Валентность – это число связей, которые данный атом может образовать с другими атомами. Валентность не имеет знака.

Например, валентность азота в молекуле N₂ или в молекуле аммиака NH₃ равна 3, так как в образовании связи участвуют 3 валентных (неспаренных) электрона.

При определении валентности следует учитывать возможность распаривания электронов в случае наличия на внешнем уровне свободных орбиталей. Таким образом в основном и возбужденном состоянии атом одного и того же элемента может иметь различную валентность.

Например, электронное строение атома хлора, как известно

1s² 2s² 2p 6 3s²3p 5

Таким образом, атом хлора имея один неспаренный (валентный) электрон, и следовательно, должен быть одновалентным.

Наличие у хлора свободных d- орбитами позволяет атому в возбужденном состоянии распаривать как р- , так и s- электроны. При этом атом хлора последовательно становится трех- , пяти- и семивалентным.

Таким образом, максимальная валентность атома хлора равна количеству неспаренных электронов на внешнем уровне в возбужденном состоянии, т.е. семи:

 

3s			3р					3d
↑		↑	↑	↑		↑	↑	↑

Степень окисления – условный заряд атома в химическом соединении, вычисленный исходя из предположения, что все атомы в молекуле являются ионами, а сама молекула электронейтральна.

В отличии от валентности степень окисления может быть (+), (–)

и равной нулю – Са⁺², Cl^–,                                                         0

При определении степени окисления нужно помнить следующее:

 атомы более электроотрицательных элементов имеют отрицательную степень окисления, а менее отрицательных положительную

 степень окисления атомов в молекулах простых веществ (Н₂, С, О₂, N₂, Cl₂) равна нулю

 металлы во всех соединениях имеют только положительные степени окисления

 высшая степень окисления элемента, как правило, равна номеру группы, в которой находится элемент

 сумма степеней окисления элементов в ионе равна заряду иона.

Пример 1

Определите валентность N – в NH₃ , Н – в Н₂О , F – в HF?

Решение:

Строение высшего электронного слоя у водорода – 1s, у азота –

…2s²2p³, у фтора – …2s²2p⁵

У водорода на внешнем слое 1 электрон, значит, валентность его в Н₂О равна 1

У азота на внешнем слое 3 неспаренных электрона, значит, валентность азота в NH₃ равна 3

У фтора на внешнем слое 1 неспаренный электрон, значит, валентность фтора в HF равна 1.

Пример 2

Определите степени окисления атомов в следующих соединениях: а) H₂SO₄ б)        Al₂O₃ в)        K₃PO₄

Решение:

а) В H₂SO₄ определим степень окисления серы. Так водород имеет степень окисления ( +1), кислород (–2), а сумма степеней окисления равна 0, то решая простейшее уравнение

2·(+1) + х + 4·(–2) = 0 х = +6

х – степень окисления серы в H₂SO₄.

б)          В Al₂O₃ определим степень окисления Al, она равна (+3). в)          В K₃PO₄ определим степень окисления фосфора

3·(+1) + х + 4·(–2) = 0 х = +5

т.е. степень окисления фосфора +5.

(+1) – степень окисления калия т.к. он находится в 1 группе, (–2) – степень окисления кислорода.

Химическая реакция – это взаимодействие молекул, атомов и ионов, которое приводит к изменению их физико-химических свойств без изменения природы химических элементов.

В ходе химической реакции исходные реагенты превращаются в продукты реакции. Химические реакции делятся на:

1 – необратимые, когда исходное вещество полностью превращается в продукты

2H₂ + O₂  2H₂O (гремучая смесь);

2 – обратимые, в ходе которых устанавливаются химическое равновесие между исходными веществами и продуктами:

N₂ + 3H₃ ⇄ 2NH₃ — синтез аммиака;

3 – экзотермические, идущие с выделением тепла

CaO + H₂O  Ca(OH)₂ — гашение извести;

4 – эндотермические, в ходе которых происходит поглощение энергии

 

CaCO3



CaО + CO2

— термическое разложениереакция CaCO3 ;

5 – гомогенные, когда все участники реакции находятся в одной фазе (например, газы)    2CO + О₂  2CO₂ ;

6 – гетерогенные, когда участники реакции находятся в разных фазах

С (тв) + О₂ (г) = СО₂ (г) — горение графита;

7 – обмена, когда реагенты обмениваются своими составными частями

AgNO₃ + HCl = AgCl↓ + HNO₃ ;

8 – нейтрализации, взаимодействие гидроксидов и кислот с образованием соли и воды

NaOH + HCl  NaCl + H₂O .

Окислительно-восстановительные реакции – это реакции, идущие с изменением степени окисления атомов химических элементов.

Окислитель – это вещество, в которое входит элемент, принимающий электроны, при этом степень окисления этого элемента понижается. В результате реакции окислитель восстанавливается. Типичным окислителем является кислород

Восстановитель – вещество, содержащее элемент, который отдает электроны, при этом степень окисления этого элемента повышается. В результате реакции восстановитель окисляется.

O₂  2H₂O  4e  4OH^.

– окислитель, восстанавливается до О^–2.

Al⁰  O⁰  Al^3O²

Al⁰ – восстановитель, отдает 3e и окисляется до ( +3)

Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций используют 2 метода: метод электронного баланса и метод полуреакций.

Мы рассмотрим метод электронного баланса. В обоих методах следует соблюдать баланс по электронам и баланс по массе.

Баланс по электронам означает равенство электронов, отданных восстановителем и принятых окислителем.

Баланс по массе означает, что количество атомов любого химического элемента, участвующего в реакции, слева и справа в уравнении реакции должно быть одинаковым.

В методе электронного баланса, сравнивают степени окисления элементов слева и справа в уравнении реакции, определяют окислитель и восстановитель. Затем записывают реакции окисления и восстановления, после чего уравнивают количества отданных и принятых электронов.

Пример 5

 

а)	P0	+       O0 2		P5O2 2              5
	восст.	окислит.

 

б)

P0

–

5e



P5

–       реакция окисления

 

O2

+

4e



2O2

–      реакция восстановления

 

в)         P0	–	5e		P5	х 4
O2	+	4e		2O2	х 5
4P	+	5O2		2P2O5	–     уравнение составлено.

 

а)	K Mn 7O4  HCl1			K Cl  Mn2Cl2  Cl0  H2O 2
	окислит.	восст.

 

б)	Mn+7	+	5e		Mn+2	–         реакция восстановления
	2 Cl1	–	2e		Cl0 2	–     реакция окисления

 

в)	Уравняем число отданных и принятых электронов
	Mn+7	+	5e		Mn+2	х 2
	2 Cl1	–	2e		Cl0 2	х 5
	2Mn+7	+	10Cl–		2Mn+2+5Cl2.

КОНТРОЛЬНАЯ РАБОТА № 1 ЗАДАНИЕ № 3

Валентность и степень окисления химических элементов.

Типы химических реакций. Окислительно-восстановительные реакции.

Метод электронного баланса

Задание 1

Определить, какие из веществ (ионов), перечисленных ниже, могут быть только окислителями или только восстановителями, или как окислителями так и восстановителями.

 

№ ВАРИАНТА	Вещества
1	К, KMnO4, MnO2, KI, V2O5
2	PbO2, NH3, HNO2, Na2S, Na
3	Na2SO3, HNO3, K2Cr2O7, PH3
4	Rb, H2, H2O2, Cl2, Кr
5	N2, F2, Cr, Fe, KIO3
6	Ag, Sr, Ti2+, KMnO4, Ni
7	I2, K2Cr2O7, Sn2+, Cu+, Mn
8	Rb2+, O2, H2SO4 , H2ReO4, Ar
9	Cu, Mg, Al, Al3+, Pt, He
10	Na, Ca, Y, Pb, S2–, AsO3 4

Задание 2

Определить степени окисление элементов в соединениях

 

№ ВАРИАНТА	Соединение	Элемент
1	NO, NH4OH, NO2	N
2	Н2СО3, СН2Сl2, СО	C
3	H2SO4, K2SO3, Na2S	S
4	SO2, Mg(HS)2, SO3	S
5	KAl(SO4)2	S
6	NaNO2, NaNO3	N
7	NaNO3, NH3	N
8	Ca3N2, NO2	N
9	CHCl3, Na2CO3	C
10	Ca(H2PO4)2, P2O5	P
	P2O5, NaH2PO4	P

Задание 3

Составить уравнения следующих окислительно-восстановительных реакций, указать окислитель и восстановитель

 

№ ВАРИАНТА	Реакция А
1	MnO2+KClO3+KOH ⟶ K2MnO4+KCl+H2O
2	HgS+HNO3+HCl ⟶ HgCl2+S+NO+H2O
3	SO2+Br2+H2O ⟶ H2SO4+HBr
4	Mn(OH)2+Cl2+KOH ⟶ MnO2+KCl+H2O
5	K[Cr(OH)4]+Br2+KOH ⟶ K2CrO4+KBr+H2O
6	Cl2+S+H2O ⟶ H2SO4+HCl
7	NH3+O2 ⟶ NO+H2O
8	MnO2+O2+KOH ⟶ K2MnO4+H2O
9	K2MnO4+Cl2 ⟶ KMnO4+KCl
10	PbS+O2 ⟶ PbO+SO2