Как определить степень окисления. Соединения элементов со степенью окисления –3 Степень окисления углерода в синильной кислоте

При высоких температурах азот и фосфор окисляют многие металлы и неметаллы, образуя нитриды (Mg 3 N 2) и фосфиды (Са 3 Р 2). В соединениях с s-элементами мышьяк (арсениды), сурьма (стибиды), висмут (висмутиды) проявляют степень окисления –3. Например, K 3 Sb, Ca 3 As 2 и др.

Свойства нитридов закономерно изменяются по периодам и группам периодической системы. Например, в малых периодах изменяются от основных нитридов – к кислотным.

Na 3 N (основной) – AlN (амфотерный) – P 3 N 5 (кислотный)

Нитриды d-элементов III - IV групп разнообразны, имеют переменный состав, проявляют металлические свойства.

Из ковалентных нитридов наибольшее практическое применение находит аммиак – бесцветный газ с резким удушающим запахом. Молекула NH 3 имеет форму тригональной пирамиды, причём HNH = 107,3’.

Аммиак имеет температуру плавления –77,75 о С; температуру кипения –33,35 о С, легко сжижается, имеет высокую теплоту испарения, поэтому применяется в холодильных машинах. Он хорошо растворим в воде (в одном объёме воды растворяется ~ 700 объёмов аммиака), что связано с образованием водородной связи между молекулами NH 3 и Н 2 О:

 ..  O -

H-N: …H-O:  H – N – H + + 

NH 4 OH – слабый электролит с К д = 1,810 -5 (записать выражение).

Характерной реакцией на ион аммония является реакция со щелочами:

NH 4 NO 3 + NaOH = NH 4 OH + NaNO 3

NH 4 + + OH - = NH 3  + H 2 O

При этом наблюдается посинение красной лакмусовой бумажки.

Жидкий аммиак – хороший растворитель и широко применяется для проведения различных синтезов. При нагревании аммиак проявляет свойства восстановителя:

4NH 3 + 3O 2 = 2N 2 + 6H 2 O (без катализатора)

4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O (с Pt-катализатором)

В промышленности аммиак получают синтезом из простых веществ:

N 2 + 3H 2  2NH 3 ; H = -92кДж

Согласно принципу Ле Шателье равновесие должно смещаться вправо при увеличении давления и уменьшении температуры. Но при низкой температуре скорость реакции крайне мала, поэтому синтез аммиака осуществляют при 400-500 о С и 5-1000 атм в присутствии катализатора – губчатого железа с примесямиAl 2 O 3 ,K 2 Oи т.д.

Основную массу производимого NH 3 используют для получения HNO 3 и азотных удобрений. Здесь уместно повторить известную мысль академика Н.Д. Прянишникова: создание в СССР в 20-30 гг. ХХ века индустрии синтетического аммиака равносильно появлению хлебопроизводящей страны с посевными площадями Аргентины и Канады, вместе взятых.

Азот образует и другие соединения с водородом – N 2 H 4 – гидразин; NH 2 OH – гидроксиламин.

Гидразин (степень окисления азота –2) – бесцветная жидкость, сильный восстановитель. Его получают осторожным окислением аммиака гипохлоритом:

2NH 3 + NaClO = N 2 H 4 + NaCl + H 2 O

Восстановительные свойства можно продемонстрировать на примере взаимодействия гидразина с раствором перманганата калия:

4KMnO 4 + 5N 2 H 4 + 6H 2 SO 4 = 5N 2 + 4MnSO 4 + 2K 2 SO 4 + 16H 2 O

N 2 -2 H 4 – 4e = N 2 + 4H +

MnO 4 - + 5e + 8H + = Mn 2+ + 4H 2 O

4MnO 4 - + 5N 2 H 4 + 32H + = 4Mn 2+ + 16H 2 O + 5N 2 + 20H +

4MnO 4 - + 5N 2 H 4 + 12H + = 4Mn 2+ + 16H 2 O + 5N 2

Гидроксиламин NH 2 OH (степень окисления азота –1) – белое кристаллическое вещество, сильный восстановитель в щелочной среде и окислитель в кислой среде, слабое основание (К д = 210 -8), легко разлагается по механизму самоокисления-самовосстановления:

3NH 2 OH = NH 3 + N 2 + 3H 2 O

Фосфор с водородом практически не взаимодействует. Фосфин РН 3 получают косвенным путём: при гидролизе некоторых фосфидов, а также по реакции диспропорционирования фосфора в щелочной среде.

Mg 3 P 2 + 6H 2 O = 3Mg(OH) 2 + 2PH 3

Фосфин – сильный восстановитель, чрезвычайно ядовитый газ с неприятным запахом. Ему соответствует неустойчивый ион РН 4 + (фосфоний).

Водородные соединения подгруппы мышьяка AsH 3 (арсин), SbH 3 (стибин), BiH 3 (висмутин) – газообразные вещества с резким запахом; устойчивость уменьшается в ряду: AsH 3  SbH 3  BiH 3 . Эти соединения – сильные восстановители, из них арсин – очень токсичен. Их получают действием разбавленных кислот на арсениды, стибиды и висмутиды:

Mg 3 Э 2 + 6HCl = 3MgCl 2 + 2ЭН 3

и действием цинка на растворы соединений в кислой среде:

As 2 O 3 + 6Zn + 12HCl = 2AsH 3 + 6ZnCl 2 + 3H 2 O

Соединения элементов со степенью окисления + 1

N 2 O – оксид азота (I) – бесцветный газ с приятным запахом и сладковатым вкусом NN=O – наркотик.

Фосфор также проявляет степень окисления +1 в Н 3 РО 2 – фосфорноватистой кислоте К д =910 -2:

Её соли называются гипофосфитами, они хорошо растворимы в воде. Фосфорноватистая кислота и её соли – сильные восстановители, при нагревании диспропорционируют:

3H = PH 3 + H 2

Соединения азота со степень окисления + 2

NO – оксид азота (II) – бесцветный газ, его получение из простых веществ возможно при 3000 о С, это химически активное вещество, проявляет окислительные и восстановительные свойства, выступает как лиганд в нитрозильных комплексах.

Соединения элементов со степенью окисления + 3

Наибольшее значение имеют оксиды, гидроксиды, соли, а также, галиды и оксогалиды.

N 2 O 3 – оксид азота (III) существует только в твёрдом состоянии при низких температурах. Имеет следующее строение:

стабильная модификация: нестабильная модификация:

Легко взаимодействует со щелочами, образует нитриты:

N 2 O 3 + 2NaOH = 2NaNO 2 + H 2 O

N 2 O 3 – ангидрид азотистой кислоты HNO 2 , которая известна только в водном растворе, это слабая кислота с К д = 5,110 -4 . Азотистая кислота имеет склонность к реакциям диспропорционирования:

3HNO 2 = HNO 3 + 2NO + H 2 O

Производные азота (III) проявляют и восстановительные и окислительные свойства. Например:

Восстановитель: K 2 Cr 2 O 7 + 3NaNO 2 + 4H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3NaNO 3 + K 2 SO 4 + 4H 2 O;

Окислитель: 2NaNO 2 + 2KI + 2H 2 SO 4 = I 2 + 2NO + K 2 SO 4 + Na 2 SO 4 + 2H 2 O

Р 2 О 3 – кислотный оксид. Р 2 О 3 + 3Н 2 О = 2Н 2 или Н 3 РО 3

Р 2 О 3 + 4NaOH = 2Na 2 + H 2 O

H 2 – фосфористая кислота – двухосновная кислота средней силы (К 1 = 110 -2 ; К 2 = 310 -7).

Фосфористая кислота – бесцветное кристаллическое вещество, хорошо растворимое в воде. Склонна к реакции диспропорционирования:

4Н 3 РО 3 = 3Н 3 РО 4 + РН 3

Соединения фосфора (III) – довольно сильные восстановители.

As 2 O 3 – белый мышьяк. Преимущественно является кислотным оксидом. Хорошо растворяется в воде, щелочах и галогеноводородных кислотах:

As 2 O 3 + 3H 2 O = 2H 3 AsO 3 (мышьяковистая кислота)

As 2 O 3 + 8HCl = 2HАsCl 4 + 3H 2 O

Sb 2 O 3 – амфотерный оксид:

Sb 2 O 3 + 3H 2 SO 4 = Sb 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O

Sb 2 O 3 + 2KOH + 3H 2 O = 2K

Bi 2 O 3 – основной оксид; растворяется только в кислотах.

В ряду As(OH) 3 Sb(OH) 3 Bi(OH) 3 происходит усиление основных свойств. У As(OH) 3 преобладают кислотные свойства, а у Bi(OH) 3 – основные.

As(OH) 3 или H 3 AsO 3 – слабая мышьяковистая кислота.

Sb(OH) 3 и Bi(OH) 3 – в воде практически не растворимы, образуются из солей в виде осадков переменного состава Э 2 О 3 nН 2 О, например,

Bi(NO 3) 3 + 3KOH = Bi(OH) 3  + 3KNO 3

При сплавлении Э 2 О 3 или Э(ОН) 3 со щелочами образуются полимерные метаарсенаты (III) и метастибаты (III) (метаантимониты) состава МЭО 2 .

Для Sb(OH) 3 и Bi(OH) 3 характерны продукты частичного обезвоживания гидроксидов, то есть соединения SbO(OH) и BiO(OH). Отвечающие им радикалы SbO + - антимония и BiO + - висмутила часто входят в состав солей и играют в них роль одновалентных металлов:

SbCl 3 + H 2 O  SbOCl + 2HCl

В ряду As(III)Sb(III)Bi(III) восстановительная способность уменьшается. Например:

As 2 S 3 + HNO 3 H 3 AsO 4 + SO 4 2- + NO

As 2 S 3 – 28e + 20H 2 O = 2H 3 AsO 4 + 3SO 4 2- + 34H +

NO 3 - + 3e + 4H + = NO + 2H 2 O

3As 2 S 3 + 28NO 3 - + 60H 2 O + 112H + = 6H 3 AsO 4 + 9SO 4 2- + 28NO + 56H 2 O + 102H +

3As 2 S 3 + 28NO 3 - + 4H 2 O + 10H + = 6H 3 AsO 4 + 9SO 4 2- + 28NO

3As 2 S 3 + 28HNO 3 + 4H 2 O = 6H 3 AsO 4 + 28NO + 9H 2 SO 4

Соединения азота со степенью окисления + 4

NO 2 - газ бурого цвета, токсичен, парамагнитен, химически активен, молекулы даже в парах частично димеризованы (N 2 O 4 – бесцветен, диамагнитен):

2NO 2  N 2 O 4 ; H = -55 кДж

Соединения со степенью окисления +5

N 2 O 5 – оксид азота (V) – азотный ангидрид – белое кристаллическое вещество, при нагревании – взрывается.

HNO 3 – азотная кислота (триоксинитрат водорода), бесцветная жидкость (плотность 1,52 г/мл) с температурой кипения 84,1 о С и температурой кристаллизации –41,6 о С, сильная кислота.

В промышленности для получения азотной кислоты используется метод каталитического окисления аммиака. Синтез складывается из трёх стадий:

Окисление аммиака на платиновом катализаторе: 4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O

Окисление NO в NO 2: 2NO + O 2 = 2NO 2

Поглощение NO 2 водой: 2NO 2 + H 2 O = HNO 3 + HNO 2 ; 3HNO 2 = HNO 3 + 2NO + H 2 O

При любых концентрациях азотная кислота является сильным окислителем.

Азотная кислота при нагревании и освещении легко разлагается:

4HNO 3 = 4NO 2 + O 2 + 2H 2 O

Необходимо вспомнить и вставить сюда схему взаимодействия азотной кислоты с металлами (I семестр). Азотная кислота окисляет и неметаллы. Элементы, для которых характерна высокая степень окисления (>4), в результате взаимодействия с HNO 3конц обычно образуют кислородсодержащие кислоты, а NO 3 - восстанавливается до NO:

S + 2HNO 3 = H 2 SO 4 + 2NO

3Re + 7HNO 3 = 3HReO 4 + 7NO + 2H 2 O

Смесь одного объёма HNO 3 и 3 объёмов HCl («царская водка») обладает исключительно сильным окислительным действием, которое обусловлено выделением атомарного хлора:

HNO 3 + 3HCl = NOCl + 2Cl + 2H 2 O

: HNO 3 + 3HCl = NO + 3Cl + 2H 2 O

Большинство нитратов растворимы в воде, они широко используются в качестве минеральных удобрений.

HNN 2 или HN 3 – азотистоводородная кислота. По силе она близка к уксусной. Имеет азот с двумя степенями окисления +5 и –3, поэтому проявляет свойства и окислителя и восстановителя.

Р 2 О 5 – фосфорный ангидрид, жадно поглощает воду:

Р 2 О 5 + 3Н 2 О = 2Н 3 РО 4

Н 3 РО 4 – ортофосфорная кислота, электролит средней силы (К 1 = 710 -3 ; К 2 = 610 -8 ; 4,310 -13).

Н 4 Р 2 О 7 – пирофосфорная кислота;

НРО 3 – метафосфорная кислота.

Соли фосфорной кислоты – фосфаты – подвергаются гидролизу.

As 2 O 5 - хорошо растворим в воде с образованием мышьяковой кислоты, соли которой называются арсенатами: As 2 O 5 + 3H 2 O = 2H 3 AsO 4 Для мышьяковой кислоты К 1 = 610 -3 , т. е. она несколько слабее фосфорной.

Sb 2 O 5 – в воде малорастворим, лучше растворим в щелочных растворах:

Sb 2 O 5 + 2KOH + 5H 2 O = 2K

Cурьмяная и висмутовая кислоты в свободном состоянии не выделены, хотя известны их соли – стибаты (антимонаты) и висмутаты. Соли этих кислот, также как и фосфаты и арсенаты, трудно растворимы в воде.

В ряду PO 4 3- AsO 4 3- SbO 4 3- BiO 3 - усиливаются окислительные свойства. Соединения Bi(V) – сильные окислители:

2Mn(NO 3) 2 + 5NaBiO 3 + 14HNO 3 = 2NaMnO 4 + 5Bi(NO 3) 3 + 3NaNO 3 + 7H 2 O

Химического элемента в соединении, вычисленный из предположения, что все связи имеют ионный тип.

Степени окисления могут иметь положительное, отрицательное или нулевое значение, поэтому алгебраическая сумма степеней окисления элементов в молекуле с учётом числа их атомов равна 0, а в ионе - заряду иона .

1. Степени окисления металлов в соединениях всегда положительные.

2. Высшая степень окисления соответствует номеру группы периодической системы, где находится данный элемент (исключение составляют: Au +3 (I группа), Cu +2 (II), из VIII группы степень окисления +8 может быть только у осмия Os и рутения Ru .

3. Степени окисления неметаллов зависят от того, с каким атомом он соединён:

• если с атомом металла, то степень окисления отрицательная;
• если с атомом неметалла то степень окисления может быть и положительная, и отрицательная. Это зависит от электроотрицательности атомов элементов.

4. Высшую отрицательную степень окисления неметаллов можно определить вычитанием из 8 номера группы, в которой находится данный элемент, т.е. высшая положительная степень окисления равна числу электронов на внешнем слое, которое соответствует номеру группы.

5. Степени окисления простых веществ равны 0, независимо от того металл это или неметалл.

Элементы с неизменными степенями окисления.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Степень окисления - это количественная оценка состояния атома химического элемента в соединении, основанная на его электроотрицательности.

Она принимает как положительные, так и отрицательные значения. Чтобы указать степень окисления элемента в соединении нужно поставить сверху над его символом арабскую цифру с соответствующим знаком («+» или «-»).

Следует помнить, что степень окисления — величина, не имеющая физического смысла, так как не отражает реальный заряд атома. Однако это понятие весьма широко используется в химии.

Таблица степени окисления химических элементов

Максимальную положительную и минимальную отрицательную степень окисления можно определить с помощью Периодической таблицы Д.И. Менделеева. Они равны номеру группы, в которой расположен элемент, и разнице между значением «высшей» степени окисления и числом 8, соответственно.

Если рассматривать химические соединения более конкретно, то в веществах с неполярными связями степень окисления элементов равна нулю (N 2 , H 2 , Cl 2).

Степень окисления металлов в элементарном состоянии равна нулю, так как распределение электронной плотности в них равномерно.

В простых ионных соединениях степень окисления входящих в них элементов равна электрическому заряду, поскольку при образовании этих соединений происходит практически полный переход электронов от одного атома к другому: Na +1 I -1 , Mg +2 Cl -1 2 , Al +3 F -1 3 , Zr +4 Br -1 4 .

При определении степени окисления элементов в соединениях с полярными ковалентными связями сравнивают значениях их электроотрицательностей. Поскольку при образовании химической связи электроны смещаются к атомам более электроотрицательных элементов, то последние имеют в соединениях отрицательную степень окисления.

Существуют элементы, для которых характерно только одно значение степени окисления (фтор, металлы IA и IIA групп и т.д.). Фтор, характеризующийся наибольшим значением электроотрицательности, в соединениях всегда имеет постоянную отрицательную степень окисления (-1).

Щелочные и щелочноземельные элементы, для которых свойственно относительно невысокое значение электроотрицательности, всегда имеют положительную степень окисления, равную соответственно (+1) и (+2).

Однако, имеются и такие химические элементы, для которых характерны несколько значений степени окисления (сера - (-2), 0, (+2), (+4), (+6) и др.).

Для того, чтобы легче было запомнить сколько и какие степени окисления характерны для конкретного химического элемента используют таблицы степеней окисления химических элементов, которые выглядят следующим образом:

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

• Степень окисления фосфора в фосфине равна (-3), а в ортофосфорной кислоте - (+5). Изменение степени окисления фосфора: +3 → +5, т.е. первый вариант ответа.
• Степень окисления химического элемента в простом веществе равна нулю. Степень окисления фосфора в оксиде состава P 2 O 5 равна (+5). Изменение степени окисления фосфора: 0 → +5, т.е. третий вариант ответа.
• Степень окисления фосфора в кислоте состава HPO 3 равна (+5), а H 3 PO 2 — (+1). Изменение степени окисления фосфора: +5 → +1, т.е. пятый вариант ответа.

ПРИМЕР 2

Чтобы правильно расставлять степени окисления , необходимо держать в голове четыре правила.

1) В простом веществе степень окисления любого элемента равна 0. Примеры: Na 0 , H 0 2 , P 0 4 .

2) Следует запомнить элементы, для которых характерны постоянные степени окисления . Все они перечислены в таблице.

3) Высшая степень окисления элемента, как правило, совпадает с номером группы, в которой находится данный элемент (например, фосфор находится в V группе, высшая с. о. фосфора равна +5). Важные исключения: F, O.

4) Поиск степеней окисления остальных элементов основан на простом правиле:

В нейтральной молекуле сумма степеней окисления всех элементов равна нулю, а в ионе - заряду иона.

Несколько простых примеров на определение степеней окисления

Пример 1 . Необходимо найти степени окисления элементов в аммиаке (NH 3).

Решение . Мы уже знаем (см. 2), что ст. ок. водорода равна +1. Осталось найти эту характеристику для азота. Пусть х - искомая степень окисления. Составляем простейшее уравнение: х + 3 (+1) = 0. Решение очевидно: х = -3. Ответ: N -3 H 3 +1 .

Пример 2 . Укажите степени окисления всех атомов в молекуле H 2 SO 4 .

Решение . Степени окисления водорода и кислорода уже известны: H(+1) и O(-2). Составляем уравнение для определения степени окисления серы: 2 (+1) + х + 4 (-2) = 0. Решая данное уравнение, находим: х = +6. Ответ: H +1 2 S +6 O -2 4 .

Пример 3 . Рассчитайте степени окисления всех элементов в молекуле Al(NO 3) 3 .

Решение . Алгоритм остается неизменным. В состав "молекулы" нитрата алюминия входит один атом Al(+3), 9 атомов кислорода (-2) и 3 атома азота, степень окисления которого нам и предстоит вычислить. Соответствующее уравнение: 1 (+3) + 3х + 9 (-2) = 0. Ответ: Al +3 (N +5 O -2 3) 3 .

Пример 4 . Определите степени окисления всех атомов в ионе (AsO 4) 3- .

Решение . В данном случае сумма степеней окисления будет равна уже не нулю, а заряду иона, т. е., -3. Уравнение: х + 4 (-2) = -3. Ответ: As(+5), O(-2).

Что делать, если неизвестны степени окисления двух элементов

А можно ли определить степени окисления сразу нескольких элементов, пользуясь похожим уравнением? Если рассматривать данную задачу с точки зрения математики, ответ будет отрицательным. Линейное уравнение с двумя переменными не может иметь однозначного решения. Но ведь мы решаем не просто уравнение!

Пример 5 . Определите степени окисления всех элементов в (NH 4) 2 SO 4 .

Решение . Степени окисления водорода и кислорода известны, серы и азота - нет. Классический пример задачи с двумя неизвестными! Будем рассматривать сульфат аммония не как единую "молекулу", а как объединение двух ионов: NH 4 + и SO 4 2- . Заряды ионов нам известны, в каждом из них содержится лишь один атом с неизвестной степенью окисления. Пользуясь опытом, приобретенным при решении предыдущих задач, легко находим степени окисления азота и серы. Ответ: (N -3 H 4 +1) 2 S +6 O 4 -2 .

Вывод: если в молекуле содержится несколько атомов с неизвестными степенями окисления, попробуйте "разделить" молекулу на несколько частей.

Как расставлять степени окисления в органических соединениях

Пример 6 . Укажите степени окисления всех элементов в CH 3 CH 2 OH.

Решение . Нахождение степеней окисления в органических соединениях имеет свою специфику. В частности, необходимо отдельно находить степени окисления для каждого атома углерода. Рассуждать можно следующим образом. Рассмотрим, например, атом углерода в составе метильной группы. Данный атом С соединен с 3 атомами водорода и соседним атомом углерода. По связи С-Н происходит смещение электронной плотности в сторону атома углерода (т. к. электроотрицательность С превосходит ЭО водорода). Если бы это смещение было полным, атом углерода приобрел бы заряд -3.

Атом С в составе группы -СН 2 ОН связан с двумя атомами водорода (смещение электронной плотности в сторону С), одним атомом кислорода (смещение электронной плотности в сторону О) и одним атомом углерода (можно считать, что смещения эл. плотности в этом случае не происходит). Степень окисления углерода равна -2 +1 +0 = -1.

Ответ: С -3 H +1 3 C -1 H +1 2 O -2 H +1 .

Не смешивайте понятия "валентность" и "степень окисления"!

Степень окисления часто путают с валентностью . Не совершайте подобной ошибки. Перечислю основные отличия:

• степень окисления имеет знак (+ или -), валентность - нет;
• степень окисления может быть равна нулю даже в сложном веществе, равенство валентности нулю означает, как правило, что атом данного элемента не соединен с другими атомами (всякого рода соединения включения и прочую "экзотику" здесь обсуждать не будем);
• степень окисления - формальное понятие, которое приобретает реальный смысл лишь в соединениях с ионными связями, понятие "валентность", наоборот, наиболее удобно применять по отношению к ковалентным соединениям.

Степень окисления (точнее, ее модуль) часто численно равен валентности, но еще чаще эти величины НЕ совпадают. Например, степень окисления углерода в CO 2 равна +4; валентность С также равна IV. А вот в метаноле (CH 3 OH) валентность углерода остается той же, а степень окисления С равна -1.

Небольшой тест на тему "Степень окисления"

Потратьте несколько минут, проверьте, как вы усвоили эту тему. Вам необходимо ответить на пять несложных вопросов. Успехов!