Полезное:
Как сделать разговор полезным и приятным
Как сделать объемную звезду своими руками
Как сделать то, что делать не хочется?
Как сделать погремушку
Как сделать так чтобы женщины сами знакомились с вами
Как сделать идею коммерческой
Как сделать хорошую растяжку ног?
Как сделать наш разум здоровым?
Как сделать, чтобы люди обманывали меньше
Вопрос 4. Как сделать так, чтобы вас уважали и ценили?
Как сделать лучше себе и другим людям
Как сделать свидание интересным?
Категории:
АрхитектураАстрономияБиологияГеографияГеологияИнформатикаИскусствоИсторияКулинарияКультураМаркетингМатематикаМедицинаМенеджментОхрана трудаПравоПроизводствоПсихологияРелигияСоциологияСпортТехникаФизикаФилософияХимияЭкологияЭкономикаЭлектроника
|
Правила определения степени окисленияСтр 1 из 4Следующая ⇒ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ ТЕОРЕТИЧЕСКОЕ ВВЕДЕНИЕ Окислительно-восстановительные реакции – это реакции, протекающие с изменением степени окисления. Степень окисления (СтО) – это условный заряд атома в молекуле, вычисленный исходя из предположения, что молекула состоит только из ионов. Степень окисления может быть положительной, отрицательной или нулевой. Атомы одного и того же элемента в разных соединениях проявляют различные степени окисления. Степень окисления показывает, сколько электронов смещено от атома данного элемента (положительная степень окисления) или к атому данного элемента (отрицательная степень окисления). Смещение электронов происходит к наиболее электроотрицательному элементу. Нулевую степень окисления имеют атомы в молекулах простых веществ (образованных атомами одного элемента). В них элементы имеют абсолютно одинаковые электроотрицательности и электроны не смещаются ни к одному из атомов. Правила определения степени окисления 1. Существуют элементы, проявляющие во всех молекулах сложных веществ постоянную степень окисления: – Элементы І группы главной подгруппы (щелочные металлы): Li+, Na+, K+, Rb+, Cs+, а также Ag+; – Водород Н+ (кроме гидридов металлов ) – Элементы ІІ группы главной подгруппы (щелочно-земельные металлы): Be+2, Mg+2, Ca+2, Sr+2, Ba+2; а также Zn+2; –Элементы ІІІ группы главной подгруппы: B+3, Al+3; – Кислород О-2, кроме пероксидов (, , ), надпероксидов , озонидов и фторида кислорода . 2. Высшая степень окисления элемента равна номеру группы элемента (N) в таблице Менделеева. СтО max = N: Cl+7(VII гр.), S+6(VI гр.), N+5(V гр.), Mn+7(VII гр.), Cu+2(II гр.). Низшая степень окисления элемента равна: СтО min = N – 8: Cl–(VII гр.), S–2(VI гр.), N–3(V гр.), C–4(IV гр.). 3. Степени окисления элементов в сложных веществах определяются, исходя из правила: сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю, в ионе – заряду иона. Пример: В молекуле дихромата калия K2Cr2O7 степени окисления калия и кислорода постоянны: К+, О‑2; степень окисления хрома является переменной, ее необходимо определить. Так как сумма всех степеней окисления в молекуле равна нулю, можно составить уравнение, обозначив степень окисления хрома за х: 2(+1) + 2 х + 7(-2) = 0, откуда х = 6. Степень окисления хрома равна +6: Окисление – процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом. Частицы, отдающие электроны – восстановители. Восстановитель в ходе реакции окисляется, при этом его степень окисления повышается. Восстановление – процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом. Частицы, принимающие электроны – окислители. Окислитель в ходе реакции восстанавливается, при этом его степень окисления понижается. Процесс передачи электронов от восстановителя к окислителю подчиняется правилу электронного баланса: число электронов, отданных восстановителем, всегда равно числу электронов, принятых окислителем.
Существует два метода составления уравнений окислительно-восстановительных реакций: метод электронного баланса и метод полуреакций (ионно-электронный метод). Метод электронного баланса 1. Записать схему реакции, которую требуется уравнять: KMnO4 + KJ + H2SO4 → J2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O 2. Определить степени окисления всех атомов, участвующих в реакции. Выявить элементы, меняющие степень окисления: 3. Составить схему электронного баланса, подставляя в нее то количество атомов окислителя и восстановителя, которое имеется в исходной реакции. Число электронов, принятых окислителем, равно числу электронов, отданных восстановителем. Найти наименьшее общее кратное для числа электронов и дополнительные множители, которые становятся коэффициентами при окислителе и восстановителе: 4. Расставить коэффициенты перед окислителем и восстановителем в левой части, перед восстановленной и окисленной формами в правой части схемы (необходимо учитывать удвоенное число атомов в схеме электронного баланса): 2KMnO4 + 10KJ + H2SO4 → 5J2 + 2MnSO4 + K2SO4 + H2O 5. Уравнять атомы металлов, не меняющих степень окисления. В левой части 12 атомов K, следовательно, в правой части перед K2SO4, содержащим 2 атома K, ставится коэффициент 6: 2KMnO4 + 10KJ + H2SO4 → 5J2 + 2MnSO4 + 6K2SO4 + H2O 6. Уравнять кислотные остатки. В правой части 8 ионов , поэтому перед H2SO4 ставится коэффициент 8: 2KMnO4 + 10KJ + 8H2SO4 → 5J2 + 2MnSO4 + 6K2SO4 + H2O 7. Уравнять атомы водорода. В левой части 16 атомов водорода, поэтому перед H2O необходимо поставить коэффициент 8: 2KMnO4 + 10KJ + 8H2SO4 → 5J2 + 2MnSO4 + 6K2SO4 + 8H2O 8. Проверить правильность подбора коэффициентов, подсчитав число атомов кислорода в обеих частях уравнения: В левой части: 2·4 + 8·4 = 40. В правой части: 2·4 + 6·4 + 8 = 40. Коэффициенты расставлены верно. Метод полуреакций (ионно-электронный метод) Этот метод применяют при составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций, протекающих в растворе. При этом рассматривают не отдельные атомы, а ионы или молекулы в том виде, в каком они существуют в растворе: неэлектролиты, слабые электролиты и малорастворимые вещества записывают в молекулярном виде, а сильные электролиты – в виде ионов. В исходных ионах или молекулах может быть избыток или недостаток атомов кислорода по сравнению с образовавшимися частицами. Перенос этих атомов осуществляется при помощи катионов водорода , гидроксид-ионов или молекул воды Н2О (в зависимости от характера среды, в которой протекает данная реакция).
|