9.1. Какие бывают химические реакции
Вспомним, что химическими реакциями мы называем любые химические явления природы. При химической реакции происходит разрыв одних и образование других химических связей. В результате реакции из одних химических веществ получаются другие вещества (см. гл. 1).
Выполняя домашнее задание к § 2.5, вы познакомились с традиционным выделением из всего множества химических превращений реакций четырех основных типов, тогда же вы предложили и их названия: реакции соединения, разложения, замещения и обмена.
Примеры реакций соединения:
C + O 2 = CO 2 ; (1)
Na 2 O + CO 2 = Na 2 CO 3 ; (2)
NH 3 + CO 2 + H 2 O = NH 4 HCO 3 . (3)
Примеры реакций разложения:
2Ag 2 O 4Ag + O 2 ; (4)
CaCO 3
CaO + CO 2 ; (5)
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 N 2 + Cr 2 O 3 +
4H 2 O . (6)
Примеры реакций замещения:
CuSO 4 + Fe = FeSO 4 + Cu ; (7)
2NaI + Cl 2 = 2NaCl + I 2 ; (8)
CaCO 3 + SiO 2 = CaSiO 3 + CO 2 . (9)
| Реакции обмена – химические реакции, в которых исходные вещества как бы обмениваются своими составными частями. |
Примеры реакций обмена:
Ba(OH) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2H 2 O;
(10)
HCl + KNO 2 = KCl + HNO 2 ; (11)
AgNO 3 + NaCl = AgCl + NaNO 3 . (12)
Традиционная классификация
химических реакций не охватывает все их
разнообразие – кроме реакций четырех основных
типов существует еще и множество более сложных
реакций.
Выделение двух других типов химических реакций
основано на участии в них двух важнейших
нехимических частиц: электрона и протона.
При протекании некоторых реакций происходит
полная или частичная передача электронов от
одних атомов к другим. При этом степени окисления
атомов элементов, входящих в состав исходных
веществ, изменяются; из приведенных примеров это
реакции 1, 4, 6, 7 и 8. Эти реакции называются окислительно-восстановительными
.
В другой группе реакций от одной реагирующей частицы к другой переходит ион водорода (Н +), то есть протон. Такие реакции называют кислотно-основными реакциями или реакциями с передачей протона .
Среди приведенных примеров такими реакциями являются реакции 3, 10 и 11. По аналогии с этими реакциями окислительно-восстановительные реакции иногда называют реакциями с передачей электрона . С ОВР вы познакомитесь в § 2, а с КОР – в следующих главах.
РЕАКЦИИ СОЕДИНЕНИЯ,
РЕАКЦИИ РАЗЛОЖЕНИЯ, РЕАКЦИИ ЗАМЕЩЕНИЯ, РЕАКЦИИ
ОБМЕНА, ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ,
КИСЛОТНО-ОСНОВНЫЕ РЕАКЦИИ.
Составьте
уравнения реакций, соответствующих следующим
схемам:
а) HgO Hg + O 2 (t
); б) Li 2 O
+ SO 2
Li 2 SO 3 ; в) Cu(OH) 2 CuO + H 2 O (t
);
г) Al + I 2 AlI 3 ; д) CuCl 2 + Fe FeCl 2 + Cu; е) Mg + H 3 PO 4
Мg 3 (PO 4) 2
+ H 2 ;
ж) Al + O 2 Al 2 O 3 (t
); и) KClO 3
+ P P 2 O 5
+ KCl (t
); к) CuSO 4 + Al Al 2 (SO 4) 3 + Cu;
л) Fe + Cl 2 FeCl 3 (t
); м) NH 3 + O 2 N 2 +
H 2 O (t
); н) H 2 SO 4 + CuO CuSO 4 + H 2 O.
Укажите традиционный тип реакции. Отметьте
окислительно-восстановительные и
кислотно-основные реакции. В
окислительно-восстановительных реакциях
укажите, атомы каких элементов меняют свои
степени окисления.
9.2. Окислительно-восстановительные реакции
Рассмотрим окислительно-восстановительную реакцию, протекающую в доменных печах при промышленном получении железа (точнее, чугуна) из железной руды:
Fe 2 O 3 + 3CO = 2Fe + 3CO 2 .
Определим степени окисления атомов, входящих в состав как исходных веществ, так и продуктов реакции
| Fe 2 O 3 | + | = | 2Fe | + |
Как видите, степень окисления атомов углерода в результате реакции увеличилась, степень окисления атомов железа уменьшилась, а степень окисления атомов кислорода осталась неизменной. Следовательно, атомы углерода в этой реакции подверглись окислению, то есть потеряли электроны (окислились ), а атомы железа – восстановлению, то есть присоединили электроны (восстановились ) (см. § 7.16). Для характеристики ОВР используют понятия окислитель и восстановитель .
Таким образом, в нашей реакции атомами-окислителями являются атомы железа, а атомами-восстановителями – атомы углерода.
В нашей реакции веществом-окислителем
является оксид железа(III), а
веществом-восстановителем – оксид углерода(II).
В тех случаях, когда атомы-окислители и
атомы-восстановители входят в состав одного и
того же вещества (пример: реакция 6 из предыдущего
параграфа), понятия " вещество-окислитель" и
" вещество-восстановитель" не используются.
Таким образом, типичными окислителями являются
вещества, в состав которых входят атомы, склонные
присоединять электроны (полностью или частично),
понижая свою степень окисления. Из простых
веществ это прежде всего галогены и кислород, в
меньшей степени сера и азот. Из сложных веществ –
вещества, в состав которых входят атомы в высших
степенях окисления, не склонные в этих степенях
окисления образовывать простые ионы: HNO 3 (N +V),
KMnO 4 (Mn +VII), CrO 3 (Cr +VI), KClO 3
(Cl +V), KClO 4 (Cl +VII) и др.
Типичными восстановителями являются вещества, в
состав которых входят атомы, склонные полностью
или частично отдавать электроны, повышая свою
степень окисления. Из простых веществ это
водород, щелочные и щелочноземельные металлы, а
также алюминий. Из сложных веществ – H 2 S и
сульфиды (S –II), SO 2 и сульфиты (S +IV),
йодиды (I –I), CO (C +II), NH 3 (N –III)
и др.
В общем случае почти все сложные и многие простые
вещества могут проявлять как окислительные, так
и восстановительные свойства. Например:
SO 2 + Cl 2 = S + Cl 2 O 2 (SO 2 –
сильный восстановитель);
SO 2 + C = S + CO 2 (t) (SO 2 – слабый
окислитель);
C + O 2 = CO 2 (t) (C – восстановитель);
C + 2Ca = Ca 2 C (t) (С – окислитель).
Вернемся к реакции, разобранной нами в начале
этого параграфа.
| Fe 2 O 3 | + | = | 2Fe | + |
Обратите внимание, что в результате реакции атомы-окислители (Fe +III) превратились в атомы-восстановители (Fe 0), а атомы-восстановители (C +II) превратились в атомы-окислители (C +IV). Но CO 2 в любых условиях очень слабый окислитель, а железо, хоть и является восстановителем, но в данных условиях значительно более слабым, чем CO. Поэтому продукты реакции не реагируют друг с другом, и обратная реакция не протекает. Приведенный пример является иллюстрацией общего принципа, определяющего направление протекания ОВР:
Окислительно-восстановительные реакции протекают в направлении образования более слабого окислителя и более слабого восстановителя.
Окислительно-восстановительные
свойства веществ можно сравнивать только в
одинаковых условиях. В некоторых случаях это
сравнение может быть проведено количественно.
Выполняя домашнее задание к первому параграфу
этой главы, вы убедились, что подобрать
коэффициенты в некоторых уравнениях реакций
(особенно ОВР) довольно сложно. Для упрощения
этой задачи в случае
окислительно-восстановительных реакций
используют следующие два метода:
а) метод электронного баланса
и
б) метод электронно-ионного баланса
.
Метод электронного баланса вы изучите сейчас, а
метод электронно-ионного баланса обычно
изучается в высших учебных заведениях.
Оба эти метода основаны на том, что электроны в
химических реакциях никуда не исчезают и
ниоткуда не появляются, то есть число принятых
атомами электронов равно числу электронов,
отданных другими атомами.
Число отданных и принятых электронов в методе
электронного баланса определяется по изменению
степени окисления атомов. При использовании
этого метода необходимо знать состав как
исходных веществ, так и продуктов реакции.
Рассмотрим применение метода электронного
баланса на примерах.
Пример 1. Составим уравнение реакции железа с хлором. Известно, что продуктом такой реакции является хлорид железа(III). Запишем схему реакции:
Fe + Cl 2 FeCl 3 .
Определим степени окисления атомов всех элементов, входящих в состав веществ, участвующих в реакции:
Атомы железа отдают электроны, а
молекулы хлора их принимают. Выразим эти
процессы электронными уравнениями
:
Fe – 3e
– = Fe +III ,
Cl 2 + 2e –
= 2Cl –I .
Чтобы число отданных электронов было равно числу принятых, надо первое электронное уравнение умножить на два, а второе – на три:
| Fe – 3e
– = Fe +III , Cl 2 + 2e – = 2Cl –I |
2Fe – 6e
– = 2Fe +III , 3Cl 2 + 6e – = 6Cl –I . |
Введя коэффициенты 2 и 3 в схему
реакции, получаем уравнение реакции:
2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3 .
Пример 2. Составим уравнение реакции горения белого фосфора в избытке хлора. Известно, что в этих условиях образуется хлорид фосфора(V):
| +V –I | ||||
| P 4 | + | Cl 2 | PCl 5 . |
Молекулы белого фосфора отдают электроны (окисляются), а молекулы хлора их принимают (восстанавливаются):
| P 4 – 20e
– = 4P +V Cl 2 + 2e – = 2Cl –I |
1 10 |
2 20 |
P 4 – 20e
– = 4P +V Cl 2 + 2e – = 2Cl –I |
P 4 – 20e
– = 4P +V 10Cl 2 + 20e – = 20Cl –I |
Полученные первоначально множители (2 и 20) имели общий делитель, на который (как будущие коэффициенты в уравнении реакции) и были разделены. Уравнение реакции:
P 4 + 10Cl 2 = 4PCl 5 .
Пример 3. Составим уравнение реакции, протекающей при обжиге сульфида железа(II) в кислороде.
Схема реакции:
| +III –II | +IV –II | |||||
| + | O 2 | + |
В этом случае окисляются и атомы
железа(II), и атомы серы(– II). В состав сульфида
железа(II) атомы этих элементов входят в отношении
1:1 (см. индексы в простейшей формуле).
Электронный баланс:
| 4 | Fe +II – e
– = Fe +III S –II – 6e – = S +IV |
Всего отдают 7е – |
| 7 | O 2 + 4e – = 2O –II |
Уравнение реакции: 4FeS + 7O 2 = 2Fe 2 O 3 + 4SO 2 .
Пример 4 . Составим уравнение реакции, протекающей при обжиге дисульфида железа(II) (пирита) в кислороде.
Схема реакции:
| +III –II | +IV –II | |||||
| + | O 2 | + |
Как и в предыдущем примере, здесь тоже окисляются и атомы железа(II), и атомы серы, но со степенью окисления – I. В состав пирита атомы этих элементов входят в отношении 1:2 (см. индексы в простейшей формуле). Именно в этом отношении атомы железа и серы вступают в реакцию, что и учитывается при составлении электронного баланса:
| Fe +III – e
– = Fe +III 2S –I – 10e – = 2S +IV |
Всего отдают 11е – | |
| O 2 + 4e – = 2O –II |
Уравнение реакции: 4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 .
Встречаются и более сложные случаи ОВР, с некоторыми из них вы познакомитесь, выполняя домашнее задание.
АТОМ-ОКИСЛИТЕЛЬ,
АТОМ-ВОССТАНОВИТЕЛЬ, ВЕЩЕСТВО-ОКИСЛИТЕЛЬ,
ВЕЩЕСТВО-ВОССТАНОВИТЕЛЬ, МЕТОД ЭЛЕКТРОННОГО
БАЛАНСА, ЭЛЕКТРОННЫЕ УРАВНЕНИЯ.
1.Составьте
электронный баланс к каждому уравнению ОВР,
приведенному в тексте § 1 этой главы.
2.Составьте уравнения ОВР, обнаруженных вами при
выполнении задания к § 1 этой главы. На этот раз
для расстановки коэффициентов используйте метод
электронного баланса. 3.Используя метод
электронного баланса, составьте уравнения
реакций, соответствующие следующим схемам: а) Na + I 2
NaI;
б) Na + O 2 Na 2 O 2 ;
в) Na 2 O 2 + Na Na 2 O;
г) Al + Br 2 AlBr 3 ;
д) Fe + O 2 Fe 3 O 4 (t
);
е) Fe 3 O 4 + H 2 FeO + H 2 O (t
);
ж) FeO + O 2 Fe 2 O 3 (t
);
и) Fe 2 O 3 + CO Fe + CO 2 (t
);
к) Cr + O 2 Cr 2 O 3 (t
);
л) CrO 3 + NH 3 Cr 2 O 3 + H 2 O + N 2
(t
);
м) Mn 2 O 7 + NH 3 MnO 2 + N 2 + H 2 O;
н) MnO 2 + H 2 Mn + H 2 O (t
);
п) MnS + O 2 MnO 2 + SO 2 (t
)
р) PbO 2 + CO Pb + CO 2 (t
);
с) Cu 2 O + Cu 2 S Cu + SO 2 (t
);
т) CuS + O 2 Cu 2 O +SO 2 (t
);
у) Pb 3 O 4 + H 2 Pb + H 2 O (t
).
9.3. Экзотермические реакции. Энтальпия
Почему происходят химические реакции?
Для ответа на этот вопрос вспомним, почему
отдельные атомы объединяются в молекулы, почему
из изолированных ионов образуется ионный
кристалл, почему при образовании электронной
оболочки атома действует принцип наименьшей
энергии. Ответ на все эти вопросы один и тот же:
потому, что это энергетически выгодно. Это
значит, что при протекании таких процессов
выделяется энергия. Казалось бы, что и химические
реакции должны протекать по этой же причине.
Действительно, можно провести множество реакций,
при протекании которых выделяется энергия.
Энергия выделяется, как правило, в виде теплоты.
Если при экзотермической реакции
теплота не успевает отводиться, то реакционная
система нагревается.
Например, в реакции горения метана
СН 4(г) + 2О 2(г) = СО 2(г) + 2Н 2 О (г)
выделяется столько теплоты, что метан
используется как топливо.
Тот факт, что в этой реакции выделяется теплота,
можно отразить в уравнении реакции:
СН 4(г) + 2О 2(г) = СО 2(г) + 2Н 2 О (г) + Q.
Это так называемое термохимическое
уравнение
. Здесь символ "+Q
" означает,
что при сжигании метана выделяется теплота. Эта
теплота называется тепловым эффектом реакции
.
Откуда же берется выделяющаяся теплота?
Вы знаете, что при химических реакциях рвутся и
образуются химические связи. В данном случае
рвутся связи между атомами углерода и водорода в
молекулах СН 4 , а также между атомами
кислорода в молекулах О 2 . При этом
образуются новые связи: между атомами углерода и
кислорода в молекулах СО 2 и между атомами
кислорода и водорода в молекулах Н 2 О. Для
разрыва связей нужно затратить энергию (см.
"энергия связи" , "энергия атомизации"),
а при образовании связей энергия выделяется.
Очевидно, что, если "новые" связи более
прочные, чем "старые" , то энергии выделится
больше, чем поглотится. Разность между
выделившейся и поглощенной энергией и
составляет тепловой эффект реакции.
Тепловой эффект (количество теплоты) измеряется
в килоджоулях, например:
2Н 2(г) + О 2(г) = 2Н 2 О (г) + 484 кДж.
Такая запись означает, что 484 килоджоуля теплоты выделится, если два моля водорода прореагируют с одним молем кислорода и при этом образуется два моля газообразной воды (водяного пара).
Таким образом, в термохимических уравнениях коэффициенты численно равны количествам вещества реагентов и продуктов реакции .
От чего зависит тепловой эффект каждой
конкретной реакции?
Тепловой эффект реакции зависит
а) от агрегатных состояний исходных веществ и
продуктов реакции,
б) от температуры и
в) от того, происходит ли химическое превращение
при постоянном объеме или при постоянном
давлении.
Зависимость теплового эффекта реакции от
агрегатного состояния веществ связана с тем, что
процессы перехода из одного агрегатного
состояния в другое (как и некоторые другие
физические процессы) сопровождаются выделением
или поглощением теплоты. Это также может быть
выражено термохимическим уравнением. Пример –
термохимическое уравнение конденсации водяного
пара:
Н 2 О (г) = Н 2 О (ж) + Q.
В термохимических уравнениях, а при
необходимости и в обычных химических уравнениях,
агрегатные состояния веществ указываются с
помощью буквенных индексов:
(г) – газ,
(ж) – жидкость,
(т) или (кр) – твердое или кристаллическое
вещество.
Зависимость теплового эффекта от температуры
связана с различиями в теплоемкостях
исходных
веществ и продуктов реакции.
Так как в результате экзотермической реакции при
постоянном давлении всегда увеличивается объем
системы, то часть энергии уходит на совершение
работы по увеличению объема, и выделяющаяся
теплота будет меньше, чем в случае протекания той
же реакции при постоянном объеме.
Тепловые эффекты реакций обычно рассчитывают
для реакций, протекающих при постоянном объеме
при 25 ° С и обозначают символом Q
o .
Если энергия выделяется только в виде теплоты, а
химическая реакция протекает при постоянном
объеме, то тепловой эффект реакции (Q V
)
равен изменению внутренней энергии
(D U
)
веществ-участников реакции, но с противоположным
знаком:
Q V = – U .
Под внутренней энергией тела понимают суммарную энергию межмолекулярных взаимодействий, химических связей, энергию ионизации всех электронов, энергию связей нуклонов в ядрах и все прочие известные и неизвестные виды энергии, " запасенные" этим телом. Знак " – " обусловлен тем, что при выделении теплоты внутренняя энергия уменьшается. То есть
U = – Q V .
Если же реакция протекает при постоянном давлении, то объем системы может изменяться. На совершение работы по увеличению объема также уходит часть внутренней энергии. В этом случае
U = – (Q P + A ) = –(Q P + P V ),
где Q p – тепловой эффект реакции, протекающей при постоянном давлении. Отсюда
Q P = – U – P V .
Величина, равная U + P V получила название изменение энтальпии и обозначается D H .
H = U + P V .
Следовательно
Q P = – H .
Таким образом, при выделении теплоты
энтальпия системы уменьшается. Отсюда старое
название этой величины: " теплосодержание" .
В отличие от теплового эффекта, изменение
энтальпии характеризует реакцию независимо от
того, протекает она при постоянном объеме или
постоянном давлении. Термохимические уравнения,
записанные с использованием изменения
энтальпии, называются термохимическими
уравнениями в термодинамической форме
. При
этом приводится значение изменения энтальпии в
стандартных условиях (25 °С, 101,3 кПа), обозначаемое H о
. Например:
2Н 2(г) + О 2(г) = 2Н 2 О (г) H о
= – 484 кДж;
CaO (кр) + H 2 O (ж) = Сa(OH) 2(кр) H о
= – 65 кДж.
Зависимость количества теплоты, выделяющейся в реакции (Q ) от теплового эффекта реакции (Q o) и количества вещества (n Б) одного из участников реакции (вещества Б – исходного вещества или продукта реакции) выражается уравнением:
Здесь Б – количество вещества Б, задаваемое коэффициентом перед формулой вещества Б в термохимическом уравнении.
Задача
Определите количество вещества водорода, сгоревшего в кислороде, если при этом выделилось 1694 кДж теплоты.
Решение
2Н 2(г) + О 2(г) = 2Н 2 О (г) + 484 кДж. |
|
|
Q = 1694 кДж,
6.Тепловой эффект реакции взаимодействия
кристаллического алюминия с газообразным хлором
равен 1408 кДж. Запишите термохимическое уравнение
этой реакции и определите массу алюминия,
необходимого для получения 2816 кДж теплоты с
использованием этой реакции. 9.4. Эндотермические реакции. Энтропия Кроме экзотермических реакций возможны реакции, при протекании которых теплота поглощается, и, если ее не подводить, то реакционная система охлаждается. Такие реакции называют эндотермическими . Тепловой эффект таких реакций
отрицательный. Например: Таким образом, энергия, выделяющаяся
при образовании связей в продуктах этих и им
подобных реакций, меньше, чем энергия,
необходимая для разрыва связей в исходных
веществах.
Возьмем две колбы и заполним одну из
них азотом (бесцветный газ), а другую – диоксидом
азота (бурый газ) так, чтобы и давление, и
температура в колбах были одинаковыми. Известно,
что эти вещества между собой не вступают в
химическую реакцию. Герметично соединим колбы
горлышками и установим их вертикально, так, чтобы
колба с более тяжелым диоксидом азота была внизу
(рис. 9.1). Через некоторое время мы увидим, что
бурый диоксид азота постепенно распространяется
в верхнюю колбу, а бесцветный азот проникает в
нижнюю. В результате газы смешиваются, и окраска
содержимого колб становится одинаковой. Таким образом,
Уравнения связи между энтропией (S
)
и другими величинами изучаются в курсах физики и
физической химии. Единица измерений энтропии [S
]
= 1 Дж/К. G = H – T S Условие самопроизвольного протекания реакции: G < 0. При низких температурах фактором, определяющим возможность протекания реакции в большей степени является энергетический фактор, а при высокой – энтропийный. Из приведенного уравнения, в частности, видно, почему не протекающие при комнатной температуре реакции разложения (энтропия увеличивается) начинают идти при повышенной температуре. ЭНДОТЕРМИЧЕСКАЯ
РЕАКЦИЯ, ЭНТРОПИЯ, ЭНЕРГЕТИЧЕСКИЙ ФАКТОР,
ЭНТРОПИЙНЫЙ ФАКТОР, ЭНЕРГИЯ ГИББСА.
2CuO (кр) + C (графит) = 2Cu (кр) + CO 2(г) составляет –46 кДж. Запишите
термохимическое уравнение и рассчитайте, какую
энергию нужно затратить для получения 1 кг меди
по такой реакции. CaCO 3(кр) = CaO (кр) + CO 2(г) – 179кДж образовалось 24,6 л углекислого газа.
Определите, какое количество теплоты было
израсходовано бесполезно. Сколько граммов
оксида кальция при этом образовалось? |
Существует два типа химических реакций:
A Реакции, в которых не изменяется степень окисления элементов:
Реакции присоединения
SO 2 + Na 2 O = Na 2 SO 3
Реакции разложения
Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O
Реакции обмена
AgNO 3 + KCl = AgCl + KNO 3
NaOH + HNO 3 = NaNO 3 + H 2 O
B Реакции, в которых происходит изменение степеней окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих соединений и передача электронов от одних соединений к другим:
2Mg 0 + O 2 0 = 2Mg +2 O -2
2KI -1 + Cl 2 0 = 2KCl -1 + I 2 0
Mn +4 O 2 + 4HCl -1 = Mn +2 Cl 2 + Cl 2 0 + 2H 2 O
Такие реакции называются окислительно - восстановительными.
Степень окисления - это условный заряд атома в молекуле, вычисленный в предположении, что молекула состоит из ионов и в целом электронейтральна.
Наиболее электроотрицательные элементы в соединении имеют отрицательные степени окисления, а атомы элементов с меньшей электроотрицательностью - положительные.
Степень окисления - формальное понятие; в ряде случаев степень окисления не совпадает с валентностью.
Например :
N 2 H 4 (гидразин)
степень окисления азота – -2; валентность азота – 3.
Расчет степени окисления
Для вычисления степени окисления элемента следует учитывать следующие положения:
1. Степени окисления атомов в простых веществах равны нулю (Na 0 ; H 2 0).
2. Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов, входящих в состав молекулы, всегда равна нулю, а в сложном ионе эта сумма равна заряду иона.
3. Постоянную степень окисления в соединениях с атомами других элементов имеют атомы: щелочных металлов (+1), щелочноземельных металлов (+2), фтора
(-1), водорода (+1) (кроме гидридов металлов Na + H - , Ca 2+ H 2 - и др., где степень окисления водорода -1), кислорода (-2) (кроме F 2 -1 O +2 и пероксидов, содержащих группу –O–O–, в которой степень окисления кислорода -1).
4. Для элементов положительная степень окисления не может превышать величину, равную номеру группы периодической системы.
Примеры :
V 2 +5 O 5 -2 ; Na 2 +1 B 4 +3 O 7 -2 ; K +1 Cl +7 O 4 -2 ; N -3 H 3 +1 ; K 2 +1 H +1 P +5 O 4 -2 ; Na 2 +1 Cr 2 +6 O 7 -2
Окисление, восстановление
В окислительно-восстановительных реакциях электроны от одних атомов, молекул или ионов переходят к другим. Процесс отдачи электронов - окисление. При окислении степень окисления повышается:
H 2 0 - 2ē = 2H + + 1/2О 2
S -2 - 2ē = S 0
Al 0 - 3ē = Al +3
Fe +2 - ē = Fe +3
2Br - - 2ē = Br 2 0
Процесс присоединения электронов - восстановление: При восстановлении степень окисления понижается.
Mn +4 + 2ē = Mn +2
S 0 + 2ē = S -2
Cr +6 +3ē = Cr +3
Cl 2 0 +2ē = 2Cl -
O 2 0 + 4ē = 2O -2
Атомы, молекулы или ионы, которые в данной реакции присоединяют электроны являются окислителями, а которые отдают электроны - восстановителями.
Окислитель в процессе реакции восстанавливается, восстановитель - окисляется.
Окислительно-восстановительные свойства вещества и степени окисления входящих в него атомов
Соединения, содержащие атомы элементов с максимальной степенью окисления, могут быть только окислителями за счет этих атомов, т.к. они уже отдали все свои валентные электроны и способны только принимать электроны. Максимальная степень окисления атома элемента равна номеру группы в периодической таблице, к которой относится данный элемент. Соединения, содержащие атомы элементов с минимальной степенью окисления могут служить только восстановителями, поскольку они способны лишь отдавать электроны, потому, что внешний энергетический уровень у таких атомов завершен восемью электронами. Минимальная степень окисления у атомов металлов равна 0, для неметаллов - (n–8) (где n- номер группы в периодической системе). Соединения, содержащие атомы элементов с промежуточной степенью окисления, могут быть и окислителями и восстановителями, в зависимости от партнера, с которым взаимодействуют и от условий реакции.
Важнейшие восстановители и окислители
Восстановители
Окись углерода (II) (CO).
Сероводород (H 2 S);
оксид серы (IV) (SO 2);
сернистая кислота H 2 SO 3 и ее соли.
Галогеноводородные кислоты и их соли.
Катионы металлов в низших степенях окисления: SnCl 2 , FeCl 2 , MnSO 4 , Cr 2 (SO4) 3 .
Азотистая кислота HNO 2 ;
аммиак NH 3 ;
гидразин NH 2 NH 2 ;
оксид азота(II) (NO).
Катод при электролизе.
Окислители
Галогены.
Перманганат калия(KMnO 4);
манганат калия (K 2 MnO 4);
оксид марганца (IV) (MnO 2).
Дихромат калия (K 2 Cr 2 O 7);
хромат калия (K 2 CrO 4).
Азотная кислота (HNO 3).
Серная кислота (H 2 SO 4) конц.
Оксид меди(II) (CuO);
оксид свинца(IV) (PbO 2);
оксид серебра (Ag 2 O);
пероксид водорода (H 2 O 2).
Хлорид железа(III) (FeCl 3).
Бертоллетова соль (KClO 3).
Анод при электролизе.
Установите соответствие между уравнением реакции и свойством элемента азота, которое он проявляет в этой реакции: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.
Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.
Ответ: 4221
Пояснение:
А) NH 4 HCO 3 – соль, в состав которой входит катион аммония NH 4 + . В катионе аммония азот всегда имеет степень окисления, равную -3. В результате реакции он превращается в аммиак NH 3 . Водород практически всегда (кроме его соединений с металлами) имеет степень окисления, равную +1. Поэтому, чтобы молекула аммиака была электронейтральной, азот должен иметь степень окисления, равную -3. Таким образом, изменения степени окисления азота не происходит, т.е. он не проявляет окислительно-восстановительных свойств.
Б) Как уже было показано выше, азот в аммиаке NH 3 имеет степень окисления -3. В результате реакции с CuO аммиак превращается в простое вещество N 2 . В любом простом веществе степень окисления элемента, которым оно образовано, равна нулю. Таким образом, атом азота теряет свой отрицательный заряд, а поскольку за отрицательный заряд отвечают электроны, это означает их потерю атомом азота в результате реакции. Элемент, который в результате реакции теряет часть своих электронов, называется восстановителем.
В) В результате реакции NH 3 со степенью окисления азота, равной -3, превращается в оксид азота NO. Кислород практически всегда имеет степень окисления, равную -2. Поэтому для того, чтобы молекула оксида азота была электронейтральной, атом азота должен иметь степень окисления +2. Это означает, что атом азота в результате реакции изменил свою степень окисления с -3 до +2. Это говорит о потере атомом азота 5 электронов. То есть азот, как и случает Б, является восстановителем.
Г) N 2 – простое вещество. Во всех простых веществах элемент, который их образует, имеет степень окисления, равную 0. В результате реакции азот превращается в нитрид лития Li3N. Единственная степень окисления щелочного металла, кроме нуля (степень окисления 0 бывает у любого элемента), равна +1. Таким образом, чтобы структурная единица Li3N была электронейтральной, азот должен иметь степень окисления, равную -3. Получается, что в результате реакции азот приобрел отрицательный заряд, что означает присоединение электронов. Азот в данной реакции окислитель.
Расчет степени окисления
Резюме
1. Формирование кадрового состава - одна из наиболее существенных областей работы менеджера по персоналу.
2. Для того чтобы обеспечить организацию необходимым кадровым ресурсом, важно разработать адекватную задачам ситуацию во внешней среде и технологию деятельности, структуру фирмы; рассчитать потребность в персонале.
3. Для разработки программ найма необходимо провести анализ кадровой ситуации в регионе, разработать процедуры привлечения и оценки кандидатов, провести адаптационные мероприятия по включению новых сотрудников в организацию.
Контрольные вопросы
- Какие группы факторов необходимо учесть при создании организационной структуры?
- Какие этапы проектирования организации могут быть выделены?
- Объясните понятие “качественная оценка потребности в персонале”.
- Охарактеризуйте понятие “дополнительная потребность в персонале”.
- С какой целью проводится анализ кадровой ситуации в регионе?
- С какой целью проводится анализ деятельности?
- Какие стадии анализа деятельности можно выделить?
- Объясните, что представляет собой профессиограмма?
- Какие факторы внешней среды влияют на процесс набора кандидатов?
- Охарактеризуйте источники внутреннего и внешнего найма.
- Как оценить качество набора?
- Какие методы используются при оценке кандидатов?
- Какие парадигмы конкурсного набора вы знаете?
- Назовите этапы адаптации сотрудника в организации.
Для вычисления степени окисления элемента следует учитывать следующие положения:
1. Степени окисления атомов в простых веществах равны нулю (Na 0 ; H 2 0).
2. Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов, входящих в состав молекулы, всегда равна нулю, а в сложном ионе эта сумма равна заряду иона.
3. Постоянную степень окисления имеют атомы: щелочных металлов (+1), щелочноземельных металлов (+2), водорода (+1) (кроме гидридов NaH, CaH 2 и др., где степень окисления водорода -1), кислорода (-2) (кроме F 2 -1 O +2 и пероксидов, содержащих группу–O–O–, в которой степень окисления кислорода -1).
4. Для элементов положительная степень окисления не может превышать величину, равную номеру группы периодической системы.
Примеры:
V 2 +5 O 5 -2 ; Na 2 +1 B 4 +3 O 7 -2 ; K +1 Cl +7 O 4 -2 ; N -3 H 3 +1 ; K 2 +1 H +1 P +5 O 4 -2 ; Na 2 +1 Cr 2 +6 O 7 -2
Существует два типа химических реакций:
A Реакции, в которых не изменяется степень окисления элементов:
Реакции присоединения
SO 2 + Na 2 O Na 2 SO 3
Реакции разложения
Cu(OH) 2 – t CuO + H 2 O
Реакции обмена
AgNO 3 + KCl AgCl + KNO 3
NaOH + HNO 3 NaNO 3 + H 2 O
B Реакции, в которых происходит изменение степеней окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих соединений:
2Mg 0 + O 2 0 2Mg +2 O -2
2KCl +5 O 3 -2 – t 2KCl -1 + 3O 2 0
2KI -1 + Cl 2 0 2KCl -1 + I 2 0
Mn +4 O 2 + 4HCl -1 Mn +2 Cl 2 + Cl 2 0 + 2H 2 O
Такие реакции называются окислительно - восстановительными.
По этому признаку различают окислительно-восстановительные реакции и реакции, протекающие без изменения степеней окисления химических элементов.
К ним относится множество реакций, в том числе все реакции замещения, а также те реакции соединения и разложения, в которых участвует хотя бы одно простое вещество, например:
Как вы помните, коэффициенты в сложных окислительно-восстановительных реакциях расставляют, используя метод электронного баланса:
В органической химии ярким примером окислительно-восстановительных реакций могут служить свойства альдегидов.
1. Они восстанавливаются в соответствующие спирты:
2. Альдегиды окисляются в соответствующие кислоты:
Сущность всех приведенных выше примеров окислительно-восстановительных реакций была представлена с помощью хорошо известного вам метода электронного баланса. Он основан на сравнении степеней окисления атомов в реагентах и продуктах реакции и на балансировании числа электронов в процессах окисления и восстановления. Этот метод применяют для составления уравнений реакций, протекающих в любых фазах. Этим он универсален и удобен. Но в то же время он имеет серьезный недостаток - при выражении сущности окислительно-восстановительных реакций, протекающих в растворах, указываются частицы, которые реально не существуют.
В этом случае удобнее использовать другой метод - метод полуреакций. Он основан на составлении ионноэлектронных уравнений для процессов окисления и восстановления с учетом реально существующих частиц и последующем суммировании их в общее уравнение. В этом методе не используют понятие «степень окисления», а продукты определяются при выводе уравнения реакции.
Продемонстрируем этот метод на примере: составим уравнение окислительно-восстановительной реакции цинка с концентрированной азотной кислотой.
1. Записываем ионную схему процесса, которая включает только восстановитель и продукт его окисления, окислитель и продукт его восстановления:
2. Составляем ионно-электронное уравнение процесса окисления (это 1-я полуреакция):
3. Составляем ионно-электронное уравнение процесса восстановления (это 2-я полуреакция):
Обратите внимание: электронно-ионные уравнения составляются в соответствии с законом сохранения массы и заряда.
4. Записываем уравнения полуреакций так, чтобы число электронов между восстановителем и окислителем было сбалансированно:
5. Суммируем почленно уравнения полуреакций. Составляем общее ионное уравнение реакции:
Проверяем правильность составления уравнения реакции в ионном виде:
- Соблюдение равенства по числу атомов элементов и по числу зарядов
- Число атомов элементов должно быть равно в левой и правой частях ионного уравнения реакции.
- Общий заряд частиц в левой и правой частях ионного уравнения должен быть одинаков.
6. Записываем уравнение в молекулярной форме. Для этого добавляем к ионам, входящим в ионное уравнение, необходимое число ионов противоположного заряда:
Реакции, идущие без изменения степеней окисления химических элементов . К ним, например, относятся все реакции ионного обмена, а также многие реакции соединения, например:
многие реакции разложения:
реакции этерификации: