Найважливіші характеристики атомів у сполуках
МІНІСТЕРСТВО ОСВІТИ І НАУКИ УКРАЇНИ БЕРДИЧІВСЬКИЙ ПОЛІТЕХНІЧНИЙ КОЛЕДЖ Т. Л. ЗІЛІНСЬКА МЕТОДИЧНА РОЗРОБКА З ХІМІЇ НА ТЕМУ „ОКИСНО-ВІДНОВНІ РЕАКЦІЇ В НЕОРГАНІЧНІЙ ХІМІЇ” для студентів І курсу всіх спеціальностей, ІІ курсу спеціальностей 5.090246 Хімічне і нафтохімічне машинобудування, 5.090227 Обробка матеріалів на верстатах і автоматичних лініях, 5.090403 Ливарне виробництво чорних і кольорових металів Бердичів 2007
З історії вчення про окисно-відновні реакції
З окисно-відновними реакціями і передовсім з процесом горіння людина познайомилася ще в сиву давнину. Пізніше – в епоху бронзи та заліза – „хімічний” вогонь використовують не лише для обігрівання житла та приготування їжі, але й для виплавляння металів з руд та їх обробки – кування та гартування. Тоді ж стали відомі і процеси корозії бронзових та залізних виробів.
Так крок за кроком нагромаджувався практичний досвід використання окисно-відновних перетворень. Чимало їх було відкрито ще алхіміками.
Переворот у поглядах щодо природи окисно-відновних перетворень і насамперед процесів горіння, обпалювання руд і металів зробили представники флогістонної хімії (у працях Й.Бехера, Г.Е.Шталя і їх послідовників – К.В.Шеєле, Дж.Прістлі, Г.Кавендіш та ін.). Згідно з поглядами флогістиків під час горіння речовин вивільняється невловима вогняна матерія – „флогістон”. Потім метали та інші горючі тіла перетворюються на „землі” із збільшеною масою. Горіння, на їх думку, було процесом розкладу:
|
|
|
метал = земля + флогістон,
а виплавляння металу з руди („землі”) шляхом відновлення останньої деревним вугіллям у розжареній печі – процесом сполучення зі зменшенням маси:
земля + флогістон = метал.
Вільний водень логістики вважали чистим флогістоном, бо, згоряючи, він не утворює „землі”, а деревне вугілля – майже чистим флогістоном, оскільки після свого згоряння лишало трохи попелу, тобто „землі”. Дж Прістлі назвав добутий ним кисень „дефлогістованим повітрям”. Він вважав, що горючі речовини енергійно згоряють у ньому, віддаючи свій флогістон цьому цілком позбавленому вогняної матерії газу. З цієї причини К.В.Шеєле вперше добутий ним вільний хлор назвав „дефлогістованою мурієвою кислотою”, тобто хлоридною кислотою, у якої відняли водень.
Логістики нехтували фактом, що в результаті горіння, або, наприклад, окиснення металу маса тіла, яке горить, збільшується. М.В.Ломоносов, формулюючи принцип збереження речовини, виступав як супротивник флогістичного пояснення горіння.
Хоч теорію флогістону роздирали внутрішні протиріччя, зокрема, припущення про від’ємну масу „вогняної матерії”, все ж це вчення заполонило уми хіміків XVII – XVIII ст., оскільки містило в собі раціональне зерно наукової істини. На думку Б.В.Некрасова, таким зерном була глибоко прихована в цій теорії і ще невідома на той час електронна природа окисно-відновних процесів. Якщо під флогістоном розуміти електрони, то ця теорія набуває стрункої логічної довершеності. За висловом Ф.Енгельса, „хімія позбулася алхімії за допомогою флогістонної теорії”.
|
|
|
Нищівного удару вченню про флогістон завдав видатний французький хімік А.Лавуаз’є, встановивши кількісний склад повітря і розпізнавши у „вогняному повітрі” Шеєле і „дефлогістованому повітрі” Прістлі нову просту речовину – кисень. Він уперше пояснив процеси горіння і дихання взаємодією речовин з киснем, яка протікає з вивільненням енергії. Лавуаз'є зробив революційний переворот у науці.
Отже, після відкриття кисню і вияснення його ролі у хімічних перетвореннях цей елемент, за влучним висловлюванням І.Я.Берцеліуса, став „віссю, навколо якої обертається вся хімія”. Тому й не дивно, що наприкінці XVIIІ – на початку XІX ст. під окисленням розуміли процес утворення оксидів, або у ширшому розумінні – взаємодію речовин з киснем. Обернений процес, тобто збіднення сполук на оксиген, називали відкисненням або відновленням. Але вже в першій чверті XІX ст. було відкрито галогени. Хіміки почали вивчати взаємодію галогенів з різними речовинами, вони синтезували і дослідили велику кількість сполук цих елементів. Сталося так, що хімія галогенів якоюсь мірою відсунула на задній план хімію кисню та кисневих сполук. Разом з тим виявилося, що галогени, а також сірка реагують з металами й воднем так, як і кисень:
|
|
|
2Cu + O2 = 2CuO,
└──┘
2e
Cu + Cl2 = CuCl2 .
└──┘
2e
Cu + S = Cu2S,
└──┘
2e
CuO + H2 = Cu + H2O,
└──┘
2e
Cu+2 + Fe0 = Cu0 + Fe+2,
└──┘
2e
CuCl2 + H2 = Cu + 2HCl.
└───┘
|
|
|
2e
Розглянувши електронні переходи, бачимо, що реакції взаємодії міді з хлором і сіркою за своїм характером нічим не відрізняються від сполучення міді з киснем. А витіснення міді залізом з розчинів її солей нагадує взаємодію водню з купрум (ІІ) оксидом.
Відкриття Д.І.Менделєєвим періодичного закону, створення теорій будови атома та електронної природи хімічного зв’язку розкрили істинну суть окисно-відновних реакцій. У світлі нових відкриттів і здобутків науки стало очевидним, що окиснення і відновлення є двома взаємопов’язаними і взаємозумовленими протилежностями, двома сторонами єдиного процесу окиснення-відновлення.
Звернемося до згаданих вище реакцій міді з киснем, сіркою та хлором. За теорією будови атома відновник – це атом або йон елемента, який у процесі реакції віддає певну кількість електронів і сам при цьому окислюється, підвищуючи власний ступінь окиснення. Таким чином, процес втрати і одночасної віддачі електронів атомом чи йоном будь-якого елемента називається окисненням. У наведених реакціях відновником є металічна мідь, а точніше – атоми Купруму, що окиснюються:
Cu0 = Cu+2 + 2e,
Cu0 = Cu+ + e.
З погляду електронної теорії окисником є відповідно атом або йон елемента, що приєднує електрони, тобто відновлюється, знижуючи свій ступінь окиснення. Процес приєднання електронів атомом або йоном елемента називають відновленням. У реакціях взаємодії металічної міді з киснем, хлором, сіркою окисниками є нейтральні атоми останніх, які в процесі реакції відновлюються.:
O02 + 4e → 2O-2,
Cl02 + 2e → 2Cl-,
S0 + 2e → S-2.
Отже, в процесі окисно-відновних реакцій відновник окислюється, а окисник відновлюється.
Пріоритет введення в хімію уявлень про електронну природу окисно-відновних процесів належить вітчизняним вченим – С.В.Даїну, Г.В.Даїну, Л.В.Писаржевському, Я.І.Михайленку та ін. Ще в 1905 – 1914 роках вони розглядали хімічні перетворення з погляду будови електронних оболонок атомів та молекул. Вперше була сформульована теорія, за якою окисно-відновні реакції вважалися процесами перенесення електронів від одних атомів до інших.
Проте слід пам’ятати, що окиснення-відновлення не завжди можна розглядати як процес повної віддачі і повного приєднання електронів. Сучасними фізичними методами дослідження, наприклад рентгеноспектральним, електронного і ядерного магнітних резонансів, встановлено, що під час окиснення-відновлення найчастіше відбувається не повне перенесення електронів, а перерозподіл електронної густини. Внаслідок її зміщення від одного атома до іншого електронний стан речовини змінюється, утворюються нові сполуки з притаманними їм будовою, фізичними та хімічними властивостями. Але для складання рівнянь окисно-відновних реакцій тип зв’язку не має істотного значення. Саме тому окиснення і відновлення розглядаються для спрощення як процеси віддачі та приєднання електронів.
Найважливіші характеристики атомів у сполуках
Кожний хімічний елемент характеризують такі фізичні величини, як потенціал іонізації та енергія спорідненості до електрона. Потенціал іонізації – найменша напруга електричного поля, при якій атоми послідовно відщеплюють свої електрони і перетворюються в позитивно заряджені йони. Очевидно, чим менший у атома іонізаційний потенціал, тим легше втрачає він електрони. Метали мають малі значення іонізаційних потенціалів, неметали – досить великі. Найнижчі іонізаційні потенціали у лужних металів, найвищі – у галогенів і благородних газів. Іонізаційний потенціал відривання першого електрона у будь-якого елемента найнижчий, оскільки електрон відривається від електронейтрального атома. Відірвати другий, третій і кожний наступний електрони стає все важче і важче у зв’язку із зростанням позитивного заряду йона.
Нейтральні атоми багатьох елементів, переважно неметалів і напівпровідників (металоїдів) здатні приєднувати електрони з утворенням негативно заряджених йонів – аніонів. Енергія, що вивільняється або поглинається при цьому, називається енергією спорідненості до електрона, або енергією електроспорідненості. Величини енергій спорідненості до електрона у неметалів значно вищі, ніж у неметалів.
Потенціал (енергія) йонізації та енергія спорідненоості до електрона значною мірою визначають, відповідно, відновну та окисну здатність атома елемента.
Хімічні елементи характеризує ще одне поняття – електронегативність. Електронегативність – це умовна величина, що вказує на здатність атома чи йона елемента у молекулі або кристалі сполуки набувати певного негативного або позитивного заряду внаслідок електронної взаємодії з іншими атомами чи йонами. Такий справжній (реальний) заряд атомів елементів у хімічних сполуках називають ефективним зарядом.
Зокрема, у молекулі води H2O атом Оксигену більш електронегативний, ніж атом Гідрогену. Через це спільні ковалентні пари, що зв’язують атоми Гідрогену та Оксигену (тобто електронна густина цих зв’язків), перерозподіляються так, що біля атома Оксигену електронна хмара стає густішою, а біля кожного з атомів Гідрогену – розрідженою. Завдяки цьому Оксиген набуває дробного негативного заряду -0,66, а кожен з двох атомів Гідрогену – дробного позитивного заряду +0,33.
Отже, хімічні зв’язки Н – О у молекулі води є комбінованими – йонно-ковалентними, причому частка їх йонності становить 33%.
Тепер відомо, що сполук з одним (чистим) типом хімічного зв’язку, за винятком рідкісних випадків (водень, алмаз, калій йодид тощо), не буває. Як правило, у хімічних сполуках – складних і навіть простих речовин існує змішаний (комбінований) зв’язок.
Тип хімічного зв’язку залежить від багатьох параметрів та властивостей атомів елементів і значною мірою, зокрема, від різниці величин електронегативностей елементів, що утворюють хімічну сполуку. Виміряти точне значення електронегативності неможливо. Саме тому американський вчений Л. Полінг запропонував шкалу відносних значень електронегативності елементів. За еталон він взяв електронегативність літію, яка умовно рівна одиниці.
При визначенні ступенів окиснення елементів у хімічних сполуках виходять з їх електронегативностей. Ступінь окиснення елемента – це умовний заряд його атома у молекулі чи кристалі, якщо припустити, що вони складаються тільки з елементарних катіонів та аніонів, наприклад (Н1+)2О2. Ступінь окиснення називають ще окиснювальним числом і позначають цифрою з відповідним знаком над символом хімічного алемента: Os+8, Re+7, Cr+6, Au+5, S+4, Cl+3, N+2, O-2, I-1, C0, Si-4. Введення поняття ступеня окиснення значною мірою полегшує розуміння суті окиснювально-відновних процесів і розрахунок коефіцієнтів у рівняннях таких реакцій. У молекулярних сполуках типу H2O, NO, С2H5OH, Н2S, NH3 йони відсутні, проте можна з повним правом говорити про ступені окиснення елементів у цих та подібних сполуках. Ступінь окиснення елемента з більшою електронегативністю позначають числом із знаком мінус, тоді другий елемент з меншою електронегативністю матиме додатній ступінь окиснення. Так, Флуор – найактивніший неметал, його електронегативність найвища. Завдяки особливостям своєї електронної структури він у всіх сполуках має лише один ступінь окиснення , а саме -1. Оксиген має ступінь окиснення переважно -2 (у пероксисполуках -1), тільки в сполуках з Флуором +2. Лужні метали проявляють ступінь окиснення +1, лужноземельні +2, алюміній +3 тощо.
Виходячи з того, що молекули і кристали звичайних сполук електронейтральні, можна визначити знак і величину ступеня окиснення різних елементів. Для цього треба скласти просте алгебраїчне рівняння. При цьому треба враховувати, що сумарний заряд усіх атомів у молекулі чи кристалі дорівнює нулю.
Не варто змішувати поняття справжнього (реального), або ефективного, заряду атома елемента в молекулі чи кристалі сполуки з уявним і навіть фіктивним зарядом – ступенем окиснення, хоч іноді вони можуть і збігатися.
Ступені окиснення елементів не характеризують справжнього стану їх атомів у молекулах та кристалах сполук. Та поняття „ступінь окиснення” широко використовується при вивченні окисно-відновних реакцій, а також у систематиці неорганічних сполук.
У хімії окисно-відновних реакцій існує також поняття окислювальної або відновної ємності сполуки або атома у ній. Вона виражається кількістю електронів, яку атому елемента потрібно приєднати або віддати, щоб він зміг досягти свого мінімального чи максимального ступеня окиснення.
Наприклад, фторид оксигену (ІІ) OF2 надзвичайно енергійний окисник, оскільки Оксиген перебуває в ньому в найвищому ступені окиснення +2. Відомо, що найнижчий ступінь окиснення в Оксигену -2 (в оксидах). Отже, окислювальна ємність атома Оксигену в OF2 рівна 4 (О+2 + 4е = О-2), наприклад, у реакції горіння його фториду з воднем:
2H2 + OF2 = H2O + 2HF.
└──┘
4e
Дата добавления: 2018-06-27; просмотров: 426; Мы поможем в написании вашей работы! |
Мы поможем в написании ваших работ!