Сущность окислительно-восстановительных реакций
Другие рефераты
Окислительно-восстановительные процессы принадлежат к числу наиболее
распространенных химических реакций и имеют огромное значение в теории и
практике. Окисление-восстановление—один из важнейших процессов природы.
Дыхание, усвоение углекислого газа растениями с выделением кислорода, обмен
веществ и ряд других химических процессов в основе своей являются
окислительно-восстановительными реакциями. Сжигание топлива в топках
паровых котлов и двигателях внутреннего сгорания, электролитическое
осаждение металлов, процессы, происходящие в гальванических элементах и
аккумуляторах, включают реакции окисления-восстановления.
Получение элементарных веществ (железа, хрома, марганца, золота, серебра,
серы, хлора, йода и т.д.) и ценных химических продуктов (аммиака, щёлочей,
азотной, серной и других кислот) основана на окислительно-восстановительных
реакциях.
На окислении-восстановлении в аналитической химии основаны методы объёмного
анализа: перманганатометрия, йодометрия, броматометрия, и другие, играющие
важную роль при контролировании производственных процессов и выполнении
научных исследований. В органической химии для проведения ряда химических
превращений самое широкое распространение нашли процессы окисления-
восстановления.
Инертные газы лишь в исключительных случаях способны вступать в
окислительно-восстановительные реакции.
ЭНЕРГИЯ ИОНИЗАЦИИ И СРОДСТВО К ЭЛЕКТРОНУ.
ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ
Химическая природа элемента оценивается способностью его атома терять и
приобретать электроны. Последняя может быть количественно оценена энергией
ионизации и его сродством к электрону.
Мерой энергии ионизации атома служит его ионизеционный потенциал,
представляющий собой наименьшее напряжение в вольтах,
Которое необходимо приложить для того, чтобы оторвать электрон от
невозбужденного атома и удалить его на бесконечно далекое расстояние.
В периодах, как правило, энергия ионизации увеличивается слева направо. При
этом восстановительные свойства элементов уменьшаются, а
окислительные—возрастают.
Энергия сродства к электрону (СЭ) характеризует количество энергии, которая
выделяется (или поглощается) в результате присоединения электрона к
нейтральному атому с превращением его в отрицательный ион. Величины энергии
сродства к электрону в периодах возрастают слева направо, в подгруппах, как
правило, уменьшаются сверху вниз.
Энергию ионизации ( I ) и энергию сродства к электрону ( Е ) можно отнести
как к единичному атому, так и к 6,02* 1023 атомов.
Для атомов свободных элементов окислительная и восстановительная активность
выражается величинами энергии ионизации и сродства атома к электрону.
Для того, чтобы решить вопрос, атом данного элемента легче теряет или
присоединяет электрон, была введена характеристика, названная
электроотрицательностью. Мерой электроотрицательности может служить
арифметическая сумма значений ионизации I и сродства к электрону Е:
ЭО = 1+Е.
Электроотрицательность элемента имеет размерность слагаемых, из которых она
образовалась, и может быть, следовательно, выражена в тех же единицах.
Для более удобного пользования значениями электроотрицательности элементов
принята система их относительных величин, в которой электроотрицательность
лития условно принята за единицу.
В табл.1 приведены значения относительной электроотрицательности (ОЭО)
различных элементов по Полингу. Как и следовало ожидать, наибольшее
значение электроотрицательности имеет фтор, наименьшее-цезий. Водород
занимает промежуточное положение, т. е. При взаимодействии с одними
элементами (например, с F ) он отдаёт электрон, а с другими (например, с Rb
) – приобретает. Чем больше различие в электроотрицательности двух
элементов, тем больше химическая связь между их атомами по своему характеру
отличается от ковалентной связи и приближается к ионной. Так, разница в
величинах относительной электроотрицательности у элементов натрия и фтора
равна: ОЭО = 4 – 0,9 = 3,1 , поэтому в NaF связь ионная; в молекуле Cl2
( ^ ОЭО = 0 ) связь ковалентная, неполярная; в молекулах HF ( ^ ОЭО = 1,9
) и HCl ( ^ ОЭО = 0,6 ) связи полярны, причем у молекулы HF диполь больше,
чем у молекулы HCl. Таблица 1
Электроотрицательность (ОЭО) атомов некоторых элементов периодической
системы.
Период
|I гр |ЭО |II гр |ЭО |III гр |ЭО |IV
гр |ЭО
|V
гр |ЭО |VI
гр |ЭО |VII
гр |ЭО | | I
|H |2,2 | | | | | | | | | | | | | | II |Li |0,95 |Be |1,5 |B |2,0
|C |2,6 |N |3,0 |O |3,5 |F |3,9
| | III |Na |0,90 |Mg |1,2 |Al |1,5 |Si |1,9 |P |2,1 |S |2,6 |Cl |3,1
| | IV |K |0,80 |Ca |1,0 |Ga |1,6 |Ge |2,0 |As |2,0 |Se |2,4 |Br |2,9
| | V |Rb |0,8 |Sr |1,0 |In |1,7 |Sn |1,7 |Sb |1,8 |Te |2,1 |I |2,6
| | VI |Cs |0,75 |Ba |0,9 |Tl |1,4 |Pb |1,6 |Bi |1,8 |Po |2,0 |At |2,2 |
|Пользуясь электроотрицательностью как величиной, характеризующей
способность атома к притяжению валентных электронов, необходимо помнить,
что элементу нельзя приписать постоянную электроотрицательность. Она
зависит от того, в составе какого конкретного соединения рассматривается
атом, в окружении атомов каких элементов он находится. Так, свободный атом
хлора в молекулах Cl2 , NaCl, CCl 4 обладает неодинаковыми свойствами.
Следовательно, надо иметь в виду не электроотрицательность вообще, а
электроотрицательность элемента, образующего конкретные химические связи в
конкретном окружении, в конкретном валентном состоянии. Однако, несмотря на
это, понятие электроотрицательности является полезным для объяснения
многих свойств химических связей.
Чем больше величина электроотрицательности элемента, тем сильнее его
окислительные (неметаллические ) свойства, и наоборот, элемент, имеющий
наименьшее значение электроотрицательности, наиболее активно проявляет
восстановительные свойства.
СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ
Под степенью окисления атома в молекуле понимается условный электрический
заряд данного атома, вызванный смещением валентных электронов к более
электроотрицательному атому.
При этом условии предполагается, что электроны каждой связи в моле-
куле ( или ионе ) принадлежат более электроотрицательному атому.
Степень окисления атома обозначается числом со знаком ( + ) или ( - ) .
Значение положительной степени окисления элемента соответствует числу
оттянутых от атома электронов + , а величина отрицательной степени
окисления – числу притянутых атомом электронов - .
Для определения степени окисления атомов в свободном состоянии и в
химических соединениях следует руководствоваться данными ОЭО ( табл. 1 ) и
следующим :
Атомы кислорода в соединениях могут проявлять как целые, так и дробные
степени окисления. Например, степень окисления кислорода в основном равна
(-2), в H2O2 ( -1 ), в KO2 и КО3 – соответственно (-1/2 и –1/3 ) , а во
фторокислороде ОF2- (+2 ). Для водорода характерна степень окисления +1, но
встречается и –1 ( в гидридах металлов 2. Степень окисления атомов в
простых ионных соединениях по знаку м величине равна электрическому заряду
иона. Например, в хлориде калия степень окисления калия равна +1, а хлора –
(-1).
3.Если молекула образована за счёт ковалентной или ионно-ковалентной связи
(например, SO2,NH3, HCl,HNO3) степень окисления более
электроотрицательного атома обозначается со знаком -, а менее
электроотрицательного атома – со знаком +.
Для
понимания определения степени окисления элементов ряда соединений
целесообразно писать их графические формулы. Так, в соединениях азота NH3,
N2H4, NH2OH, HNO2, HNO3 степени окисления азота соответственно равны:-3,
-2, -1, +3, +5. Это наглядно видно из их графических формул.
В случае наличия химической связи между
одинаковыми атомами (N3H4)электронную пару надо поделить между атомами,
которые она связывает. Далее необходимо подсчитать число электронов у
каждого из них. Разность между числом электронов у свободного атома на
внешнем уровне и найденным числом даст степень окисления атома.
4.В отличие от рассмотренных выше молекул в молекулах, состоящих из
одинаковых атомов (H2, Cl2, Br2, N2 и др. ), степень окисления атомов равна
нулю, так как здесь не имеет места одностороннее оттягивание общих пар
электронов к какому-либо одному атому. Например, в молекулах водорода ( Н :
Н ) и хлора ( :Cl : Cl: ) степень окисления равна нулю, но ковалентность
их соответствует единице по количеству электронных пар.
5.В большинстве органических соединений химические связи имеют слабо вы-
раженный полярный характер: присоединение к атомам углерода, составляющим
скелет органических соединений ( например, фтора, кислорода, хлора, азота
), приводит к изменению электронной плотности между атомами углерода и
указанных элементов и, тем самым, к увеличению полярности связи между ними.
Степень окисления атомов в них определяется так же, как и в ковалентных
полярных соединениях.
6,Металлы в элементарном состоянии имеют равномерное распределение
электронной плотности вокруг ядра, поэтому степень окисления их принимается
равной нулю.
7.В любом ионе алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов
равняется заряду иона, а сумма степеней окисления всех атомов, входящих в
электронейтральное соединение, - нулю.
8.Для комплексных соединений обычно указывают степень окисления
центрального атома. Например, в К3 ( Fe ( CN6)) и (Ni (NH3)6 ) SO4
степень окисления железа равна +3, а никеля – (+2 ).
Следует подчеркнуть, что понятие степени окисления является формальным
и обычно не характеризует действительного состояния рассматриваемого атома
в соединении. Во многих случаях степень окисления не равна валентности
данного элемента. Например, в метане (СН4), метиловом спирте (СН3ОН),
формальдегиде (СН2О), муравьиной кислоте (НСООН), и
| |  скачать работу |
Другие рефераты
| 
