Электроотрицательность

Свойства важнейших

Окислителей и восстановителей.

Окислительно – восстановительными называются процессы, которые сопровождаются изменением степени окисления (с.о.) участвующих в реакции атомов элементов. Изменение с.о. сопровождается отдачей и присоединением электронов.

 

Fe + S = FeS

Fe⁰ - 2é = Fe²⁺ - окисление

S⁰ + 2é = S^2- - восстановление

 

Процесс отдачи электронов называется окислением. Процесс присоединения электронов называется восстановлением. Эти два процесса взаимосвязаны и не могут протекать один без другого, т.к. электроны в химических реакциях не остаются свободными, а переходят от одних атомов к другим.

При окислительно-восстановительных реакциях происходит изменение с.о. взаимодействующих атомов.

При потере электронов с.о. или положительный заряд атома увеличивается.

При присоединении электронов с.о. или положительный заряд атома уменьшается.

Соединение, содержащее элемент, способный присоединять электроны и уменьшать положительную с.о., называют окислителем. Соединение, содержащее элемент, способный отдавать электроны и увеличивать положительную с.о., называют восстановителем.

 

 

Пример 1.

Cl⁰₁₇ 1s²2s²2p⁶3s²3p⁵

Cl⁰ + 1é → Cl^1- - низшая с.о.

Cl^1- имеет на внешнем уровне восемь электронов, больше присоединять электронов не может, может их только отдавать. Следовательно, соединения, содержащие Cl^1- (HCl (конц.), NaCl), могут быть только восстановителями.

Cl⁰ - 7é → Cl⁷⁺ - высшая с.о.

Cl⁷⁺ - больше отдавать электронов не может, может их только присоединять. Следовательно, соединения, содержащие Cl⁷⁺ (HClO₄), могут быть только окислителями.

Cl⁰₂ может и отдавать и присоединять электроны, в зависимости от условий может проявлять и окислительные, и восстановительные свойства.

 

Пример 2.

S⁰₁₆ 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴

S⁰ + 2é → S^2- - низшая с.о.

Соединения, содержащие S^2- (H₂S, Na₂S, FeS) могут быть только восстановителями.

S⁰ - 4é → S⁴⁺ - промежуточная с.о.

S⁴⁺ может отдать ещё 2 электрона или присоединить 4, 6 электронов. Следовательно, соединения, содержащие S⁴⁺ (H₂SO_3, Na₂SO₃), в зависимости от условий, могут проявлять свойства и окислителей и восстановителей.

S⁰ - 6é → S⁶⁺ - высшая с.о.

S⁶⁺ может электроны только присоединять. Следовательно, соединения, содержащие S⁶⁺ (H₂SO₄(конц.)) могут быть только окислителями.

Итак, если элемент имеет несколько степеней окисления, то его соединения низшей с.о. проявляют только восстановительные свойства, соединения высшей степени окисления – только окислительные свойства, соединения промежуточной с.о. могут быть и окислителями и восстановителями.

 

As^3- H₃ Na₃ As³⁺O₃ Na₃ As⁵⁺O₄

 

Низшая с.о.; промежуточная с.о.; высшая с.о.;

Восстановитель, окислитель и восстановитель, окислитель

 

Mn²⁺SO₄ Mn⁴⁺O_2, K₂Mn⁶⁺O₄ KMn⁷⁺O₄

Низшая с.о.; промежуточная с.о.; высшая с.о.;

Восстановитель, окислитель и восстановитель, окислитель

 

Энергия ионизации, сродство к электрону,

электроотрицательность.

В химических реакциях поведение атомов и ионов зависит от того, насколько прочно у них электроны удерживаются на своих уровнях.

Количество энергии, которое необходимо затратить, чтобы оторвать электрон от атома и удалить его из сферы влияния ядра, называется энергией ионизации (или потенциал ионизации). Потенциал ионизации зависит, в основном, от величины заряда ядра и радиуса атома.

В периодах, как правило, энергия ионизации (J) увеличивается слева направо, при этом восстановительные свойства элементов (атомов) уменьшаются, а окислительные возрастают.

В пределах главных подгрупп (А-подгрупп) электрон связан тем слабее, чем больше порядковый номер элемента и больше радиус атома. Поэтому энергия ионизации (J) уменьшается сверху вниз.

У атомов побочных подгрупп (d-элементов) на последнем уровне 2 электрона, а предпоследний уровень не завершен, что сказывается на увеличении J сверху вниз.

Способность атомов присоединять электроны и образовывать отрицательно заряженные ионы количественно характеризуется величиной сродства к электрону (с.э.). Сродством к электрону называется энергия, выделяемая при соединении атома с электроном.

В периодах слева направо величина с.э. возрастает, в главных подгруппах сверху вниз она уменьшается.

Потенциал ионизации (J) служит мерой восстановительной активности элементов. Чем меньше J атома, тем более сильным восстановителем он является.

Помните, что атомы металлов не принимают электронов.

Сродство к электрону служит мерой окислительной активности атома. Чем больше с.э. атома, тем более сильным окислителем он является.

J и С.Э. измеряются в электроновольтах. Для оценки способности элементов к присоединению и отдаче электронов в химии введено понятие электроотрицательность элемента. Электроотрицательность элемента равна полусумме потенциала ионизации и его сродства к электрону:

Электроотрицательность элементов в периоде растёт слева направо, в главных подгруппах – снизу вверх. Чем больше Э. элемента, тем сильнее его окислительные свойства и наоборот, чем меньше Э., тем более сильным восстановителем является элемент.

 

Важнейшие окислители.

 

Важнейшими окислителями являются:

1. Нейтральные атомы (имеющие на внешнем уровне 7,6,5 электронов), обладающие самой высокой Э., образующие молекулы простых газов: O_2, F_2, Cl_2, Br_2, J₂. Присоединяя электроны, они образуют отрицательно заряженные ионы 2Cl⁰ + 2é → 2Cl^1-.

2. Положительно заряженные ионы малоактивных металлов: Cu²⁺, Bi³⁺, Ag⁺, Au³⁺. Присоединяя электроны, они образуют нейтральные атомы: Ag⁺ + é → Ag⁰.

 

3. Сложные ионы и молекулы, содержащие атомы металла в высшей степени окисления: KMn⁷⁺O_4, K₂Cr₂⁶⁺O_7, Pb⁴⁺O₂, NaBi⁵⁺O₃. Поведение их часто зависит от среды, в которой протекает реакция:

а) KMnO₄ – перманганат калия

 

кислая → Mn²⁺

Mn⁷⁺ - нейтральная → Mn⁴⁺

щелочная → Mn⁶⁺

Mn(NO₃)₂

Кислая среда: Mn⁷⁺ + 5é → Mn²⁺ → MnO MnSO₄

MnCl₂

 

Нейтральная среда: Mn⁷⁺ + 3é → Mn⁴⁺ → MnO₂↓

K₂MnO₄

Щелочная среда: Mn⁷⁺ + 1é → Mn⁶⁺ → MnO₃

Na₂MnO₄

б) K₂Cr₂O₇ – дихромат калия

Существует в кислой среде: Cr(NO₃)₃

2Cr⁶⁺ + 2*3é → 2Cr³⁺ → Cr₂O₃ CrCl₃

амф. Cr₂(SO₄)₃

 

В щелочной среде существует K₂CrO₄ – хромат калия:

KCrO₂

Cr⁶⁺ + 3é → Cr³⁺ → Cr₂O₃ + H₂O = 2HCrO₂ амф. NaCrO₂

 

в) PbO₂ – диоксид свинца (лучше окисляет в кислой среде):

PbSO₄

Кислая среда: Pb⁴⁺ + 2é → Pb²⁺ → PbO Pb(NO₃)₂ амф. PbCl₂

 

Щелочная среда: Na₂PbO₂

Pb⁴⁺ + 2é → Pb²⁺ → PbO + H₂O = H₂PbO₂ амф. K₂PbO₂

г) NaBiO₃ – висмутат натрия

Используют в кислой среде (лучше HNO₃):

Bi(NO₃)₃

Bi⁵⁺ + 2é → Bi³⁺ → Bi₂O₃ Bi₂(SO₄)₃

4. Сложные вещества, содержащие атомы неметалла в высшей степени окисления: HNO₃, H₂SO₄ (конц.):

а) HNO₃ – азотная кислота

Поведение азотной кислоты зависит от концентрации:

HNO₃ (конц.) N⁵⁺ + 1é → N⁴⁺ → NO₂ – безразличный оксид,

HNO₃ (разб.) N⁵⁺ + 3é → N²⁺ → NO - безразличный оксид,

HNO₃ (оч.разб.) N⁵⁺ + 8é → N^3- → NH_3.

 

б) H₂SO₄ (конц.) – серная кислота

Окислительными свойствами обладает только концентрированная серная кислота:

S⁶⁺ + 8é → S^2- → H₂S ↑ или S⁶⁺ + 6é → S⁰ → S↓

5. Кислородные соединения галогенов при любой степени окисления галогена являются сильными окислителями. При этом всегда присоединяют максимальное число электронов и образуют соединения с отрицательно заряженным ионом:

HCl⁺O +2é → HCl^-

HCl³⁺O₂ +4é → HCl^-

HCl⁵⁺O₃ +6é → HCl^-

 

Наиболее сильным окислителем является KCl⁵⁺O₃ – бертолетова соль. Окисляет в любой среде и всегда восстанав-ливается до KCl.

Cl⁵⁺ + 6é → Cl^- → KCl