассматриваемые процессы, вместе с хим эквивалентами вошли окислительный и восстановительный эквиваленты. Это личное от деления молярной массы вещества на число приобретаемых (либо теряемых) электронов. Так, в реакции

5H2S + 2KMnO4 + 3H3SO4 = 5S + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O

для Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья KMnO4 окислительный эквивалент равен 158,15/5, а для сероводорода восстановительный эквивалент – половине его молярной массы.

Методика составления окислительно–восстановительных реакций на базе электрического баланса

Исходя из убеждений электрической теории окислительно–восстановительными реакциями именуются такие реакции, при протекании которых происходит переход электронов от одних атомов, молекул либо ионов к другим. Так как Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья электроны в окислительно–восстановительных реакциях перебегают только от восстановителя к окислителю, а молекулы начальных веществ и товаров реакции электронейтральны, то число электронов, отданных восстановителем всегда равно числу электронов, принятых окислителем. Это положение именуется принципом электрического баланса и лежит в базе нахождения коэффициентов в уравнениях окислительно–восстановительных реакций.

Согласно этому принципу Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья число молекул окислителя и число молекул восстановителя в уравнении окислительно-восстановительных реакций должны быть такими, чтоб количество принимаемых и отдаваемых электронов было схожим.

Разглядим применение принципа электрического баланса при нахождении коэффициентов в уравнениях окислительно–восстановительных реакций на определенных примерах.

При каталитическом окислении аммиака NH3 кислородом О2 появляется оксид азота Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья NO и вода Н2О. Запишем схему процесса при помощи формулы:

NH3 + O2 ® NO + H2O.

Над знаками частей, изменяющих в процессе реакции СО, подпишем их значения:

N-3H3 + O20 ® N+2O-2 + H2O-2.

Из конфигурации величины СО видно, что азот в молекуле аммиака окислился, а молекула кислорода – восстановилась, другими Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья словами аммиак является восстановителем, а кислород – окислителем. Из этой схемы также вытекает, что атом азота, изменяя СО от -3 до +2, дает кислороду 5 электронов. Так как водород СО не меняет, то молекула аммиака будет отдавать всего 5 электронов. Атом кислорода воспринимает 2 электрона (СО изменяется от 0 до -2), как следует, молекула Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья кислорода будет принимать 4 электрона. Запишем обозначенные процессы в виде схемы:

N-3 - 5ē ® N+2 5

20

O20 + 4ē ® 2O-2 4

4 окисление – восстановитель

5 восстановление - окислитель

Согласно принципу электрического баланса количества молекул окислителя и восстановителя необходимо взять такими, чтоб числа принимаемых и отдаваемых электронов были равными. Для этого находится общее кратное, а потом делится на число отдаваемых либо приобретаемых электронов Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья; приобретенные коэффициенты ставятся соответственно перед молекулой восстановителя и окислителя. Из этой схемы видно, что 4 молекулы NH3 отдают 20 электронов, которые принимаются 5 молекулами О2. Коэффициенты электрического баланса именуются основными коэффициентами. Они никаким изменениям не подлежат:

4NH3 + 5O2 ® NO + H2O.

Все другое уравнивается в согласовании с их величиной:

4NH3 + 5O Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья2 ® 4NO + 6H2O.

При окислении сульфида мышьяка As2S3 азотной кислотой HNO3 образуются мышьяковистая кислота H3AsO4, серная H2SO4 и оксид азота NO.

Составим схему реакции, указывая СО над знаками тех частей, у каких в процессе реакции они меняются:

As2+3S3-2 + HN+5O3 ® H3As+5O4 + H2S Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья+6O4 + N+2O.

Подсчитаем количество электронов, отдаваемых молекулой восстановителя и принимаемых молекулой окислителя. Мышьяк изменяет СО от +3 до +5, отдавая 2 электрона. Два атома в молекуле мышьяка As2S3 отдадут 4 электрона. Сера меняет СО от -2 до +6, отдавая 8 электронов. Три атома серы этой молекулы отдают 24 электрона. Всего одна молекула As2S3 дает 28 электронов. Воспринимает Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья электроны азот в HNO3, изменяя СО от +5 до +2. Как следует, любая молекула HNO3 воспринимает 3 электрона. Запишем это в виде схемы:

As2+3S3-2 - 28ē = 2As+5 + 3S+6 (окисление)

84

N+5 + 3ē = N2+ (восстановление)

3

28

Разумеется, что для соблюдения электрического баланса нужно взять 3 молекулы As2S3 (3·28=84) и 28 молекул HNO3 (3·28=84), все другие коэффициенты уравниваются в согласовании с Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья этими основными коэффициентами:

3As2S3 + 28HNO3 => 6H3AsO4 + 9H2SO4 + 28NO.

Подсчет атомов водорода указывает, что в левой части их 28, а в правой – 36. Кислорода в правой части 84 атома, в правой – 88. Если водород либо кислород не входят в уравнение реакции в виде обычных веществ, то они уравниваются добавлением Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья подходящего количества молекул воды в ту часть уравнения, где их недостает. Потому подсчет атомов кислорода либо водорода проводят в последнюю очередь, при этом уравнивание водорода добавлением молекул воды приводит к автоматическому уравниванию кислорода и напротив. Если водород либо кислород входят в уравнение реакции в виде обычных веществ, то Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья их нужно уравнивать независимо друг от друга.

Совсем рассматриваемое уравнение реакции будет иметь вид:

3As2S3 + 28HNO3+ 4Н2О = 6H3AsO4+ 9H2SO4 + 28NO.

Если числа электронов, отдаваемых молекулой восстановителя и принимаемых молекулой окислителя, имеют общий делитель, то на него можно уменьшить главные коэффициенты, к примеру:

8

24

6

4

3

(восстановление)

(окисление)

Больший Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья общий делитель равен 2. Коэффициенты в уравнении будут

4HСlO3 + 3H2S = 4HCl + 3H2SO4.

Электрический баланс в этом случае .

4. Если число участвующих в реакции атомов нечетное, а в итоге ее должно получиться четное число атомов хотя бы 1-го из изменяющихся СО частей, то главные коэффициенты умножаются:

3

3

1

6

2

(окисление)

(восстановление)

6FeSO4 + 2HNO3 + 3H Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья2SO4 = 3Fe2(SO4)3 + 2NO + 4H2O.

В рассмотренном примере в протекании окислительно-восстановительной реакции учавствует серная кислота. Она нужна для связывания образовавшегося трехвалентного железа. Необходимое количество молекул H2SO4 определяется после расстановки коэффициентов перед продуктами реакции в согласовании с основными коэффициентами в левой части уравнения. Водород либо кислород уравниваются Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья в последнюю очередь добавлением молекул воды.

5. Окислитель либо восстановитель, не считая основной окислительно-восстановительной реакции, расходуется также на связывание образующихся товаров реакции. К примеру:

1

3 группы по два иона хлора, всего 6 ионов хлора

(восстановление)

(окисление)

K2Cr2O7 + 6HCl 2CrCl3 + 3Cl2 + 2KCl.

На связывание товаров реакции в согласовании с основными коэффициентами Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья нужно 8 молекул HCl, которые не окисляются (на образование 2 молекул CrCl3 и 2 молекул KCl). Таким макаром:

K2Cr2O7 + 6HCl + 8HCl® 2CrCl3 + 3Cl2 + 2KCl.

на восстановление на связывание

Уравниваем водород либо кислород, добавив в правую часть уравнения 7 молекул воды H2O, и получим совсем:

K2Cr2O7 + 14HCl ® 2CrCl3 + 3Cl2 + 2KCl + 7H Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья2O.

6.

8

2

4

1

(окисление)

(восстановление)

Главные коэффициенты 4 и 1:

4Сa + HNO3 4Ca(NО3)2 + NH4NO3.

На связывание товаров реакции требуется в согласовании с основными коэффициентами 9 молекул HNO3:

4Сa + HNO3 + 9HNO3 4Ca(NО3)2 + NH4NO3 + 3H2O.

на окисление на связывание

7. Оба элемента - и отдающий и принимающий электроны - находятся в одной молекуле. Для нахождения Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья главных коэффициентов подобные процессы рассматривают вроде бы идущими справа влево:

6

24

4

4

6

2

3

(окисление)

(восстановление)

Главные коэффициенты 2 и 3 ставятся в правой части уравнения, левая часть уравнивается по правой части:

2KСlO3 = 2KCl + 3O2.

8. Один и тот же элемент окисляется и восстанавливается. Такие реакции именуются реакциями диспропорционирования. В данном случае, так же как и в прошлом Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья, электрический баланс составляется справа влево:

4K2SO3+4 = 3K2SO4+6 + K2S-2

S+6 + 2ē = S+4

12

S-2 - 6ē = S+4

6

2

3 (восстановление)

1 (окисление)

Рассмотренный метод подбора коэффициентов в окислительно–восстановительных реакциях не является единственным. Есть и другие методы. Но во всех случаях основным остается нахождение главных коэффициентов электрического баланса.

Перечень литературы

Глинка Н Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья.Л. Общая химия. – М.: Химия, 1978. - С. 261-270.

Карапетьянц М.Х. Введение в теорию хим процессов. – М.: Высшая школа, 1981. - С. 90-106.

Шиманович И.В., Павлович М.Л., Тикавый П.Ф., Малашко П.М. Общая химия в формулах, определениях, схемах. – Мн.: Унiверсiтэцкае, 1996. - С. 14-32.

Кудрявцев А.А. Составление хим уравнений. – М.: Высшая школа, 1991. – 264 С.

Воробьев В Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций - статья.К., Елисеев С.Ю., Врублевский А.В. Практические и самостоятельные работы по химии. – Мн.: УП «Донарит», 2005. - С. 4-9, 65-75.


osnovnie-kontrolnie-pokazateli-chislo-poseshenij-77-iz-nih-sotrudniki-instituta-69-aspiranti-5-hudozhnik-3.html
osnovnie-konvencii-mot-po-voprosam-regulirovaniya-rinka-truda.html
osnovnie-kriterii-fizicheskogo-sovershenstva-na-sovremennom-etape-razvitiya-obshestva.html