Высшая валентность

Урок 11-12. Тема: «Валентность и степень окисления элементов в
основном и возбужденном состояниях атомов. Окислительновосстановительные реакции».
I. Валентность
Валентность – это способность атомов присоединять к себе определенное
число других атомов.
Правила определения валентности
элементов в соединениях
1. Валентность Гидрогена принимают за I (единицу). Тогда в
соответствии с формулой воды Н2О к одному атому кислорода
присоединено два атома водорода.
2. Оксиген в своих соединениях всегда проявляет валентность II.
Поэтому Карбон в соединении СО2 (углекислый газ) имеет валентность
IV.
3. Высшая валентность равна номеру группы.
4. Низшая валентность равна разности между числом 8 (количество
групп в таблице) и номером группы, в которой находится данный
элемент, т.е. 8 - Nгруппы.
5. У металлов, находящихся в «А» подгруппах, валентность равна
номеру группы.
6. У неметаллов в основном проявляются две валентности: высшая и
низшая.
Например: сера имеет высшую валентность VI и низшую (8 – 6), равную II;
фосфор проявляет валентности V и III.
7. Валентность может быть постоянной или переменной.
Особенности составления химических формул соединений.
1) Низшую валентность проявляет тот элемент, который находится в
таблице Д.И.Менделеева правее и выше, а высшую валентность – элемент,
расположенный левее и ниже.
Например, в соединении с Оксигеном Сульфур проявляет высшую
валентность VI, а кислород – низшую II. Таким образом, формула оксида
серы будет SO3.
В соединении кремния с углеродом первый проявляет высшую валентность
IV, а второй – низшую IV. Значит, формула – SiC. Это карбид Силиция,
основа огнеупорных и абразивных материалов.
2) Атом металла стоит в формуле на первом месте.
II. Степень окисления
Степень окисления – это условный заряд, который получает атом в результате полной
отдачи (принятия) электронов, исходя из условия, что все связи в соединении ионные.
Рассмотрим строение атомов Флуора и Натрия:
F +9 )2)7
Na +11 )2)8)1
F0 + 1ē → F-1 (нейтральный атом принимает один отрицательный электрон и
приобретает степень окисления «-1», превращаясь в отрицательно
заряженный ион - анион)
Na0 – 1ē → Na+1 (нейтральный атом отдаёт один отрицательный электрон и
приобретает степень окисления «+1», превращаясь в положительно
заряженный ион - катион)
- Процесс отдачи электронов атомом, называется окислением.
- Атом, отдающий электроны и повышающий свою степень окисления,
окисляется и называется восстановителем.
- Процесс принятия электронов атомом, называется восстановлением.
- Атом, принимающий электроны и понижающий свою степень
окисления, восстанавливается и называется окислителем.
III Окислительно-восстановительные реакции
К окислительно-восстановительным реакциям относятся химические реакции, которые
сопровождаются изменением степеней окисления элементов. В уравнениях таких реакций
подбор коэффициентов проводят составлением электронного баланса. Метод подбора
коэффициентов с помощью электронного баланса складывается из следующих этапов:
а) записывают формулы реагентов и продуктов, а затем находят элементы, которые
повышают и понижают свои степени окисления, и выписывают их отдельно:
MnCO3 + KClO3  MnO2 + KCl + CO2
ClV  = ClI
MnII  = MnIV
б) составляют уравнения полуреакций восстановления и окисления, соблюдая законы
сохранения числа атомов и заряда в каждой полуреакции:
полуреакция восстановления
ClV + 6 e = ClI
полуреакция окисления
MnII  2 e = MnIV
в) подбирают дополнительные множители для уравнения полуреакций так, чтобы закон
сохранения заряда выполнялся для реакции в целом, для чего число принятых электронов
в полуреакциях восстановления делают равным числу отданных электронов в
полуреакции окисления:
ClV + 6 e = ClI
1
II
IV

Mn  2 e = Mn
3
г) проставляют (по найденным множителям) стехиометрические коэффициенты в схему
реакции (коэффициент 1 опускается):
3 MnCO3 + KClO3 = 3 MnO2 + KCl + CO2
д) уравнивают числа атомов тех элементов, которые не изменяют своей степени
окисления при протекании реакции (если таких элементов два, то достаточно уравнять
число атомов одного из них, а по второму провести проверку). Получают уравнение
химической реакции:
3 MnCO3 + KClO3 = 3 MnO2 + KCl + 3 CO2
Пример 3. Подберите коэффициенты в уравнении окислительно-восстановительной
реакции
Fe2O3 + CO  Fe + CO2
Решение
Fe2O3 + 3 CO = 2 Fe +3 CO2
FeIII + 3 e = Fe0
2
CII  2 e = CIV
3
При одновременном окислении (или восстановлении) атомов двух элементов одного
вещества расчет ведут на одну формульную единицу этого вещества.
Пример 4. Подберите коэффициенты в уравнении окислительно-восстановительной
реакции
Fe(S)2 + O2 = Fe2O3 + SO2
Решение
4 Fe(S)2 + 11 O2 = 2 Fe2O3 + 8 SO2
FeII  e = FeIII
2SI
 10
e
11 e
= 2S
IV
4
O20 + 4 e = 2OII
+ 4 e
11
В примерах 3 и 4 функции окислителя и восстановителя разделены между разными
веществами, Fe2O3 и O2  окислители, СО и Fe(S)2  восстановители; такие реакции
относят к межмолекулярным окислительно-восстановительным реакциям.
В случае внутримолекулярного окисления-восстановления, когда в одном и том же
веществе атомы одного элемента окисляются, а атомы другого элемента
восстанавливаются, расчет ведут на одну формульную единицу вещества.
Пример 5. Подберите коэффициенты в уравнении реакции окисления-восстановления
(NH4)2CrO4  Cr2O3 + N2 +H2O + NH3
Решение
2 (NH4)2CrO4 = Cr2O3 + N2 +5 H2O + 2 NH3
CrVI + 3 e = CrIII
2
III
0


2N  6 e = N2
1
Для реакций диспропорционирования (самоокисления  самовосстановления), в которых
атомы одного и того же элемента в реагенте окисляются и восстанавливаются,
дополнительные множители проставляют вначале в правую часть уравнения, а затем
находят коэффициент для реагента.
Домашнее задание
Расставить коэффициенты в уравнениях реакций методом электронного баланса:
1. H5IO6  I2O5 + O2 + H2O
2. K2Se + NaNO3  K2SeO4 + NaNO3
3. Ca3(PO4)2 + C + SiO2  Ca2SiO4 + P4 + CO
4. (NH4)2Cr2O7  Cr2O3 + N2 + H2O
5. RhF6 + Cl2  RhF3 + ClF
6. AgNO3  Ag + NO2 + O2
7. Cu(NO3)2  CuO + NO2 + O2
8. Na2SO3  Na2S + Na2SO4