Пользуясь электроотрицательностью как величиной, характеризующей способность атома к притяжению валентных электронов, необходимо помнить, что элементу нельзя приписать постоянную электроотрицательность. Она зависит от того, в составе какого конкретного соединения рассматривается атом, в окружении атомов каких элементов он находится. Так, свободный атом хлора в молекулах Cl2 , NaCl, CCl 4 обладает неодинаковыми свойствами. Следовательно, надо иметь в виду не электроотрицательность вообще, а электроотрицательность элемента, образующего конкретные химические связи в конкретном окружении, в конкретном валентном состоянии. Однако, несмотря на это, понятие электроотрицательности является полезным для объяснения многих свойств химических связей.

Чем больше величина электроотрицательности элемента, тем сильнее его окислительные (неметаллические ) свойства, и наоборот, элемент, имеющий наименьшее значение электроотрицательности, наиболее активно проявляет восстановительные свойства.

СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ

Под степенью окисления атома в молекуле понимается условный электрический заряд данного атома, вызванный смещением валентных электронов к более электроотрицательному атому.

При этом условии предполагается, что электроны каждой связи в моле-

куле ( или ионе ) принадлежат более электроотрицательному атому.

Степень окисления атома обозначается числом со знаком ( + ) или ( - ) . Значение положительной степени окисления элемента соответствует числу оттянутых от атома электронов + , а величина отрицательной степени окисления – числу притянутых атомом электронов - .

Для определения степени окисления атомов в свободном состоянии и в химических соединениях следует руководствоваться данными ОЭО ( табл. 1 ) и следующим :

1. Атомы кислорода в соединениях могут проявлять как целые, так и дробные степени окисления. Например, степень окисления кислорода в основном равна (-2), в H2O2 ( -1 ), в KO2 и КО3 – соответственно (-1/2 и –1/3 ) , а во фторокислороде ОF2- (+2 ). Для водорода характерна степень окисления +1, но встречается и –1 ( в гидридах металлов 2. Степень окисления атомов в простых ионных соединениях по знаку м величине равна электрическому заряду иона. Например, в хлориде калия степень окисления калия равна +1, а хлора – (-1).

3.Если молекула образована за счёт ковалентной или ионно-ковалентной связи (например, SO2,NH3, HCl,HNO3) степень окисления более электроотрицательного атома обозначается со знаком -, а менее электроотрицательного атома – со знаком +. Для понимания определения степени окисления элементов ряда соединений целесообразно писать их графические формулы. Так, в соединениях азота NH3, N2H4, NH2OH, HNO2, HNO3 степени окисления азота соответственно равны:-3, -2, -1, +3, +5. Это наглядно видно из их графических формул. В случае наличия химической связи между одинаковыми атомами (N3H4)электронную пару надо поделить между атомами, которые она связывает. Далее необходимо подсчитать число электронов у каждого из них. Разность между числом электронов у свободного атома на внешнем уровне и найденным числом даст степень окисления атома.

4.В отличие от рассмотренных выше молекул в молекулах, состоящих из одинаковых атомов (H2, Cl2, Br2, N2 и др. ), степень окисления атомов равна нулю, так как здесь не имеет места одностороннее оттягивание общих пар электронов к какому-либо одному атому. Например, в молекулах водорода ( Н : Н ) и хлора ( :Cl : Cl: ) степень окисления равна нулю, но ковалентность их соответствует единице по количеству электронных пар.

5.В большинстве органических соединений химические связи имеют слабо вы-раженный полярный характер: присоединение к атомам углерода, составляющим скелет органических соединений ( например, фтора, кислорода, хлора, азота ), приводит к изменению электронной плотности между атомами углерода и указанных элементов и, тем самым, к увеличению полярности связи между ними. Степень окисления атомов в них определяется так же, как и в ковалентных полярных соединениях.

6,Металлы в элементарном состоянии имеют равномерное распределение электронной плотности вокруг ядра, поэтому степень окисления их принимается равной нулю.

7.В любом ионе алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов равняется заряду иона, а сумма степеней окисления всех атомов, входящих в электронейтральное соединение, - нулю.

8.Для комплексных соединений обычно указывают степень окисления центрального атома. Например, в К3 ( Fe ( CN6)) и (Ni (NH3)6 ) SO4 степень окисления железа равна +3, а никеля – (+2 ). Следует подчеркнуть, что понятие степени окисления является формальным и обычно не характеризует действительного состояния рассматриваемого атома в соединении. Во многих случаях степень окисления не равна валентности данного элемента. Например, в метане (СН4), метиловом спирте (СН3ОН), формальдегиде (СН2О), муравьиной кислоте (НСООН), и углекислом газе (СО2) степень окисления углерода равна соответственно:+4, -2, 0, +2, +4, в то время как валентность углерода во всех этих соединениях равна четырем. Понятие «степень окисления» особенно широко используется при изучении окислительно-восстановительных реакций.

ТИПЫ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ

Все окислительно-восстановительные реакции можно разделить на следующие типы:

1.Реакции межатомного и межмолекулярного окисления-восстановления -обмен электронами происходит между различными атомами, молекулами или ионами. Например, простейшие реакции соединения и замещения:

2Ca+O2 = 2CaO

2Hl+Br2 = 2HBr + I2

2Al + 3CuSO4 =Al2( SO4)3 +3Cu

2. Реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления ) харакктерны для соединений или простых веществ, отвечающих одному из промежуточных значений степени окисления данного элемента, например:

Cl2+2NaOH ----- NaCl +NaClO

P + H2 ----- PH3 + H3PO3

3. Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления. В этих реакциях одна составная часть молекулы выполняет функцию окислителя, а другая восстановителя. Простейшими примерами таких реакций могут служить процессы термического разложения сложного вещества на более простые составные части, например:

2NO2 ----- NO2 + O2 4KСlO3 ----- KСlO4 + KCl

2KСlO3 ------ 3O2 + 2KCl 2AgNO3 ----- 2Ag + 2No2 + O2

МЕТОДИКА СОСТАВЛЕНИЯ УРАВНЕНИЙ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ

Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций следует знать окислительные и восстановительные свойства вступающих и образующихся в результате реакции соединений; они обычно усиливаются экспериментально или на основе известных свойств элементов.

Необходимо учитывать, что :

- в окислительно-восстановительных реакциях формально происходит только эквивалентный обмен электронов между восстановителем и окислителем, т.е. суммарно числа электронов, теряемых восстановителем и приобретаемых окислителем, равны;

- для любого химического уравнения общее количество одноимённых атомов в левой части равенства должно быть равно их количеству в правой части;