Какие свойства окислительные или восстановительные могут проявлять ионы металлов

Периодический закон был открыт Д.И. Менделеевым в 1868 году. Его современная формулировка: свойства химических элементов и образуемых ими соединений (простых и сложных) находятся в периодической зависимости от величины заряда атомного ядра.

Периодический закон лежит в основе современного учения о строении вещества. Периодическая система Д.И. Менделеева является наглядным отражением периодического закона.

В периодической таблице элементы расположены в порядке увеличения атомного заряда, группируются в «строки и столбцы» — периоды и группы.

Период — ряд горизонтально расположенных химических элементов. 1, 2 и 3 периоды называются малыми, они состоят из одного ряда элементов. 4, 5, 6 — называются большими периодами, они состоят из двух рядов химических элементов.

Группой называют вертикальный ряд химических элементов в периодической таблице. Элементы собраны в группы на основе степени окисления в высшем оксиде. Каждая из восьми групп состоит из главной подгруппы (а) и побочной подгруппы (б).

Периодическая таблица Д.И. Менделеева содержит колоссальное число ответов на самые разные вопросы. При умелом ее использовании вы сможете предполагать строение и свойства веществ, успешно писать химические реакции и решать задачи.

Радиус атома

Радиусом атома называют расстояние между атомным ядром и самой дальней электронной орбиталью. Это не четкая, а условная граница, которая говорит о наиболее вероятном месте нахождения электрона.

В периоде радиус атома уменьшается с увеличением порядкового номера элементов («→» слева направо). Это связано с тем, что с увеличением номера группы увеличивается число электронов на внешнем уровне. Запомните, что для элементов главных подгрупп номер группы равен числу электронов на внешнем уровне.

С увеличением числа электронов они становятся более скученными, так как притягиваются друг к другу сильнее: это и есть причина маленького радиуса атома.

Чем меньше электронов, тем больше у них свободы и больше радиус атома, поэтому радиус увеличивается в периоде «←» справа налево.

В группе радиус атома увеличивается с увеличением заряда атомных ядер — сверху вниз «↓». Чем больше период, тем больше электронных орбиталей вокруг атома, соответственно, и больше его радиус.

С уменьшением заряда атома в группе радиус атома уменьшается — снизу вверх «↑». Это связано с уменьшением количества электронных орбиталей вокруг атома. Для примера возьмем атомы бора и алюминия, элементов, расположенных в одной группе.

Период, группа и электронная конфигурация

Обратите внимание еще раз на важную деталь: элементы, находящиеся в одной группе (главной подгруппе!), имеют сходную конфигурацию внешнего уровня. Так у бора на внешнем уровне расположены 3 электрона, у алюминия — тоже 3. Оба они в III группе.

Такая закономерность иногда может сильно облегчить жизнь, однако у элементов побочных подгрупп она отсутствует — там нужно считать электроны «вручную», располагая их на электронных орбиталях.

Раз уж мы повели речь об электронных конфигурациях, давайте запишем их для бора и алюминия, чтобы лучше представлять их внешний уровень и увидеть то самое «сходство»:

• B5 — 1s22s22p1
• Al13 — 1s22s22p63s23p1

Общую электронную конфигурацию для элементов III группы главной подгруппы можно записать ns2np1. Это будет работать для бора, внешний уровень которого 2s22p1, алюминия — 3s23p1, галия — 4s24p1, индия — 5s25p1 и таллия — 6s26p1. За «n» мы принимаем номер периода.

Правило составления электронной конфигурации, которое вы только что увидели, универсально. Если вы имеете дело с элементом главной подгруппы, то увидев номер группы вы знаете, сколько электронов у него на внешнем уровне. Посмотрев на период, знаете номер его внешнего уровня.

Вам остается только распределить известное число электронов по s и p ячейкам, а затем подставить номер периода — и вот быстро получена конфигурация внешнего уровня. Предлагаю посмотреть на примере ниже ?

Очень надеюсь, что теперь вы знаете: только глядя на положение элемента в периодической таблице, на группу и период, в которых он расположен, вы уже можете составить конфигурацию его внешнего уровня. Безусловно, это для элементов главных подгрупп. Повторюсь: у побочных — только «вручную».

Длина связи

Длина связи — расстояние между атомами химически связанных элементов. Очевидно, что понятия длины связи и атомного радиуса взаимосвязаны напрямую. Чем больше радиус атома, тем больше длина связи.

Убедимся в этом на наглядном примере, сравнив длину связей в четырех веществах: HF, HCl, HBr, HI.

Чем больше радиусы атомов, которые образуют химическую связь, тем больше между ними и длина связи. Радиус атома водорода неизменен во всех трех веществах, а в ряду F → Cl → Br → I происходит увеличение радиуса атома. Наибольшим радиусом обладает йод, поэтому самая длинная связь в молекуле HI.

Металлические и неметаллические свойства

В периоде с увеличением заряда атома металлические свойства ослабевают, неметаллические — усиливаются (слева направо «→»). В группе с увеличением заряда атома металлические свойства усиливаются, а неметаллические — ослабевают (сверху вниз «↓»).

Сравним металлические и неметаллические свойства Rb, Na, Al, S. Натрий, алюминий и сера находятся в одном периоде. Металлические свойства возрастают S → Al → Na. Натрий и рубидий находятся в одной группе, металлические свойства возрастают Na → Rb.

Таким образом, самые сильные металлические свойства проявляет рубидий, но с другой стороны — у него самые слабые неметаллические свойства. Сера обладает самыми слабыми металлическими свойствами, но, если посмотреть по-другому, сера — самый сильный неметалл.

Распределение металлов и неметаллов в периодической таблице также является наглядным отображением этого правила. Если провести условную линию, проходящую от бора до астата, то справа окажутся неметаллы, а слева — металлы.

Основные и кислотные свойства

Основные свойства в периоде с увеличением заряда атома уменьшаются, кислотные — возрастают. В группе с увеличением заряда атома основные свойства усиливаются, а кислотные — ослабевают.

Кислотные и основные свойства противопоставлены друг другу, как противопоставлены металлические и неметаллические. Где первые усиливаются, вторые — убывают. Все аналогично, поэтому смело ассоциируйте одни с другими, так будет гораздо легче запомнить.

Замечу, что здесь есть одно важное исключение. Как и в общем случае: исключения только подтверждают правила. В ряду галогенводородных кислот HF → HCl → HBr → HI происходит усиление кислотных свойств (а не ослабление, как должно быть по логике нашего правила).

Это можно объяснить в темах диссоциации и химических связей. Когда мы дойдем до соответствующей темы, я напомню про HF и водородные связи между молекулами, которые делают эту кислоту самой слабой. Сейчас воспринимайте это как исключение: HF — самая слабая из этих кислот, а HI — самая сильная.

Восстановительные и окислительные свойства

Восстановительные свойства в периоде с увеличением заряда атома ослабевают, окислительные — усиливаются. В группе с увеличением заряда атома восстановительные свойства усиливаются, а окислительные — ослабевают.

Ассоциируйте восстановительные свойства с металлическими и основными, а окислительные — с неметаллическими и кислотными. Так гораздо проще запомнить ?

Электроотрицательность (ЭО), энергия связи, ионизации и сродства к электрону

Электроотрицательность — способность атома, связанного с другими, приобретать отрицательный заряд (притягивать к себе электроны). Мы уже касались ее в статье, посвященной степени окисления. Это важное свойство, ведь более ЭО-ый атом притягивает к себе электроны и уходит в отрицательную степень окисления со знаком минус «-«.

Все перечисленные в подзаголовке свойства вместе с ЭО усиливаются в периоде с увеличением заряда атома, в группе с увеличением заряда атома они ослабевают. Таким образом, самый электроотрицательный элемент расположен справа вверху таблицы Д.И. Менделеева — это фтор.

Для примера сравним ЭО-ость атомов Te, In, Al, P. Индий расположен в одной группе с алюминием, ЭО-ость In → Al возрастает (снизу вверх). Алюминий расположен в одном периоде с серой, ЭО-ость возрастает Al → S (слева направо). Сравнивая серу и теллур, мы видим, что сера расположена в группе выше теллура, значит и ее электроотрицательность тоже выше.

Энергия связи (а также ее прочность) возрастают с увеличением электроотрицательности атомов, образующих данную связь. Чем сильнее атом тянет на себя электроны (чем больше он ЭО-ый), тем прочнее получается связь, которую он образует.

Понятию ЭО-ости «синонимичны» также понятия сродства к электрону — энергии, выделяющейся при присоединении электрона к атому, и энергии ионизации — количеству энергии, которое необходимо для отщепления электрона от атома. И то, и другое возрастают с увеличением электроотрицательности.

Продемонстрирую на примере. Сравним энергию связи в трех молекулах: H2O, H2S, H2Se.

Высшие оксиды и летучие водородные соединения (ЛВС)

В периодической таблице Д.И. Менделеева ниже 7 периода находится строка, в которой для каждой группы указаны соответствующие высшие оксиды, ниже строка с летучими водородными соединениями.

Для элементов главных подгрупп начиная с IV группы (в большинстве случае) максимальная степень окисления (СО) определяется по номеру группы. К примеру, для серы (в VI группе) максимальная СО = +6, которую она проявляет в соединениях: H2SO4, SO3.

В таблице видно, что для VIa группы формула высшего оксида RO3, а, к примеру, для IIIa группы — R2O3. Напишем высшие оксиды для веществ из VIa : SO3, SeO3, TeO3 и IIIa группы: B2O3, Al2O3, Ga2O3.

На экзамене строка с готовыми «высшими» оксидами, как в таблице наверху, может отсутствовать. Считаю важным подготовить вас к этому. Предположим, что эта строчка внезапно исчезла из таблицы, и вам нужно записать высшие оксиды для фосфора и углерода.

С летучими водородными соединениями (ЛВС) ситуация аналогичная: их может не быть в периодической таблице Д.И. Менделеева, которая попадется на экзамене. Я расскажу вам, как легко их запомнить.

ЛВС характерны для IV, V, VI и VII группы. Элементы этих групп более электроотрицательны, чем водород, поэтому ходят в «-» отрицательную СО. Минимальная степень окисления для элементов главных подгрупп, начиная с IV группы, может быть рассчитана так: номер группы — 8.

Например, для углерода минимальная СО = 4-8 = -4; для азота 5-8 = -3; для кислорода 6-8 = -2; для фтора 7-8 = -1. Для того, чтобы запомнить ЛВС, вы должны ассоциировать IV, V, VI и VII группы с хорошо известными вам веществами: метаном, аммиаком, водой и фтороводородом.

Так как общее строение ЛВС в пределах одной группы сходно, то, вспомнив например H2O для кислорода в VI группе, вы легко найдете формулы других ЛВС VI группы: серы — H2S, H2Se, H2Te, H2Po.

Окислительно-восстановительные свойства элементов в Периодической таблице

Окислительно-восстановительные реакции могут проходить только при условии, что исходные компоненты содержат атомы, молекулы или ионы, обладающие противоположными способностями принимать или отдавать электроны.

5KCl+5O3+6P0 = 5KCl-1+3P2+5O5

В приведенной реакции хлор и фосфор изменяют свои степени окисления:

• P0-5e- → P+5, фосфор (P0) является восстановителем, окисляясь до P+5 (степень окисления фосфора повышается на 5 единиц от 0 до +5).
• Cl+5+6e- → Cl-1, хлор (Cl+5) является окислителем, восстанавливаясь до Cl-1 (степень окисления хлора понижается на 6 единиц — от +5 до -1).

В периодической таблице Менделеева четко прослеживается закономерность изменения окислительно-восстановительных свойств элементов:

• В периодах с увеличением порядкового номера элемента (слева-направо) нарастают окислительные свойства и убывают восстановительные — натрий самый сильный восстановитель в третьем периоде, а хлор — самый сильный окислитель.
• В главных подгруппах, в пределах одной главной подгруппы с повышением порядкового номера (по направлению сверху-вниз) нарастают восстановительные свойства элементов и убывают окислительные — в VIIа группе фтор является сильным окислителем, а астат в некоторых соединениях проявляет восстановительные свойства.

На рисунке ниже показана примерная принадлежность элементов к восстановителям (голубой цвет) и окислителям (красный цвет).

С окислительно-восстановительными свойствами элементов в периодической таблице в общем чертах понятно. Теперь скажем пару слов о ионах.

• Элементарные катионы металлов (Na+, Cu2+, Ca2+) являются окислителями и не проявляют восстановительных свойств, окислительные свойства снижаются по мере роста активности металла.
• Ионы металлов с промежуточными степенями окисления могут проявлять, как восстановительные, так и окислительные свойства (Fe2+ — восстановитель; Fe3+ — окислитель).
• Элементарные анионы (Cl-, Br-, I-) являются восстановителями.
• Сложные ионы являются окислителями, если содержат атомы элементов с высокой степенью окисления (Cr2O72-, ClO3-,NO3-), при этом окислительные свойства обусловлены всем анионом, но не конкретным атомом, имеющим высокую степень окисления.

А что же с окислительно-восстановительными свойствами сложных веществ?

При взаимодействии сложных веществ следует обращать внимание на те элементы, которые в ходе реакции меняют свою степень окисления (если таковых нет, то и реакция не является окислительно-восстановительной).

• Если элемент, меняющий свою степень окисления, присутствует в исходном веществе в максимальной степени окисления — такое вещество может быть только окислителем, например перманганат калия, в котором марганец имеет максимальную степень окисления, т.е., может только принимать электроны.
• Если элемент, меняющий свою степень окисления, присутствует в исходном веществе в низшей степени окисления — такое вещество может быть только восстановителем, например, сульфат марганца (II), в котором марганец имеет низшую степень окисления, т.е., может только отдавать электроны.
• Если элемент, меняющий свою степень окисления, присутствует в исходном веществе в промежуточной степени окисления, — такое вещество может быть как окислителем, так и восстановителем — все зависит от других реагирующих веществ и условий протекания реакции.

Рассмотрим вкратце вещества, которые могут проявлять и восстановительные, и окислительные свойства, в зависимости от условий реакции и других взаимодействующих веществ.

Оксид серы (IV) в некоторых случаях играет роль восстановителя, например, окисляясь кислородом, но в металлургии оксид серы используют в реакции извлечения серы из отходящих газов, где оксид серы проявляет свойства окислителя:

2SO2+O2 = 2SO3
2CO+SO2 = S+2SO2

Пероксид водорода H2O2, как восстановитель применяется для дезинфекции, травления германиевых пластинок при изготовлении полупроводниковых приборов. Окислительные свойства пероксида водорода используют при отбеливании пуха, пера, мехов, тюли, волос.

Сернистая кислота в реакции с сероводородом играет роль окислителя, поскольку в молекуле H2S сера имеет степень окисления -2:

H2S+4O3+2H2S-2 = 3S0+3H2O

В реакции с кислородом сернистая кислота выступает восстановителем, поскольку кислород является более сильным окислителем:

2H2S+4O3+O20 = 2H2SO4

Не последнюю роль на окислительно-восстановительные свойства веществ оказывает среда, в которой протекает химическая реакция:

• I2+5H2O2 → 2HIO3+4H2O — при pH=1 пероксид водорода является окислителем;
• 2HIO3+5H2O2 → I2+6H2O+5O2 — при pH=2 пероксид водорода является восстановителем.

Оксид марганца (IV) является окислителем только в кислотной среде:
MnO2+4H++2e- → Mn2++2H2O

Перманганат калия KMnO4 является окислителем в любой среде:

• кислая среда: MnO4-+8H++5e- → Mn2++4H2O
• щелочная среда: MnO4-+1e- → MnO42-
• нейтральная среда: MnO4-+2H2O+3e- → MnO2+4OH-

См. далее:

• Типичные восстановители
• Типичные окислители

Окислители и восстановители любят «свою» среду — в кислотной среде сила окислителей увеличивается, а в щелочной — увеличивается сила восстановителей.

См. далее Элементы-восстановители

В зависимости от строения их атомов

Изменение окислительно–восстановительных свойств элементов

Способность химических элементов присоединять или отдавать электроны связана со строением атомов и положением их в периодической системе элементов Д.И. Менделеева.

Атомы металлов в химических реакциях способны лишь отдавать электроны и быть восстановителями. Наиболее активными восстановителями являются щелочные и щелочноземельные металлы.

• Атомы неметаллов (за исключением фтора) в зависимости от
• свойств партнеров, с которыми они взаимодействуют, могут
• проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.
• Например:
• Fe0 + S0 = Fe+2S-2 и S0 + O2 = S+4O2-2.

Однако, у химически активных неметаллов проявляются преимущественно окислительные свойства. Их часто используют на практике в качестве окислителей (кислород, Cl2).

Атомы водорода в зависимости от свойств партнера могут проявлять как окислительные, так восстановительные свойства. Например, в реакции

Cl20 + H20 = 2H+1Cl-1

водород восстановитель, так как в молекуле HCl электронная пара сильно смещена в сторону ядра атома хлора. При нагревании натрия в струе водорода образуется гидрид натрия (2Na0 + H20 = 2Na+1H-1).

Электронная пара, обусловливающая химическую связь, сильно смещена в сторону водорода. СО водорода в этом соединении равна -1. Таким образом, водород в этой реакции является окислителем.

Однако для водорода более характерна тенденция к отдаче электронов. Чаще всего водород используют как восстановитель.

Одноатомные молекулы благородных газов (Не, Nе, Ar…) практически не проявляют ни окислительных, ни восстановительных свойств, что находится в согласии со строением их атомов (внешний энергетический уровень полностью заполнен электронами).

У ионов металлов и неметаллов в высших степенях окисления восстановительные свойства отсутствуют. Такие частицы в окислительно–восстановительных реакциях могут проявлять только окислительные свойства (присоединять электроны). В связи с этим соединения, в состав которых входят частицы (ионы) в высшей СО, используются в качестве окислителей (KMnO4, HNO3, K2CrO4, K2Cr2O7 и т.д.).

Положительные ионы промежуточных СО в зависимости от свойств партнеров могут выступать как в роли восстановителей, так и в роли окислителей:

2Fe+2Сl2 + Cl20 = 2Fe+3Cl3-1 (Fe+2 — восстановитель);

Fe+2O + C+2O = Fe0 + CO2+4 (Fe+2 — окислитель).

Ион железа в высшей СО обладает только окислительными свойствами. Так, феррат калия К2FeO4 – один из наиболее сильных окислителей.

1. Вещества, в состав которых входят ионы неметаллов (например, Cl-1,
2. Br-1, S-2, I-1), за счет последних могут выступать только в роли восстановителей.
3. В пределах каждого периода с возрастанием порядкового номера элемента восстановительная способность его атомов понижается, а окислительная способность — повышается.

Так, во II периоде литий – только восстановитель, а фтор – только окислитель. Это результат постепенного заполнения электронами внешнего электронного уровня (у атома лития — 1 электрон, у атома фтора — 7 электронов из 8 возможных на данном уровне).

В пределах каждой главной подгруппы с возрастанием порядкового номера элемента восстановительная способность их атомов возрастает, а а окислительная способность постепенно убывает.

Так, в главной подгруппе IV группы кислород – сильный окислитель, а теллур – очень слабый окислитель, в некоторых реакциях он выступает даже как восстановитель. Аналогичное явление наблюдается также и в отношении их химических соединений.

Эти закономерности обусловлены повышением величины радиусов атомов элементов.

ПОИСК

    Укажите изменение окислительно-восстановительных свойств галогенов при переходе от фтора к йоду Как меняются эти же свойства у соответствующих ионов F , С1 , Вг, J Приведите примеры. [c.

150]

    Вычислите электродные потенциалы приведенных полуреакций, протекающих в водных растворах с рН = 0, и предскажите характер изменения окислительно-восстановительных свойств веществ по мере повышения концентрации ионов водорода в растворе. [c.251]

    Как следует из табл. В.32, восстановительные свойства соединений ослабляются с убыванием порядка связи. Так, гидразин в присутствии ионов Мо + восстанавливает пероксид водорода до воды, окисляясь при этом до N2. Окислительно-восстановительные свойства гидразина сильно зависят от pH  [c.536]

    Окислительно-восстановительные свойства элементов и их ионов определяются их способностью отдавать или присоединять электроны. Атомы или ионы, присоединяющие электроны, называются окислителями, а отдающие их — восстановителями. [c.17]

    Окислительно-восстановительные свойства элементов в большой степени зависят от числа электронов на внешней оболочке и радиуса атома или иона.

Если на внешней оболочке находится один, два или три электрона, то элемент может быть только восстановителем — присоединение электронов для него практически невозможно (исключение составляют водород и бор).

При наличии четырех, пяти, шести или семи электронов возможно проявление и восстановительных, и окислительных [c.17]

    Опыт 26. Окислительно-восстановительные свойства иона 0з > а) К раствору диоксида серы в воде приливайте по каплям бромную воду. Опытным путем определите продукты реакции. [c.57]

    Хлороводород, строение молекулы. Растворение в воде. Хлороводородная (соляная) кислота, ее соли. Окислительно-восстановительные свойства. Качественная реакция на хлорид-ион. Получение и применение хлороводорода [c.114]

    Ион металла при этом восстанавливается в одну из низших валентных форм. В результате совместного действия кислорода и углеводорода ионы металлов часто находятся в разных валентных состояниях, что в среднем соответствует некоторой дробной величине. Так, ион ванадия при окислении нафталина воздухом имеет среднюю валентность 4,3 вместо 5 в УгОб.

Очевидно, что состояние иона металла определяется окислительно-восстановительными свойствами среды и зависит от соотношения кислорода и углеводорода, от наличия водяных паров и т. д. При этом в начальный период работы катализатор постепенно формируется в состояние, стабильное для данных условий синтеза, а варьирование условий может изменить его активность и селективность.

 [c.412]

    Периодичность накопления электронов около ядра влечет за собой периодичность в изменении свойств атомов (элементов). Периодически изменяются валентность, радиусы атомов и ионов, окислительно-восстановительные свойства, ионизационные потенциалы, сродство к электрону, температуры плавления и кипения и др. [c.85]

    Определение ионов, не обладающих окислительно-восстановительными свойствами (титрование по замещению). Этим методом могут быть определены, например, катионы кальция, стронция, бария, свинца, цинка и др., которые образуют малорастворимые оксалаты. При определении кальция осаждают оксалат кальция, затем после фильтрования и тщательного промывания растворяют осадок в серной кислоте и выделившуюся щавелевую кислоту титруют перманганатом калия. [c.276]

    С переменной валентностью многих элементов Н1 аналитической группы связано наличие у ряда образуемых ими ионов окислительно-восстановительных свойств. Например, катионы Сг+++ и Мп++ при действии окислителен способны окисляться в анио- [c.127]

    Отсюда возникает возможность двоякого использования окислительно-восстановительных свойств пары 12/21 в титриметрическом анализе для определения восстановителей — окислением их раствором иода и для определения окислителей — восстановлением Г-ионами. [c.396]

    Изложенное показывает, что комплексообразование может сильно влиять на окислительно-восстановительные свойства ионов в растворах. Известно очень много комплексов Ре, Со, N1, некоторые из них имеют большое практическое значение. [c.561]

    Одним из наиболее важных достоинств полярографического метода анализа является возможность одновременного определения нескольких полярографически активных веществ. Величина 1/2 характеризует природу иона, восстанавливающегося или окисляющегося на электроде.

Для обратимого процесса величина 1/2 практически совпадает с величиной стандартного окислительного потенциала.

Если в растворе присутствует несколько веществ, различающихся по окислительно-восстановительным свойствам, то в ряде случаев (если 1/ будут отличаться не менее чем на 100 мВ) удается фиксировать волны, соответствующие раздельному восстановлению компонентов смеси на электроде. В этом случае получают полярографический спектр. [c.169]

    Приведите примеры реакций, иллюстрирующие окислительные, восстановительные свойства, а также примеры диспропорционирования иона NOr. [c.66]

    Опишите окислительно-восстановительные свойства атомов и ионов щелочных металлов. [c.155]

    Окислительно-восстановительные свойства галогенов зависят от электроотрицательности, энтальпии диссоциации и других факторов. С увеличением радиуса атомов окислительные свойства галогенов ослабевают. Поэтому легче всего окисляется ио-дид-ион, тогда как фторид-ион не может быть окислен обычными окислителями. [c.497]

    При характеристике окислительно-восстановительных свойств сложных соединений необходимо в ряде случаев принимать во внимание степени окисления других атомов, входящих в их состав.

Так, подчеркивая восстановительные свойства H I, НВг и HI, обусловленные ионами С1, Вг» и Г, не следует упускать из виду возможность проявления ими же окислительных свойств, обусловленных ионом Н+, например [c.125]

    Окислительно-восстановительные свойства свинца и олова. Соединения олова (II) в щелочной среде проявляют восстановительные свойства сильнее, чем в кислой, так как образующиеся атомы связываются кислородом иона ОН» в стан-нат-ион  [c.206]

    Опыт 4. Окисление алюминия ионами водорода. Внесите кусочек алюминия в 2 н. раствор НС1. Наблюдайте окисление и составьте уравнение происходящей окислительно-восстановительной реакции. Дайте сравнительную характеристику окислительно-восстановитеЛьных свойств атомов и ионов алюминия и водорода. [c.143]

    Как и кислородные кислоты галогенов, окислительно-восстановительные свойства проявляют их соли, которые используют главным образом как окислители. Кислородные соединения хлора, брома и иода, проявляя окислительные свойства, восстанавливаются в зависимости от условий реакции до свободного состояния или до отрицательно заряженного иона, например  [c.126]

    Об окислительно-восстановительных свойствах простых веществ и соединений можно судить, руководствуясь периодической системой элементов Д. И. Менделеева.

Типичными окислителями являются а) простые вещества, атомы которых обладают большой электроотрицательностью (элементы VIA и VHA групп), из них наиболее активны фтор, а также кислород и хлор, б) ионы с дефицитом электронов, это простые катионы с высшей или большой степенью окисления, например РЬ Fe Т1 , Се , и сложные анионы, в которых более электроположительный элемент имеет высшую или значительную степень окисления, например (Сг 04) , ( rl O ) (N 03), (Мп 04)-, (S U) -, (сг Оз)- (С1 о -, (В1 0з), (Pb U) , (СГ 0)-, (Вг 0з)-. [c.217]

    Участвующие в растворе ионы в данных условиях не обладают характерными окислительно-восстановительными свойствами, а поэтому реакция с Изменением степени окисления заряда ионов произойти не может. Следовательно, данная реакция относится к ионообменным. [c.46]

    Чтобы составить уравнение окислительно-восстановительной реакции, необходимо знать, от каких участвующих в реакции атомов, молекул или ионов и к каким атомам, молекулам или ионам переходят электроны и в каком количестве. Это можно установить на основе периодической системы Д. И.

Менделеева, зная строение атомов и молекул, окислительно-восстановительные свойства реагирующих веществ (восстановителей и окислителей), условия протекания реакций, правила и методы их составления, значения ионизационных потенциалов, сродства к электрону, электроотрицательности атомов, окислительно-восстановительные потенциалы. [c.89]

    Выше было отмечено, что окислительно-восстановительные свойства могут проявляться у нейтральных атомов, молекул, элементарных ионов и сложных ионов. Характеристика нейтральных атомов и молекул дана в табл. 62. [c.197]

    Окислительно-восстановительные свойства элементарных веществ и образованных ими элементарных ионов являются перио- [c.140]

    Наличие нескольких характерных степеней окисления у марганца предопределяет окислительно-восстановительные свойства его соединений. Перманганат-ион проявляет окислительные свойства в водном растворе при любом значении pH, причем в кислотной среде он — сильный окислитель  [c.243]

    Оценка окислительно-восстановительных свойств элементарных ионов вытекает из следующих соображений  [c.141]

    При заполнении графы Окислительно-восстановительные свойства учтите, что вопрос относится не к ионам Н , которые могут быть только окислителями, а к анионам или к молекулам кислоты. Пробу на окислительные свойства проделайте, подействовав на одну-две капли кислоты каплей раствора, в,состав которого входит серная кислота, иодид калия и крахмальный клейстер.

Посинение раствора вследствие появления свободного иода укажет на присутствие в кислоте анионов или молекул-окислителей. Восстановительные свойства кислоты исследуйте, подействовав на две-три капли кислоты каплей раствора перманганата калия, подкисленного серной кислотой. Обесцвечивание раствора указывает на восстановительные свойства исследуемой кислоты. [c.

297]

    Анион 50 Открывают реакцией с ионом Ва » . Кислота сильная, так как водный раствор ее соли с натрием показывает нейтральную реакцию. Ион S0 не обнаруживает резко выраженных окислительно-восстановительных свойств. Кислота устойчивая.

Термический распад возможен только при очень высокой температуре. Концентрированная кислота заметно отличается от разбавленной по окислительным свойствам и более резко выраженной способности к гидратации — к обезвоживающему действию. [c.

297]

    Опыт 15. Окислительно-восстановительные свойства нитрат (1П)-иона. Исследуйте отношение раств1ора нитрита натрия (калия) к подкисленным растворам иоДида калия и оксоманганата (VII) калия. [c.66]

    Окислительно-восстановительные свойства сложных отрицательных ионов зависят от величины положительной валентности центрального атома. При максимальной валентности они проявляют окислительные свойства (А), а при промежуточной валентности — окислительно-восстано-вительные свойства (Б). [c.198]

    То, что было сказано об окислительно-восстановительных свойствах фторидов, остается справедливым и для хлоридов. Однако, так как хлор более слабый окислитель, чем фтор, то его ион СГ при известных условиях проявляет свои восстановительные свойства. [c.244]

    Окислительно-восстановительные свойства нейтральных атомов и ионов можно легко объяснить с помощью периодической системы элементов Менделеева (см. табл. 11). [c.136]

    Окислительно-восстановительные свойства элементарных ионов. Элементарные ионы могут быть заряжены отрицательно или положительно. [c.141]

    Окислительно-восстановительные свойства сложных ионов. [c.142]

    Оквслительно-восстановительные свойства элементарных ионов. Окислительно-восстановительные свойства элементарных ионов обусловливаются строением их электронных оболочек и энергетическими характеристиками энергией ионизации и сродством к электрону. Элементарные анионы образуются при присоединении к нейтральным атомам элементов шестой группы двух [c.151]

    Райт и Уэллер [6] изучали влияние добавок на изменение среды. Как известно, образование клешневидных колец изменяет окислительно-восстановительные свойства ионов н поэтому, но-видимому, снособно оказать влияние иа активацию водорода.

Присутствие этилендиамина и этилепдиамиптетрауксусной кислоты вызывает уменьшение как скорости, так и степени восстановления хинона и моногидрата ацетата меди(И) в хинолиновом растворс при 100°.

Образование металлической меди авторы относят за счет присутствия органического вещества. [c.187]

    Каковы окислительно-восстановительные свойства сульфидокарбонат(роданид)-иона Какие атомы иона [c.79]

    Двухвалентный кислород в соединении МпО аналогично кислороду в ионе 804 не может быть восстановителем.

В реакции участвует разбавленная серная кислота, которая не проявляет окислительно-восстановительных свойств за счет ионов Следовательно, в молекуле N32803 ион 80з » — восстановитель, он отдает 2 электрона и переходит в ион 804 , в молекуле КМПО4 ион Мп04 — окислитель, он в кислой среде принимает 5 электронов и переходит— в ион Мп .  [c.198]

    Каковы окислительно восстановительные свойства воды Составьте ионно-элекгронные уравнения для воды как окислителя и как восстановителя. [c.153]

    Закономерным образом зависят от строения атома окислительно-восстановительные свойства элементов. Восстановительные свойства атомов уменьшаются в группах снизу вверх и в периодах слева направо. Таким образом, наиболее сильные восстановители — щелочные металлы. Окислительные свойства возрастают в периодах слева направо, а в группах — снизу вверх.

Следовательно, наиболее сильными окислителями являются галогены, а также кислородсодержащие ионы неметаллов (N03-, ВгОз и т. д.) и металлов в высшей степени окисления (Сг04 -, М.ПО4 и др.). При этом окислительная способность убывает сверху вниз в группах. Восстановительные свойства, возрастающие сверху вниз в группе, могут проявлять и отрицательно заряженные ионы неметаллов (I», и т.

д.). [c.33]

    В общем случае схема дробного анализа иона М в присутствии ионов Мь Ма, Мз,. ..

, М составляется следующим образом 1) из характерных реакций иона М выбирают реакцию с высоким индексом избирательности или с наименьшим числом мешающих ионов 2) выбирают реагент, связывающий мешающие ионы в прочные комплексы, но не связывающий определяемый ион М 3) если ионы Мь. ..

, М обладают окислительно-восстановительными свойствами, подбирают реагент и условия для переведения мешающих ионов в такую степень окисления, в которой они не мешают обнаружению иона М 4) если пункты 2 и 3 не выполнимы, из общих реакций выбирают такую, чтобы ион М и ионы Мь. …

М оказались в разных фазах (растворч осадок, раствор газ) 5) если пункт 4 не выполним, подбор общих реакций продолжают до тех пор, пока в одной фазе с М останутся ионы, не мешающие его [c.122]

    В результате платина получает положительный заряд, а раствор у поверхности ее — отрицательный заряд за счет образовавшегося избытка ионов С1 . Равновесие в двойном электрическом слое выразится уравнением Ре +е s f Pe2. » Таким образом, возникает положительный потенциал на платине, который будет тем выше, чем больше окислительная способность катиона.

И, наоборот, чем сильнее восстановительная активность иона, тем вероятнее отдача электрона им в кристаллическую решетку платины и возникновение отрицательного заряда на ней. Так появляется отрицательный потенцйал на платине в растворе, содержащем ионы Ст . В двойном слое устанавливается равновесие Сг з Сг + е.

Потенциал платины в разобранных двух примерах определяется соотношением активных концентраций окисленной и восстановленной формы ионов и характеризует окислительновосстановительную способность каждой из систем Ре , Pe Pt и Сг2, r Pt. Потому потенциал и получил название окислительновосстановительного.

Отметим, что это название сохранилось за потенциалами систем только в тех случаях, когда в электродной реакции не участвуют непосредственно металлы газы, хотя очевидно, что во всех случаях причиной возникновения скачка потенциала является окислительно-восстановительный процесс на поверхности электрода, приводящий к образованию двойного электрического слоя и потенциала в нем. Следовательно, потенциал характеризует окислительно-восстановительные свойства системы. [c.195]

Качественная характеристика окислительно-восстановительных реакций

Среди химических реакций, в том числе и в природе, окислительно-восстановительные реакции являются самыми распространенными. К их числу относятся, например, фотосинтез, обмен веществ, биологические процессы, а также сжигание топлива, получение металлов и многие другие реакции.

Окислительно-восстановительные реакции издавна успешно использовались человечеством в различных целях, но сама электронная теория окислительно-восстановительных процессов появилась совсем недавно – в начале XX века.

Для того чтобы перейти к современной теории окисления-восстановления, необходимо ввести несколько понятий – это валентность, степень окисления и строение электронных оболочек атомов.

Изучая такие разделы, как Периодический закон Д.И. Менделеева, основы строения атомов элементов и химическая связь и строение молекул, мы уже сталкивались с этими понятиями. Далее, рассмотрим их подробнее.

Валентность

Валентность – понятие сложное, которое возникло вместе с понятием химической связи и определяется, как свойство атомов присоединять или замещать определенное число атомов другого элемента, т.е. это способность атомов образовывать химические связи в соединениях. 

Первоначально валентность определяли по водороду (его валентность принимали равной 1) или кислороду (валентность равна 2).

Позднее стали различать положительную и отрицательную валентность. Количественно, положительная валентность характеризуется количеством отданных атомом электронов, а отрицательная валентность – числом электронов, которые необходимо присоединить атому для реализации правила октета (т.е. завершения внешнего энергетического уровня).

Позднее понятие валентности, стало сочетать в себе также и природу химических связей, возникающих между атомами в их соединении.

Как правило, высшая валентность элементов соответствует номеру группы в периодической системе.

Но, как и во всех правилах, есть исключения:

например, медь и золото находятся в первой группе периодической системы и их валентность должна быть равна номеру группы, т.е. 1, но в действительности же высшая валентность меди равна 2, а золота 3.

Степень окисления

• Степень окисления иногда называют окислительным числом, электрохимической валентностью или состоянием окисления и является понятием условным.
• Так, при вычислении степени окисления предполагается допущение, что молекулу составляют только ионы, хотя большинство соединений вовсе не являются ионными.
• Количественно степень окисления атомов элемента в соединении определяется числом присоединенных к атому или смещенных от атома электронов.
• Таким образом, при отсутствии смещения электронов степень окисления будет нулевая, при смещении электронов в сторону данного атома – отрицательная, при смещении от данного атома – положительная.

Как определить степень окисления атомов

Определяя степень окисления атомов необходимо следовать следующим правилам:

1. В молекулах простых веществ и металлов степень окисления атомов равна 0.
2. Водород почти во всех соединениях имеет степень окисления равную +1 (и только в гидридах активных металлов равную -1).
3. Для атомов кислорода в его соединениях типична степень окисления -2 (исключения: OF2 и пероксиды металлов, степень окисления кислорода соответственно равна +2 и -1).
4. Постоянную степень окисления имеют также атомы щелочных (+1) и щелочноземельных (+2) металлов, а также фтора (-1)
5. В простых ионных соединениях, степень окисления равна по величине и знаку его электрическому заряду.
6. Для ковалентного соединения, более электроотрицательный атом имеет степень окисления со знаком «-», а менее электроотрицательный – со знаком «+».
7. Для комплексных соединений указывают степень окисления центрального атома.
8. Сумма степеней окисления атомов в молекуле равна нулю.

1. Например, определим степень окисления селена Se в соединении H2SeO3
2. Так, степень окисления водорода равна +1, кислорода -2, а сумма всех степеней окисления равна 0, составим выражение, учитывая число атомов в соединении H2+SeхO3-2:
3. (+1)2+х+(-2)3=0, откуда
4. х=+4,

т.е. H2+Se+4O3-2

Окислитель и восстановитель

Зная какую величину имеет степень окисления элемента в соединении возможно предсказать его химические свойства и реакционную активность по отношению к другим соединениям, а также является ли данное соединение восстановителем или окислителем. Эти понятия в полной мере раскрываются в теории окисления-восстановления:

• Окисление – это процесс потери электронов атомом, ионом или молекулой, что приводит к повышению степени окисления.

• Al0 -3e— = Al+3;
• 2O-2 -4e— = O20;
• 2Cl— -2e— = Cl2

• Восстановление – это процесс при котором атом, ион или молекула приобретают электроны, что приводит к понижению степени окисления.

Ca+2 +2e— = Ca0;

2H+ +2e— =H20

• Окислители – соединения, принимающие электроны в ходе химической реакции, а восстановители – отдающие электроны соединения. Восстановители во время реакции окисляются, а окислители – восстанавливаются.
• Сущность окислительно-восстановительных реакций – перемещение электронов (или смещение электронных пар) от одних веществ к другим, сопровождающихся изменением степеней окисления атомов или ионов. В таких реакциях один элемент не может окислиться без восстановления другого, т.к. передача электронов всегда вызывает и окисление и восстановление. Таким образом, общее число электронов, отнимаемое при окислении у одного элемента, совпадает с числом электронов, получаемых другим элементом при восстановлении.

Как определить является атом окислителем или восстановителем

• Так, если элементы в соединениях находятся в своих высших степенях окисления, то они будут проявлять только окислительные свойства, в связи с тем, что отдавать электроны они уже больше не могут.

• Напротив, если элементы в соединениях находятся в своих низших степенях окисления, то они проявляют только восстановительные свойства, т.к. присоединять электроны они больше не могут.

• Атомы элементов в промежуточной степени окисления, в зависимости от условий протекания  реакции, могут быть как окислителями, так и восстановителями.

1. Приведем пример окислительно-восстановительные свойства серы:
2. Сера в своей высшей степени окисления +6 в соединении H2SO4, может проявлять только окислительные свойства, в соединении H2S – сера находится в своей низшей степени окисления -2 и будет проявлять только восстановительные свойства, а в соединении H2SO3 находясь в промежуточной степени окисления +4, сера может быть как окислителем, так и восстановителем.
3. На основании значений степеней окисления элементов можно предсказать вероятность реакции между веществами.
4. Понятно, что если оба элемента в своих соединениях находятся в высших или низших степенях окисления, то реакция между ними невозможна.
5. Реакция возможна, если одно из соединений может проявлять окислительные свойства, а другое – восстановительные. 
6. Например, в HI и H2S как йод, так и сера находятся в своих низших степенях окисления (-1 и -2) и могут быть только восстановителями, следовательно, реагировать друг с другом не будут.

Зато они прекрасно будут взаимодействовать с H2SO4, для которой характерны восстановительные свойства, т.к. сера здесь находится в своей высшей степени окисления.

Важнейшие восстановители и окислители

Важнейшие восстановители и окислители представлены в следующей таблице.