Водород с металлами степень окисления
Перед тем как начать писать окислительно-восстановительные реакции, необходимо знать какие степени окисления может проявлять тот или иной химический элемент. Рассмотрим степени окисления, знание которых необходимо для успешной сдачи ЕГЭ.
Элементы с постоянными степенями окисления в сложных соединениях:
| Степень окисления | Элементы | Примеры соединений | Названия соединений |
|---|---|---|---|
| -1 | F | NaF OF2 | Фторид натрия Фторид кислорода |
| +1 | Все металлы 1-ой группы главной подгруппы (Li-Fr) | Na2O KH | Оксид натрия Гирид калия |
| +2 | Все металлы 2-ой группы главной подгруппы (Be-Ra), а также Zn и Cd | BeO CaH2 | Оксид бериллия Гидрид кальция |
| +3 | Al | Al2O3 Al(OH)3 Al2(SO4)3 | Оксид алюминия Гидроксид алюминия Сульфат алюминия |
Элементы с переменными степенями окисления:
1. Водород
| Степень окисления | Примеры соединений | Названия соединений | Комментарий |
|---|---|---|---|
| 0 | H2 | Водород (простое вещество) | В твердом состоянии, как и все газы, образует молекулярную кристаллическую решетку |
| +1 | H2O H2O2 H2SO4 KOH NaHSO3 | Вода Пероксид водорода Серная кислота Гидроксид калия Гидросульфит натрия | В таких соединениях, как вода, пероксид водорода, все кислоты, основания, кислые соли, все органические соединения |
| -1 | NaH CaH2 | Гидрид натрия Гидрид кальция | Только с металлами водород может проявлять степень окисления -1 |
2. Кислород
Положительные степени окисления кислород проявляет только в соединениях с фтором
3. Сера
| Степень окисления | Примеры соединений | Названия соединений | Комментарий |
|---|---|---|---|
| 0 | S8 | Сера | Светло-желтый порошок; нерастворим в воде, тяжелее её, но в воде не тонет, плавает на её поверхности, так как ею не смачивается. Молекулы S8 образуют молекулярную кристаллическую решетку. Сера существует в виде нескольких аллотропных модификаций: ромбическая, моноклинная, пластическая. |
| -2 | H2S CaS | Сероводородная кислота Сульфид кальция | Все сульфиды |
| -1 | FeS2 | Персульфид железа (II) (пирит, серный колчедан, железный колчедан) | Единственное соединение со ст. ок. -1 |
| +4 | SO2 H2SO3 CaSO3 | Оксид серы (IV) Сернистая кислота Сульфит кальция | В таких соединениях как оксид серы (IV), сернистой кислоте и всех её солях |
| +6 | SO3 H2SO4 CaSO4 | Оксид серы (VI) Серная кислота Сульфат кальция | В таких соединениях как оксид серы (VI), серной кислоте и всех её солях |
4. Азот
| Степень окисления | Примеры соединений | Названия соединений | Комментарий |
|---|---|---|---|
| 0 | N2 | Азот (простое вещество) | В твердом состоянии, как и все газы, образует молекулярную кристаллическую решетку |
| -3 | NH3 Na3N Ca3N2 | Аммиак Нитрид натрия Нитрид кальция | В таких соединениях, как аммиак и все нитриды |
| -2 | N2H4 | Гидразин | Степени окисления -2 и -1 встречаются только в органических соединениях |
| -1 | NH2OH | Гидроксиламин | |
| +1 | N2O | Оксид азота (I) | Азот проявляет положительные степени окисления только в соединениях с кислородом и фтором |
| +2 | NO | Оксид азота (II) | |
| +3 | N2O3 HNO2 NF3 | Оксид азота (III) Азотистая кислота Фторид азота (III) | В таких соединениях, как оксид азота (III), азотистой кислоте и всех её солях, фториде азота (III) |
| +4 | NO2 | Оксид азота (IV) | Смешанный оксид азота (IV) |
| +5 | N2O5 HNO3 | Оксид азота (V) Азотная кислота | В таких соединениях, как оксид азота (V), азотной кислоте и всех её солях |
5. Галогены*
* Для фтора только 0 и -1; At также является галогеном, но его не рассматриваем, так как в природе его практически нет.
6. Углерод**
| Степень окисления | Примеры соединений | Названия соединений | Комментарий |
|---|---|---|---|
| 0 | C | Углерод | Аллотропные модификации: алмаз, графит, карбин (черный порошок, полимерные цепи -CC-, =С=С=), фуллерены (темные, похожие на сажу, C60-C200) |
| +2 | CO | Оксид углерода (II) (угарный газ) | В таких соединениях как CO, а также в некоторых органических соединениях |
| +4 | CO2 |
** В органических соединениях углерод проявляет все степени окисления от -4 (например, CH4) до +3 (например, CH3COOH).
Степень окисления водорода
Водород – первый элемент Периодической таблицы. Обозначение – H. Водород бесцветный газ, не имеющий запаха.
При температуре ниже -240 o С (критическая температура водорода) он под давлением сжижается. Если испарять полученную жидкость, то образуется твердый водород в виде прозрачных кристаллов, плавящихся при -259,2 o С.
Водород – самый легкий из всех газов, он в 14,5 раз легче воздуха; масса 1 л водорода при нормальных условиях равна 0,09 г. В воде водород растворим очень мало, но в некоторых металлах, например в никеле, паладии, платине, растворяется в значительных количествах.
Водород имеет три изотопа: протий 1 H, дейтерий 2 H или D и тритий 3 H или T. Их массовые числа равны 1, 2 и 3. Протий и дейтерий стабильны, тритий – радиоактивен. Ядро атома водорода 1 H содержит один протон. Ядра дейтерия и трития включают кроме одного протона соответственно один и два нейтрона.
Молекула водорода состоит из двух атомов – H2.
Степень окисления водорода в соединениях
Имея один электрон, водород образует лишь двухатомные молекулы с электронной конфигурацией невозбужденного состояния σ 2 s. При этом возможны молекулы легкого водорода – протия H2, тяжелого водорода – дейтерия D2, трития T2, протодейтерия HD, прототрития HT и дейтеротрития DT. Все эти молекулы образуются за счет ковалентных неполярных связей, следовательно, степень водорода в простых веществах равна нулю.
Постоянную степень окисления (+1) в большинстве соединений проявляет водород, например H +1 Cl -1 , H +1 2O -2 , P -3 H +1 3. Однако в гидридах степень окисления водорода – (-1), например Li +1 H -1 , Ca +2 H -1 2.
Поскольку для водорода возможны положительная и отрицательная степени окисления, водород может проявлять и восстановительные и окислительные свойства.
В качестве окислителя водород взаимодействует с активными металлами:
2Na 0 + H o 2 = 2Na +1 H -1 .
Восстановительные свойства водород проявляет по отношению ко многим оксидам и галогенидам:
Cu +2 O + H o 2 = Cu 0 + H +1 2O;
V +2 Cl2 + H o 2 = V 0 + H +1 Cl .
Примеры решения задач
| Задание | Какую степень окисления имеют азот, фосфор, хлор, углерод и сера в соединениях, формулы которых NH3, PH3, HCl, CH4, H2S? |
| Ответ | Для того, чтобы определить степень окисления конкретного элемента в соединении, нужно указать степени окисления известных элементов, а затем записать уравнения электронейтральности. |
Рассмотрим на примере молекулы аммиака. Известно, что водород во всех соединения за исключением гидридов проявляет степень окисления (+1):
Примем за «х» значение степени окисления азота. Уравнение электронейтральности будет выглядеть следующим образом:
Степень окисления азота в аммиаке равна (-3).
Аналогичным образом определяем степени окисления фосфора, хлора, углерода и серы в фосфине, хлороводороде, метане и сероводороде. Они будут равны (-3), (-1), (-4) и (-2), соответственно.
| Задание | Какую степень окисления имеют элементы в оксидах, формулы которых Li2O, CaO, Al2O3, SiO2, N2O5, SO3, Cl2O7? |
| Ответ | Для того, чтобы определить степень окисления конкретного элемента в соединении, нужно указать степени окисления известных элементов, а затем записать уравнения электронейтральности. Известно, что кислород проявляет в оксидах степень окисления (-2). |
Рассмотрим на примере молекулы оксида лития. Примем значение степени окисления лития за «x». Уравнение электронейтральности будет выглядеть следующим образом:
Степень окисления лития равна (-3).
Физические и химические свойства водорода
Атомная масса – 1 а.е.м. Молекула водорода двухатомна – Н2.
Электронная конфигурация атома водорода – 1s 1 . Водород относится к семейству s-элементов. В своих соединениях проявляет степени окисления -1, 0, +1. Природный водород состоит из двух стабильных изотопов – протия 1 Н (99,98%) и дейтерия 2 Н (D) (0,015%) – и радиоактивного изотопа трития 3 Н (Т) (следовые количества, период полураспада – 12,5 лет).
Химические свойства водорода
При обычных условиях молекулярный водород проявляет сравнительно низкую реакционную способность, что объясняется высокой прочностью связей в молекуле. При нагревании вступает во взаимодействие практически со всеми простыми веществами, образованными элементами главных подгрупп (кроме благородных газов, B, Si, P, Al). В химических реакциях может выступать как в роли восстановителя (чаще), так и окислителя (реже).
Водород проявляет свойства восстановителя (Н2 0 -2е → 2Н + ) в следующих реакциях:
1. Реакции взаимодействия с простыми веществами – неметаллами. Водород реагирует с галогенами, причем, реакция взаимодействия со фтором при обычных условиях, в темноте, со взрывом, с хлором – при освещении (или УФ-облучении) по цепному механизму, с бромом и йодом только при нагревании; кислородом (смесь кислорода и водорода в объемном отношении 2:1 называют «гремучим газом»), серой, азотом и углеродом:
2H2 + O2 = 2H2O + Q (t );
H2 + S = H2S (t = 150 – 300 C);
3H2 + N2 ↔ 2NH3 (t = 500 C, p, kat = Fe, Pt);
2H2 + C ↔ CH4 (t , p, kat).
2. Реакции взаимодействия со сложными веществами. Водород реагирует с оксидами малоактивных металлов, причем он способен восстанавливать только металлы, стоящие в ряду активности правее цинка:
CuO + H2 = Cu + H2O (t );
Fe2O3 + 3H2 = 2Fe + 3H2O (t );
WO3 + 3H2 = W + 3H2O (t ).
Водород реагирует с оксидами неметаллов:
H2 + CO2 ↔ CO + H2O (t );
2H2 + CO ↔ CH3OH (t = 300 C, p = 250 – 300 атм., kat = ZnO, Cr2O3).
Водород вступает в реакции гидрирования с органическими соединениями класса циклоалканов, алкенов, аренов, альдегидов и кетонов и др. Все эти реакции проводят при нагревании, под давлением, в качестве катализаторов используют платину или никель:
Водород в качестве окислителя (Н2 +2е → 2Н — ) выступает в реакциях взаимодействия со щелочными и щелочноземельными металлами. При этом образуются гидриды – кристаллические ионные соединения, в которых водород проявляет степень окисления -1.
2Na +H2 ↔ 2NaH (t , p).
Ca + H2 ↔ CaH2 (t , p).
Физические свойства водорода
Водород – легкий бесцветный газ, без запаха, плотность при н.у. – 0,09 г/л, в 14,5 раз легче воздуха, tкип = -252,8 С, tпл = — 259,2 С. Водород плохо растворим в воде и органически растворителях, хорошо растворим в некоторых металлах: никеле, палладии, платине.
По данным современной космохимии водород является самым распространенным элементом Вселенной. Основная форма существования водорода в космическом пространстве – отдельные атомы. По распространенности на Земле водород занимает 9 место среди всех элементов. Основное количество водорода на Земле находится в связанном состоянии – в составе воды, нефти, природного газа, каменного угля и т.д. В виде простого вещества водород встречается редко – в составе вулканических газов.
Получение водорода
Различают лабораторные и промышленные способы получения водорода. К лабораторным способам относят взаимодействие металлов с кислотами (1), а также взаимодействие алюминия с водными растворами щелочей (2). Среди промышленных способов получения водорода большую роль играют электролиз водных растворов щелочей и солей (3) и конверсия метана (4):
| Задание | При взаимодействии 23,8 г металлического олова с избытком соляной кислоты выделился водород, в количестве, достаточном, чтобы получить 12,8 г металлической меди Определите степень окисления олова в полученном соединении. |
| Решение | Исходя из электронного строения атома олова (…5s 2 5p 2 ) можно сделать вывод, что для олова характерны две степени окисления — +2, +4. На основании этого составим уравнения возможных реакций: |
Найдем количество вещества меди:
v(Cu) = m(Cu)/M(Cu) = 12,8/64 = 0,2 моль.
Согласно уравнению 3, количество вещества водорода:
Зная массу олова, найдем его количество вещества:
v(Sn) = m(Sn)/M(Sn) = 23,8/119 = 0,2 моль.
Сравним количества вещества олова и водорода по уравнения 1 и 2 и по условию задачи:
v(Sn): v(H2) = 0,2:0,2 = 1:1 (условие задачи).
Следовательно, олово взаимодействует с соляной кислотой по уравнению 1 и степень окисления олова равна +2.
| Задание | Газ, выделившийся при действии 2,0 г цинка на 18,7 мл 14,6%-ной соляной кислоты (плотность раствора 1,07 г/мл), пропустили при нагревании над 4,0 г оксида меди (II). Чему равна масса полученной твердой смеси? |
| Решение | При действии цинка на соляную кислоту выделяется водород: |
который при нагревании восстанавливает оксид меди (II) до меди (2):
Найдем количества веществ в первой реакции:
m(р-ра НСl) = 18,7 . 1,07 = 20,0 г;
m(НСl) = 20,0 . 0,146 = 2,92 г;
v(НСl) = 2,92/36,5 = 0,08 моль;
v(Zn) = 2,0/65 = 0,031 моль.
Цинк находится в недостатке, поэтому количество выделившегося водорода равно:
Во второй реакции в недостатке находится водород, поскольку:
v(СuО) = 4,0/80 = 0,05 моль.
В результате реакции 0,031 моль СuО превратится в 0,031 моль Сu, и потеря массы составит:
Водород: химия водорода и его соединений
Водород расположен в главной подгруппе I группы и в первом периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.
Электронное строение водорода
Электронная конфигурация водорода в основном состоянии :
+1H 1s 1 1sАтом водорода содержит на внешнем энергетическом уровне один неспаренный электрон в основном энергетическом состоянии.
Степени окисления атома водорода — от -1 до +1. Характерные степени окисления -1, 0, +1.
Физические свойства
Водород – легкий газ без цвета, без запаха. Молекула водорода состоит из двух атомов, связанных между собой ковалентной неполярной связью:
Н–Н
Соединения водорода
Основные степени окисления водорода +1, 0, -1.
Типичные соединения водорода:
вода H2O и др. летучие водородные соединения (HCl, HBr)
кислые соли (NaHCO3 и др.)
основания NaOH, Cu(OH)2
Способы получения
Еще один важный промышленный способ получения водорода — паровая конверсия метана. При взаимодействии перегретого водяного пара с метаном образуется угарный газ и водород:
Также возможна паровая конверсия угля:
C 0 + H2 + O → C +2 O + H2 0
Химические свойства
1. Водород проявляет свойства окислителя и свойства восстановителя. Поэтому водород реагирует с металлами и неметаллами.
1.1. С активными металлами водород реагирует с образованием гидридов :
2Na + H2 → 2NaH
1.2. В специальных условиях водород реагирует с серой с образованием бинарного соединения сероводорода:
1.3. Водород не реагирует с кремнием .
1.4. С азотом водород реагирует при нагревании под давлением в присутствии катализатора с образованием аммиака:
1.5. В специальных условиях водород реагирует с углеродом .
1.6. Водород горит , взаимодействует с кислородом со взрывом:
2. Водород взаимодействует со сложными веществами:
2.1. Восстанавливает металлы из основных и амфотерных оксидов . Восстановить из оксида водородом можно металлы, расположенные в электрохимическом ряду напряжений после алюминия. При этом образуются металл и вода.
Например , водород взаимодействует с оксидом цинка с образованием цинка и воды:
ZnO + H2 → Zn + H2O
Также водород восстанавливает медь из оксида меди:
СuO + H2 → Cu + H2O
Водород восстанавливает оксиды некоторых неметаллов .
Например , водород взаимодействует с оксидом азота (I):
2.2. С органическими веществами водород вступает в реакции присоединения (реакции гидрирования).
Применение водорода
Применение водорода основано на его физических и химических свойствах:
- как легкий газ, он используется для наполнения аэростатов (в смеси с гелием);
- кислородно-водородное пламя применяется для получения высоких температур при сварке металлов;
- как восстановитель используется для получения металлов (молибдена, вольфрама и др.) из их оксидов;
- водород используется для получения аммиака и искусственного жидкого топлива;
- получение твердых жиров (гидрогенизация).
Водородные соединения металлов
Соединения металлов с водородом — солеобразные гидриды МеНх. Это твердые вещества белого цвета с ионным строением. Устойчивые гидриды образуют активные металлы (щелочные, щелочноземельные и др.).
Гидриды металлов можно получить непосредственным взаимодействием активных металлов и водорода.
Например , при взаимодействии натрия с водородом образуется гидрид натрия:
Гидрид кальция можно получить из кальция и водорода:
Химические свойства
1. Солеобразные гидриды легко разлагаются водой .
Например , гидрид натрия в водной среде разлагается на гидроксид натрия и водород:
NaH + H2O → NaOH + H2
2. При взаимодействии с кислотами гидриды металлов образуют соль и водород.
Например , гидрид натрия реагирует с соляной кислотой с образованием хлорида натрия и водорода:
NaH + HCl → NaCl + H2
3. Солеобразные гидриды проявляют сильные восстановительные свойства и взаимодействуют с окислителями (кислород, галогены и др.)
Например , гидрид натрия окисляется кислородом:
2NaH + O2 = 2NaOH
Гидрид натрия также окисляется хлором :
NaH + Cl2 = NaCl + HCl
Летучие водородные соединения
Соединения водорода с неметаллами — летучие водородные соединения.
Строение и физические свойства
Все летучие водородные соединения — газы (кроме воды).
Способы получения силана
Силан образуется при взаимодействии соляной кислоты с силицидом магния:
Видеоопыт получения силана из силицида магния можно посмотреть здесь.
Способы получения аммиака
В лаборатории аммиак получают при взаимодействии солей аммония с щелочами. Поск ольку аммиак очень хорошо растворим в воде, для получения чистого аммиака используют твердые вещества.
Например , аммиак можно получить нагреванием смеси хлорида аммония и гидроксида кальция. При нагревании смеси происходит образование соли, аммиака и воды:
Тщательно растирают ступкой смесь соли и основания и нагревают смесь. Выделяющийся газ собирают в пробирку (аммиак — легкий газ и пробирку нужно перевернуть вверх дном). Влажная лакмусовая бумажка синеет в присутствии аммиака.
Видеоопыт получения аммиака из хлорида аммония и гидроксида кальция можно посмотреть здесь.
Еще один лабораторный способ получения аммиака – гидролиз нитридов.
Например , гидролиз нитрида кальция:
В промышленности аммиак получают с помощью процесса Габера: прямым синтезом из водорода и азота.
Процесс проводят при температуре 500-550 о С и в присутствии катализатора. Для синтеза аммиака применяют давления 15-30 МПа. В качестве катализатора используют губчатое железо с добавками оксидов алюминия, калия, кальция, кремния. Для полного использования исходных веществ применяют метод циркуляции непрореагировавших реагентов: не вступившие в реакцию азот и водород вновь возвращают в реактор.
Более подробно про технологию производства аммиака можно прочитать здесь.
Способы получения фосфина
В лаборатории фосфин получают водным или кислотным гидролизом фосфидов – бинарных соединений фосфора и металлов.
Например , фосфин образуется при водном гидролизе фосфида кальция:
Или при кислотном гидролизе, например , фосфида магния в соляной кислоте:
Еще один лабораторный способ получения фосфина – диспропорционирование фосфора в щелочах.
Например , фосфор реагирует с гидроксидом калия с образованием гипофосфита калия и фосфина:
Способы получения сероводорода
1. В лаборатории сероводород получают действием минеральных кислот на сульфиды металлов, расположенных в ряду напряжений левее железа.
Например , при действии соляной кислоты на сульфид железа (II):
FeS + 2HCl → FeCl2 + H2S↑
Еще один способ получения сероводорода – прямой синтез из водорода и серы:
Еще один лабораторный способ получения сероводорода – нагревание парафина с серой.
Видеоопыт получения и обнаружения сероводорода можно посмотреть здесь.
2. Также сероводород образуется при взаимодействии растворимых солей хрома (III) и алюминия с растворимыми сульфидами. Сульфиды хрома (III) и алюминия необратимо гидролизуются в водном растворе.
Например: х лорид хрома (III) реагирует с сульфидом натрия с образованием гидроксида хрома (III), сероводорода и хлорида натрия:
Химические свойства силана
1. Силан — неустойчивое водородное соединение (самовоспламеняется на воздухе). При сгорании силана на воздухе образуется оксид кремния (IV) и вода:
Видеоопыт сгорания силана можно посмотреть здесь.
2. Силан разлагается водой с выделением водорода:
3. Силан разлагается (окисляется) щелочами :
4. Силан при нагревании разлагается :
Химические свойства фосфина
1. В водном растворе фосфин проявляет очень слабые основные свойства (за счет неподеленной электронной пары). Принимая протон (ион H + ), он превращается в ион фосфония. Основные свойства фосфина гораздо слабее основных свойств аммиака. Проявляются при взаимодействии с безводными кислотами .
Например , фосфин реагирует с йодоводородной кислотой:
Соли фосфония неустойчивые, легко гидролизуются.
2. Фосфин PH3 – сильный восстановитель за счет фосфора в степени окисления -3. На воздухе самопроизвольно самовоспламеняется:
3. Как сильный восстановитель, фосфин легко окисляется под действием окислителей.
Например , азотная кислота окисляет фосфин. При этом фосфор переходит в степень окисления +5 и образует фосфорную кислоту.
Серная кислота также окисляет фосфин:
С фосфином также реагируют другие соединения фосфора, с более высокими степенями окисления фосфора.
Например , хлорид фосфора (III) окисляет фосфин:
2PH3 + 2PCl3 → 4P + 6HCl
Химические свойства сероводорода
1. В водном растворе сероводород проявляет слабые кислотные свойства. Взаимодействует с сильными основаниями, образуя сульфиды и гидросульфиды:
Например , сероводород реагирует с гидроксидом натрия:
H2S + 2NaOH → Na2S + 2H2O
H2S + NaOH → NaНS + H2O
2. Сероводород H2S – очень сильный восстановитель за счет серы в степени окисления -2. При недостатке кислорода и в растворе H2S окисляется до свободной серы (раствор мутнеет):
В избытке кислорода:
3. Как сильный восстановитель, сероводород легко окисляется под действием окислителей.
Например, бром и хлор окисляют сероводород до молекулярной серы:
H2S + Br2 → 2HBr + S↓
H2S + Cl2 → 2HCl + S↓
Под действием избытка хлора в водном растворе сероводород окисляется до серной кислоты:
Например , азотная кислота окисляет сероводород до молекулярной серы:
При кипячении сера окисляется до серной кислоты:
Прочие окислители окисляют сероводород, как правило, до молекулярной серы.
Например , оксид серы (IV) окисляет сероводород:
Соединения железа (III) также окисляют сероводород:
H2S + 2FeCl3 → 2FeCl2 + S + 2HCl
Бихроматы, хроматы и прочие окислители также окисляют сероводород до молекулярной серы:
Серная кислота окисляет сероводород либо до молекулярной серы:
Либо до оксида серы (IV):
4. Сероводород в растворе реагирует с растворимыми солями тяжелых металлов : меди, серебра, свинца, ртути, образуя черные сульфиды, нерастворимые ни в воде, ни в минеральных кислотах.
Например , сероводород реагирует в растворе с нитратом свинца (II). при этом образуется темно-коричневый (почти черный) осадок, нерастворимый ни в воде, ни в минеральных кислотах:
Взаимодействие с нитратом свинца в растворе – это качественная реакция на сероводород и сульфид-ионы.
Видеоопыт взаимодействия сероводорода с нитратом свинца можно посмотреть здесь.
Химические свойства прочих водородных соединений
Кислоты образуют в водном растворе: водородные соединения VIA (кроме воды) и VIIA подгрупп.
Прочитать про химические свойства галогеноводородов вы можете здесь.
Молекулы воды связаны водородными связями: nH2O = (Н2O)n, поэтому вода жидкая в отличие от ее газообразных аналогов H2S, H2Se и Н2Те.
1. Вода реагирует с металлами и неметаллами .
1.1. С активными металлами вода реагирует при комнатной температуре с образованием щелочей и водорода :
2Na + 2H2O → 2NaOH + H2
- с магнием реагирует при кипячении:
- алюминий не реагирует с водой, так как покрыт оксидной плёнкой. Алюминий, очищенный от оксидной плёнки, взаимодействует с водой, образуя гидроксид:
- металлы, расположенные в ряду активности от Al до Н , реагируют с водяным паром при высокой температуре, образуя оксиды и водород:
- металлы, расположенные в ряду активности от после Н , не реагируют с водой:
Ag + Н2O ≠
2. Вода реагирует с оксидами щелочных и щелочноземельных металлов , образуя щелочи (с оксидом магния – при кипячении):
3. Вода взаимодействует с кислотными оксидами (кроме SiO2):
4. Некоторые соли реагируют с с водой. Как правило, в таблице растворимости такие соли отмечены прочерком :
Например , сульфид алюминия разлагается водой:
5. Бинарные соединения металлов и неметаллов , которые не являются кислотами и основаниями, разлагаются водой.
Например , фосфид кальция разлагается водой:
6. Бинарные соединения неметаллов также гидролизуются водой.
Например , фосфид хлора (V) разлагается водой:
6. Некоторые органические вещества гидролизуются водой или вступают в реакции присоединения с водой (алкены, алкины, алкадиены, сложные эфиры и др.).
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 :
- Степень окисления атомов в простых веществах равна нулю;
- В нейтральных молекулах алгебраическая сумма степеней окисления равна нулю, для ионов эта сумма равна заряду иона;
- 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;
- Степень окисления водорода в соединениях с металлами (солеобразные гидриды — NaH, CaH2 и др.) равна -1; в соединениях с неметаллами (летучие водородные соединения) +1;
- 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.);
- Степень окисления фтора во всех сложных веществах равна -1.
Выше перечислены ситуации, когда степень окисления мы считаем постоянной . У всех остальных химических элементов степень окисления — переменная , 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:
- 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.
- 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.
- 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.
- 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.
Полезные советы:
- Для упрощения расчетов можно использовать таблицу растворимости – там указаны заряды наиболее распространенных ионов. На большинстве российских экзаменов по химии (ЕГЭ, ГИА, ДВИ) использование таблицы растворимости разрешено. Это готовая шпаргалка, которая во многих случаях позволяет значительно сэкономить время.
- При расчете степени окисления элементов в сложных веществах сначала указываем степени окисления элементов, которые мы точно знаем (элементы с постоянной степенью окисления), а степень окисления элементов с переменной степенью окисления обозначаем, как х. Сумма всех зарядов всех частиц равна нулю в молекуле или равна заряду иона в ионе. Из этих данных легко составить и решить уравнение.
Тренировочный тест по теме «Степени окисления и валентность» 10 вопросов, при каждом прохождении новые.
Читайте также: