Железо. Химия железа и его соединений | CHEMEGE.RU

Железо. Химия железа и его соединений | CHEMEGE.RU Кислород

Валентные возможности атома азота

Запишем электронно-графическую формулу внешнего энергетического уровня атома азота:

Как видно из иллюстрации выше, атом азота в своем обычном состоянии имеет 3 неспаренных электрона, в связи с чем логично предположить о его способности проявлять валентность, равную III. Действительно, валентность, равная трём, наблюдается в молекулах аммиака (NH3), азотистой кислоты (HNO2), треххлористого азота (NCl3) и т.д.

Выше было сказано, что валентность атома химического элемента зависит не только от количества неспаренных электронов, но также и от наличия неподеленных электронных пар. Связано это с тем, что ковалентная химическая связь может образоваться не только, когда два атома предоставляют друг другу по одному электрону, но  также и тогда, когда один атом, имеющий неподеленную пару электронов — донор( 1.3.2. Электроотрицательность. Степень окисления и валентность химических элементов.1.3.2. Электроотрицательность. Степень окисления и валентность химических элементов.Железо. Химия железа и его соединений | CHEMEGE.RU

Несмотря на то что одна из ковалентных связей образуется по донорно-акцепторному механизму, все связи N-H в катионе аммония абсолютно идентичны и ничем друг от друга не отличаются.

Валентность, равную V, атом азота проявлять не способен. Связано это с тем, что для атома азота невозможен переход в возбужденное состояние, при котором происходит распаривание двух электронов с переходом одного из них на свободную орбиталь, наиболее близкую по уровню энергии.

Атом азота не имеет d-подуровня, а переход на 3s-орбиталь энергетически настолько затратен, что затраты энергии не покрываются образованием новых связей. Многие  могут задаться вопросом, а какая же тогда валентность у азота, например, в молекулах азотной кислоты HNO3 или оксида азота N2O5? Как ни странно, валентность там тоже IV, что видно из нижеследующих структурных формул:

Пунктирной линией на иллюстрации изображена так называемая делокализованнаяπ-связь. По этой причине концевые связи NO можно назвать «полуторными». Аналогичные полуторные связи имеются также в молекуле озона O3, бензола C6H6 и т.д.

em>Резюмируя информацию по валентным возможностям атома азота:

1) Для азота возможны валентности I, II, III и IV

2) Валентности V у азота не бывает!

3) В молекулах азотной кислоты и оксида азота N2O5 азот имеет валентность IV, а степень окисления 5 (!).

4) В соединениях, в которых атом азота четырехвалентен, одна из ковалентных связей образована по донорно-акцепторному механизму (соли аммония NH4 , азотная кислота и д.р).

Валентные возможности атома углерода

Рассмотрим электронное строение атома углерода. В основном состоянии электронная конфигурация его внешнего уровня выглядит следующим образом:

Т.е. в основном состоянии на внешнем энергетическом уровне невозбужденного атома углерода находится 2 неспаренных электрона. В таком состоянии он может проявлять валентность, равную II. Однако атом углерода очень легко переходит в возбужденное состояние при сообщении ему энергии, и электронная конфигурация внешнего слоя в этом случае принимает вид:

Несмотря на то что на процесс возбуждения атома углерода тратится некоторое количество энергии, траты с избытком компенсируются при образовании четырех ковалентных связей. По этой причине валентность IV намного более характерна для атома углерода. Так, например, валентность IV углерод имеет в молекулах углекислого газа, угольной кислоты и абсолютно всех органических веществ.

Помимо неспаренных электронов и неподеленных электронных пар на валентные возможности также влияет наличие вакантных ( 1.3.2. Электроотрицательность. Степень окисления и валентность химических элементов.

Резюмируя информацию по валентным возможностям атома углерода:

1) Для углерода возможны валентности II, III, IV

2) Наиболее распространенная валентность углерода в соединениях IV

3) В молекуле угарного газа CO связь тройная (!), при этом одна из трех связей образована по донорно-акцепторному механизму

Гидролиз солей железа

Растворимые соли железа, образованные кислотными остатками сильных кислот гидролизуются по катиону. Гидролиз протекает ступенчато и обратимо, т.е. частично:

I ступень: Fe3   H2O  ↔  FeOH2 H

II ступень: FeOH2   H2O ↔ Fe(OH)2   H

III ступень: Fe(OH)2   H2O ↔ Fe(OH)3  H

Однако  сульфиты и карбонаты железа (III) и их кислыесоли гидролизуются необратимо, полностью, т.е. в водном растворе не существуют, а разлагаются водой:

Fe2(SO4)3    6NaHSO3  → 2Fe(OH)3    6SO2    3Na2SO4

2FeBr3    3Na2CO3  3H2O →  2Fe(OH)3↓    CO2↑   6NaBr

2Fe(NO3)3    3Na2CO3    3H2O →  2Fe(OH)3↓    6NaNO3    3CO2↑

2FeCl3    3Na2CO3    3H2O → 2Fe(OH)3↓    6NaCl    3CO2↑

Fe2(SO4)3    3K2CO3    3H2O →  2Fe(OH)3↓    3CO2↑    3K2SO4

При взаимодействии соединений железа (III) с сульфидами протекает ОВР:

2FeCl3   3Na2S  →  2FeS   S     6NaCl

Более подробно про гидролиз можно прочитать в соответствующей статье.

Какая степень окисления у алюминия?

Алюминий способен существовать в виде простого вещества – металла, а степень окисления металлов в элементарном состоянии равна нулю, так как распределение электронной плотности в них равномерно.
В своих соединениях алюминий проявляет постоянную положительную степень окисления равную ( 3): Al_2O_3, Al(OH)_3, Al(OH)_3, Al_2(SO_4)_3, Na[Al(OH)_4], Na[Al(OH)_4], NaAlO_2, AlCl_3, AlCl_3 и т.д. (ответ на вопрос «какая степень окисления у алюминия»).
Для того, чтобы найти определить степень окисления каждого элемента в предложенных соединениях воспользуемся алгоритмом, предполагающим составление уравнение электронейтральности.
Итак, в состав хлората алюминия Al(ClO_3)_3 входят атомы алюминия, хлора и кислорода. Как мы уже выяснили, степень окисления алюминия постоянна и равна ( 3). Кислород, во всех веществах, кроме пероксидов и фторида кислорода проявляет степень окисления равную (-2). Для того, чтобы определить степень окисления хлора, примем её значение за «x». Тогда, уравнение электронейтральности примет следующим образом:

    [( 3)   3 times x   9 times (-2) = 0;]

    [3   3x - 18= 0;]

    [3x - 15= 0;]

    [x =  5.]

Аналогичным образом выясним степени окисления элементов, входящих в состав других веществ: Al^{ 3}P^{ 5}O_4^{-2}, Al^{ 3}(Cl^{ 1}O^{-2})_3, Al^{ 3}(Cl^{ 1}O^{-2})_3, Al(Cl^{ 3}O_2^{-2})_3, Al^{ 3}(N^{ 3}O_2^{-2})_3, Al^{ 3}(N^{ 3}O_2^{-2})_3, Al_2^{ 3}(Mn^{ 6}O_4^{-2})_3.

Качественные реакции

Качественные реакциинаионы железа 2.

– взаимодействие солей железа (II) с щелочами. При этом образуется серо-зеленый студенистый осадокгидроксида железа (II).

Например, хлорид железа (II) реагирует с гидроксидом натрия:

2NaOH     FeCl2    →    Fe(OH)2    2NaCl

Видеоопытвзаимодействия раствора сульфата железа (II) с раствором гидроксида натрия (качественная реакция на ионы железа (II)) можно посмотреть здесь.

Гидроксид железа (II) на воздухе буреет, так как окисляется до гидроксида железа (III):

4Fe(OH)2        O2       2H2O    →   4Fe(OH)3

– ионы железа 2 окрашивают раствор в светлый желто-зеленый цвет.

– взаимодействие с красной кровяной солью K3[Fe(CN)6] – также качественная реакция на ионы железа 2. При этом образуется синий осадок «турнбулева синь».

Видеоопытвзаимодействия раствора хлорида железа (II) с раствором гексацианоферрата (III) калия (качественная реакция на ионы железа (II)) можно посмотреть здесь.

Качественные реакции на ионы железа 3

– взаимодействие солей железа (III) с щелочами. При этом образуется бурый осадокгидроксида железа (III).

Например, хлорид железа (III) реагирует с гидроксидом натрия:

3NaOH     FeCl3    →    Fe(OH)3    3NaCl

Видеоопытвзаимодействия раствора хлорида железа (III) с раствором гидроксида натрия (качественная реакция на ионы железа (III)) можно посмотреть здесь.

– ионы железа 3 окрашивают раствор в светлый желто-оранжевый цвет.

– взаимодействие с желтой кровяной солью K4[Fe(CN)6] ионы железа 3. При этом образуется синий осадок «берлинская лазурь».

Видеоопытвзаимодействия раствора хлорида железа (III) с раствором гексацианоферрата (II) калия (качественная реакция на ионы железа (III)) можно посмотреть здесь.

В последнее время получены данные, которые свидетельствуют, что молекулы берлинской лазури идентичны по строению молекулам турнбулевой сини. Состав молекул обоих этих веществ можно выразить формулой Fe4[Fe2(CN)6]3.

–  при взаимодействии солей железа (III) с роданидамираствор окрашивается в кроваво-красный цвет.

Например, хлорид железа (III) взаимодействует с роданидом натрия:

FeCl3        3NaCNS   →   Fe(CNS)3      3NaCl

Видеоопытвзаимодействия раствора хлорида железа (III) с раствором роданида калия (качественная реакция на ионы железа (III)) можно посмотреть здесь.

Кислоты хлора

  1. HCl — хлороводородная или соляная кислота. 

    Степень окисления хлора= -1.

    Сильная кислота. Едкая жидкость, дымит на воздухе. В воде практически полностью диссоциирует на ионы:HCl = H( )   Cl(-) .

Ей присущи все свойства кислот:  взаимодействие с металлами до водорода, взаимодействие с основными оксидами, с основаниями, с солями.

 
кислоты хлора
При взаимодействии с окислителями окисляется до Cl2: 

2HCl H2SO4 = SO2 Cl2↑ 2H2O

2. HClO — хлорноватистая кислота.

Степень окисления хлора = 1.

Бесцветный раствор. Это очень слабая кислота. Неустойчивая. Небольшая степень диссоциации. Ей соответствует кислотный оксид Cl2O.Получение:

Сl2 H2O = HCl HClO

Cl2O H2O = 2HClO

НО: это сильная кислота-окислитель:    2HClO  H2S = S Cl2 H2OCоли — гипохлориты.3. HClO2 — хлористая кислота.Степень окисления хлора = 3.Бесцветная. Кислота средней силы. Неустойчивая.

Ей соответствует кислотный оксид Cl2O3.Проявляет окислительные свойства. Соли — хлориты.4. HClO3 — хлорноватая кислота. Степень окисления хлора = 5В свободном виде она не получена, «живет» только в растворах.

Сильное вещество как просто кислота, и как кислота-окислитель. Кислотный оксид — Cl2O5.Сильная кислота — окислитель:      HClO3 S H2O= H2SO4  HClСоли — хлораты.5. HClO4 — хлорная кислота.Степень окисления хлора= 7Одна из самых сильных кислот, одна из самых сильных окислителей.

  • хлор в минимальной степени окисления дает сильную кислоту, но не окислитель;
  • с увеличением степени окисления увеличивается сила кислот и окислительные свойства

Озон и его соединения

Озон – это молекула, имеющая три атома кислорода, связанных друг с другом. В нормальном состоянии является газом голубого цвета. При охлаждении образует жидкость глубокого синего цвета, близкого к индиго. В твердом состоянии являет собой кристаллы темно-синего цвета. Озон обладает резким запахом, в природе его можно ощутить в воздухе после сильной грозы.

Озон, как и обычный кислород, является очень сильным окислителем. По химическим свойствам приближается к сильным кислотам. При воздействии с оксидами озон повышает их степень окисления с выделением кислорода. Но при этом понижается степень окисления кислорода.

В озоне химические связи не столь прочны, как в O2, поэтому в нормальных условиях без приложенных усилий он может распасться на кислород с выделением энергии тепла. При повышении температуры воздействия на молекулу озона и при понижении давления процесс распада на двухатомный кислород с выделением тепла ускоряется. При этом, если в пространстве большое содержание озона, то данный процесс может сопровождаться взрывом.

Так как озон является очень сильным окислителем и практически во всех процессах с его участием выделяется большое количество O2, то озон является чрезвычайно токсичным веществом. Однако в верхних слоях атмосферы слой озона играет роль отражателя от ультрафиолетового излучения солнечных лучей.

Из озона с помощью лабораторных инструментов создают органические и неорганические озониды. Это весьма нестабильные по своей структуре вещества, поэтому их создание в природных условиях невозможно. Хранятся озониды только при низких температурах, так как при обычной температуре они чрезвычайно взрывоопасны и токсичны.

Окислительные свойства железа (iii)

Соли железа (III) под проявляют довольно сильные окислительные свойств. Так, при взаимодействии соединений железа (III) с сульфидами протекает окислительно-восстановительная реакция.

Например: хлорид железа (III) взаимодействует с сульфидом натрия. При этом образуется сера, хлорид натрия и либо черный осадок сульфида железа (II) (в избытке сульфида натрия), либо хлорид железа (II) (в избытке хлорида железа (III)):

2FeCl3    3Na2S  →   2FeS    S    6NaCl

2FeCl3    Na2S  →   2FeCl2    S     2NaCl

По такому же принципу соли железа (III) реагируют с сероводородом:

2FeCl3    H2S  →   2FeCl2    S     2HCl

Соли железа (III) также вступают в окислительно-восстановительные реакции с йодидами.

Например, хлорид железа (III) взаимодействует с йодидом калия. При этом образуются хлорид железа (II), молекулярный йод и хлорид калия:

2FeCl3    2KI    →   2FeCl2    I2     2KCl

Интерес представляют также реакции солей железа (III) с металлами. Мы знаем, что более активные металлы вытесняют из солей менее активные металлы. Иначе говоря, металлы, которые стоят в электрохимическом ряду левее, могут взаимодействовать с солями металлов, которые расположены в этом ряду правее.

Однако, соли железа со степенью окисления 3 в этом ряду являются небольшим исключением. Ведь для железа характерны две степени окисления: 2 и 3. И железо со степенью окисления 3 является более сильным окислителем. Таким образом, условно говоря, железо со степенью окисления 3 расположено в ряду активности после меди.

И еще один момент. Соединения железа (III) с этими металлами реагировать будут, а вот соединения железа (II) с ними реагировать не будут. Таким образом, металлы, расположенные в ряду активности между железом и медью (включая медь) при взаимодействии с солями железа (III) восстанавливают железо до степени окисления 2. А вот металлы, расположенные до железа в ряду активности, могут восстановить железо и до простого вещества.

Например, хлорид железа (III) взаимодействует с медью. При этом образуются хлорид железа (II) и хлорид меди (II):

2FeCl3     Cu  →   2FeCl2      CuCl2

А вот реакция нитрата железа (III) с цинком протекает уже по привычному механизму. И железо восстанавливается до простого вещества:

2Fe(NO3)3       3Zn  →  2Fe     3Zn(NO3)2

Пероксиды, степень окисления кислорода в пероксиде водорода и других соединениях

Пероксидами называются соединения кислорода со щелочными металлами. Они получаются путем сгорания данных металлов в кислороде. Пероксиды органических соединений чрезвычайно взрывоопасны. Они также могут быть получены путем поглощением оксидами кислорода. Примеры пероксидов:

  • пероксид водорода (H2O2);
  • пероксид бария (BaO2);
  • пероксид натрия (Na2O2).

Всех их объединяет то, что в них содержится кислородная группа -O-O-. Вследствие этого степень окисления кислорода в пероксидах равна -1.

Одним из самых известных соединений с группой -O-O- является пероксид водорода. В нормальных условиях это соединение представляет собой жидкость бледно-голубого цвета. По своим химическим свойствам пероксид водорода ближе к слабой кислоте. Так как связь -O-O- в соединении обладает слабой устойчивостью, то даже при комнатной температуре раствор пероксида водорода может быть разложен на воду и кислород.

Другими видами пероксидов являются:

  • надпероксиды (супероксиды, в которых кислород имеет окисление -1/2);
  • неорганические озониды (крайне неустойчивые соединения, имеющие в своей структуре анион озона);
  • органические озониды (соединения, имеющие в своей структуре связь -O-O-O-).

Применение кислорода и его соединений в промышленности

Благодаря тому, что в свое время ученые узнали, какая степень окисления у кислорода при взаимодействии с другими элементами, он и его соединения получили широкое применение в промышленности. Особенно после того, как в середине двадцатого века были изобретены турбодетандеры – агрегаты, способные преобразовывать потенциальную энергию кислорода в механическую.

Так как кислород — чрезвычайно горючее вещество, то его применяют во всех отраслях промышленности, где необходимо использование огня и тепла. При резке и сварке металлов также используются баллоны со сжатым кислородом для усиления аппарата газопламенной сварки. Широко применение кислорода в сталелитейной промышленности, где с помощью сжатого O

2

поддерживается высокая температура в домнах. Максимальная степень окисления кислорода равна -2. Эта его характеристика активно используется для изготовления оксидов с целью их дальнейшего горения и выделения тепловой энергии. Жидкий кислород, озон и другие соединения, содержащие большое количество O

2,

используют как окислители ракетного топлива. Окисленные кислородом некоторые органические соединения применяют в качестве взрывчатки.

В химической промышленности кислород используется как окислитель углеводородов в кислотосодержащих соединениях, таких как спирты, кислоты и т. д. В медицине используется при пониженном давлении для лечения больных с проблемами с легкими, для поддержания жизнедеятельности организма.

Силан

Силан– это бинарное соединение кремния с водородом SiH4, ядовитый бесцветный газ.

Если поместить порошок силицида магния в очень слабый раствор соляной кислоты, то на поверхности раствора образуются пузырьки газа. Они лопаются и загораются на воздухе. Это горит силан. Он образуется при взаимодействии кислоты с силицидом магния:

Mg2Si 4HCl → 2MgCl2 SiH4

Видеоопытполучения силана из силицида магния можно посмотреть здесь.

На воздухе силан горит с образованием SiO2 и H2O:

SiH4        2O2  → SiO2      2H2O

Видеоопытсгорания силана можно посмотреть здесь.

Силан разлагается водой разлагается с выделением водорода:

SiH4       2H2O   →  SiO2      4H2

Силан разлагается (окисляется) щелочами:

SiH4        2NaOH      H2O   →   Na2SiO3      4H2

Силан при нагревании разлагается:

SiH4 → Si 2H2

Силикаты

Силикаты— это соли кремниевой кислоты.  Большинство силикатов нерастворимо в воде, кроме силикатов натрия и калия, их называют «жидким стеклом».

Способы получения силикатов:

1. Растворение кремния, кремниевой кислоты или оксида в щелочи:

H2SiO3 2KOH → K2SiO3 2H2O

Si 2NaOH H2O → Na2SiO3 2H2

SiO2 2KOH → K2SiO3 H2O

2.Сплавление с основными оксидами:

СаО     SiO2   →   CaSiO3

3.  Взаимодействие растворимых силикатов с солями:

K2SiO3 CaCl2    →    CaSiO3 2KCl

Оконное стекло (натриевое стекло) — силикат натрия и кальция: Na2O·CaO·6SiO2.

Стекло получают при сплавлении в специальных печах смеси соды Na2CO3, известняка CaCO3 и белого песка SiO2:

6SiO2 Na2CO3 CaCO3 → Na2O·CaO·6SiO2 2CO2

Для получения специального стекла вводят различные добавки, так стекло содержащее ионы Pb2 – хрусталь; Cr3 – имеет зеленую окраску, Fe3 – коричневое бутылочное стекло, Co2 – дает синий цвет, Mn2 – красновато-лиловый.

Способы получения

Железо в промышленности получают из железной руды, гематита Fe2O3  или магнетита (Fe3O4или FeO·Fe2O3).

1. Один из основных способов производства железа – доменный процесс. Доменный процесс основан на восстановлении железа из оксида углеродом в доменной печи.

В печь загружают руду, кокс и флюсы.

Шихта – смесь исходных материалов, а в некоторых случаях и топлива в определённой пропорции, которую обрабатывают в печи.

Каменноугольный кокс – это твёрдый пористый продукт серого цвета, получаемый путем коксования каменного угля при температурах 950—1100 °С без доступа воздуха. Содержит 96—98 % углерода.

Флюсы – это неорганические вещества, которые добавляют к руде при выплавке металлов, чтобы снизить температуру плавления и легче отделить металл от пустой породы.

Шлак – расплав (а после затвердевания – стекловидная масса), покрывающий поверхность жидкого металла. Шлак состоит из всплывших продуктов пустой породы с флюсами и предохраняет металл от вредного воздействия газовой среды печи, удаляет примеси.

В печи кокс окисляется до оксида углерода (II):

2C    O2   →  2CO

Затем нагретый угарный газ восстанавливает оксид железа (III):

3CO    Fe2O3    →   3CO2      2Fe

Процесс получения железа – многоэтапный и зависит от температуры.

Наверху, где температура обычно находится в диапазоне между 200 °C и 700 °C, протекает следующая реакция:

3Fe2O3       CO   →    2Fe3O4          CO2

Ниже в печи, при температурах приблизительно 850 °C, протекает восстановление смешанного оксида железа (II, III)  до оксида железа (II):

Fe3O4      CO   →   3FeO     CO2

Встречные потоки газов разогревают шихту, и происходит разложение известняка:

CaCO3    →    CaO           CO2

Оксид железа (II) опускается в область с более высоких температур (до 1200oC), где протекает следующая реакция:

FeO     CO   →   Fe     CO2

Углекислый газ поднимается вверх и реагирует с коксом, образуя угарный газ:

CO2       C   →    2CO

Железо. Химия железа и его соединений | CHEMEGE.RU(изображение с портала 900igr.net)

2. Также железо получают прямым восстановлением из оксида водородом:

Fe2O3       3H2   →    2Fe          3H2O

При этом получается более чистое железо, т.к.  получаемое железо не загрязнено серой и фосфором, которые являются примесями в каменном угле.

3.Еще один способ получения железа в промышленности – электролиз растворов солей железа.

Способы получения кремния

В свободном состоянии кремний был получен Берцелиусом в 1822 г. Его латинское название «силиций» произошло от латинского слова «sileх», что означает «кремень». Аморфный кремний в лаборатории можно получить при прокаливании смеси металлического магния с диоксидом кремния.

SiO2 2Mg → Si 2MgO

Видеоопытвзаимодействия оксида кремния (IV) с магнием можно посмотреть здесь.

Еще один способ получения кремнияв лаборатории— восстановление из оксида алюминием:

3SiO2 4Al → 3Si 2Al2O3

В промышленностииспользовать дорогие алюминий и магний неэффективно, поэтому используют другие, более дешевые способы:

1.Восстановление из оксидакоксомв электрических печах:

SiO2 2C → Si 2CO

Однако в таком процессе образующийся кремний загрязнен примесями карбидов кремния, и для производства, например, микросхем уже не подходит.

2. Наиболее чистый кремний получают восстановлением тетрахлорида кремнияводородомпри 1200 °С:

SiCl4 2H2 → Si 4HCl

илицинком:

SiCl4 2Zn → Si 2ZnCl2

3.Также чистый кремний получается при разложениисилана:

SiH4 → Si 2H2

Таблица степеней окисления химических элементов (1 часть):

Атомный номерХимический элементСимволСтепень окисления
1ВодородH 1, 0, -1
2ГелийHe0
3ЛитийLi 1
4БериллийBe0, 1, 2
5БорB-1, 0, 1, 2, 3
6УглеродC-4 , -3 , -2 , -1 , 0 , 1, 2, 3, 4
7АзотN-3 , -2, -1, 0, 1, 2,  3 , 4,  5
8КислородO-2, -1, -0,5, 0, 1, 2
9ФторF-1, 0
10НеонNe0
11НатрийNa-1, 0, 1
12МагнийMg0, 2
13АлюминийAl0, 1, 2, 3
14КремнийSi-4 , -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3, 4
15ФосфорP-3 , -2, -1, 0, 1, 2, 3 , 4, 5
16СераS-2 , -1, 0 , 1 , 2 , 3, 4 , 5, 6
17ХлорCl-1 , 0, 1 , 2, 3 , 4, 5 , 6, 7
18АргонAr0
19КалийK0, 1
20КальцийCa0, 2
21СкандийSc0, 1, 2, 3
22ТитанTi-2, -1, 0, 1, 2, 3, 4
23ВанадийV-3, -1, 0, 1, 2, 3, 4, 5
24ХромCr-4, -2, -1, 0, 1, 2 , 3 , 4, 5, 6
25МарганецMn-3, -2, -1, 0, 1, 2 , 3, 4 , 5, 6, 7
26ЖелезоFe-4, -2, -1, 0, 1, 2 , 3 , 4, 5, 6 , 7
27КобальтCo-3, -1, 0, 1, 2 , 3 , 4, 5
28НикельNi-2, -1, 0, 1, 2 , 3, 4
29МедьCu-2, 0, 1, 2 , 3, 4
30ЦинкZn-2, 0, 1, 2
31ГаллийGa-5, -4, -3, -2, -1, 1, 2, 3
32ГерманийGe-4 -3, -2, -1, 0, 1, 2 , 3, 4
33МышьякAs-3, -2, -1, 0, 1, 2, 3, 4, 5
34СеленSe-2, -1, 0, 1, 2, 3, 4, 5, 6
35БромBr-1, 0, 1, 3, 4, 5, 7

Таблица степеней окисления химических элементов (2 часть):

36КриптонKr0, 1, 2
37РубидийRb-1, 0, 1
38СтронцийSr0, 1, 2
39ИттрийY0, 1, 2, 3
40ЦирконийZr-2, 0, 1, 2, 3, 4
41НиобийNb-3, -1, 0, 1, 2, 3, 4, 5
42МолибденMo-4, -2, -1, 0, 1, 2, 3, 4, 5, 6
43ТехнецийTc-3, -1, 0, 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7
44РутенийRu-4, -2, 0, 1,  2,  3,  4, 5, 6, 7, 8
45РодийRh-3, -1, 0, 1, 2, 3, 4, 5, 6
46ПалладийPd0, 1, 2, 3, 4, 5, 6
47СереброAg-2, -1,  1, 2, 3
48КадмийCd-2, 1, 2
49ИндийIn-5, -2, -1, 1, 2, 3
50ОловоSn-4, -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3, 4
51СурьмаSb-3, -2, -1, 0, 1, 2, 3, 4, 5
52ТеллурTe2, -1, 1, 2, 3, 4, 5, 6
53ЙодI-1, 0, 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7
54КсенонXe0, 1, 2, 4, 6, 8
55ЦезийCs-1, 1
56БарийBa 1, 2
57ЛантанLa0, 1, 2, 3
58ЦерийCe 1, 2, 3, 4
59ПразеодимPr0, 1, 2, 3, 4, 5
60НеодимNd0, 2, 3, 4
61ПрометийPm 2, 3
62СамарийSm0, 2, 3
63ЕвропийEu 1, 2, 3
64ГадолинийGd0, 1, 2, 3
65ТербийTb0, 1, 2, 3, 4
66ДиспрозийDy0, 1, 2, 3, 4
67ГольмийHo0, 1, 2, 3
68ЭрбийEr0, 1, 2, 3
69ТулийTm 2, 3
70ИттербийYb 1, 2, 3

Таблица степеней окисления химических элементов (3 часть):

71ЛютецийLu0, 1, 2, 3
72ГафнийHf-2, 0, 1, 2, 3, 4
73ТанталTa-3, -1, 1, 2, 3, 4, 5
74ВольфрамW-4, -2, -1, 0, 1, 2, 3, 4, 5, 6
75РенийRe-3, -1, 0, 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7
76ОсмийOs-4, -2, -1, 0, 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8
77ИридийIr-3, -1, 0, 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9
78ПлатинаPt-3, -2, -1, 0, 1,  2, 3,  4, 5, 6
79ЗолотоAu-3, -2, -1, 0, 1, 2, 3, 5
80РтутьHg-2, 1, 2
81ТаллийTl-5, -2, -1, 1, 2, 3
82СвинецPb-4, -2, -1, 0, 1, 2, 3, 4-4, -2, -1, 0, 1, 2, 3, 4
83ВисмутBi-3, -2, -1, 1, 2, 3, 4, 5
84ПолонийPo-2, 2, 4, 5, 6
85АстатAt-1, 1, 3, 5, 7
86РадонRn0, 2, 6, 8
87ФранцийFr0, 1
88РадийRa 2
89АктинийAc 3
90ТорийTh 1, 2, 3, 4
91ПротактинийPa 2, 3, 4, 5
92УранU 1, 2, 3, 4, 5, 6
93НептунийNp 2, 3, 4, 5, 6, 7
94ПлутонийPu 2, 3, 4, 5, 6, 7
95АмерицийAm 2, 3, 4, 5, 6, 7
96КюрийCm 3, 4, 5, 6
97БерклийBk 2, 3, 4, 5
98КалифорнийCf 2, 3, 4, 5
99ЭйнштейнийEs 2, 3, 4
100ФермийFm 2, 3
101МенделевийMd 2, 3
102НобелийNo 2, 3
103ЛоуренсийLr 3
104Резерфордий (Курчатовий)Rf 2, 3, 4 – предположительно
105Дубний (Нильсборий)Db 3, 4, 5 – предположительно
106СиборгийSg0, 3, 4, 5, 6 – предположительно
107БорийBh 3, 4, 5, 7 – предположительно
108ХассийHs 2, 3, 4, 6, 8 – предположительно
109МейтнерийMt 1, 3, 4, 6, 8, 9 – предположительно
110ДармштадтийDs0, 2, 4, 6, 8 – предположительно

Коэффициент востребованности 2 902

Таблица степени окисления химических элементов

Максимальную положительную и минимальную отрицательную степень окисления можно определить с помощью Периодической таблицы Д.И. Менделеева. Они равны номеру группы, в которой расположен элемент, и разнице между значением «высшей» степени окисления и числом 8, соответственно.

Если рассматривать химические соединения более конкретно, то в веществах с неполярными связями степень окисления элементов равна нулю (N2, H2, Cl2).

Степень окисления металлов в элементарном состоянии равна нулю, так как распределение электронной плотности в них равномерно.

В простых ионных соединениях степень окисления входящих в них элементов равна электрическому заряду, поскольку при образовании этих соединений происходит практически полный переход электронов от одного атома к другому: Na 1I-1, Mg 2Cl-12, Al 3F-13, Zr 4Br-14.

При определении степени окисления элементов в соединениях с полярными ковалентными связями сравнивают значениях их электроотрицательностей. Поскольку при образовании химической связи электроны смещаются к атомам более электроотрицательных элементов, то последние имеют в соединениях отрицательную степень окисления.

Существуют элементы, для которых характерно только одно значение степени окисления (фтор, металлы IA и IIA групп и т.д.). Фтор, характеризующийся наибольшим значением электроотрицательности, в соединениях всегда имеет постоянную отрицательную степень окисления (-1).

Щелочные и щелочноземельные элементы, для которых свойственно относительно невысокое значение электроотрицательности, всегда имеют положительную степень окисления, равную соответственно ( 1) и ( 2).

Однако, имеются и такие химические элементы, для которых характерны несколько значений степени окисления (сера – (-2), 0, ( 2), ( 4), ( 6) и др.).

Для того, чтобы легче было запомнить сколько и какие степени окисления характерны для конкретного химического элемента используют таблицы степеней окисления химических элементов, которые выглядят следующим образом:

Порядковый номер

Русское / англ. название

Химический символ

Степень окисления

1

Водород / Hydrogen

H

( 1), (-1)

2

Гелий / Helium

He

0

3

Литий / Lithium

Li

( 1)

4

Бериллий / Beryllium

Be

( 2)

5

Бор / Boron

B

(-1), 0, ( 1), ( 2), ( 3)

6

Углерод / Carbon

C

(-4), (-3), (-2), (-1), 0, ( 2), ( 4)

7

Азот / Nitrogen

N

(-3), (-2), (-1), 0, ( 1), ( 2), ( 3), ( 4), ( 5)

8

Кислород / Oxygen

O

(-2), (-1), 0, ( 1), ( 2)

9

Фтор / Fluorine

F

(-1)

10

Неон / Neon

Ne

0

11

Натрий / Sodium

Na

( 1)

12

Магний / Magnesium

Mg

( 2)

13

Алюминий / Aluminum

Al

( 3)

14

Кремний / Silicon

Si

(-4), 0, ( 2), ( 4)

15

Фосфор / Phosphorus

P

(-3), 0, ( 3), ( 5)

16

Сера / Sulfur

S

(-2), 0, ( 4), ( 6)

17

Хлор / Chlorine

Cl

(-1), 0, ( 1), ( 3), ( 5), ( 7), редко ( 2) и ( 4)

18

Аргон / Argon

Ar

0

19

Калий / Potassium

K

( 1)

20

Кальций / Calcium

Ca

( 2)

21

Скандий / Scandium

Sc

( 3)

22

Титан / Titanium

Ti

( 2), ( 3), ( 4)

23

Ванадий / Vanadium

V

( 2), ( 3), ( 4), ( 5)

24

Хром / Chromium

Cr

( 2), ( 3), ( 6)

25

Марганец / Manganese

Mn

( 2), ( 3), ( 4), ( 6), ( 7)

26

Железо / Iron

Fe

( 2), ( 3), редко ( 4) и ( 6)

27

Кобальт / Cobalt

Co

( 2), ( 3), редко ( 4)

28

Никель / Nickel

Ni

( 2), редко ( 1), ( 3) и ( 4)

29

Медь / Copper

Cu

1, 2, редко ( 3)

30

Цинк / Zinc

Zn

( 2)

31

Галлий / Gallium

Ga

( 3), редко ( 2)

32

Германий / Germanium

Ge

(-4), ( 2), ( 4)

33

Мышьяк / Arsenic

As

(-3), ( 3), ( 5), редко ( 2)

34

Селен / Selenium

Se

(-2), ( 4), ( 6), редко ( 2)

35

Бром / Bromine

Br

(-1), ( 1), ( 5), редко ( 3), ( 4)

36

Криптон / Krypton

Kr

0

37

Рубидий / Rubidium

Rb

( 1)

38

Стронций / Strontium

Sr

( 2)

39

Иттрий / Yttrium

Y

( 3)

40

Цирконий / Zirconium

Zr

( 4), редко ( 2) и ( 3)

41

Ниобий / Niobium

Nb

( 3), ( 5), редко ( 2) и ( 4)

42

Молибден / Molybdenum

Mo

( 3), ( 6), редко ( 2), ( 3) и ( 5)

43

Технеций / Technetium

Tc

( 6)

44

Рутений / Ruthenium

Ru

( 3), ( 4), ( 8), редко ( 2), ( 6) и ( 7)

45

Родий / Rhodium

Rh

( 4), редко ( 2), ( 3) и ( 6)

46

Палладий / Palladium

Pd

( 2), ( 4), редко ( 6)

47

Серебро / Silver

Ag

( 1), редко ( 2) и ( 3)

48

Кадмий / Cadmium

Cd

( 2), редко ( 1)

49

Индий / Indium

In

( 3), редко ( 1) и ( 2)

50

Олово / Tin

Sn

( 2), ( 4)

51

Сурьма / Antimony

Sb

(-3), ( 3), ( 5), редко ( 4)

52

Теллур / Tellurium

Te

(-2), ( 4), ( 6), редко ( 2)

53

Иод / Iodine

I

(-1), ( 1), ( 5), ( 7), редко ( 3), ( 4)

54

Ксенон / Xenon

Xe

0

55

Цезий / Cesium

Cs

( 1)

56

Барий / Barium

BA

( 2)

57

Лантан / Lanthanum

La

( 3)

58

Церий / Cerium

Ce

( 3), ( 4)

59

Празеодим / Praseodymium

Pr

( 3)

60

Неодим / Neodymium

Nd

( 3), ( 4)

61

Прометий / Promethium

Pm

( 3)

62

Самарий / Samarium

Sm

( 3), редко ( 2)

63

Европий / Europium

Eu

( 3), редко ( 2)

64

Гадолиний / Gadolinium

Gd

( 3)

65

Тербий / Terbium

Tb

( 3), ( 4)

66

Диспрозий / Dysprosium

Dy

( 3)

67

Гольмий / Holmium

Ho

( 3)

68

Эрбий / Erbium

Er

( 3)

69

Тулий / Thulium

Tm

( 3), редко ( 2)

70

Иттербий / Ytterbium

Ib

( 3), редко ( 2)

71

Лютеций / Lutetium

Lu

( 3)

72

Гафний / Hafnium

Hf

( 4)

73

Тантал / Tantalum

Ta

( 5), редко ( 3), ( 4)

74

Вольфрам / Tungsten

W

( 6), редко ( 2), ( 3), ( 4) и ( 5)

75

Рений / Rhenium

Re

( 2), ( 4), ( 6), ( 7), редко (-1), ( 1), ( 3), ( 5)

76

Осмий / Osmium

Os

( 3), ( 4), ( 6), ( 8), редко ( 2)

77

Иридий / Iridium

Ir

( 3), ( 4), ( 6), редко ( 1) и ( 2)

78

Платина / Platinum

Pt

( 2), ( 4), ( 6), редко ( 1) и ( 3)

79

Золото / Gold

Au

( 1), ( 3), редко ( 2)

80

Ртуть / Mercury

Hg

( 1), ( 2)

81

Талий / Thallium

Tl

( 1), ( 3), редко ( 2)

82

Свинец / Lead

Pb

( 2), ( 4)

83

Висмут / Bismuth

Bi

( 3), редко ( 3), ( 2), ( 4) и ( 5)

84

Полоний / Polonium

Po

( 2), ( 4), редко (-2) и ( 6)

85

Астат / Astatine

At

86

Радон / Radon

Ra

0

87

Франций / Francium

Fr

88

Радий / Radium

Ra

( 2)

89

Актиний / Actinium

Ac

( 3)

90

Торий / Thorium

Th

( 4)

91

Проактиний / Protactinium

Pa

( 5)

92

Уран / Uranium

U

( 3), ( 4), ( 6), редко ( 2) и ( 5)

Фториды, степень окисления кислорода в of2

Фтор – наиболее активный элемент из всех ныне известных. Поэтому при взаимодействии кислорода с фтором получаются не оксиды, а фториды. Они названы так потому, что в данном соединении не кислород, а фтор является окислителем. Фториды невозможно получить естественным путем. Их только синтезируют, добывая путем ассоциации фтора с водным раствором KOH. Фториды кислорода делятся на:

  • дифторид кислорода (OF2);
  • монофторид кислорода (O2F2).

Рассмотрим более подробно каждое из соединений. Дифторид кислорода по своей структуре является бесцветным газом с ярко выраженным неприятным запахом. При охлаждении конденсируется в желтоватую жидкость. В жидком состоянии плохо смешивается с водой, зато хорошо с воздухом, фтором и озоном.

По химическим свойствам дифторид кислорода – очень сильный окислитель. Степень окисления кислорода в OF2 равна 1, то есть в этом соединении фтор является окислителем, а кислород – восстановителем. OF2 очень токсичен, по степени токсичности превышает чистый фтор и приближается к фосгену.

Монофторид кислорода в нормальном состоянии является твердым веществом желтоватого цвета. При плавлении образует жидкость красного цвета. Является мощнейшим окислителем, при взаимодействии с органическими соединениями чрезвычайно взрывоопасен. В данном соединении кислород проявляет степени окисления, равные 2, то есть и в этом фторовом соединении кислород выступает восстановителем, а фтор – окислителем.

Химические свойства

1. При обычных условиях железо малоактивно, но при нагревании, в особенности в мелкораздробленном состоянии, оно становится активным и реагирует почти со всеми неметаллами.

1.1. Железо реагирует с галогенами с образованием галогенидов. При этом активные неметаллы (фтор, хлор и бром) окисляют железо до степени окисления 3:

2Fe   3Cl2  → 2FeCl3

Менее активный йод окисляет железо до степени окисления 2:

Fe    I2  →  FeI2

1.2. Железо реагирует с серой с образованием сульфида железа (II):

Fe    S   →  FeS

1.3. Железо реагирует с фосфором. При этом образуется бинарное соединения – фосфид железа:

Fe    P   →   FeP

1.4.С азотом железо реагирует в специфических условиях.

1.5. Железо реагирует с углеродом и кремнием с образованием карбида и силицида.

1.6. При взаимодействии с кислородомжелезо образует окалину – двойной оксид железа (II, III):

3Fe    2O2  →  Fe3O4

При пропускании кислорода через расплавленное железо возможно образование оксида железа (II):

2Fe    O2  →  2FeO

2. Железо взаимодействует со сложными веществами.

2.1. При обычных условиях железо с водой практически не реагирует. Раскаленное железо может вступать в реакцию при температуре 700-900оС с водяным паром:

3Fe0 4H2 O  →  Fe 33O4 4H20

В воде в присутствии кислорода или во влажном воздухе железо медленно окисляется (корродирует):

4Fe    3O2      6H2O    →   4Fe(OH)3

2.2.Железо взаимодействуют с минеральными кислотами (с соляной, фосфорной и разбавленной серной кислотой). При этом образуются соль железа со степенью окисления 2 и водород.

Например, железо бурно реагирует с соляной кислотой:

Fe 2HCl   →   FeCl2    H2↑

2.3.При обычных условиях железо не реагирует с концентрированной серной кислотой из-за пассивации – образования плотной оксидной пленки. При нагревании реакция идет, образуются оксид серы (IV), сульфат железа (III) и вода:

2Fe 6H2SO4(конц.)   →  Fe2(SO4)3 3SO2  6H2O

2.4.Железо не реагирует при обычных условиях с концентрированной азотной кислотой также из-за пассивации. При нагревании реакция идет с образованием нитрата железа (III), оксида азота (IV) и воды:

Fe    6HNO3(конц.)   →   Fe(NO3)3    3NO2↑     3H2O

С разбавленной азотной кислотой железо реагирует с образованием оксида азота (II):

Fe     4HNO3(разб.гор.)  →   Fe(NO3)3    NO    2H2O

При взаимодействии железа с очень разбавленной азотной кислотой образуется нитрат аммония:

8Fe    30HNO3(оч. разб.)  →  8Fe(NO3)3      3NH4NO3     9H2O

2.5. Железо может реагировать с щелочными растворами или расплавами сильных окислителей. При этом железо окисляет до степени окисления 6, образуя соль (феррат).

Например, при взаимодействии железа с расплавом нитрата калия в присутствии гидроксида калия железо окисляется до феррата калия, а азот восстанавливается либо до нитрита калия, либо до аммиака:

Fe    2KOH    3KNO3  →   3KNO2      K2FeO4     H2O

2.6. Железо восстанавливает менее активные металлы изоксидов и солей.

Например, железо вытесняет медь из сульфата меди (II). Реакция экзотермическая:

Fe    CuSO4  →   FeSO4    Cu

Еще пример: простое вещество железо восстанавливает железо до степени окисления 2  при взаимодействии с соединениями железа 3:

2Fe(NO3)3     Fe  → 3Fe(NO3)2  

2FeCl3    Fe  → 3FeCl2

Fe2(SO4)3     Fe  →   3FeSO4

Электронное строение кремния

Электронная конфигурация  кремния восновном состоянии:

14Si 1s22s22p63s23p2    Железо. Химия железа и его соединений | CHEMEGE.RU

Электронная конфигурация  кремния ввозбужденном состоянии:

14Si* 1s22s22p63s13p3    Железо. Химия железа и его соединений | CHEMEGE.RU

Атом кремния содержит на внешнем энергетическом уровне 2 неспаренных электрона и 1 неподеленную электронную пару в основном энергетическом состоянии и 4 неспаренных электрона в возбужденном энергетическом состоянии.

Степени окисления атома кремния — от -4 до 4. Характерные степени окисления -4, 0, 2, 4.

Оцените статью
Кислород
Добавить комментарий