Какая степень окисления железа
Elton-zoloto.ru

Драгоценные металлы

Какая степень окисления железа

Какая степень окисления железа

Железо – химический элемент

1. Положение железа в периодической таблице химических элементов и строение его атома

Железо – это d- элемент VIII группы; порядковый номер – 26; атомная масса Ar ( Fe ) = 56; состав атома: 26-протонов; 30 – нейтронов; 26 – электронов.

Схема строения атома:

Электронная формула: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2

Металл средней активности, восстановитель:

Fe 0 -2 e – → Fe +2 , окисляется восстановитель

Fe 0 -3 e – → Fe +3 , окисляется восстановитель

Основные степени окисления: +2, +3

2. Распространённость железа

Железо – один из самых распространенных элементов в природе . В земной коре его массовая доля составляет 5,1%, по этому показателю оно уступает только кислороду, кремнию и алюминию. Много железа находится и в небесных телах, что установлено по данным спектрального анализа. В образцах лунного грунта, которые доставила автоматическая станция “Луна”, обнаружено железо в неокисленном состоянии.

Железные руды довольно широко распространены на Земле. Названия гор на Урале говорят сами за себя: Высокая, Магнитная, Железная. Агрохимики в почвах находят соединения железа.

Железо входит в состав большинства горных пород. Для получения железа используют железные руды с содержанием железа 30-70% и более.

Основными железными рудами являются :

магнетит (магнитный железняк) – Fe3O4 содержит 72% железа, месторождения встречаются на Южном Урале, Курской магнитной аномалии:

гематит (железный блеск, кровавик)– Fe2O3 содержит до 65% железа, такие месторождения встречаются в Криворожском районе:

лимонит (бурый железняк) – Fe2O3*nH2O содержит до 60% железа, месторождения встречаются в Крыму:

пирит (серный колчедан, железный колчедан, кошачье золото) – FeS2 содержит примерно 47% железа, месторождения встречаются на Урале.

3. Роль железа в жизни человека и растений

Биохимики открыли важную роль железа в жизни растений, животных и человека. Входя в состав чрезвычайно сложно построенного органического соединения, называемого гемоглобином, железо обусловливает красную окраску этого вещества, от которого в свою очередь, зависит цвет крови человека и животных. В организме взрослого человека содержится 3 г чистого железа, 75% которого входит в состав гемоглобина. Основная роль гемоглобина – перенос кислорода из легких к тканям, а в обратном направлении – CO2.

Железо необходимо и растениям. Оно входит в состав цитоплазмы, участвует в процессе фотосинтеза. Растения, выращенные на субстрате, не содержащем железа, имеют белые листья. Маленькая добавка железа к субстрату – и они приобретают зеленый цвет. Больше того, стоит белый лист смазать раствором соли, содержащей железо, и вскоре смазанное место зеленеет.

Так от одной и той же причины – наличия железа в соках и тканях – весело зеленеют листья растений и ярко румянятся щеки человека.

4. Физические свойства железа.

Железо – это серебристо-белый металл с температурой плавления 1539 о С. Очень пластичный, поэтому легко обрабатывается, куется, прокатывается, штампуется. Железо обладает способностью намагничиваться и размагничиваться, поэтому применяется в качестве сердечников электромагнитов в различных электрических машинах и аппаратах. Ему можно придать большую прочность и твердость методами термического и механического воздействия, например, с помощью закалки и прокатки.

Различают химически чистое и технически чистое железо. Технически чистое железо, по сути, представляет собой низкоуглеродистую сталь, оно содержит 0,02 -0,04% углерода, а кислорода, серы, азота и фосфора – еще меньше. Химически чистое железо содержит менее 0,01% примесей. Химически чистое железо – серебристо-серый, блестящий, по внешнему виду очень похожий на платину металл. Химически чистое железо устойчиво к коррозии и хорошо сопротивляется действию кислот. Однако ничтожные доли примесей лишают его этих драгоценный свойств.

Восстановлением из оксидов углём или оксидом углерода (II), а также водородом:

6. Химические свойства железа

Как элемент побочной подгруппы железо может проявлять несколько степеней окисления. Мы рассмотрим только соеди­нения, в которых железо проявляет степени окисления +2 и +3. Таким образом, можно говорить, что у железа имеется два ряда соединений, в которых оно двух- и трехвалентно.

1) На воздухе железо легко окисляется в присутствии влаги (ржавление):

2) Накалённая железная проволока горит в кислороде, образуя окалину – оксид железа (II,III) – вещество чёрного цвета:

3) При высокой температуре (700–900°C) железо реагирует с парами воды:

4) Железо реагирует с неметаллами при нагревании:

5) Железо легко растворяется в соляной и разбавленной серной кислотах при обычных условиях:

6) В концентрированных кислотах – окислителях железо растворяется только при нагревании

На холоде концентрированные азотная и серная кислоты пассивируют железо!

7) Железо вытесняет металлы, стоящие правее его в ряду напряжений из растворов их солей.

8) Качественные реакции на

Основная часть получаемого в мире железа используется для получения чугуна и стали — сплавов железа с углеродом и другими металлами. Чугуны содержат около 4% углерода. Стали содержат углерода менее 1,4%.

Чугуны необходимы для производства различных отли­вок — станин тяжелых машин и т.п.

Стали используются для изготовления машин, различных строительных материалов, балок, листов, проката, рельсов, инструмента и множества других изделий. Для производства различных сортов сталей применяют так называемые легиру­ющие добавки, которыми служат различные металлы: М n , С r , Мо и другие, улучшающие качество стали.

Задания для закрепления

№1. Составьте уравнения реакций получения железа из его оксидов Fe2O3 и Fe3O4 , используя в качестве восстановителя:
а) водород;
б) алюминий;
в) оксид углерода (II).
Для каждой реакции составьте электронный баланс.

№2. Осуществите превращения по схеме:
Fe2O3 -> Fe – +H2O, t -> X – +CO, t -> Y – +HCl -> Z
Назовите продукты X, Y, Z?

Соединения железа и степени окисления металла

Степень окисления железа является важным химическим параметром, который учитывается при поиске руды, технологии производства металла и формировании сплавов.

Физические и химические свойства железа

  • Химический элемент №26 является самым распространенным в Солнечной системе, уступая место только алюминию. По данным исследований, его содержание в ядре Земли составляет 85,5%.
  • В чистом виде металл имеет белый цвет со свойственным серебристым оттенком и пластичностью. Он является ферромагнетиком со свойственным реагированием на магнит.
  • Для химического элемента характерен полиморфизм, то есть различное структурное строение. Металл имеет свою кристаллическую решетку, которая изменяется под влиянием внешних факторов, например при нагревании.
  • В природных условиях повышенная концентрация химического элемента сосредоточена в местах извержения пород. Промышленные месторождения формируются в результате внешних и внутренних процессов, происходящих в земной коре, в процессе разрушения и отложения пород, миграции химического элемента.

Содержание металла в речной воде — приблизительно 2 мг/л, а в морской воде его меньше в 100–1000 раз.

  • Химический элемент имеет несколько степеней окисления, определяющих его геохимическую особенность нахождения в определенной среде. В нейтральной форме металл находится в ядре Земли.
  • Соединение металла с кислородом является основной формой нахождения в природе. Степени окисления химического элемента характеризуют его месторасположения в верхней части земной коры. В зависимости от состава осадочных образований меняется валентность химического элемента.
  • С уменьшением температуры увеличивается содержание элемента в минералах. Металл обладает средней активностью, а основные степени окисления составляют +2, +3. При высоких температурах и повышенной влажности железо подвергается коррозии.

Простые соединения металла

  1. В зависимости от воздействия внешней среды происходит окисление железа. Например, на воздухе в присутствии влаги металл ржавеет. Под влиянием воды и кислорода образуется гидроокись химического элемента со степенью окисления +3. В природе это соединение находится в минерале лимонит.
  2. Раскаленная проволока из чистого материала горит в кислороде. При этом образуется оксид металла с валентностью II и III. При температуре 700–900 °C химический элемент реагирует с парами воды с выделением водорода.
  3. В процессе нагревания химический элемент реагирует с неметаллами: бромом, серой, хлором. При воздействии разбавленных соляной и серной кислот образуются соли металла со степенью окисления +2 и выделяется водород.
  4. Реакции с кислотами проводятся без доступа воздуха из-за изменения степени окисления железа под влиянием кислорода. Окислительно-восстановительные реакции в концентрированных кислотах происходят при нагревании. При этом железо сразу переходит в катион Fe3+. На холоде под влиянием концентрированной серной и азотной кислоты образуется тонкая пленка, которая предотвращает реакцию.
  5. Химический элемент вытесняет из растворов другие металлы. Например, если погрузить в раствор медного купороса железный гвоздь, то он постепенно покроется чистой медью.
  6. Под воздействием концентрированных щелочей при нагревании химический элемент проявляет амфотерность, способность проявлять основные и кислотные свойства.
Читать еще:  Что называется сплавом железа с углеродом

Практическое применение химических параметров материала

В естественных условиях образуются окисды железа. Ценный компонент извлекают из руды путем ее обогащения с использованием различных методов. Технический материал представляет собой сплавы, содержащие примеси и лигатурные добавки:

Их присутствие придает составам новые свойства, устойчивость к воздействию внешней среды, твердость, ковкость.

Для производства чугуна — сплава железа с углеродом, применяют доменный процесс производства, который включает такие стадии:

  • обжиг карбонатных и сульфидных руд, содержащих соединения железа;
  • сжигание кокса с использованием горячего продува;
  • восстановление оксида металла угарным газом;
  • соединение углерода с железом и расплавление чугуна.

В чугуне в виде зерен всегда находятся включения графита и соединения железа с углеродом (цементит). Из чугуна производят сталь путем переплавки в мартеновских, электрических печах.

Для получения разных марок стали в состав материала вводятся лигатурные добавки других компонентов. Химически чистое железо в промышленности производят путем электролиза раствора солей металла или восстановлением оксидов водородом.

Состав материала определяет сферы его применения. Чистый металл используется в производстве особых сплавов, предназначенных для изготовления сердечников для электромагнитов. Из чугуна путем литья изготовляют посуду, его используют как материал для производства стали.

Оксиды металла и их нахождение в природе

Реакция окисления железа происходит в естественных условиях. В зависимости от степени окисления соединение приобретает свойства, определяющие его применение.

  • Простой оксид железа FeO является амфотерным соединением с преобладающими основными свойствами. Он не взаимодействует с водой, восстанавливается водородом и медленно окисляется на воздухе. Соединение применяют в качестве компонента минеральных красок и керамических изделий.
  • Двойной оксид металла в природе находится в магнетите. Соединение является термически устойчивым, его наносят на поверхности изделий из стали. Этот процесс обработки известен под названием воронение или чернение металла.
  • В оксиде металла Fe2O3 преобладают основные свойства, он медленно реагирует со щелочами и кислотами. Гематит является рудным сырьем, содержащим соединение металла. Его применяют при выплавке чугуна, в качестве катализатора при производстве аммиака, производстве красок, цемента, как полирующий материал для стекла и стали.

«Соединения Fe+2 и Fe+3». 9-й класс

Разделы: Химия

Класс: 9

– образовательная: познакомить учащихся с природными соединениями железа, рассмотреть важнейшие соединения железа (+2) и (+3), их свойства, ознакомить с качественными реакциями на ионы железа (+2) и (+3), показать народнохозяйственное значение соединений железа;

– развивающая: развитие речи, памяти, логического мышления, умений совместной деятельности; развитие и закрепление умений и навыков работать с лабораторным оборудованием;

– воспитательная: формирование мировоззрения, навыков сотрудничества, преемственности знаний, осуществление межпредметных связей, воспитание экологической грамотности, разумного отношения к природе (слайд 2).

Оборудование и реактивы:

образцы природных соединений железа (магнитный железняк, красный железняк, бурый железняк, железный колчедан); растворы хлорида железа (II) и (III), растворы красной кровяной соли и жёлтой кровяной соли, раствор роданида калия, раствор щёлочи; соли: железный купорос, хлорид железа (III), сульфат железа (III), необходимая химическая посуда.

Тип урока: комбинированный.

I. Организационный момент.

II. Актуализация знаний.

Закончите уравнения реакций. Уравнение №2 рассмотрите с точки зрения ОВР.

Закончите уравнения реакций. Уравнение №2 рассмотрите с точки зрения ОВР.

Закончите уравнения реакций. Уравнение №2 рассмотрите с точки зрения ОВР.

III. Изучение нового материала.

Нахождение железа в природе

Железо (5%) – второй по распространённости металл в земной коре, а в природе занимает 4 место. В природе встречается в виде оксидов и сульфидов:

Fe3O4 – магнитный железняк (магнетит);

Fe2O3 – красный железняк (гематит);

(Врач и алхимик Теофаст Парацельс много путешествовал и в 1530г из России привёз в свою лабораторию в г. Базеле кусок вишнёво – красного минерала – “кровавика”. Минерал действительно оставлял “кровавый” след – красную черту на пергаменте или белом камне. Помощник Парацельса, невежественный монах, решил, что минерал из России – застывшая кровь дьявола. Готовя составные части лекарств прокаливанием солей, полученных из “русского минерала”, монах всякий раз получал порошок красного цвета. Сиреневые кристаллы сульфата и нитрата железа (III), жёлтый хлорид железа (III) или почти белый карбонат железа (II) – все они при нагревании в токе воздуха превращались в “кровавик”. Бросив работу, монах стал повсюду рассказывать, что Парацельс связан с дьяволом. В адрес знаменитого врача посыпались угрозы, и ночью ему пришлось тайно покинуть Базель. Утром толпа горожан разгромила и сожгла его дом).

“Кровавик” – это минерал гематит Fe2O3. Соли железа при прокаливании разлагаются с выделением этого оксида красного цвета.)

FeS2 – железный колчедан (пирит).

Помимо железа в состав этих минералов входят другие элементы. Природное химически чистое железо бывает только метеоритного происхождения (самый большой метеорит найден в 1920 г. в Юго – Западной Африке, вес 60 т., “Гоба”) (демонстрация коллекции минералов) (Cлайд 3).

Железо образует несколько рядов соединений, чтобы узнать какие мы должны с вами вспомнить, какова особенность строения атома железа и какие степени окисления характерны для железа?

Fe +26 2е, 8е, 14е, 2е

(Fe – элемент 7 группы побочной подгруппы, 4 периода (большой). Заполняется не последний, а предпоследний, 3-й от ядра энергетический уровень, где максимальное число электронов 18, у железа здесь 14 электронов. Железо восстановитель, как и другие металлы, однако в отличие от ранее изученных металлов, атомы железа при окислении отдают не только электроны последнего уровня, приобретая степень окисления +2, но способны к отдаче 1 электрона с предпоследнего энергетического уровня, принимая при этом степень окисления +3. Для железа характерны две основные степени окисления +2 и +3).

Проявляя степени окисления +2 и +3 железо образует 2 ряда соединений.

Соединения железа (+2).

Соединения железа (+2): FeO (оксид железа(II) и Fe(OH)2 (гидроксид железа(II). Имеют ярко выраженный основный характер. Получают их косвенно. Рассмотрим генетический ряд Fe +2:

Соединения железа (+3).

Соединения железа (+3): Fe2О3 (оксид железа(III)) и Fe(OH)3 (гидроксид железа(III)). Имеют слабо выраженные амфотерные свойства. Получают их косвенно. Рассмотрим генетический ряд Fe +3:

Катионы железа (+2) легко окисляются кислородом воздуха или другими окислителями до катионов железа (+3). Поэтому белый осадок Fe(OH)2 (гидроксид железа(II) на воздухе сначала приобретает зелёную окраску, а затем становится бурым, превращаясь в Fe(OH)3 (гидроксид железа(III) (демонстрационный опыт

Читать еще:  Как работать со сварочным полуавтоматом

)

Соли железа (+2) и (+3).

Железо образует 2 ряда солей Fe +2 и Fe +3 . Для распознавания соединений железа (+2) и (+3) проводят качественные реакции на данные ионы (качественные реакции – это реакции с помощью которых распознают различные вещества, они сопровождаются ярким внешним эффектом).

Качественные реакции на Fe +2 .

Реактивом служит красная кровяная соль.

Качественные реакции на Fe +3.

Реактивом служит жёлтая кровяная соль.

Также для обнаружения ионов железа(III) используют взаимодействие солей железа(III) с роданидом калия или аммония, в результате чего раствор приобретает интенсивно-красное окрашивание.

Техника безопасности: необходимо брать вещества в количествах указанных учителем; при попадании данных химических реактивов на кожу или одежду необходимо смыть реактивы избытком воды; если что-нибудь попало в глаза – промыть водой в течение 10-15 минут.

(просмотр диска; демонстрация образцов солей; опыты учащихся) (Cлайд 4, 5).

Применение соединений железа

Железо выполняет функции кроветворных органов, входит в состав гемоглобина, других сложных белковых животных организмов. В виде чугуна и стали железо находит широкое применение в народном хозяйстве. Из солей железа наибольшее техническое значение имеют сульфаты и хлориды.

FeSO4*7H2O – железный купорос используется для борьбы с вредителями растений, для приготовления минеральных красок и т.д.;

FeCl3 – используется как протрава при крашении тканей и в качестве катализатора в органическом синтезе;

Fe2(SO4)3*9H2O – применяют для очистки воды, в виде квасцов в медицине.

(просмотр диска; демонстрация образцов солей)

На уроке мы с вами рассмотрели соединения железа (+2) и (+3). Познакомились с нахождением железа в природе: минералы магнетит, гематит, лимонит, пирит. Изучили соединения железа (+2) ( FeO (оксид железа(II) и Fe(OH)2 (гидроксид железа(II) и их свойства; соединения железа (+3) (Fe2О3 (оксид железа(III) и Fe(OH)3 (гидроксид железа(III), их свойства. Рассмотрели лёгкость окисления Fe +2 в Fe +3 кислородом воздуха. Узнали, что железо образует 2 ряда соединений:

Fe +2 : реактивом служит красная кровяная соль, образуется тёмно-синий осадок (турнбулева синь);

Fe +3 : реактивом служит

1) жёлтая кровяная соль, образуется тёмно-синее окрашивание (берлинская лазурь);

2) роданид калия или аммония, образуется интенсивно-красное окрашивание.

Рассмотрели применение соединений железа: в металлургии, медицине, при очистке воды, при окраске тканей, для борьбы с вредителями и в других отраслях народного хозяйства.

Задача. Какая масса железа может быть получена при действии на 96 г оксида железа(III) избытка оксида углерода(II), если выход реакции составляет 80% от теоретически возможного? (Cлайд 6)

Закончите предложения или дайте ответ на поставленный вопрос.

Мне больше всего понравилось…

Сегодня я узнал…

Домашнее задание: учебник Габриелян О. С. п.14 (стр. 65-67); упр. 5,6 письменно (Cлайд 7).

№26 Железо


История открытия:

Железо известно с древнейших времён. Самые древние изделия из железа, найденные при археологических раскопках, датируются 4-м тысячелетием до н. э. и относятся к древнешумерской и древнеегипетской цивилизациям. Латинское ferrum, скорее всего, заимствовано из какого-то восточного языка, скорее всего из финикийского.

Нахождение в природе и получение:

Железо — один из самых распространённых элементов на Земле и вообще в Солнечной системе. Металлическое железо в образует ядро Земли, где его содержание, по оценкам, около 90%. Содержание железа в земной коре составляет 5 %, тем не менее и здесь из металлов железо уступает по распространённости только алюминию. Из минералов наибольшее практическое значение имеют красный железняк (гематит, Fe2O3), магнитный железняк (магнетит, Fe3O4), бурый железняк или лимонит (FeOOH и FeOOH·nH2O). Пирит FeS2 (серный или железный колчедан) используется в производстве серной кислоты.
Наиболее распространённым промышленным способом получения железа является доменный процесс, в основе которого восстановление оксидом углерода(II): Fe2O3 + 3CO = 2Fe + 3CO2
При этом получается железо, содержащее до 7% углерода и другие примеси – чугун. Чугун в дальнейшем перерабатывают в более чистое железо – сталь, удаляя примеси окислением в мартеновских печах или конвертерах. Сталь может быть легирована добавками других металлов, для повышения ее прочности, корозионной стойкости и т.п.
Используется также прямой способ получения железа, в котором железные окатыши при 1000 o С восстанавливают водородом, получаемым при конверсии метана: Fe2O3 + 3H2 = 2Fe + 3H2O↑

Физические свойства:

Железо – типичный металл, в свободном состоянии – серебристо-белого цвета с сероватым оттенком. Чистый металл пластичен, ковок, различные примеси (в частности – углерод) повышают его твёрдость и хрупкость. Обладает ярко выраженными магнитными свойствами. Tпл=1812K, Tкип=3134K.

Химические свойства:

Железо относится к металлам средней активности, в ряду напряжений стоит до водорода и растворяется во многих кислотах, но концентрированной серной и азотной кислотами пассивируется и на холоду с ними не реагирует. Раскаленное железо реагирует с водяным паром: 3Fe + 4H2O = Fe3O4 + 4H2↑ (раньше так получали водород для наполнения аэростатов).
При нагревании железо реагирует со многими неметаллами, часто образуя соединения нестехиометрического состава карбиды, бориды, силициды, нитриды и др.
Наиболее характерными для железа являются степени окисления +2 и +3, известны также соединения, где железо имеет степень окисления +6.

Важнейшие соединения:

Степень окисления +2 – основный оксид FeO (чёрный), гидроксид Fe(OH)2 (зеленый). Соли железа(II) (бледно-зеленого цвета), образуют кристаллогидраты (напр. железный купорос, FeSO4*7H2O), легко окисляются кислородом до соединений железа(III).

Степень окисления +3 – наиболее устойчивая степень окисления железа, ей соответствуют: оксид Fe2O3 и гидроксид Fe(OH)3 (оба – коричневого цвета), соли железа(III) – (образуют кристаллогидраты, в растворах сильно гидролизованы). Т.к. оксид железа(III) проявляет слабые основные свойства, он частично растворим в конц. щелочах, а при сплавлении со щелочами образует соотв. соли – ферриты: Fe2O3 + 2NaOH = 2NaFeO2 + H2O↑
При растворении ферриты нацело гидролизуются.
Смешаный оксид, Fe3O4 или FeO*Fe2O3, (“железная окалина”) можно рассматривать также как феррит железа(II): Fe(FeO2)2. При взаимодействии его с растворами кислот образуется смесь солей железа (II) и (III).

Для железа в степени окисления +2 и +3 характерно образование многочисленных комплексных соединений, например таких как гексацианоферрат(II) калия K4[Fe(CN)6] (“желтая кровяная соль”) и гексацианоферрат(III) калия K3[Fe(CN)6] (“красная кровяная соль”). При взаимодействии ионов Fe 3+ и [Fe(CN)6] 4- выпадает ярко-синий осадок гексацианоферрата(II) калия-железа(III) (берлинская лазурь): FeCl3 + K4[Fe(CN)6] = KFe[Fe(CN)6]↓ + 3KCl. Это качественная реакция для обнаружения ионов Fe 3+ . Аналогичная реакция используется для открытия ионов железа(II): FeCl2 + K3[Fe(CN)6] = KFe[Fe(CN)6]↓ + 2KCl; (“турнбулева синь”).

Степень окисления +6 – Ферраты – соли не существующей в свободном виде железной кислоты H2FeO4. Это соединения фиолетового цвета, по окислительным свойствам напоминающие перманганаты, а по растворимости – сульфаты. Ферраты – сильные окислители. Получают ферраты при действии газообразного хлора или озона на взвесь Fe(OH)3 в щелочи: 2Fe(OH)3 + 3Cl2 + 10KOH = 2K2FeO4 + 6KCl + 8H2O

Применение

– Железо является основным компонентом сталей и чугунов – важнейших конструкционных материалов.
– Железо может входить в состав сплавов на основе других металлов – например, никелевых.
– Железо применяется в качестве анода в железо-никелевых аккумуляторах, железо-воздушных аккумуляторах.

Биологическая роль и физиологическое действие

Железо входит в состав гемоглобина крови, обеспечивая, за счет своих окислительно-восстановительных свойств, ее важнейшую функцию, транспорт кислорода в ткани организма. В крови взрослого человека содержится около 4 г железа, его недостаток приводит к заболеванию железодефицитной анемией. Восполнить недостаток железа можно за счет пищевых продуктов, содержащих железо в хорошо усвояемой форме (печень, мясо, бобовые) или медикаментов.

Читать еще:  Где можно раздобыть свинец

Избыточное накопление железа в организме оказывает токсическое действие. ПДК железа в воде 0,3 мг/л.

Аксенова Ирина, Пуртова Ксения, ТюмГУ, 502(1) группа, 2013 г.

CHEMEGE.RU

Подготовка к ЕГЭ по химии и олимпиадам

Степень окисления

Темы кодификатора ЕГЭ: Электроотрицательность. Степень окисления и валентность химических элементов.

Когда атомы взаимодействуют и образуют химическую связь, электроны между ними в большинстве случаев распределяются неравномерно, поскольку свойства атомов различаются. Более электроотрицательный атом сильнее притягивает к себе электронную плотность. Атом, который притянул к себе электронную плотность, приобретает частичный отрицательный заряд δ — , его «партнер» — частичный положительный заряд δ+ . Если разность электроотрицательностей атомов, образующих связь, не превышает 1,7, мы называем связь ковалентной полярной . Если разность электроотрицательностей, образующих химическую связь, превышает 1,7, то такую связь мы называем ионной .

Степень окисления – это вспомогательный условный заряд атома элемента в соединении, вычисленный из предположения, что все соединения состоят из ионов (все полярные связи – ионные).

Что значит «условный заряд»? Мы просто-напросто договариваемся, что немного упростим ситуацию: будем считать любые полярные связи полностью ионными, и будем считать, что электрон полностью уходит или приходит от одного атома к другому, даже если на самом деле это не так. А уходит условно электрон от менее электроотрицательного атома к более электроотрицательному.

Например , в связи H-Cl мы считаем, что водород условно «отдал» электрон, и его заряд стал +1, а хлор «принял» электрон, и его заряд стал -1. На самом деле таких полных зарядов на этих атомах нет.

Наверняка, у вас возник вопрос — зачем же придумывать то, чего нет? Это не коварный замысел химиков, все просто: такая модель очень удобна. Представления о степени окисления элементов полезны при составлении классификации химических веществ, описании их свойств, составлении формул соединений и номенклатуры. Особенно часто степени окисления используются при работе с окислительно-восстановительными реакциями.

Степени окисления бывают высшие, низшие и промежуточные.

Высшая степень окисления равна номеру группы со знаком «плюс».

Низшая определяется, как номер группы минус 8.

И промежуточная степень окисления — это почти любое целое число в интервале от низшей степени окисления до высшей.

Например , для азота характерны: высшая степень окисления +5, низшая 5 — 8 = -3, а промежуточные степени окисления от -3 до +5. Например, в гидразине N2H4 степень окисления азота промежуточная, -2.

Чаще всего степень окисления атомов в сложных веществах обозначается сначала знаком, потом цифрой, например +1, +2, -2 и т.д. Когда речь идет о заряде иона (предположим, что ион реально существует в соединении), то сначала указывают цифру, потом знак. Например : Ca 2+ , CO3 2- .

Для нахождения степеней окисления используют следующие правила :

  1. Степень окисления атомов в простых веществах равна нулю;
  2. В нейтральных молекулах алгебраическая сумма степеней окисления равна нулю, для ионов эта сумма равна заряду иона;
  3. Степень окисления щелочных металлов (элементы I группы главной подгруппы) в соединениях равна +1, степень окисления щелочноземельных металлов (элементы II группы главной подгруппы) в соединениях равна +2; степень окисления алюминия в соединениях равна +3;
  4. Степень окисления водорода в соединениях с металлами (солеобразные гидриды — NaH, CaH2 и др.) равна -1; в соединениях с неметаллами (летучие водородные соединения) +1;
  5. Степень окисления кислорода равна -2. Исключение составляют пероксиды – соединения, содержащие группу –О-О-, где степень окисления кислорода равна -1, и некоторые другие соединения (супероксиды, озониды, фториды кислорода OF2 и др.);
  6. Степень окисления фтора во всех сложных веществах равна -1.

Выше перечислены ситуации, когда степень окисления мы считаем постоянной . У всех остальных химических элементов степень окисленияпеременная , и зависит от порядка и типа атомов в соединении.

Примеры :

Задание: определите степени окисления элементов в молекуле дихромата калия: K2Cr2O7.

Решение: степень окисления калия равна +1, степень окисления хрома обозначим, как х, степень окисления кислорода -2. Сумма всех степеней окисления всех атомов в молекуле равна 0. Получаем уравнение: +1*2+2*х-2*7=0. Решаем его, получаем степень окисления хрома +6.

В бинарных соединениях более электроотрицательный элемент характеризуется отрицательной степенью окисления, менее электроотрицательный – положительной.

Обратите внимание, что понятие степени окисления – очень условно! Степень окисления не показывает реальный заряд атома и не имеет реального физического смысла. Это упрощенная модель, которая эффективно работает, когда нам необходимо, например, уравнять коэффициенты в уравнении химической реакции, или для алгоритмизации классификации веществ.

Степень окисления – это не валентность! Степень окисления и валентность во многих случаях не совпадают. Например, валентность водорода в простом веществе Н2 равна I, а степень окисления, согласно правилу 1, равна 0.

Это базовые правила, которые помогут Вам определить степень окисления атомов в соединениях в большинстве случаев.

В некоторых ситуациях вы можете столкнуться с трудностями при определении степени окисления атома. Рассмотрим некоторые из этих ситуаций, и разберем способы их разрешения:

  1. В двойных (солеобразных) оксидах степень у атома, как правило, две степени окисления. Например, в железной окалине Fe3O4 у железа две степени окисления: +2 и +3. Какую из них указывать? Обе. Для упрощения можно представить это соединение, как соль: Fe(FeO2)2. При этом кислотный остаток образует атом со степенью окисления +3. Либо двойной оксид можно представить так: FeO*Fe2O3.
  2. В пероксосоединениях степень окисления атомов кислорода, соединенных ковалентными неполярными связями, как правило, изменяется. Например, в пероксиде водорода Н2О2, и пероксидах щелочных металлов степень окисления кислорода -1, т.к. одна из связей – ковалентная неполярная (Н-О-О-Н). Другой пример – пероксомоносерная кислота (кислота Каро) H2SO5 (см. рис.) содержит в составе два атома кислорода со степенью окисления -1, остальные атомы со степенью окисления -2, поэтому более понятной будет такая запись: H2SO3(O2). Известны также пероксосоединения хрома – например, пероксид хрома (VI) CrO(O2)2 или CrO5, и многие другие.
  3. Еще один пример соединений с неоднозначной степенью окисления – супероксиды (NaO2) и солеобразные озониды KO3. В этом случае уместнее говорить о молекулярном ионе O2 с зарядом -1 и и O3 с зарядом -1. Строение таких частиц описывается некоторыми моделями, которые в российской учебной программе проходят на первых курсах химических ВУЗов: МО ЛКАО, метод наложения валентных схем и др.
  4. В органических соединениях понятие степени окисления не очень удобно использовать, т.к. между атомами углерода существует большое число ковалентных неполярных связей. Тем не менее, если нарисовать структурную формулу молекулы, то степень окисления каждого атома также можно определить по типу и количеству атомов, с которыми данный атом непосредственно связан. Например, у первичных атомов углерода в углеводородах степень окисления равна -3, у вторичных -2, у третичных атомов -1, у четвертичных — 0.

Потренируемся определять степень окисления атомов в органических соединениях. Для этого необходимо нарисовать полную структурную формулу атома, и выделить атом углерода с его ближайшим окружением — атомами, с которыми он непосредственно соединен.

Ссылка на основную публикацию
Adblock
detector