Окислительно-восстановительные реакции

Важнейшие классы неорганических соединений

Существует четыре важнейших класса неорганических соединений: оксиды, основания, кислоты и соли.

Оксиды – это сложные вещества, которые состоят из двух элементов, одним из которых является кислород. Одним оксидам соответствуют основания, а другим кислоты. Поэтому оксиды классифицируют на основные и кислотные. Но есть оксиды, которым соответствуют и основания, и кислоты, - амфотерные оксиды.

Основные: СаО - оксид кальция, СuO -оксид меди (II)

Кислотные: Р₂О₅ – оксид фосфора (V), SO₃ – оксид серы (VI)

Амфотерные: ZnO – оксид цинка, Al₂O₃ – оксид алюминия

Оксиды, которым соответствуют основания, называют основными. Оксиды, которым соответствуют кислоты, называют кислотными.

Неметаллы образуют только кислотные оксиды. Металлы с валентностью меньше четырех образуют основные оксиды, а с валентностью больше четырех – кислотные оксиды. Хром (Cr) и марганец (Mn) образуют как основные, так и кислотные оксиды.

Способы получения оксидов. Оксиды образуются: 1) при горении простых и сложных веществ; 2) при разложении сложных веществ: а) нерастворимых оснований; б) кислот; в) солей. 1) 4Р + 5О₂ = 2Р₂О₅, 2С₂Н₂ + 5О₂ = 4СО₂ + 2Н₂О, 2) а) Сu(OH)₂ = CuO + H₂O, б) H₂SO₄ = SO₃ + H₂O, в) СаСО₃ = СаО + СО₂

2. Основания. Основаниями называют сложные вещества, в состав которых входят атомы металлов, соединенные с одной или несколькими группами атомов ОН.

По растворимости основания делятся: на растворимые (щелочи) – КОН, LiOH, NaOH; малорастворимые – Са(ОН)₂; нерастворимые – Cu(OH)₂, Fe(OH)₃, Zn(OH)₂.

Щелочи можно определить индикаторами: 1) фенол-фталеин – малиновый цвет, 2) метил-оранж – желтый цвет, 3) фиолетовый лакмус – синий цвет.

Получение оснований: 1. Активный металл + вода = щелочь + водород

2Li + 2HOH = 2LiOH + H₂

2. Оксид активного металла + вода = щелочь СаО + НОН = Са(ОН)₂

3. Электролиз растворов хлоридов активных металлов NaCl

4. Раствор соли + щелочь = нерастворимое основание + другая соль

3. Кислоты. Кислотами называют сложные вещества, состоящие из кислотных остатков и водорода, который может замещаться на атомы металлов.

 

Кислоты делятся на: а) бескислородные – H₂S, HCl, HI; б) кислородсодержащие – H₂SO₄, HNO₃, H₃PO₄.

По числу атомов водорода делятся на: а) одноосновные – HCl, HNO₃; б) 2-х основные – H₂S, Н₂СО₃; в) 3-х основные – Н₃РО₄, Н₃ВО_3.

Названия кислот: HCl –соляная кислота, H₂S – сероводородная, H₂SO₄ – серная, H₂SO₃ – сернистая, Н₂СО₃ – угольная, H₂SiO₃ – кремневая, HNO₃ – азотная, Н₃РО₄ – фосфорная.

Кислоты можно определить индикаторами: а) фиолетовый лакмус – красный цвет, б) метилоранж – розовый цвет.

Реакцию между кислотой и основанием, в результате которой образуются соль и вода, называют реакцией нейтрализации.

Важное свойство кислот – взаимодействие их с металлами, стоящими в ряду активности до водорода: Mg + Н₂SO₄= H₂ + MgSO_4.

Чтобы приготовить раствор кислоты или щелочи надо к воде добавить кислоту или щелочь. Способы получения кислот

1. Взаимодействие кислотных оксидов с водой: SO₃ + H₂O = H₂SO₄

2. Взаимодействие водорода с соответствующим неметаллом: Н₂ + Cl₂ = 2HCl

3. Взаимодействие кислот с солями: 2NaCl + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2HCl

 

Соли – сложные вещества, состоящие из атомов металла и кислотного остатка.

Соли делятся на: 1) средние – NaCl, BaCl₂, 2) кислые – NaHCO₃, KHSO₄, 3) основные – CuOHCl, MgOHNO₃.

Название солей: 1) NaCl, KCl – хлориды, 2) KNO₃, Ca(NO₃)₂ – нитраты, 3) Na₂SO_4, CaSO₄ – сульфаты, 4) К₃РО₄, Са₃(РО₄)₂ – фосфаты, 5) K₂S, CaS – сульфиды, 6) Na₂CO₃, BaCO₃ – карбонаты.

Получение солей

1. Са(ОН)₂ + СО₂ = СаСО₃ + Н₂O

2. Ca(OH)₂ + H₂SO₄ = CaSO₄ + 2H₂O

3. Ca(OH)₂ + Na₂SO₄ = 2NaOH + CaSO₄

4. CaO + SO₃ = CaSO₄

5. CaO + 2HCl = CaCl₂ + H₂O

6. Zn + H₂SO₄ = ZnSO₄ + H₂

7. 2Na + Cl₂ = 2NaCl

8. 2K + S = K₂S

9. H₂SO₄ + 2KNO₃ = K₂SO₄ + 2HNO₃

10. Na₂CO₃ + Ba(NO₃)₂ = 2NaNO₃ + BaCO₃

11. CuSO₄ + Fe = FeSO₄ + Cu

 

Окислительно-восстановительные реакции

Окислительно-восстановительными называют реакции, протекающие с изменением степеней окисления элементов, образующих вещества, участвующие в реакции.

Степенью окисления называют условный заряд атомов химического элемента в соединении, вычисленный на основе предположения, что оно состоит только из простых ионов.

Для того чтобы рассчитать степень окисления, нужно воспользоваться следующими правилами:

1) Степень окисления (с.о.) кислорода всегда равна -2; в соединениях

2) с.о. водорода всегда равна +1; в соединениях

3) с.о. металлов всегда положительная, ее максимальное значение всегда равно номеру группы;

4) с.о. свободных атомов и атомов в простых веществах всегда равна 0;

5) суммарная степень окисления атомов всех элементов в соединении равна 0.

Fe₂O₃ + 2Al = 2Fe + Al₂O₃

Алюминий из нейтрального атома превратился в условный ион в степени окисления +3, т.е. отдал три электрона:

Al⁰ – 3e Al⁺³ окисление

восстановитель

Элементы или вещества, отдающие электроны, называются восстановителями. В ходе реакции они окисляются.

Условный ион железа в степени окисления +3 получил три электрона и превратился в нейтральный атом: Fe⁺³ + 3e Fe⁰ восстановление

окислитель

Элементы или вещества, принимающие электроны, называют окислителями. В ходе реакции они восстанавливаются.

Fe₂O₃ + Al Fe + Al₂O₃ окисление

Восстановление

Увеличение положительных зарядов происходит при дальнейшей отдаче электронов, уменьшение положительных зарядов присоединении электронов.

 

 

Электролиз. Электролизом называют окислительно-восстановительные реакции, протекающие на электродах при прохождении электрического тока через расплав или раствор электролита.

При плавлении электролиты распадаются на ионы. При пропускании электрического тока через расплав ионы направляются к противоположно заряженным электродам и разряжаются на них.

Рассмотрим электролиз расплава хлорида натрия. В расплаве эта соль диссоциирует:

NaCl = Na⁺ + Cl^-

Катионы натрия направляются к катоду (отрицательному полюсу источника тока) и разряжаются на нем, т.е. восстанавливаются:

К Na⁺ + 1e Na⁰

Хлорид-анионы направляются к аноду (положительному полюсу источника тока) и разряжаются на нем, т.е. окисляются:

А 2Сl^- - 2e Сl₂⁰.

Итоговое уравнение электролиза расплава хлорида натрия:

2NaCl (расплав) электролиз 2Na + Cl₂

Второй тип электролиза, используемого в промышленности, - это электролиз растворов. В этом процессе приходится учитывать не только те ионы, на которые диссоциирует электролит, но также и ионы, образующиеся при очень незначительной диссоциации молекул воды: Н₂О Н⁺ + ОН^-.

На катод в этом случае отправятся ионы Na⁺ и Н⁺, на анод – Cl^- и ОН^-. На катоде происходит восстановление катионов водорода, на аноде – окисление хлорид анионов, а в растворе останутся катионы натрия и гидроксид-анионы. Суммарное уравнение рассмотренного процесса:

2 NaCl + 2 H₂O электролиз 2 NaOH + H₂ +Cl₂

Следовательно, продуктами электролиза раствора хлорида натрия являются водород, хлор и гидроксид натрия.

Для определения продуктов электролиза водных растворов электролитов существуют следующие правила.

1. Процесс на катоде зависит не от материала катода, из которого он сделан, а от положения металла (катиона электролита) в электрохимическом ряду напряжений.

1. Если катион электролита расположен в ряду напряжений в начале ряда (по алюминий включительно), то на катоде идет процесс восстановления воды (выделяется водород Н₂), Катионы металла не восстанавливаются, они остаются в растворе.

2. Если катион электролита находится в ряду напряжений между алюминием и водородом, то на катоде восстанавливаются одновременно и ионы металла, и молекулы воды.

3. Если катион электролита находится в ряду напряжений после водорода, то на катоде восстанавливаются катионы металла.

4. Если в растворе содержатся катионы разных металлов, то сначала восстанавливается катион металла, стоящего в ряду напряжений правее.

 

2. Процесс на аноде зависит от материала анода и от природы аниона.

1. Если анод растворяется (железо, цинк, медь, серебро и все металлы, которые окисляются в процессе электролиза), то окисляется металл анода, несмотря на природу аниона.

2. Если анод не растворяется (его называют инертным – графит, золото, платина), то:

а) при электролизе растворов солей бескислородных кислот (кроме фторидов) на аноде идет процесс окисления аниона;

б) при электролизе растворов солей кислородсодержащих кислот и фторидов на аноде идет процесс окисления воды (выделяется О₂). Анионы не окисляются, они остаются в растворе;

в) анионы по их способности окисляться располагаются в следующем порядке:

I^- Br^- S^2- Cl^- OH^- SO₄^2- NO₃^- F^-

Восстановительная активность

(способность отдавать электроны) уменьшается

В промышленности электролиз находит широкое применение:

- для получения щелочных, щелочноземельных металлов и алюминия;

- для получения галогенов, водорода и кислорода;

- для нанесения металлических покрытий на поверхность изделий – никелирование, хромирование, золочение (общее название таких процессов – гальваностегия);

- для изготовления рельефных металлических копий (гальванопластика);

- для очистки цветных металлов от примесей (рафинирование).

 

 

Электрохимический ряд напряжений металлов или ряд активности металлов:

K, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Fe, Sn, Pb, (H₂), Cu, Hg, Ag, Au

 

Металлы и неметаллы

Все металлы проявляют только восстановительные свойства. Т.к. металлы являются восстановителями, то они отдают свои электроны неметаллам, которые проявляют окислительные свойства. Металлы взаимодействуют с галогенами с образованием солей: Fe + S = FeS, 2Fe + 3Cl₂ = 2FeCl₃.

При взаимодействии с кислородом металлы образуют оксиды: 2Mg + O₂ = 2MgO. Алюминий сгорает ярким, ослепительным пламенем, а поэтому в порошке применяется в качестве компонентов зажигательных ракет, фейерверков, салютов, бенгальских огней и других пиротехнических средств: 4Al + 3O₂ = 2Al₂O₃.

При обычных условиях энергично взаимодействуют с водой щелочные и щелочноземельные металлы, при этом образуются щелочь и водород:

2Са + 2Н₂О = Са(ОН)₂ + Н₂.

Способность металлов взаимодействовать с растворами кислот вытекает из их положения в электрохимическом ряду напряжений.

Металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода, вытесняют его из растворов кислот, а стоящие правее – не вытесняют водород из растворов кислот:

Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂

Каждый металл вытесняет из растворов солей другие металлы, находящиеся правее него в ряду напряжений, и сам может быть вытеснен металлами, расположенными левее, например: Fe + CuSO₄ = FeSO₄ + Cu

Cu + HgCl₂ = Hg + CuCl₂

Получение металлов. Металлы находятся в природе как в свободном виде – самородные металлы, так и в виде различных соединений. В свободном состоянии в природе встречаются такие металлы, которые трудно окисляются кислородом воздуха, платина, золото, серебро, реже ртуть, медь.

Самородные металлы обычно содержаться в небольших количествах в виде зерен или вкраплений в горных породах. Изредка встречаются и довольно крупные куски металлов – самородки. Так, из найденных самый крупный самородок меди весил 420 т, серебра – 13,5 т, а золота – 112 кг.

Большинство металлов в природе существует в связанном состоянии в виде различных химических природных соединений – минералов. Минералы входят в состав горных пород и руд. Рудами называют содержащие минералы природные образования, в которых металлы находятся в количествах, пригодных в технологическом и экономическом отношении для получения металлов в промышленности.

По химическому составу минерала, входящего в руду, различают оксидные, сульфидные и др. руды.

Обычно перед получением металлов из руды ее предварительно о б о г а щ а ю т – отделяют пустую породу, примеси и т.д., в результате образуется к о н ц е н т р а т, служащий сырьем для металлургического производства.

Металлургия – это наука о методах и процессах производства металлов из руд и других металлосодержащих продуктов, о получении сплавов и обработке металлов. Такое же название имеет и важнейшая отрасль тяжелой промышленности, занимающаяся получением металлов и сплавов.

В зависимости от метода получения металла из руды (концентрата) существует несколько видов металллургических производств.

Пирометаллургия – методы переработки руд, основанные на химических реакциях, происходящих при высоких температурах.

Гидрометаллургия – методы получения металлов, основанные на химических реакциях, происходящих в растворах.

Электрометаллургия – методы получения металлов, основанные на электролизе, т.е. выделении металлов из растворов или расплавов их соединений при пропускании через них постоянного электрического тока.

Коррозия металлов. Коррозией называют самопроизвольное разрушение металлов и сплавов под влиянием окружающей среды. Коррозию металлов и сплавов (их окисление) вызывают такие компоненты окружающей среды, как вода, кислород, оксиды углерода и серы, содержащиеся в воздухе, водные растворы солей (морская соль, грунтовые воды). Эти компоненты непосредственно окисляют металл – происходит химическая коррозия.

Чаще всего коррозии подвергаются изделия из железа. Особенно сильно корродирует металл во влажном воздухе или в воде. Упрощенно этот процесс выражают с помощью следующего уравнения химической реакции:

Fe + 3O₂ + 6H₂O = 4Fe(OH)₃

Химически чистое железо почти не корродирует. Техническое железо содержит различные примеси (в чугунах и сталях) ржавеет, т.к. одной из причин коррозии является наличие примесей в металле, его неоднородность.

Для борьбы с коррозией используют много способов:

1. Нанесение защитных покрытий на поверхности предохраняемого от коррозии металла, это масляные краски, эмали, лаки. Защищаемый от коррозии металл можно покрыть слоем другого металла: золота, серебра, хрома, никеля, олова, цинка и др. Один из самых старых способов – это лужение, или покрытие железного листа слоем олова. Такое железо называют белой жестью.

2. Использование нержавеющих сталей, содержащих спец.добавки, нержавейка (12% хрома и до 10% никеля

3. Создание контакта с более активным металлом – протектором. Например, для защиты стальных корпусов морских судов обычно используют цинк.

Неметаллы. Если для атомов металлов характерны сравнительно большие радиусы и небольшое число электронов на внешнем уровне (1 – 3), атомам неметаллов, наоборот, свойственны небольшие радиусы атомов и число электронов на внешнем энергетическом уровне от 4 до 8. Атомы металлов стремятся к отдаче внешних электронов, т.е. восстановительные свойства, а для атомов неметаллов – стремление к приему недостающих до восьмерки электронов, т.е. окислительные свойства. К неметаллам относят 22 элемента. Общих характерных свойств немного. Водород, кислород, озон, фтор, хлор, азот – газы при обычных условиях, бром – жидкость, а бор, углерод, кремний, фосфор, сера, селен, теллур, йод, астат – твердые вещества. Окраска неметаллов охватывает все цвета спектра. Температуры плавления неметаллов лежат в очень широком интервале. Разным строением кристаллических решеток объясняется и явление аллотропии.

Наиболее ярко окислительные свойства неметаллов проявляются в реакциях с металлами. S + Hg = HgS. 3H₂ + N₂ === 2NH₃

Способность неметаллов проявлять те или другие свойства определяется их положением в ряду электроотрицательности:

F ---- O----- N ----- Cl ----- Br ----- S ------ C ----- H

Электроотрицательность уменьшается