Окислительно-восстановительные реакции. Окислитель и восстановитель (на примере двух реакций).

Билет № 1

1. Периодический закон и периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева. Закономерности изменения свойств элементов малых периодов и главных подгрупп в зависимости от их порядкового (атомного) номера.

Периодическая система стала одним из важнейших источников информации о химических элементах, образуемых ими простых веществах и соединениях.

Дмитрий Иванович Менделеев создал Периодическую систему в процессе работы над своим учебником «Основы химии», добиваясь максимальной логичности в изложении материала. Закономерность изменения свойств элементов, образующих систему, получила название Периодического закона.

Согласно периодическому закону, сформулированному Менделеевым в 1869 году, свойства химических элементов находятся в периодической зависимости от их атомных масс. То есть с увеличением относительной атомной массы, свойства элементов периодически повторяются.*

Сравните: периодичность смены времен года с течением времени.

Данная закономерность иногда нарушается, например, аргон (инертный газ) превышает по массе следующий за ним калий (щелочной металл). Это противоречие было объяснено в 1914 году при изучении строения атома. Порядковый номер элемента в Периодической системе – это не просто очередность, он имеет физический смысл – равен заряду ядра атома. Поэтому

современная формулировка Периодического закона звучит так:

Свойства химических элементов, а также образованных ими веществ находятся в периодической зависимости от заряда ядра атома.

Период – это последовательность элементов, расположенных в порядке возрастания заряда ядра атома, начинающаяся щелочным металлом и заканчивающаяся инертным газом.

В периоде, с увеличением заряда ядра, растет электроотрицательность элемента, ослабевают металлические (восстановительные) свойства и растут неметаллические (окислительные) свойства простых веществ. Так, второй период начинается щелочным металлом литием, за ним следует бериллий, проявляющий амфотерные свойства, бор – неметалл, и т.д. В конце фтор – галоген и неон – инертный газ.

(Третий период снова начинается щелочным металлом – это и есть периодичность)

1-3 периоды являются малыми (содержат один ряд: 2 или 8 элементов), 4-7 – большие периоды, состоят из 18 и более элементов.

Составляя периодическую систему, Менделеев объединил известные на тот момент элементы, обладающие сходством, в вертикальные столбцы. Группы – это вертикальные столбцы элементов, имеющих, как правило, валентность в высшем оксиде равную номеру группы. Группу делят на две подгруппы:

Главные подгруппы содержат элементы малых и больших периодов, образуют семейства со сходными свойствами (щелочные металлы – I А, галогены – VII A, инертные газы – VIII A).

(химические знаки элементов главных подгрупп в периодической системе располагаются под буквой «А» или, в очень старых таблицах, где нет букв А и Б – под элементом второго периода)

Побочные подгруппы содержат элементы только больших периодов, их называют переходные металлы.

(под буквой «Б» или «B»)

В главных подгруппах с увеличением заряда ядра (атомного номера) растут металлические (восстановительные) свойства.

 

 

Билет № 2

 

 

Простые вещества состоят из одного химического элемента. К ним относятся металлы и неметаллы.

Сложные вещества состоят из двух или более химических элементов. Сложные вещества, или соединения, подразделяют на классы:

· оксиды

· кислоты

· основания

· соли

Оксидами называют вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород. Оксиды делят на оснóвные, кислотные, амфотерные, безразличные (несолеобразующие).

Оснóвным оксидам соответствуют основания. Это оксиды металлов, например натрия Na₂O, кальция CaO. Основные оксиды реагируют с кислотами с образованием соли и воды.

Кислотным оксидам соответствуют кислоты. Это оксиды неметаллов, например, серы SO₂, фосфора P₂O₅, или металлов в высшей степени окисления, например, оксид хрома (VI) CrO₃. Кислотные оксиды реагируют со щелочами с образованием соли и воды. Амфотерные оксиды реагируют и с кислотами, и со щелочами. Примером могут служить оксиды цинка и алюминия. Несолеобразующие оксиды не реагируют ни с кислотами, ни со щелочами. К ним относятся некоторые оксиды неметаллов, например, оксид азота (II) NO.

Кислоты – это сложные вещества, состоящие из одного или нескольких атомов водорода и кислотного остатка.

Кислоты могут быть бескислородными, как соляная HCl, сероводородная H₂S, или кислородсодержащими: азотная HNO₃, серная H₂SO₄.

В зависимости от числа атомов водорода, кислоты делят на однооснóвные, например, азотная HNO₃, двухоснóвные – серная H₂SO₄, трехснóвные – ортофосфорная (часто называют просто фосфорная) H₃PO₄.

С точки зрения теории электролитической диссоциации кислотами называются вещества, диссоциирующие в растворах с образованием ионов водорода:

HCl → H⁺ + Cl^-

Основания – это сложные вещества, состоящие из металла и одной или нескольких гидроксогрупп (OH). Основания могут быть растворимыми в воде – щелочи: гидроксид натрия NaOH, гидроксид кальция Ca(OH)₂, или нерастворимыми, как гидроксид меди (II) Cu(OH)₂.

С точки зрения теории электролитической диссоциации основаниями являются вещества, диссоциирующие в растворах с образованием гидроксид-ионов, т.е. оснóвные гидроксиды:

NaOH → Na⁺ + OH^-

С точки зрения протонной теории к основаниям относятся вещества, способные присоединять ионы водорода, например аммиак:

NH₃ + HOH = NH₄⁺ + OH^-

Соли – это сложные вещества, в составе которых имеется металл (или сложный положительный ион) и кислотный остаток. Соли бывают:
• средние – в составе нет ионов водорода и гидроксогрупп, например, хлорид натрия NaCl, карбонат натрия Na₂CO₃

• кислые – содержат в своем составе ионы водорода, например, гидрокарбонат натрия NaHCO₃, дигидрофосфат натрия NaH₂PO₄
• оснóвные – содержат в своем составе гидроксогруппы, например, основный карбонат меди (II) (CuOH)₂CO₃

 

Билет № 3

1. Строение атомов химических элементов. Состав атомного ядра. Строение электронных оболочек атомов первых 20 химических элементов периодической системы Д. И. Менделеева

Атом – наименьшая частица вещества, неделимая химическим путем. В XX веке было выяснено сложное строение атома. Атомы состоят из положительно заряженного ядра и оболочки, образованной отрицательно заряженными электронами. Общий заряд свободного атома* равен нулю, так как заряды ядра и электронной оболочки уравновешивают друг друга. При этом величина заряда ядра равна номеру элемента в периодической таблице (атомному номеру) и равна общему числу электронов (заряд электрона равен -1).

Атомное ядро состоит из положительно заряженных протонов и нейтральных частиц – нейтронов, не имеющих заряда. Обобщенные характеристики элементарных частиц в составе атома можно представить в виде таблицы:

Число протонов равно заряду ядра, следовательно, равно атомному номеру. Чтобы найти число нейтронов в атоме, нужно от атомной массы (складывающейся из масс протонов и нейтронов) отнять заряд ядра (число протонов).

Например, в атоме натрия ²³Na число протонов p = 11, а число нейтронов n = 23 – 11 = 12

Число нейтронов в атомах одного и того же элемента может быть различным. Такие атомы называют изотопами.

Электронная оболочка атома также имеет сложное строение. Электроны располагаются на энергетических уровнях (электронных слоях).

 

 

Билет № 4

Элементы, образующие простые вещества – металлы, занимают левую нижнюю часть периодической системы (для наглядности можно сказать, что они расположены влево от диагонали, соединяющей Be и полоний, №84), также к ним относятся элементы побочных (Б) подгрупп.

Для атомов металлов характерно небольшое число электронов на внешнем уровне. Так, у натрия на внешнем уровне расположен 1 электрон, у магния – 2, у алюминия – 3 электрона. Эти электроны сравнительно слабо связаны с ядром, что обуславливает характерные физические свойства металлов:

· электрическую проводимость,

· хорошую теплопроводность,

· ковкость, пластичность.

· Металлы также отличает характерный металлический блеск.

В химических реакциях металлы выступают в роли восстановителей:

1. При взаимодействии с кислородом металлы образуют оксиды, например, магний сгорает с образованием оксида магния:

2Mg + O₂ = 2MgO

2. Активные металлы, например, натрий, реагируют с водой с образованием гидроксидов:

2Na + 2HOH = 2NaOH + H₂↑

3. Металлы, расположенные в электрохимическом ряду напряжений левее водорода (Н), вытесняют водород из кислот (кроме азотной). Так, цинк реагирует с соляной кислотой с образованием хлорида цинка и водорода:

Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂↑

Билет № 5

Простые вещества – неметаллы образуют элементы главных подгрупп, расположенные в правой верхней части периодической системы (правее диагонали, соединяющей бор и астат).

Для их атомов характерно наличие на внешнем уровне 4-8 электронов. Так, у азота на внешнем уровне 5 электронов (соответствует номеру группы), у кислорода – 6, у хлора – 7 электронов.

Электроны в атомах этих элементов прочнее связаны с ядром, поэтому для неметаллов характерны такие физические свойства, как

· отсутствие электрической проводимости (исключение – графит),

· низкая, по сравнению с металлами, теплопроводность,

· хрупкость.

Химические свойства

В реакциях с металлами и водородом неметаллы являются окислителями.

1. Например, порошок серы при нагревании реагирует с железными опилками с образованием сульфида железа:

Fe⁰ + S⁰ = Fe⁺²S^-2

2. При высокой температуре сера реагирует с водородом (например, если пропускать водород через расплавленную серу). Образуется газ с запахом тухлых яиц – сероводород:

H₂⁰ + S⁰ = H₂⁺¹S^-2

В реакциях с кислородом неметаллы являются восстановителями:

3. S⁰ + O₂⁰ = S⁺⁴O₂^-2 (при горении серы образуется оксид серы (IV), или сернúстый газ)

C⁰ + O₂⁰ = C⁺⁴O₂^-2 (графит сгорает с образованием оксида углерода (IV), или углекислого газа)

Билет № 6

Ковалентной связью называется химическая связь между двумя атомами за счет образования общей электронной пары. Ковалентная связь может быть неполярной – между двумя атомами с одинаковой электроотрицательностью, т.е. в простых веществах, и полярной – между атомами, электроотрицательность которых различается, т.е. в сложных веществах.

Рассмотреть образование ковалентной неполярной связи удобно на примере молекулы водорода, образующейся при соединении двух атомов водорода, каждый из которых имеет по одному неспаренному электрону:

H• + •H → H: H

При этом внешняя электронная оболочка получает недостающий электрон, становится завершенной.

В структурных формулах ковалентная связь изображается черточкой, тогда молекула водорода будет выглядеть так: H-H

Ковалентная полярная связь образуется в молекуле хлороводорода:

....
H· + ·Cl: → H:Cl:
·· ··

Хлор как более электроотрицательный элемент смещает к себе общую электронную пару, в результате на нем образуется частичный отрицательный заряд, а на водороде – частичный положительный:

H^δ+-Cl^δ–

Ионную связь можно рассматривать как крайний случай ковалентной полярной связи, когда электроны практически полностью переходят от одних атомов к другим с образованием ионов.

Таким образом, ионная связь образуется за счет сил электростатического притяжения между ионами (притягиваются противоположные заряды).

Примером ионной связи будет хлорид натрия:

..
Na⁺ [:Cl:] ^–
··

Ионная связь характерна для соединений элементов, электроотрицательности которых различаются очень сильно, например щелочных металлов с галогенами.

Сходство с ковалентной связью заключается в том, что сложно провести резкую грань между ковалентной полярной и ионной связью, мнения разных авторов на этот счет могут различаться.

Различие ионной и ковалентной связи в том, что ионная сильнее поляризована, вплоть до полного перехода электронной пары к более электроотрицательному элементу.

Типы кристаллических решеток:

1. Ионная – в узлах кристаллической решетки расположены положительные и отрицательные ионы. Характерна для веществ с ионной связью: соединений галогенов с щелочными металлами (NaCl), щелочей (NaOH) и солей кислородсодержащих кислот (Na₂SO₄).

2. Атомная – в узлах кристаллической решетки атомы, связанные ковалентными связями: алмаз, кремний.

Вещества с ионными и атомными кристаллическими решетками обладают высокими твердостью и температурой плавления.

3. Молекулярная кристаллическая решетка образована молекулами, связанными слабыми межмолекулярными взаимодействиями, поэтому такие вещества непрочные, легкоплавкие (лёд, сера), зачастую возгоняются, т.е. при нагревании испаряются, минуя жидкую фазу, как сухой лёд CO₂, йод I₂

4. Металлическая кристаллическая решетка характерна для металлов, например, Fe

 

Билет № 7

1. Взаимосвязь между классами неорганических соединений: возможность получения одних веществ из других (примеры реакций).

Между классами неорганических соединений возможны взаимные превращения. Оснóвные оксиды (щелочных и щелочноземельных металлов) реагируют с водой, при этом получаются основания. Например, оксид кальция (негашеная, или жженая известь) реагирует с водой с образованием гидроксида кальция (гашеной извести):

CaO + H₂O = Ca(OH)₂

Нерастворимые основания не могут быть получены таким путем, но они разлагаются при нагревании с образованием основных оксидов. Например, при нагревании гидроксида меди (II) образуются оксид меди (II) и вода:

Cu(OH)₂ = CuO + H₂O

Большинство кислотных оксидов реагируют с водой с образованием кислот. Так, оксид серы (VI), или серный ангидрид, присоединяет воду с образованием серной кислоты:

SO₃ + H₂O = H₂SO₄

Слабые кислоты разлагаются при нагревании с выделением оксидов. Сернúстая кислота разлагается
на оксид серы (IV), или сернúстый газ, и воду:

H₂SO₃ = H₂O + SO₂↑

Соли могут быть получены как при взаимодействии оснований с кислотами (реакция нейтрализации):

2NaOH + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2H₂O (образовался сульфат натрия),

так и при взаимодействии щелочей с кислотными оксидами:

Ca(OH)₂ + CO₂ = CaCO₃↓ + H₂O (образовался карбонат кальция)

или основных оксидов с кислотами:

CuO + H₂SO₄ = CuSO₄ + H₂O

Генетическая связь между классами неорганических соединений может быть проиллюстрирована следующей схемой:

Более подробные схемы: Генетические ряды между классами веществ

2. Задача. Вычисление количества вещества (или объема) газа, необходимого для реакции с определенным количеством вещества (или объемом) другого газа.

Билет № 8

1. Классификация химических реакций по различным признакам: числу и составу исходных и полученных веществ; выделению или поглощению энергии; изменению степени окисления химических элементов. Примеры реакций различных типов.

♦ По числу и составу исходных и полученных веществ химические реакции бывают:

1. Соединения – из двух или нескольких веществ образуется одно сложное вещество:
Fe + S = FeS
(при нагревании порошков железа и серы образуется сульфид железа)

2. Разложения – из одного сложного вещества образуется два или несколько веществ:
2H₂O = 2H₂ + O₂
(вода разлагается на водород и кислород при пропускании электрического тока)

3. Замещения – атомы простого вещества замещают один из элементов в сложном веществе:
Fe + CuCl₂ = Cu↓ + FeCl₂
(железо вытесняет медь из раствора хлорида меди (II))

4. Обмена – 2 сложных вещества обмениваются составными частями:
HCl + NaOH = NaCl + H₂O
(реакция нейтрализации – соляная кислота реагирует с гидроксидом натрия с образованием хлорида натрия и воды)

♦ Реакции, протекающие с выделением энергии (тепла), называются экзотермическими. К ним относятся реакции горения, например серы:

S + O₂ = SO₂ + Q
Образуется оксид серы (IV), выделение энергии обозначают + Q

Реакции, требующие затрат энергии, т.е. протекающие с поглощением энергии, называются эндотермическими. Эндотермической является реакция разложения воды под действием электрического тока:

2H₂O = 2H₂ + O₂ – Q

♦ Реакции, сопровождающиеся изменением степеней окисления элементов, т.е. переходом электронов, называются окислительно-восстановительными:

Fe⁰ + S⁰ = Fe⁺²S^-2

Противоположностью являются электронно-статичные реакции, часто их называют просто реакции, протекающие без изменения степени окисления. К ним относятся все реакции обмена:

H⁺¹Cl^-1 + Na⁺¹O^-2H⁺¹ = Na⁺¹Cl^-1 + H₂⁺¹O^-2

Билет № 9

 

Окислительно-восстановительные реакции. Окислитель и восстановитель (на примере двух реакций).

Окислительно-восстановительные реакции протекают с изменением степени окисления. Широко распространенными реакциями этого типа являются реакции горения. Также сюда относятся реакции медленного окисления (коррозия металлов, гниение органических веществ).

Элемент, присоединяющий электроны, называется окислителем. Элемент, являющийся донором электронов (отдающий электроны), называется восстановителем.

_ 2 e^- _
l ↓
Fe⁰ + S⁰ = Fe⁺²S^-2

При нагревании порошков железа и серы образуется сульфид железа. Железо является восстановителем (окисляется), сера – окислителем (восстанавливается).

S⁰ + O₂⁰ = S⁺⁴O₂^-2

В этой реакции сера является восстановителем, кислород окислителем. Образуется оксид серы (IV)

Билет № 10