Понятие о степени окисления

ОБЩАЯ ХИМИЯ

(ПГС)

 

 

 

Введение

 

Учебное пособие к самостоятельному изучению дисциплины «химия» студентами специальности: "Промышленное и гражданское строительство" заочной формы обучения. Каждая глава включает теоретический раздел, примеры решения типовых задач и задачи для самостоятельного решения.

 

Учебное пособие охватывает основные разделы программ дисциплины «Химия» для технических направлений.

– Понятия и законы химии. Классы неорганических соединений.

– Энергетика химических процессов.

– Химическая кинетика. Химическое и фазовое равновесия

– Электрохимические процессы. Коррозия и защита металлов и сплавов

– Химия металлов

– Химическая идентификация

Каждая глава содержит теоретическую часть, примеры решения задач и задачи для самостоятельного решения. В конце каждой части учебного пособия приведены необходимые справочные материалы.

В рамках изучения дисциплины студентам рекомендуется выполнить одну контрольную работу. Задачи, которые необходимо решить приведены в приложениипособия. Номер варианта соответствует последним двум цифрам личного шифра студента (2 последних номера в зачетной книжке).

Классы неорганических соединений

Классификация неорганических веществ

Все химические вещества подразделяют на простые и сложные. Простые вещества состоят из атомов одного элемента (Н_2, С, Cl₂ и др.), в состав сложных веществ входят атомы двух или более элементов (HCl, MgSO₄, Al(OH)₃ и др.).

Выделяют четыре класса сложных неорганических веществ: оксиды, основания, кислоты и соли (рис. 1.1.1).

Подробно с классификацией неорганических веществ можно ознакомиться в соответствующих разделах этой главы. Для того чтобы правильно классифицировать вещества и, как следствие, изучать их химические свойства необходимо ознакомиться с понятием степени окисления.

Понятие о степени окисления

Степень окисления – условный заряд атома в соединении, вычисленный, исходя из предположения, что оно состоит только из ионов. Степень окисления может иметь положительное, отрицательное и нулевое значение, которое выражают арабскими цифрами с соответствующим знаком и располагают справа от символа элемента. Например, Al₂⁺³O₃^–2; Н₂⁰.

При определении степени окисления учитывают следующие положения:

1. Алгебраическая сумма степеней окисления атомов в молекуле равна нулю, в сложном ионе – заряду иона.

2. Степень окисления гидроксильной группы равна «–1»(ОН ^–), водорода – «+1» (Н⁺), кислорода – «– 2» (O ^{– 2}) (за исключением водорода в составе гидридов металлов и кислорода в составе перекисей. Например, в гидриде водорода (NaH)степень окисления водорода равна 1 –, в перекиси водорода (Н₂O₂)

степень окисления кислорода равна +1. При записи формулы химического соединения на первое место ставят электроположительные элементы, располагая их по мере увеличения степени окисления, в конце – электроотрицательный. Например, Na⁺₂O^2–, H⁺₂S⁶⁺O^2–₄.

Оксиды

Оксидами называют бинарные (состоящие из двух элементов) соединения, в которых один из элементов – кислород, причем атомы кислорода не связаны между собой и находятся в степени окисления 2–.

Оксиды бывают солеобразующие - им соответствуют соли, которые образуются при взаимодействии этих оксидов с кислотами и щелочами; и несолеобразующие (безразличные, индифферентные) им не соответствуют соли (N₂O, NO, CO), обычно это соли неметаллов в низших степенях окисления.

Солеобразующие оксиды по составу и химическим свойствам делятся на основные, кислотные и амфотерные.

Основные – оксиды металлов в невысоких степенях окисления (1+ и 2+), которые реагируют с кислотами, образуя соли (К₂О, MgO).

Кислотные – оксиды неметаллов и оксиды металлов в высоких степенях окисления (больше 4+), которые реагируют со щелочами, образуя соли (СО₂, Р₂О₅). Кислотные оксиды называют также ангидридами, так как при взаимодействии с водой они образуют соответствующие кислоты.

Амфотерные оксиды образуют некоторые металлы, проявляющие степень окисления +2 (Be, Zn, Sn,Pb) и металлы, степень окисления которых +3, +4 (Al, Cr, Mn и др.). Понятие «амфотерность» означает двойственность свойств, т.е. способность проявлять свойства и основных и кислотных оксидов в зависимости от свойств химического «партнера». При этом, если «партнер» проявляет кислотные свойства, то реагирующий с ним амфотерный оксид выступает в противоположном качестве – в качестве основного оксида и наоборот.

Номенклатура оксидов. Согласно международной номенклатуре названия оксидов составляют из слова «оксид» и рус-

Таблица 3.3.1 Химические свойства оксидов	Взаимодействие с водой	образуется кислота:   SO3 + H2O = H2SO4 CO2 + H2O = H2CO3	образуется основание:   Na2О + Н2О = 2NaOH BaO + H2O = Ba(OH)2	Не взаимодействуют
Взаимодействие с основаниями	с образованием соли и воды:   CO2 + 2KOH = K2CO3+ H2O SO3 + 2KOH = K2SO4+ H2O	Не взаимодействуют	с образованием соли и воды:   ZnO +2KOH =H2O+ K2ZnO2 (цинкат калия); Al(OH)3 + NaOH = H2O+ + NaAlO2 (алюминат натрия)
Взаимодействие с кислотами	Не взаимодействуют	с образованием соли и воды:   K2O+ H2SO4 = K2SO4 + H2O CaO + 2HCl = CaCl2 + H2	с образованием соли и воды:   ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O Al2O3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + + 3H2O
Оксиды	Кислотные	Основные	Амфотерные

ского названия элемента, образующего оксид, в родительном падеже.

Если элемент образует несколько оксидов, то после названия оксида в скобках указывается степень окисления этого элемента. Например, MgO – оксид магния; MnO₂ – оксид марганца (IV); Mn₂O₇ – оксид марганца (VII).

Реакции взаимодействия оксидов с кислотами, основаниями и водой приведены в табл. 3.3.1.

Основные оксиды взаимодействуют с кислотными образуя соли:

MgO + CO₂ → MgCO₃; Na₂O + Cl₂O₇ → 2NaClO₄.

Получить оксиды можно несколькими способами.

1. Соединение простого вещества с кислородом (как правило, при нагревании):

С + О₂ = CO₂; 2Mg + О₂ = 2 MgO.

2. Термическое разложение соответствующих кислот, оснований, неустойчивых солей:

Cu(OH)₂ = CuO + H₂O; H₂SiO₃ = SiO₂ + H₂O;

CaCO₃ = CaO + CO₂; 2Pb(NO₃)₂ = 2PbO + 4NO₂ + O₂.

3. Действием кислоты или щелочи на соответствующую соль (если оксиду соответствует неустойчивая кислота или неустойчивое основание):

Na₂CO₃ + 2HCl = 2NaCl + H₂O + CO₂↑; (кислотный оксид);

2AgNO₃ + 2NaOH = 2NaNO₃ + H₂O + Ag₂O↓ (основный оксид).

Основания

Основания (гидроксиды) – соединения, состоящие из ионов металла, связанных с одной или несколькими гидроксогруппами (ОН^–); это вещества которые диссоциируют в растворе с образованием ОН^–и других отрицательных частиц не образуют.

Например, NaOH – гидроксид натрия; Fe(OH)₃ – гидроксид железа (III).

В отдельные группы выделяют:

Гидроксиды металлов с электронной конфигурацией 1s¹ и 1s² (Ве и Mg искл.) они хорошо растворимы в воде (сильные основания) их называют щелочами. Амфотерные основания, проявляющие как основные, так и кислотные свойства, реагирующие как с кислотами, так и с основаниями.

Растворимые основания – щелочи – изменяют цвет индикаторов (табл. 3.4.1)

Таблица 3.4.1.

Цвет индикаторов в различных средах

 

Индикатор	Цвет индикатора
Кислая среда	Нейтральная среда (вода)	Щелочная среда
Лакмус Фенолфталеин Метилоранж	Красный Бесцветный Красный	Фиолетовый Бесцветный Желтый	Синий Малиновый Желтый

 

Основания взаимодействуют с кислотами собразованием соли и воды (реакция нейтрализации):

Cu(OH)₂ + H₂SO₄ → CuSO₄ + 2H₂O.

Основания взаимодействуют с кислотными оксидами (ангидридами кислот) с образованием соли и воды:

2NaOH + SO₂ → Na₂SO₃ + H₂O.

Растворимые основания взаимодействуют с растворимыми солями, образуя новое основание и новую соль, при этом один из продуктов должен выделяться в виде осадка:

2KOH + FeSO₄ → Fe(OH)₂↓ + K₂SO₄.

Нерастворимые основания при нагревании разлагаются на оксид (основный) и воду:

Cu(OH)₂ → CuO + H₂O.

Щелочи разлагаются только при очень высоких температурах.

Амфотерные гидроксиды (амфолиты) диссоциируют и как основания, и как кислоты:

Н⁺ОН^–

Zn²⁺+ 2OH^–⇄ Zn(OH)₂ ⇄ 2H⁺ + ZnO₂^–2

кислая среда щелочная среда

В насыщенном растворе амфотерного гидроксида все эти ионы находятся в состоянии равновесия. В зависимости от реакции среды равновесие смещается. В приведенном примере в кислой среде равновесие смещается влево и Zn(OH)₂ ведёт себя, как основание (т.е. может реагировать с кислотами и кислотными оксидами), а в щелочной среде равновесие смещается вправо и Zn(OH)₂ может реагировать с основаниями и основными оксидами, т.е. ведёт себя, как кислота. Таким образом, амфотерные гидроксиды обладают двойственностью свойств (табл. 3.4.2).

Таблица 3.4.2.

Химические свойства амфотерных гидроксидов

 

t 1. Амфотерный гидроксид → амфотерный оксид + H2O t 2Al(OH)3 → Al2O3 + 3H2О
2. Амф. гидроксид + кисл. оксид = =соль + H2O 2Al(OH)3 + 3SO2 = Al2(SO3)3 + + 3H2O	2. Амф. гидроксид + осн. оксид = соль + + H2O 2Al(OH)3 + Na2O = 2NaAlO2 + 3H2O (расплав)
3. Амф. гидроксид + кислота = = соль + H2O   Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O	3. Амф. гидроксид + основание = соль + + H2O Al(OH)3 + NaOH = NaAlO2 + 2H2O (расплав); Al(OH)3 + NaOH = Na[Al(OH)4] (раствор).

 

Получить основания можно несколькими способами.

1. Взаимодействие щелочных и щелочноземельных металлов с водой с образованием щелочи и выделением водорода:

2Na + H₂O = 2NaOH +H₂↑; Ca + H₂O = Ca(OH)₂ + H₂↑.

2. Взаимодействие оксидов щелочных и щелочноземельных металлов с водой

Na₂О + Н₂О = 2NaOH; CaО + H₂O = Ca(OH)₂.

3. Действие растворимого основания на соль с образованием нерастворимого основания:

2NH₄OH + FeSO₄ = Fe(OH)₂↓ + (NH₄)₂SO₄.

4. Электролиз водных растворов щелочных металлов (чаще всего хлоридов) с образованием соответствующих щелочей.

Кислоты

Кислотами называются сложные вещества, которые состоят из атомов водорода, способных замещаться атомами металла, а также атомов или групп атомов, называемых кислотными остатками.

По наличию кислорода в составе кислот их классифицируют на кислородсодержащие (например, HСlO₃; H₂SO₄) и бескислородные (H₂S; HCl).

Число атомов водорода, содержащихся в молекуле кислоты, определяет основность кислоты. Например, HCl – одноосновная; H₂CO₃ – двухосновная.

Названия кислот образуют от названия элемента, образующего кислоту. В случае бескислородных кислот к названию элемента (или группы элементов, например, CN – циан), образующего кислоту, добавляют суффикс «о» и слово «водород»: HF – фтороводородная кислота, H₂S – сероводородная кислота, HCN – циановодородная кислота. Названия кислородсодержащих кислот образуют от названия кислотообразующего элемента, прибавляя окончания «-ная», «-вая», если степень его окисления соответствует номеру группы, т.е. является максимальной для этого элемента. По мере понижения степени окисления элемента, образующего кислоту, суффиксы меняются в следующем порядке: «-оватая», «-истая», «-оватистая», например: HClO₄ – хлорная; HClO₃ – хлорноватая; HClO₂ – хлористая; HClO – хлорноватистая.

Если элемент в одной и той же степени окисления образует несколько кислородсодержащих кислот, то к названию кислоты с меньшим количеством атомов кислорода добавляют приставку «мета», с наибольшим количеством – «орто» (HPO₃ – метафосфорная кислота; H₃PO₄ – ортофосфорная).

Ряд кислот имеет исторически сложившиеся названия (например, HCl – кроме систематического названия (хлороводородная) называется и по другому – соляная).

С названиями наиболее распространенных кислот можно ознакомиться в приложении 2.

В растворах кислот индикаторы (лакмус, метилоранж) окрашиваются в красный цвет.

Получить кислоты можно несколькими способами:

1. Безкислородные кислоты можно получить путем взаимодействия простых веществ с водородом, а затем растворением полученного газа в воде:

H₂ + Cl₂ → 2HCl.

2. Кислородсодержащие кислоты можно получить взаимодействием ангидрида с водой: (если образующаяся кислота растворима в воде):

Cl₂O₇ + H₂O = 2HClO₄

3. Действие сильной кислоты на соль с образованием летучей, малорастворимой или слабой кислоты:

NaCl + H₂SO₄ = NaHSO₄ + HCl↑ (в безводных условиях).

Соли

Соли – вещества, молекулы которых состоят из основного и кислотного остатков, т.е. это гибриды, образованные при взаимодействии основания и кислоты.

При написании формулы соли основной остаток пишут слева, кислотный справа.

Соли классифицируют на средние, кислые и основные.

Средние или нормальные соли – продукты полного замещения атомов водорода в кислоте на металл или гидроксильных групп в основаниях на кислотный остаток, например:

H₂ SO₄ + 2 K OH = K₂SO₄ + 2H₂O;

средняя соль

Mg (OH)₂ + 2H Cl = MgCl₂ + H₂O.

средняя соль

Кислые соли – продукты неполного замещения атомов водорода в молекулах кислот атомами металлов. Кислые соли получаются, если количество основания недостаточно для образования средней соли, например:

H₂ SO₄ + K OH _{(недостаток)} = KНSO₄ +H₂O.

кислая соль

 

Кислые соли образуют только многоосновные кислоты. Кислую соль переводят в среднюю действием достаточного количества соответствующего основания:

K H SO₄ + K OH = K₂SO₄ + H₂O.

средняя соль

Атомы водорода в кислоте могут быть замещены также группой атомов, играющей роль катиона, например аммонийной группой:

H₂SO₄ + 2NH₄OH = (NH₄)₂SO₄ + 2H₂O;

средняя соль

H₂SO₄ + NH₄OH = NH₄HSO₄ + H₂O

кислая соль

Основные соли – продукты неполного замещения OH^– групп в основаниях на кислотные остатки. Основные соли образуются, если количество кислоты не достаточно для образования средней соли, например:

Mg(OH) ₂ + H Cl _{(недостаток)} = MgOHCl + H₂O.

Основные соли образуют только многокислотные основания. Основные соли переводят в средние действием достаточного количества соответствующей кислоты:

Mg OH Cl + H Cl = MgCl₂ + H₂O.

Номенклатура солей. Наиболее распространена международная номенклатура, которая построена на следующих принципах. Наименование солейбезкислородных кислотсостоит из сочетания латинского или греческого названия элемента, образующего кислоту, с окончанием "ид" и названия металла: NaCl – хлорид натрия; CaS – сульфид кальция. Для солей, образованных металлами с переменной степенью окисления, последняя указывается в скобках, например: FeCl₃– хлорид железа (III); FeCl₂ – хлорид железа (II).

Название солей кислородсодержащих кислот образуется от латинского названия кислотного остатка (соответствующего латинскому названию элемента, образующего кислоту) и названия металла, например, K₃PO₄ – фосфат калия. При этом в случае максимальной степени окисления кислотообразующего элемента употребляется окончание "ат", а в случае низшей степени – "ит". Например, соли азотной HNO₃ и серной H₂SO₄ кислот называются нитратами и сульфатами, а азотистой HNO₂ и сернистой H₂SO₃соответственно – нитритами и сульфитами: CaSO₄ – сульфат кальция; CaSO₃ – сульфит кальция; NaNO₃ – нитрат натрия; NaNO₂ – нитрит натрия.

Названия кислых солей составляют с добавлением приставки "гидро", которая указывает на наличие незамещённых атомов водорода. Если таких атомов несколько, их число обозначают греческими числительными (ди, три и т.д). Например: K₂HPO₄ – гидрофосфат калия; KH₂PO₄ дигидрофосфат калия.

Наименование основных солей выводят из средних, применяя приставку "гидроксо", указывающую на наличие незамещенных гидроксильных групп. Если число гидроксильных групп в молекуле соли больше единицы, то их количество также указывают числительными. Так, Cr(OH)₂NO₃ – дигидроксонитрат хрома; CrOH(NO₃)₂–гидроксонитрат хрома.

Соли взаимодействуют с кислотами и основаниями с образованием новых солей в случае если в результате образуются нерастворимые продукты:

Ca₃(PO₄)₂ + H₂SO₄ → 3CaSO₄ + 2H₃PO₄.

NiSO₄ + 2NaOH → Ni(OH)₂↓ + Na₂SO₄.

Две растворимые соли могут реагировать друг с другом и давать две новые соли, одна из которых должна выделяться в виде осадка.

3CaCl₂ + 2Na₃PO₄ → Ca₃(PO₄)₂↓ + 6NaCl.

Некоторые соли разлагаются при нагревании, а если оксид неустойчив, то образуется металл:

MgCO₃ → MgO +CO₂↑; 2AgCO₃ → 4Ag +2CO₂↑ + O₂↑.

Кислые соли, как правило, термически неустойчивы. При нагревании отщепляют воду и превращаются либо в средние соли той же кислоты, либо в средние соли кислоты с большим содержанием ангидрида:

CaH(CO₃)₃ – H₂O = CaCO₃ +CO₂;

2Na₂HPO₄ = H₂O → Na₄P₂O₇

Основные соли содержат гидроксогруппы, которые могут участвовать в реакции нейтрализации, поэтому они могут реагировать с кислотами, превращаясь в средние или другие основные соли с меньшим числом гидроксогрупп:

CuOHCl + HCl = CuCl₂ + H₂O;

Al(OH)₂NO₃ + HNO₃ = AlOH(NO₃)₂ + H₂O

Основные соли при нагревании могут терять воду, образуя оксосоли:

2ZnOHCl – Н₂О→ Zn₂OCl₂.

Примеры решения задач

Пример 1

Определить степень окисления хрома в хромовой кислоте H₂CrO₄ и в дихромат-ионе (Cr₂O₇) ^{2 –} .

Решение

Для определения степени окисления хрома в хромовой кислоте H₂CrO₄ обозначим его заряд за х, и умножив известные степени окисления водорода «1+» и кислорода «2 –» на число их атомов в соединении, составим уравнение:

(1+) · 2 + х + (2 –) · 4 = 0;отсюда х = 6+.

Находим степень окисления в дихромат-ионе (Cr₂O₇) ^{– 2}, приравнивая алгебраическую сумму зарядов атомов иона заряду иона:

2 х + (2 –) ·7 = 2 –, отсюда х = 7+.

Пример 2

Определить формулы оксидов, соответствующих следующим соединениями:HClO₄, H₂SiO₃, H₃AsO₄,КОН, Fe(OH)₂.

Решение

Степени окисления элементов в оксидах и соответствующих им кислотам или основаниям должны совпадать. Поэтому необходимо определить степени окисления элементов в кислотах и основаниях, учитывая, что степень окисления кислорода равна 2–; водорода 1+; а сумма степеней окисления молекулы равна 0:

Составим формулы оксидов, пользуясь тем же правилом:

 

Пример 3

Определить массовую долю примесей (%) в составе технического образца хлорида алюминия, содержащего 18 г AlCl₃ и 2 г примесей.

Решение

Масса образца равна сумме масс хлорида алюминия и примесей:

m (образца) = m (AlCl3) + m (примесей) = 18 + 2 = 20 г.

Рассчитываем массовую долю примесей по уравнению (2):

ω(примесей) = · 100%= · 100% = 10%.

Пример 4

Образец массой 15,60 г, состоящий из оксида и карбоната кальция, прокалили. В результате реакции выделился газ объёмом 2,24 л (н.у.). Определить массовую долю (%) оксида кальция в образце.

Решение

При прокаливании будет разлагаться карбонат кальция (оксид кальция устойчив при нагревании):

CaCO₃ CaO + CO₂↑.

Рассчитаем количество образовавшегося диоксида углерода:

n (CO₂) = = = 0,1 моль.

По уравнению реакции:

n (CaCO3) = n (CO2); => n (CaCO₃)= 0,1 моль.

Находим массу CaCO₃:

m (CaCO3) = n (CaCO3) · M (CaCO3) = 100 · 0,1 = 10 г.

Масса CaO равна разнице масс образца и карбоната кальция:

m (CaO) = m (образца) – m (CaCO3) = 15,6 – 10 = 5,6 г.

Определяем массовую долю CaO в образце:

ω (CaO) = · 100%= · 100 = 35,9%.

 

Пример 5

Оксид углерода (IV), полученный при полном сжигании 0,3 г углерода, пропустили через раствор гидроксида бария массой 200 г с массовой долей Ba(OH)_2,равной 3,42%. Определить массу осадка.

Решение

Записываем уравнение реакции горения углерода:

C + O2 ⇄ CO2↑

(1)

Рассчитаем количество вещества углерода:

n (C) = = = 0,025 моль.

Согласно уравнению реакции:

n (CO₂)= n (C); n (CO₂) = 0,025 моль.

Определим массу Ba(OH)₂ в растворе:

m (Ba(OH)₂) = = = 6,84 г.

Рассчитаем количество вещества Ba(OH)₂:

n (Ba(OH)₂) = = = 0,04 моль.

Ba(OH)₂ будет реагировать с CO₂ по уравнению:

Ba(OH)2 + CO2 → BaCO3 ↓ + H2O.

(2)

В соответствии с уравнением реакции 0,025 моль CO₂ реагирует с 0,04 моль Ba(OH)_2. Значит, гидроксид бария находится в избытке; поэтому расчёт массы осадка BaCO₃проводим по CO₂. Согласно (2):

n (BaCO₃) = n (CO2); n (BaCO₃) = 0,025 моль.

Определим массу осадка:

m (BaCO₃) = n (BaCO₃) · M (BaCO₃) = 0,025 · 197 = 4,93 г.