Как решать уравнения простые вещества

Урок 13. Составление химических уравнений

В уроке 13 «Составление химических уравнений» из курса «Химия для чайников» рассмотрим для чего нужны химические уравнения; научимся уравнивать химические реакции, путем правильной расстановки коэффициентов. Данный урок потребует от вас знания химических основ из прошлых уроков. Обязательно прочитайте об элементном анализе, где подробно рассмотрены эмпирические формулы и анализ химических веществ.

Химическое уравнение

В результате реакции горения метана CH₄ в кислороде O₂ образуются диоксид углерода CO₂ и вода H₂O. Эта реакция может быть описана химическим уравнением:

Попробуем извлечь из химического уравнения больше сведений, чем просто указание продуктов и реагентов реакции. Химичекое уравнение (1) является НЕполным и потому не дает никаких сведений о том, сколько молекул O₂ расходуется в расчете на 1 молекулу CH₄ и сколько молекул CO₂ и H 2 O получается в результате. Но если записать перед соответствующими молекулярными формулами численные коэффициенты, которые укажут сколько молекул каждого сорта принимает участие в реакции, то мы получим полное химическое уравнение реакции.

Для того, чтобы завершить составление химического уравнения (1), нужно помнить одно простое правило: в левой и правой частях уравнения должно присутствовать одинаковое число атомов каждого сорта, поскольку в ходе химической реакции не возникает новых атомов и не происходит уничтожение имевшихся. Данное правило основывается на законе сохранения массы, который мы рассмотрели в начале главы.

Уравнивание химических реакций

Уравнивание химических реакций нужно для того, чтобы из простого химического уравнения получить полное. Итак, перейдем к непосредственному уравниванию реакции (1): еще раз взгляните на химическое уравнение, в точности на атомы и молекулы в правой и левой части. Нетрудно заметить, что в реакции участвуют атомы трех сортов: углерод C, водород H и кислород O. Давайте подсчитаем и сравним количество атомов каждого сорта в правой и левой части химического уравнения.

Начнем с углерода. В левой части один атом С входит в состав молекулы CH₄, а в правой части один атом С входит в состав CO₂. Таким образом в левой и в правой части количество атомов углерода совпадает, поэтому его мы оставляем в покое. Но для наглядности поставим коэффициент 1 перед молекулами с углеродом, хоть это и не обязательно:

Затем переходим к подсчету атомов водорода H. В левой части присутствуют 4 атома H (в количественном смысле H₄ = 4H) в составе молекулы CH₄, а в правой – всего 2 атома H в составе молекулы H₂O, что в два раза меньше чем в левой части химического уравнения (2). Будем уравнивать! Для этого поставим коэффициент 2 перед молекулой H₂O. Вот теперь у нас и в реагентах и в продуктах будет по 4 молекулы водорода H:

Обратите свое внимание, что коэффициент 2, который мы записали перед молекулой воды H₂O для уравнивания водорода H, увеличивает в 2 раза все атомы, входящие в ее состав, т.е 2H₂O означает 4H и 2O. Ладно, с этим вроде бы разобрались, осталось подсчитать и сравнить количество атомов кислорода O в химическом уравнении (3). Сразу бросается в глаза, что в левой части атомов O ровно в 2 раза меньше чем в правой. Теперь-то вы уже и сами умеете уравнивать химические уравнения, поэтому сразу запишу финальный результат:

Как видите, уравнивание химических реакций не такая уж и мудреная штука, и важна здесь не химия, а математика. Уравнение (4) называется полным уравнением химической реакции, потому что в нем соблюдается закон сохранения массы, т.е. число атомов каждого сорта, вступающих в реакцию, точно совпадает с числом атомов данного сорта по завершении реакции. В каждой части этого полного химического уравнения содержится по 1 атому углерода, по 4 атома водорода и по 4 атома кислорода. Однако стоит понимать пару важных моментов: химическая реакция — это сложная последовательность отдельных промежуточных стадий, и потому нельзя к примеру истолковывать уравнение (4) в том смысле, что 1 молекула метана должна одновременно столкнуться с 2 молекулами кислорода. Процессы происходящие при образовании продуктов реакции гораздо сложнее. Второй момент: полное уравнение реакции ничего не говорит нам о ее молекулярном механизме, т.е о последовательности событий, которые происходят на молекулярном уровне при ее протекании.

Коэффициенты в уравнениях химических реакций

Еще один наглядный пример того, как правильно расставить коэффициенты в уравнениях химических реакций: Тринитротолуол (ТНТ) C₇H₅N₃O₆ энергично соединяется с кислородом, образуя H₂O, CO₂ и N₂. Запишем уравнение реакции, которое будем уравнивать:

Проще составлять полное уравнение, исходя из двух молекул ТНТ, так как в левой части содержится нечетное число атомов водорода и азота, а в правой — четное:

• 2C₇H₅N₃O₆ + O₂ → CO₂ + H₂O + N₂ (6)

Тогда ясно, что 14 атомов углерода, 10 атомов водорода и 6 атомов азота должны превратиться в 14 молекул диоксида углерода, 5 молекул воды и 3 молекулы азота:

Теперь в обеих частях содержится одинаковое число всех атомов, кроме кислорода. Из 33 атомов кислорода, имеющихся в правой части уравнения, 12 поставляются двумя исходными молекулами ТНТ, а остальные 21 должны быть поставлены 10,5 молекулами O₂. Таким образом полное химическое уравнение будет иметь вид:

Можно умножить обе части на 2 и избавиться от нецелочисленного коэффициента 10,5:

Но этого можно и не делать, поскольку все коэффициенты уравнения не обязательно должны быть целочисленными. Правильнее даже составить уравнение, исходя из одной молекулы ТНТ:

Полное химическое уравнение (9) несет в себе много информации. Прежде всего оно указывает исходные вещества — реагенты, а также продукты реакции. Кроме того, оно показывает, что в ходе реакции индивидуально сохраняются все атомы каждого сорта. Если умножить обе части уравнения (9) на число Авогадро N_A=6,022·10 23 , мы сможем утверждать, что 4 моля ТНТ реагируют с 21 молями O₂ с образованием 28 молей CO₂, 10 молей H₂O и 6 молей N₂.

Есть еще одна фишка. При помощи таблицы Менделеева определяем молекулярные массы всех этих веществ:

• C 7 H 5 N 3 O 6 = 227,13 г/моль
• O 2 = 31,999 г/моль
• CO 2 = 44,010 г/моль
• H 2 O = 18,015 г/моль
• N 2 = 28,013 г/моль

Теперь уравнение 9 укажет еще, что 4·227,13 г = 908,52 г ТНТ требуют для осуществления полной реакции 21·31,999 г = 671,98 г кислорода и в результате образуется 28·44,010 г = 1232,3 г CO₂, 10·18,015 г = 180,15 г H₂O и 6·28,013 г = 168,08 г N₂. Проверим, выполняется ли в этой реакции закон сохранения массы:

Но необязательно в химической реакции должны участвовать индивидуальные молекулы. Например, реакция известняка CaCO 3 и соляной кислоты HCl, с образованием водного раствора хлорида кальция CaCl 2 и диоксида углерода CO 2 :

Химическое уравнение (11) описывает реакцию карбоната кальция CaCO₃ (известняка) и хлористоводородной кислоты HCl с образованием водного раствора хлорида кальция CaCl₂ и диоксида углерода CO₂. Это уравнение полное, так как число атомов каждого сорта в его левой и правой частях одинаково.

Смысл этого уравнения на макроскопическом (молярном) уровне таков: 1 моль или 100,09 г CaCO₃ требует для осуществления полной реакции 2 моля или 72,92 г HCl, в результате чего получается по 1 молю CaCl₂ (110,99 г/моль), CO₂ (44,01 г/моль) и H₂O (18,02 г/моль). По этим численным данным нетрудно убедиться, что в данной реакции выполняется закон сохранения массы.

Интерпретация уравнения (11) на микроскопическом (молекулярном) уровне не столь очевидна, поскольку карбонат кальция представляет собой соль, а не молекулярное соединение, а потому нельзя понимать химическое уравнение (11) в том смысле, что 1 молекула карбоната кальция CaCO₃ реагирует с 2 молекулами HCl. Тем более молекула HCl в растворе вообще диссоциирует (распадается) на ионы H + и Cl — . Таким образом более правильным описанием того, что происходит в этой реакции на молекулярном уровне, дает уравнение:

Здесь в скобках сокращенно указано физическое состояние каждого сорта частиц (тв. — твердое, водн. — гидратированный ион в водном растворе, г. — газ, ж. — жидкость).

Уравнение (12) показывает, что твердый CaCO₃ реагирует с двумя гидратированными ионами H + , образуя при этом положительный ион Ca 2+ , CO₂ и H₂O. Уравнение (12) как и другие полные химические уравнения не дает представления о молекулярном механизме реакции и менее удобно для подсчета количества веществ, однако, оно дает лучшее описание происходящего на микроскопическом уровне.

Закрепите полученные знания о составлении химических уравнений, самостоятельно разобрав пример с решением:

Надеюсь из урока 13 «Составление химических уравнений» вы узнали для себя что-то новое. Если у вас возникли вопросы, пишите их в комментарии.

Как решать задачи по химии. Расчет по уравнениям химических реакций.

Как решать задачи по химии? Как проводить простейшие расчеты по уравнениям химических реакций? Сколько выделяется газа, образуется воды, выпадает осадка или сколько получается конечного продукта реакций? Сейчас мы постараемся разобрать все нюансы и ответить на эти вопросы, которые очень часто возникают при изучении химии.

Решение задач в химии является неотъемлемой частью в изучении этой сложной, но очень интересной науки.

Алгоритм решения задач по химии

1. Прочитать условия задачи (если они есть). Да, об этом все знают — как же решить задачу без условий — но все же, для полноты инструкции, мы не могли не указать этот пункт.
2. Записать данные задачи. На этом пункте мы не будем заострять внимание, так как требования различных учебных заведений, учителей и преподавателей могут значительно отличаться.
3. Записать уравнение реакции. Теперь начинается самое интересное! Здесь нужно быть внимательным! Обязательно необходимо верно расставить коэффициенты перед формулами веществ. Если вы забудете это сделать, то все наши усилия буду напрасны.
4. Провести соответствующие расчеты по химическому уравнению. Далее рассмотрим, как же сделать эти самые расчеты.

Для этого у нас есть два пути, как решить задачу по химии. Условно, назовем их правильным (используя понятия количества вещества) и неправильным (используя пропорции). Конечно же, мы бы рекомендовали решать задачи правильным путем. Так как у неправильного пути имеется очень много противников. Как правило, учителя считают, что ученики, решающие задачи через пропорции, не понимают самой сути протекания процессов химических реакций и решают задачи просто математически.

Расчет по уравнениям химических реакций с использованием понятия количества вещества

Суть данного метода, состоит в том, что вещества реагируют друг с другом в строгом соотношении. И уравнение реакции, которое мы записали ранее, дает нам это соотношение. Коэффициенты перед формулами веществ дают нам нужные данные для расчетов.

Для примера, запишем простую реакцию нейтрализации серной кислоты и гидроксида натрия.

H_<2>SO_ <4>+ NaOH → Na_<2>SO_ <4>+ H_<2>O

H_<2>SO_ <4>+ 2NaOH → Na_<2>SO_ <4>+ 2H_<2>O

Исходя из этого уравнения, мы видим, что одна молекула серной кислоты взаимодействует с двумя молекулами гидроксида натрия. И в результате этой реакции получается одна молекула сульфата натрия и две молекулы воды.

Сейчас мы немного отступим от разбора задач, чтобы познакомиться с основными понятиями, которые пригодятся нам в решении задач по химии.

Рассчитывать количество молекул, например в 98 граммах серной кислоты — это не самое удобное занятие. Числа будут получаться огромными ( ≈ 6,022140857⋅10 23 молекул в 98 граммах серной кислоты) . Для этого в химии ввели понятие количества вещества (моль) и молярная масса.

1 Моль (единица измерения количества вещества) — это такое количество атомов, молекул или каких либо еще структурных единиц, которое содержится в 12 граммах изотопа углерода-12. Позднее выяснилось, что в 12 граммах вещества углерод-12 содержится 6,022140857⋅10 23 атомов. Соответственно, можно сказать, что 1 моль, это такая масса вещества, в которой содержится 6,022140857⋅10 23 атомов (или молекул) этого вещества.

Но ведь молекулы и атомы имеют различный состав и различное строение. Разные атомы содержат разное количество протонов и нейтронов. Соответственно 1 моль для разных веществ будет иметь разную массу, имея при это одинаковое количество молекул ( атомов). Эта масса называется молярной.

Молярная масса — это масса 1 моля вещества.

Используя данные понятия, можно сказать, что 1 моль серной кислоты реагирует с 2 молями гидроксида натрия, и в результате получается 1 моль сульфата натрия и 2 моль воды. Давайте запишем эти данные под уравнением реакции для наглядности.

\beginH_<2>SO_ <4>& + & 2NaOH & → & Na_<2>SO_ <4>& + & 2H_<2>O \\ 1 \: моль & & 2 \: моль & & 1 \: моль & & 2 \: моль \end

Следом запишем молярные массы для этих веществ

\begin H_<2>SO_ <4>& + & 2NaOH & → & Na_<2>SO_ <4>& + & 2H_<2>O \\ 1 \: моль & & 2 \: моль & & 1 \: моль & & 2 \: моль \\ 98 \: г& & 40 \: г & & 142 \: г & & 18 \: г \end

Теперь, зная массу одного из веществ, мы можем рассчитать, сколько нам необходимо второго вещества для полного протекания реакции, и сколько образуется конечных продуктов.

Для примера, решим по этому же уравнению несколько задач.

Задача. Сколько грамм гидроксида натрия (NaOH) необходимо для того, чтобы 49 грамм серной кислоты (H₂SO₄) прореагировало полностью?

Итак, наши действия: записываем уравнение химической реакции, расставляем коэффициенты. Для наглядности, запишем данные задачи над уравнением реакции. Неизвестную величину примем за Х. Под уравнением записываем молярные массы, и количество молей веществ, согласно уравнению реакции:

\begin49 \: г & & X \: г & & & & \\ H_<2>SO_ <4>& + & 2NaOH & → & Na_<2>SO_ <4>& + & 2H_<2>O \\ 1 \: моль & & 2 \: моль & & 1 \: моль & & 2 \: моль \\ 98 \: г& & 40 \: г & & 142 \: г & & 18 \: г \end

Записывать данные под каждым веществом — не обязательно. Достаточно это будет сделать для интересующих нас веществ, из условия задачи. Запись выше дана для примера.

Примерно так должны выглядеть данные, записанные по условиям задачи. Не претендуем на единственно правильное оформление, требования у всех разные. Но так, как нам кажется, смотрится все довольно наглядно и информативно.

Первое наше действие — пересчитываем массу известного вещества в моли. Для этого разделим известную массу вещества (49 грамм) на молярную массу:

49\98=0,5 моль серной кислоты

Как уже упоминалось ранее, по уравнению реакции 1 моль серной кислоты реагирует с 2 моль гидроксида натрия. Соответственно с 0,5 моль серной кислоты прореагирует 1 моль гидроксида натрия.

n(NaOH)=0.5*2=1 моль гидроксида натрия

Найдем массу гидроксида натрия, умножив количество вещества на молярную массу:

1 моль * 40 г/моль = 40 грамм гидроксида натрия.

Ответ: 40 грамм NaOH

Как видите, в решении задачи по уравнению реакции нет ничего сложного. Задача решается в 2-3 действия, с которыми справятся ученики начальных классов. Вам необходимо всего лишь запомнить несколько понятий.

Решение задач по химии через пропорцию

Ну и расскажем про второй способ вычислений по уравнениям химических реакций — вычисления через пропорцию. Этот способ может показаться немного легче, так как в некоторых случаях можно пропустить стадию перевода массы вещества в его количество. Чтобы было более понятно, объясню на том же примере.

Так же, как и в прошлом примере, запишем уравнение реакции, расставим коэффициенты и запишем над уравнением и под уравнением известные данные.

Для этого способа, нам так же понадобится записать под уравнением реакции, следом за молярной массой, массу вещества, соответствующую его количеству по уравнению. Если проще, то просто перемножить две строки под уравнением реакции, количество моль и молярную массу. Должно получиться так:

\begin49 \: г & & X \: г & & & & \\ H_<2>SO_ <4>& + & 2NaOH & → & Na_<2>SO_ <4>& + & 2H_<2>O \\ 1 \: моль & & 2 \: моль & & 1 \: моль & & 2 \: моль \\ 98 \: г& & 40 \: г & & 142 \: г & & 18 \: г \\ 98 \: г & & 80 \: г & & 142 \: г & & 36 \: г \end

А теперь внимание, начинается магия! Нас интересует строка данных над уравнением, и самая нижняя строка под уравнением. Составим из этих данных пропорцию.

Далее находим неизвестное значение Х из пропорции и радуемся полученному значению:

Х=49*80/98=40 грамм

Как видим, получается тот же результат. Прежде всего, при решении задач в химии, главное все же — понимание химических процессов. Тогда решение задачи не станет для вас проблемой!

Простые вещества

Содержание:

Простые веществаа — химические вещества, состоящие исключительно из атомов одного химического элемента, в отличие от сложных веществ. Являются формой существования химических элементов в свободном виде; или, иначе говоря, химические элементы, не связанные химически ни с каким другим элементом, образуют простые вещества. Известно свыше 400 разновидностей простых веществ.

Химические вещества, состоящие исключительно из атомов одного химического элемента, в отличие от сложных веществ. Являются формой существования химических элементов в свободном виде; или, иначе говоря, химические элементы, не связанные химически ни с каким другим элементом, образуют простые вещества. Известно свыше 400 разновидностей простых веществ.

На странице -> решение задач по химии собраны решения задач и заданий с решёнными примерами по всем темам химии.

Простые вещества

Прежде чем приступить к рассмотрению свойств простых веществ, необходимо вспомнить некоторые закономерности, характеризующие способность свободных атомов к перестройке электронной конфигурации. Так, у свободных атомов элементов III периода наблюдаются следующие тенденции:

Результатом реализации отмеченных тенденций, присущих свободным атомам, является образование соответствующих связей в простых веществах. Как известно, в периодах наблюдается постепенный переход от активных металлов (щелочные металлы) к типичным неметаллам (галогены).

При рассмотрении тех же тенденций у свободных атомов в группах периодической системы наблюдаем следующие изменения:

С указанными характеристиками свободных атомов можно связать усиление металлических свойств и ослабление неметаллических с ростом зарядов ядер у элементов одной и той же группы.

Металлы и неметаллы. Относительность деления простых веществ на металлы и неметаллы

Простые вещества, характеризующиеся атомным (ионным) строением и наличием свободных электронов, являются металлами. Эти вещества обладают металлическим блеском, электро- и теплопроводностью. По химическим свойствам металлы являются типичными восстановителями (т. е. легко отдают валентные электроны).

Все простые вещества, образованные атомами элементов дополнительных подгрупп, являются металлами.

Типичными неметаллами являются такие простые вещества^ которые, как правило, состоят из молекул с атомной и ковалентной связью. Не имея свободных электронов, неметаллы по физическим свойствам характеризуются отсутствием электронной проводимости, металлического блеска и т. п. По химическим свойствам многие из них являются энергичными окислителями, так как их атомы обладают сильной склонностью к присоединению электронов.

Рассмотрим фрагмент периодической системы, составленный из элементов главных подгрупп:

Как видно из этой схемы, типичные неметаллы располагаются в правом верхнем углу системы, а металлы — в ее левом нижнем углу.

Валентность перехода, или относительность деления на металлы и неметаллы, выражается в наличии ряда простых веществ, являющихся как бы полуметаллами. При обычных условиях простые вещества, образованные этими элементами, имеют незначительную электропроводность . Поэтому их нельзя отнести ни к неметаллам, ни к металлам. Иногда их называют металлоидами (т. е. неполными металлам). Атомы этих элементов в простом веществе соединяются ковалентными связями. При этом нередко образуются прямые кристаллические структуры, подобные структуре алмаза, в которых каждый атом связан с несколькими другими.

Следовательно, одна из причин относительности деления простых веществ на металлы и неметаллы тесно связана со знанием атомов элементов.

Другая причина относительности такого деления заключается в состоянии внешних условий. Так, при обычных условиях металлы, как известно, характеризуются наличием свободных электронов. Металлическая связь осуществляется и в твёрдом и в жидком состоянии. Но если перевести в пар при определённых условиях (высокие температуры и низкие давления), то он теряет свое характерное свойство — электропроводность. У неметаллов в условии высокого давления наоборот возникает электронная проводимость, что является результатом глубоких изменений в структуре вещества.

Таким образом, структура вещества, тип химической связи, простого вещества могут изменяться под воздействием соответствующих внешних условий. Хорошо известным примером такого рода изменений являются различия физических свойств у различных аллотропных модификаций одного и того же элемента.

Аллотропия

Способность одного и того же элемента существовать в виде нескольких простых веществ называется аллотропией. В настоящее время известно около 400 простых веществ. Причина образования различных аллотропных видоизменений одного элемента кроется в возможности образования новых связей между атомами при изменении внешних условий. В результате образуются молекулы нового состава или новые кристаллические вещества, отличающиеся пространственным расположением атомов.

Так, например, существуют обыкновенный кислород и озон, отличающиеся друг от друга числом атомов в молекуле: кислород О₂, и озон О₃. Озон образуется при прохождении через воздух электрических разрядов.

Для серы известны два аллотропных видоизменения: ромбическая и призматическая сера. Выше температуры 95,6° С существует призматическая сера, ниже — ромбическая. Изменяется кристаллическая форма (ясно из названия) — изменяются и физические свойства.

Для олова переход одной модификации (серое олово) в другую (белое олово) совершается при температуре 18° С. Здесь также происходит изменение типа кристаллической решетки.

Наличие нескольких аллотропных видоизменений характерно для всех элементов четвертой группы. Рассмотрим, как влияет изменение структуры на физические свойства простых веществ элементов этой группы. Как известно, углерод и кремний принято относить к неметаллам, германий — к полупроводникам, олово и свинец — к металлам. Однако такое деление условно. В этом можно убедиться, рассмотрев, например, аллотропные видоизменения углерода.

В алмазе каждый атом углерода находится в центре правильной треугольной пирамиды (тетраэдр) и соединен ковалентными связями с четырьмя соседними атомами углерода (рис. 6). Таким образом, в таком кристаллическом веществе нет отдельных молекул (это понятие здесь теряет свой смысл). Связи между атомами углерода весьма прочны. Этим объясняется исключительно высокая твердость алмаза, высокая температура плавления и кипения.

В структуре графита плоские слои из атомов углерода расположены шестиугольниками. При этом расстояние между слоями больше расстояния между соседними атомами углерода, находящимися в одном слое (рис. 7). Для образования связей в шестиугольниках от каждого атома углерода требуется три электрона, четвертый же остается «свободным». Этим объясняется электропроводность графита. Поэтому графит используется для изготовления электродов.

Точно так же отличаются физическими свойствами кристаллические модификации олова: белое олово обладает электронной проводимостью, серое является полупроводником.

Выше мы отмечали, что переход одного аллотропного видоизменения в другое происходит при соответствующих условиях. Однако дело в том, что скорость указанного превращения, как правило, незначительна, различные простые вещества одного элемента могут сосуществовать.

рис. 6. Структура алмаза

Если различия между физическими свойствами аллотропных модификаций одного элемента нередко велико, то по химическим свойствам они чаще всего близки. Отличия касаются, главным образом, окислителей (озон — более активный окислитель), скорости реакции с участием простого вещества.

Понятие об окислительно-восстановительных процессах

При первоначальном знакомстве с химией рассматриваются четыре вида химических реакций: реакции соединения, разложения, замещения и двойного обмена.

Цифры над символами элементов означают окислительное число. Мы видим, что одни реакции (1, 3, 5, 6) идут с изменением окислительного числа элементов, другие (2, 4, 7) — без его изменения. На этой основе все химические реакции условно делят на два типа: реакции, идущие с изменением окислительного числа элементов — окислительно-восстановительные реакции — и реакции, течение которых не сопровождается изменением окислительного числа. Первые реакции играют огромную роль в жизни человека, в окружающем нас мире. Окислительно-восстановительные процессы имеют место при горении, дыхании, при получении серной кислоты из серы или сульфидов металлов, при выплавке металлов из руд, при коррозии металлов и сплавов, при работе химических источников электрической энергии.

Что же лежит в основе перечисленных выше процессов? Почему одни простые вещества легко вступают в реакцию друг с другом, тогда как другие нет.

В основе рассматриваемых процессов лежит такая перестройка электронной структуры атомов, составляющих соединение, которая ведет к изменению окислительного числа элементов. Таким образом, в этом случае, как правило, имеет место переход электронов от одних атомов, ионов, молекул к другим. Правда, иногда изменение окислительного числа сопровождается не передачей электронов от одного атома (иона) к другому, а смещением электронных пар:

(вертикальной линией условно обозначена середина межатомного расстояния в рассматриваемых молекулах).

В первом случае из двух простых веществ образуется ионное соединение, во втором — ковалентное полярное. Окислительное число элементов в простых веществах принимается равным нулю.

Окислительное число хлора и в поваренной соли, и в хлористом водороде равно -1, хотя указанные соединения различаются типом химической связи (что и представлено на схеме).

Окислителями называются вещества (атомы, ионы, молекулы), которые в ходе химической реакции присоединяют электроны или оттягивают их от других атомов. В только что рассмотренных примерах в качестве окислителя выступал хлор (С1₂). В результате реакции окислительное число хлора понизилось.

Восстановителями называются вещества (атомы, ионы, молекулы), вторые в ходе химической реакции отдают электроны для образования ионной или ковалентной связи. В тех же примерах в качестве восстановителей выступали соответственно натрий и водород. В результате реакции окислительное число восстановителей повысилось.

Принципиальная возможность электронной перестройки, наличие потенциального окислителя или восстановителя определяются строением атомов, строением вещества в целом.

Реализация этой возможности в общем случае находится в зависимости от многих факторов: наличия соответствующего партнера, концентрации окислителя и восстановителя, температуры, среды, в котоорой осуществляется реакция, и т. п.

Рассмотрим это на примере реакции взаимодействия двух простых веществ натрия и хлора:

2Na + С12 = 2NaCI

Как известно, для атомов натрия характерно «стремление» к отдаче электрона, для атомов хлора — к присоединению. Следовательно, в данном случае имеет место взаимодействие активного окислителя и активного восстановителя. Реакция осуществляется довольно легко: попаренная соль образуется с большим выделением тепла, в чём легко убедиться на практике. Процессы взаимодействия многих металлов с хлором идут самопроизвольно или при незначительном нагревании (для увеличения скорости реакции). Образовавшиеся при реакции ионы натрия (Na + ) и хлора (СI — ) обладают завершёнными электронными конфигурациями и поэтому, представляет себе возможность течения обратной реакции, мы понимаем, что Na + будет очень плохим окислителем, а СI — — плохим восстановителем. Для осуществления такой реакции потребуется значительная затрата энергии (высокие температуры). При обычных условиях натрий и хлор из поваренной соли получают электролизом расплава поваренной соли.

Ранее, рассматривая вопрос о положении водорода в периодической системы, мы указывали на сходство водорода как со щелочными металлами, так и с галогенами. Это сходство проявляется, в частности в том, что подобно щелочным металлам, водород может выступать в качестве восстановителя, но с другой стороны, подобно галогенам, способен быть и окислителем. Причина двух способов изменения электронной конфигурации нейтрального атома водорода заключается в особенности строения атомов I периода (первый энергетический уровень заполняется двумя электронами). Изменение

окислительного числа водорода можно представить следующим образом:

В первом случае водород выступает как восстановитель, во втором — как окислитель. Например:

Таким образом, мы прежде всего должны учитывать принципиальные возможности присоединять или отдавать электроны, т. е. возможности, прямо вытекающие из строения атомов и окислительного числа элемента в соединении. В нашем примере водород (Н₂) может выступать и в роли окислителя и в роли восстановителя. Какая из этих двух возможностей будет реализована, зависит от партнера по реакции, от того, с каким веществом (окислителем или восстановителем) будет взаимодействовать водород.

Как же связать окислительные и восстановительные свойства простых веществ с положением элементов в периодической системе? Рассмотрим конкретные примеры. Например, окислительная способность в ряду галогенов убывает от хлора к йоду:

Восстановительную способность металлов отражает ряд активности (напряжения) металлов который составлен с учетом последовательности вытеснения металлов из растворов их солей.

По-иному будет выглядеть ряд, иллюстрирующий способность металлов образовывать соединения с кислородом или азотом, водородом или фтором и т. д.

В группах периодической системы восстановительные свойства простых веществ, как правило, усиливаются, а окислительные — падают. Однако это общее положение нуждается в уточнении, когда мы приступаем к изучению некоторых конкретных примеров. Число реакций, в которых данный элемент может выступать, скажем, в качестве восстановителя, достаточно велико, а процесс окисления— восстановления зависит от многих факторов, которые мы пока еще не рассматривали.

Услуги по химии:

Лекции по химии:

Лекции по неорганической химии:

Лекции по органической химии:

Присылайте задания в любое время дня и ночи в ➔

Официальный сайт Брильёновой Натальи Валерьевны преподавателя кафедры информатики и электроники Екатеринбургского государственного института.

Все авторские права на размещённые материалы сохранены за правообладателями этих материалов. Любое коммерческое и/или иное использование кроме предварительного ознакомления материалов сайта natalibrilenova.ru запрещено. Публикация и распространение размещённых материалов не преследует за собой коммерческой и/или любой другой выгоды.

Сайт предназначен для облегчения образовательного путешествия студентам очникам и заочникам по вопросам обучения . Наталья Брильёнова не предлагает и не оказывает товары и услуги.