Окислительные свойства. Степень окисления фтора

1. В атмосфере фтора горят такие стойкие вещества,

как стекло (в виде ваты), вода. Один из продуктов горения - кислород, т. е. фтор как окислитель сильнее кислорода:

SiO2 + 2F2 → SiF4 + O2;

2H2O + 2F2 → 4HF + O2.

2. Активно взаимодействует фтор с большинством простых веществ. С серой и фосфором он взаимодействует даже при температуре жидкого воздуха(−190°С):

S + 3F2 → SF6;

2P + 5F2 → 2PF5.

Фтор окисляет даже некоторые инертные газы (ксенон),

но не взаимодействует с гелием, неоном и аргоном:

Xe + 2F2 → XeF4.

Самый активный неметалл, бурно взаимодействует почти со всеми веществами кроме, разумеется, фторидов в высших степенях окисления и редких исключений - фторопластов, и с большинством из них - с горением и взрывом. К фтору при комнатной температуре устойчивы некоторые металлы за счет образования плотной плёнки фторида, тормозящей реакцию со фтором - Al, Mg, Cu, Ni.

Контакт фтора с водородом приводит к воспламенению и взрыву даже при очень низких температурах (до −252°C). В атмосфере фтора горят даже вода и платина:

2F2 + 2H2O → 4HF + O2

К реакциям, в которых фтор формально является восстановителем, относятся реакции разложения высших фторидов, например:

2CoF3 → 2CoF2 + F2

MnF4 → MnF3 + 1/2 F2

Фтор также способен окислять в электрическом разряде кислород, образуя фторид кислорода OF2 и диоксидифторид O2F2.

Во всех соединениях фтор проявляет степень окисления −1

химикам удалось получить дифторид кислорода, образующийся при действии фтора на слабый раствор щелочи:

2F2 + 2NаОН = 2NаF + OF2 + H2O.

С азотом фтор непосредственно не соединяется, но косвенным путем известному специалисту по фтору Отто Руффу удалось получить в 1928 г. трифторид азота NF3. Известны и другие азотсодержащие соединения фтора. Сера под его действием при доступе воздуха воспламеняется. Древесный уголь загорается в атмосфере фтора при обычной температуре.

Серебро и золото на холоде взаимодействуют с фтором очень медленно, а при накаливании сгорают в нем. Платина при обычных условиях не реагирует с фтором, но сгорает в нем при нагревании до 500–600 °С.

С бором, кремнием, фосфором, мышьяком Фтор взаимодействует на холоду, образуя соответствующие фториды.

При взаимодействии Фтора с оксидами металлов на холоду образуются фториды металлов и кислород; возможно также образование оксифторидов металлов (например, MoO2F2). Оксиды неметаллов либо присоединяют Фтор, например SO2 + F2 = SO2F2, либо кислород в них замещается на Фтор, например SiO2 + 2F2 = SiF4 + О2. Стекло очень медленно реагирует с Фтором;. Оксиды азота NO и NO2 легко присоединяют Фтор с образованием соответственно фтористого нитрозила FNO и фтористого нитрила FNO2. Оксид углерода (II) присоединяет Фтор при нагревании с образованием фтористого карбонила: СО + F2 = COF2.

Гидрооксиды металлов реагируют с Фтором, образуя фторид металла и кислород, например 2Ва(ОН)2 + 2F2 = 2BaF2 + 2Н2О + О2. Водные растворы NaOH и KOH реагируют с Фтором при 0°С с образованием OF2.

Галогениды металлов или неметаллов взаимодействуют с Фтором на холоду, причем Фтор замещает все галогены.

Легко фторируются сульфиды, нитриды и карбиды. Гидриды металлов образуют с Фтором на холоду фторид металла и HF; аммиак (в парах) - N2 и HF. Фтор замещает водород в кислотах или металлы в их солях, например НNО3(или NaNO3) + F2 = FNO3 + HF (или NaF); в более жестких условиях Фтор вытесняет кислород из этих соединений, образуя сульфурилфторид, например Na2SO4 + 2F2 = 2NaF +SO2F2 + O2. Карбонаты щелочных и щелочноземельных металлов реагируют с Фтором при обычной температуре; при этом получаются соответствующий фторид, СО2 и О2.

Фтор энергично реагирует с органических веществами.

Фтор получают в свободном состоянии электролизом

его расплавленных соединений (HF в расплавленном дигидрофториде калия KH2F3).

Источником для производства Фтора служит фтористый водород, получающийся в основном либо при действии серной кислоты H2SO4· на флюорит CaF2, либо при переработке апатитов и фосфоритов.. или разложением высших фторидов

2CeF4= 2CeF3+ F2

Соединяясь с водородом, фтор образует газообразное соединение – фтороводород НF . Водные растворы фтороводорода называют плавиковой кислотой. Газообразный НF – бесцветный газ с резким запахом, очень вредно действующий на дыхательные органы и слизистые оболочки.

Получение Обычный способ его получения - действие серной кислоты на плавиковый шпат СаF2:

СаF2 + Н2SО4 = СаSO4 + 2НF.

Фтор со взрывом взаимодействует с водородом даже при низких температурах и (в отличие от хлора) в темноте с образованием фтороводорода:

Н2 + F2 → 2HF.

Молекула фтороводорода сильно полярна, μ = 0,64·10−29 Кл·м. Фтороводород в жидком и газообразном состояниях имеет большую склонность к ассоциации вследствие образования сильных водородных связей. Энергия водородных связей FH FH приблизительно составляет 42 кДж/моль, а средняя степень полимеризации в газовой фазе (при температуре кипения) ≈4. Даже в газообразном состоянии, фтороводород состоит из смеси полимеров H2F2, H3F3, H4F4, H5F5, H6F6. Простые молекулы HF существуют лишь при температурах выше 90 °C. Вследствие высокой прочности связи, термический распад фтороводорода становится заметным лишь выше 3500 °C (что выше температуры плавления вольфрама - самого тугоплавкого из металлов). Для сравнения - у воды термический распад становится заметным при температурах выше 2000 °C.

В кристаллическом состоянии HF образует орторомбические кристаллы, состоящие из цепеобразных структур: угол HFH = 116 °, d(F-H) = 95 пм, d(F H) = 155 пм. Аналогичные зигзагообразные

цепи с углом HFH = 140°) имеют и полимеры HF, существующие в газовой фазе.

Плавиковая кислота. Химические свойства действует на все металлы, за исключением золота и платины. На медь и серебро плавиковая кислота действует очень медленно. Слабые растворы ее совершенно не действуют на олово, медь и бронзу.

Устойчив к плавиковой кислоте и свинец, который покрывается слоем фторида свинца, предохраняющим металл от дальнейшего разрушения. Поэтому свинец и служит материалом для аппаратуры в производстве плавиковой кислоты.

Склонность молекул НF к ассоциации приводит к тому, что кроме средних солей фтороводородной кислоты известны и кислые, например КНF2 (из нее электролизом получают фтор). В этом заключается ее отличие от других галогеноводородных кислот, дающих только средние соли.

Характерная особенность плавиковой кислоты, отличающая ее от всех других кислот, – чрезвычайно легкое ее действие на кремнезем SiO2 и соли кремниевой кислоты:

SiO2 + 4НF = SiF4 + 2H2O.

Тетрафторид кремния SiF4 – газ, улетучивающийся при реакции.

Действуя на кремнезем, входящий в состав стекла, плавиковая кислота разъедает стекло, поэтому хранить ее в стеклянных сосудах нельзя.

Из органических веществ плавиковая кислота действует на бумагу, дерево, пробку, обугливая их. На пластик действует слабо, совершенно не действует на парафин, чем и пользуются при хранении плавиковой кислоты в сосудах, сделанных из этого материала.

Химические свойства HF зависят от присутствия воды. Сухой фтористый водород не действует на большинство металлов и не реагирует с оксидами металлов. Однако если реакция начнется, то дальше она некоторое время идет с автокатализом, так как в результате взаимодействия количество воды увеличивается:

МО + 2HF = MF2 + Н2О

Жидкий HF - сильный ионизирующий растворитель. Все электролиты, растворённые в нём, за исключением хлорной кислоты HClO4, являются основаниями:

HCl + 2HF ↔ ClH2+ + HF2−

В жидком фтороводороде кислотные свойства проявляют соединения, которые являются акцепторами фторид ионов, например BF3, SbF5:

BF3 + 2HF → FH2+ + BF4−

Амфотерными соединениями в среде жидкого фтороводорода являются, например, фториды алюминия и хрома(III):

3NaF + AlF3 → 3Na+ + AlF6−

(AlF3 - как кислота)

AlF3 + 3BF3 → Al3+ + 3BF4−

(AlF3 - как основание)

Фтороводород неограниченно растворяется в воде, при этом происходит ионизация молекул HF.

Влияние кислотности среды на вид продуктов реакции особенно ярко реализуется на примере восстановления перманганатного иона MnO 4 - .

а) в кислотной среде , в соответствии с первой схемой, протекает наиболее глубокое восстановление атома марганца.

MnO 4 - + 8H + +5e - →Mn 2+ +4 Н 2 О.

При этом образуются соли марганца(II), анион которых зависит от кислоты, создающей кислотную среду. Так, в сернокислотной среде образуетсяMnSO 4 , в солянокислойMnCl 2 . Отметим, что металлический марганец образоваться не может, т.к. этот металл в ряду напряжений металлов находится существенно левее водорода и окисляется ионамиH + . б)в нейтральной (слабощелочной или слабокислой среде) перманганат-ион восстанавливается до диоксида марганцаMnO 2 , выпадающего из раствора в виде черно-бурого осадка

MnO 4 - + 2Н 2 О + 3е - →MnO 2 + 4ОН - .

В этом случае происходит существенное защелачивание раствора.

в) в сильно щелочной среде перенос электронов осуществляется с большими затруднениями (из-за большой концентрации отрицательно заряженных ионов ОН -). Восстановление происходит до манганатного ионаMnO 4 2- , имеющего зеленую окраску:

MnO 4 - +1е - → MnO 4 2-

Определенную внимательность надо проявлять при работе с соединениями хрома (VI). Дело в том, что устойчивый в кислотной среде дихромат-ионCr 2 O 7 2- ,имеющий свойства сильного окислителя, в щелочной среде,без изменения степени окисления , превращается в хромат-ионCrO 4 2- , проявляющий очень слабые окислительные свойства.

Cr 2 O 7 2- + 2ОН - → 2CrO 4 2- + Н 2 О

Напротив, хромат в кислотной среде образует дихромат.

2CrO 4 2- + 2Н + →Cr 2 O 7 2- + Н 2 О

В кислотной среде ион Cr 2 O 7 2- восстанавливается до ионовCr 3+ :

Cr 2 O 7 2- + 14H + +6e - →2Cr 3+ +7 Н 2 О.

В зависимости от конкретного восстановителя и реальных кислотно-основных параметров раствора хром может восстанавливаться или до осадка Cr(OН) 3 , или, вследствие амфотерных свойств соединений хрома (III), до растворимого комплексного аниона 3- . В любом случае, степень окисления в продуктах восстановления хрома всегда будет равна +III.

С другой стороны, если окисление соединений хрома проводится в щелочной среде, то продуктов окисления будут хроматные ионы CrO 4 2- , если же окисление происходит в кислотной среде, то будут образовываться ионыCr 2 O 7 2- .

Влияние концентрации на состав продуктов реакции

Влияние концентрации реагирующих веществ в ОВР наиболее ярко проявляется на примере реакций с азотной и серной кислотами.

Реакции азотной кислоты .

Напомним, что эти кислоты одновременно является и окислителями, и создателями среды.

Азотная кислота реагирует, как окислитель, с металлами, оксидами и гидроксидами металлов в промежуточных степенях окисления, с неметаллами и их оксидами, содержащих неметалл в промежуточной степени окисления. Как правило, продукты восстановления азотной кислоты образуют смесь веществ (как правило, оксидов), но, в зависимости от концентрации, тот или иной продукт будет преобладать в реакционной смеси. Экспериментальным путем были установлены следующие закономерности:

Концентрированная азотная кислота восстанавливается доNO 2 .

NO 3 - + 2H + +1e - → NO 2 + H 2 O

Умеренно разбавленная азотная кислота восстанавливается доNO .

NO 3 - + 4H + +3e - →NO+ 2H 2 O

Очень разбавленная азотная кислота, реагируя с активным восстановителем (Mg,Ca,Alи т.п.) восстанавливается до соли - нитрата аммонияNH 4 NO 3 .

NO 3 - + 10H + +8e - →NH 4 + +3H 2 O

В состав продуктов восстановления могут также входить газообразный азот N 2 , N 2 O.

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – это такие химические реакции, в которых происходит передача электронов от одних частиц (атомов, молекул, ионов) к другим, в результате чего степень окисления атомов, входящих в состав этих частиц, изменяется.

Наличие атомов, у которых в ходе реакции изменяется степень окисления - характерный признак ОВР.

Протекание химических реакций в целом обусловлено обменом частицами между реагирующими веществами. Часто обмен сопровождается переходом электронов от одной частицы к другой. Так, при вытеснении цинком меди в растворе сульфата меди (II)

Zn (т) + CuSO 4 (р) = ZnSO 4 (p) + Cu (т)

электроны от атомов цинка переходят к ионам меди:

Zn (т) = Zn 2+ (p) + 2e ,

Cu 2+ (р) + 2e = Cu (т) ,

или суммарно: Zn (т) + Cu 2+ (р) = Zn 2+ (p) + Cu (т) .

Процесс потери электронов частицей называют окислением, а процесс приобретения электронов – восстановлением . Окисление и восстановление протекают одновременно, поэтому взаимодействия, сопровождающиеся переходом электронов от одних частиц к другим, называют окислительно-восстановительными реакциями.

Для удобства описания окислительно-восстановительных реакций используют понятие степени окисления (n) – формальный заряд, который можно приписать атому, входящему в состав какой-либо частицы (молекулы, иона), исходя из предположения о чисто ионном характере связи в данной частице (частица состоит из ионизированных атомов). Следует помнить, что величина n выражается не в кулонах, а в количестве отданных (принятых) электронов. Заряд одного электрона равен –1.60218·10 -19 Кл.

Протекание окислительно-восстановительныхреакций сопровождается изменением степеней окисления элементов участвующих в реакции веществ. При восстановлении степень окисления элемента уменьшается, при окислении – увеличивается. Вещество, в состав которого входит элемент, понижающий степень окисления, называют окислителем , вещество, в состав которого входит элемент, повышающий степень окисления, называют восстановителем.

Степень окисления элемента в соединении определяют в соответствии со следующими правилами:

1. степень окисления элемента в простом веществе равна нулю;

2. алгебраическая сумма всех степеней окисления атомов в молекуле равна нулю;

3. алгебраическая сумма всех степеней окисления атомов в сложном ионе, а также степень окисления элемента в простом одноатомном ионе равна заряду иона;

4. отрицательную степень окисления проявляют в соединении атомы элемента, имеющего наибольшую электроотрицательность;

5. максимально возможная (положительная) степень окисления элемента соответствует номеру группы, в которой расположен элемент в Периодической таблице Д.И. Менделеева.

6. В соединениях с ионным и ковалентно-полярным характером связи более электроотрицательным атомам соответствует более низкая степень окисления

7. В бинарных ионных соединениях, атомы неметалла, как правило, проявляют минимальные степени окисления

8. Постоянную степень окисленности в соединениях проявляют щелочные металлы (+1), металлы главной подгруппы II группы (+2)

9. При определении степени окисления предпочтение отдают элементу, который располагается в таблице выше. Например, в CaO 2: n(Сa) = +2, n(О) = - 1

10. степень окисленности кислорода в соединениях равна –2 , за исключением пероксидов (-1) и фторида кислорода OF 2 (+2).

11. водород проявляет степень окисленности +1 во всех соединениях, кроме гидридов металлов (NaH, CaH 2 и т.п.), где степень окисленности равна –1;

Ряд элементов в соединениях проявляют постоянную степень окисления, что используют при определении степеней окисления других элементов:

1) фтор, имеющий наивысшую среди элементов электроотрицательность, во всех соединениях имеет степень окисления –1;

2) водород в соединениях проявляет степень окисления +1, кроме гидридов металлов (–1);

3) металлы IA подгруппы во всех соединениях имеют степень окисления +1; 4) металлы IIA подгруппы, а также цинк и кадмий во всех соединениях имеют степень окисления +2;

4) степень окисления алюминия в соединениях +3;

5) степень окисления кислорода в соединениях равна –2, за исключением соединений, в которых кислород присутствует в виде молекулярных ионов: О 2 + , О 2 - , О 2 2 - , О 3 - , а также фторидов O x F 2 .

Степени окисления атомов элементов в соединении записывают над символом данного элемента, указывая вначале знак степени окисления, а затем ее численное значение, например, 4 , в отличие от заряда иона, который записывают справа, вначале указывая зарядовое число, а затем знак: Fe 2+ , SO 4 2– .

Окислительно-восстановительные свойства атомов различных элементов проявляются в зависимости от многих факторов, важнейшие из которых – электронное строение элемента, его степень окисления в веществе, характер свойств других участников реакции. Соединения, в состав которых входят атомы элементов в своей максимальной (положительной) степени окисления, например, K O 4, K 2 2 O 7 , H O 3 , O 2 , могут только восстанавливаться, выступая в качестве окислителей. Соединения, содержащие элементы в их минимальной степени окисления, например, H 3 , H 2 , H , могут только окисляться и выступать в качестве восстановителей. Вещества, содержащие элементы в промежуточных степенях окисления, например H O 2 , H 2 , , , Cl 3 , O 2 , обладают окислительно-восстановительной двойственностью . В зависимости от партнера по реакции такие вещества способны и принимать, и отдавать электроны. Состав продуктов восстановления и окисления также зависит от многих факторов, в том числе среды, в которой протекает химическая реакция, концентрации реагентов, активности партнера по окислительно-восстановительному процессу. Чтобы составить уравнение окислительно-восстановительной реакции, необходимо знать, как изменяются степени окисления элементов и в какие другие соединения переходят окислитель и восстановитель.

Важнейшие окислители. Галогены, восстанавливаясь, приобретают степень окисления –1, причем от фтора к йоду их окислительные свойства ослабевают (F 2 имеет ограниченное применение вследствие высокой агрессивности):

2H 2 O + 2F 2 = O 2 + 4HF

Кислород O 2 , восстанавливаясь, приобретает степень окисления –2:

4Fe(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O = 4 Fe(OH) 3

Азотная кислота HNO 3 проявляет окислительные свойства за счет азота в степени окисления +5:

3Сu + 8HNO 3 (разб) = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO­ + 4H 2 O

При этом возможно образование различных продуктов восстановления:

NO 3 – + 2H + + e = NO 2 + H 2 O

NO 3 – + 4H + + 3e = NO + 2H 2 O

NO 3 – + 5H + + 4e = 0,5N 2 O + 2,5H 2 O

NO 3 – + 6H + + 5e = 0,5N 2 + 3H 2 O

NO 3 – + 10H + +8e = NH 4 + + 3H 2 O

Глубина восстановления азота зависит от концентрации кислоты, а также от активности восстановителя:

Концентрация кислоты

¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾

NO 2 NO N 2 O N 2 NH 4 +

¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾®

Активность восстановителя

Соли азотной кислоты (нитраты ) могут восстанавливаться в кислотной, а при взаимодействии с активными металлами и в щелочной средах, а также в расплавах:

Zn + KNO 3 + 2KOH K 2 ZnO 2 + KNO 2 + H 2 O

Царская водка – смесь концентрированных азотной и соляной кислот, смешанных в соотношении 1:3 по объему. Название этой смеси связано с тем, что она растворяет даже такие благородные металлы как золото и платина:

Au + HNO 3(конц) + 4HCl (конц) = H + NO­+ 2H 2 O

Серная кислота H 2 SO 4 проявляет окислительные свойства в концентрированном растворе за счет серы в степени окисления +6:

C (графит) + 2H 2 SO 4 (конц) СO 2 ­ + 2SO 2 ­ + 2H 2 O.

Состав продуктов восстановления определяется главным образом активностью восстановителя и концентрацией кислоты:

SO 4 2– + 4H + + 2e = SO 2 + 2H 2 O

SO 4 2– + 8H + + 4e = S+ 4H 2 O

SO 4 2– +10H + + 8e = H 2 S + 4H 2 O

Концентрация кислоты

¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾

¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾

Активность восстановителя

и их соли часто используются как окислители, хотя многие из них проявляют двойственный характер. Как правило, продуктами восстановления этих соединений являются хлориды и бромиды, а также йод:

MnS + 4HСlO = MnSO 4 + 4HCl;

5Na 2 SO 3 + 2HIO 3 = 5Na 2 SO 4 + I 2 + H 2 O

Перманганат калия KMnO 4 проявляет окислительные свойства за счет марганца в степени окисления +7. В зависимости от среды, в которой протекает реакция, он восстанавливается до разных продуктов: в кислотной среде – до солей марганца (II), в нейтральной – до оксида марганца (IV) в гидратной форме MnO(OH) 2 , в щелочной – до манганат-иона MnO 4 2– :

кислотная среда:

5Na 2 SO 3 +2KMnO 4 + 3H 2 SO 4(разб) = 5 Na 2 SO 4 + 2MnSO 4 +3H 2 O+K 2 SO 4

нейтральная среда:

3Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + 3H 2 O = 3Na 2 SO 4 + 2MnO(OH) 2 ¯+ 2KOH

щелочная среда:

Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + 2KOH = Na 2 SO 4 + 2K 2 MnO 4 + H 2 O

Дихромат калия K 2 Cr 2 O 7 , в состав молекулы которого входит хром в степени окисления +6, является сильным окислителем при спекании и в кислотном растворе:

6KI + K 2 Cr 2 O 7 + 7H 2 SO 4 (разб) = 3I 2 + Cr 2 (SO 4) 3 + 7H 2 O + 4K 2 SO 4

проявляет окислительные свойства и в нейтральной среде:

3H 2 S + K 2 Cr 2 O 7 + H 2 O = 3S¯ + 2Cr(OH) 3 ¯ + 2KOH.

Среди ионов окислительные свойства проявляют ион водорода Н + и ионы металлов в высшей степени окисления. Ион водорода Н + выступает как окислитель при взаимодействии активных металлов с разбавленными растворами кислот (за исключением HNO 3): Mg + H 2 SO 4 (разб) = MgSO 4 + H 2 ­

Ионы металлов в относительно высокой степени окисления, такие, как Fe 3+ , Cu 2+ , Hg 2+ , восстанавливаясь, превращаются в ионы более низкой степени окисления:

H 2 S + 2FeCl 3 = S¯ + 2FeCl 2 + 2HCl

или выделяются из растворов их солей в виде металлов:

2Al + 3CuCl 2 = 2AlCl 3 + 3Cu.

Важнейшие восстановители. К типичным восстановителям среди простых веществ относятся активные металлы, такие как щелочные и щелочно-земельные металлы, цинк, алюминий, железо и др., а также некоторые неметаллы (водород, углерод, фосфор, кремний): Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 ­

C + 4HNO 3(конц, гор) = CO 2 ­ + 4NO 2 ­ + 2H 2 O

Восстановительными функциями обладают бескислородные анионы, такие как Cl - , Br - , I - , S 2 - , H - , и катионы металлов в низшей степени окисления:

2HBr (конц) + Н 2 O 2(конц) = Br 2 + 2H 2 O;

2CaH 2 + TiO 2 2CaO + Ti +2H 2 ­.

2FeSO 4 + H 2 O 2(конц) + H 2 SO 4(разб) Fe 2 (SO 4) 3 + 2H 2 O.

Окислительно-восстановительная двойственность. Среди простых веществ окислительно-восстановительная двойственность характерна для элементов VIIA, VIA и VA подгрупп, которые могут как повышать, так и понижать свою степень окисления.

Часто используемые как окислители, галогены под действием более сильных окислителей проявляют восстановительные свойства (за исключением фтора). Их окислительные способности уменьшаются, а восстановительные способности увеличиваются от Cl 2 к I 2 . Эту особенность иллюстрирует реакция окисления йода хлором в водном растворе: I 2 + 5Cl 2 + 6H 2 O = 2HIO 3 + 10HCl.

Кислородсодержащие кислоты галогенов и их соли , в состав молекул которых входит галоген в промежуточной степени окисления, могут выступать не только в роли окислителей:

S + NaClO 2 NaCl + SO 2 ­

но и восстановителей:

5NaClO 2 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 (разб) = 5NaClO 3 + 2MnSO 4 + 3H 2 O + K 2 SO 4

Пероксид водорода , содержащий кислород в степени окисления –1, в присутствии типичных восстановителей проявляет окислительные свойства, т.к. кислород может понижать свою степень окисления до –2:

2KI + H 2 O 2 = I 2 + 2KOH

а при взаимодействии с сильными окислителями проявляет свойства восстановителя (степень окисления кислорода возрастает до 0):

H 2 O 2 +2Hg(NO 3) 2 = O 2 ­ + Hg 2 (NO 3) 2 + 2HNO 3 .

Азотистая кислота и нитриты , в состав которых входит азот в степени окисления +3, также могут выступать как в роли окислителей: 2HI + 2HNO 2 = I 2 + 2NO­ + 2H 2 O,

так и в роли восстановителей: 2NaNO 2(разб, гор) + O 2 = 2NaNO 3 .

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Фтор – элемент, относящийся к группе галогенов. Расположен во втором периоде VII группы A подгруппы. Обозначение – F.

Фтор - неметалл. Самый электроотрицательный элемент. В обычных условиях фтор представляет собой газ бледно-желтого цвета. Ядовит.

В малых концентрациях запах фтора напоминает запах озона и хлора одновременно.

Молекула фтора двухатомна F 2 . Обладает самой низкой поляризуемостью среди галогенов. Температура плавления фтора аномально низкая. Не растворим в воде, т.к. разлагает ее (2F 2 + 2H 2 O = 4HF + O 2).

Степень окисления фтора в соединениях

Фтор образует двухатомные молекулы состава F 2 за счет наведения ковалентных неполярных связей, а, как известно, в соединениях с неполярными связями степень окисления элементов равна нулю .

Фтор характеризуется наибольшим значением электроотрицательности, в своих соединениях он всегда имеет постоянную отрицательную степень окисления равную (-1) (HF -1 , OF -1 2 , NaF -1 и т.д.).

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

Задание	В нитридах азот проявляет степень окисления -3. Составьте формулы нитрида лития, нитрида бария и нитрида кремния.
Решение	Известно, что литий проявляет степень окисления (+1). Для того, чтобы составить формулу соединения запишем обозначения химических элементов и укажем степени их окисления: Аналогичным образом составляем формулы нитрида бария и нитрида кремния. Они будут иметь следующий вид: Ba 2 N 3 и Si 3 N 4 .
Ответ	Li 3 N, Ba 2 N 3 и Si 3 N 4 .

ПРИМЕР 2

Задание	В карбидах углерод проявляет степень окисления -4. Составьте формулы карбидов кальция и алюминия.
Решение	Известно, что кальций и алюминий проявляют степени окисления (+2) и (+3), соответственно. Это единственные значения степеней окисления, характерные для данных химических элементов. Для того, чтобы составить формулу соединения запишем обозначения химических элементов и укажем степени их окисления: Затем найдем наименьшее общее кратное (знак «-» или «+» не учитываем): Разделим полученное значение на величину степени окисления, а полученные цифры запишем в виде индексов, указывающих количество атомов каждого элемента в составе молекулы:
Ответ	CaC 2 и Al 4 C 3 .