Материал: ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ОСНОВЫ биб

В случае взаимодействия нейтральных молекулпродукт реакции (например bf3∙nh3) часто называют аддуктом.

Р-ции между кислотамииоснованиямиЛьюиса иллюстрируют следующие, примеры:

Понятие основанияв теориях Льюиса и Брёнстеда-Лоури совпадают, однако понятие кислоты в первой теории охватывает, кромепротона, также электроноакцепторные вещества, в обратимых реакциях которых соснованиямине участвуетводород, напр. BF₃, SO₃, Ag⁺. К кислотам Льюиса относится протон, как частица, легко присоединяющаяпаруэлектронов. Протонные кислоты рассматриваются в теории Льюиса как продуктынейтрализациипротонаоснованиями(напр., соляная кислота ‑ продуктнейтрализацииН⁺ основаниемСl⁻ ). Растворениекислот Льюиса в ионизирующих растворителях приводит к ростуконцентрациикатионоврастворителя (напр., SO₃+Н₂О=Н₃О⁺+HSO₄⁻). Основанияже увеличиваютконцентрациюанионоврастворителя [напр., (CH₃)₃N+H₂O=ОН⁻+(CH₃)₃NH⁺]. Кислоты и основанияЛьюиса невозможно расположить в универсальный ряд по силе, т.к. их последовательность зависит от вещества, взятого за стандарт для сравнения.

Теория сольвосистем

В 1905 г. В. Франклином была предложена теория, получившая название теории cольвосистем. Теория cольвосистем была применима к водоподобным самоионизирующимся растворителям и по существу не отличалась от теории кислот и оснований теории Аррениуса. Согласно теории cольвосистем, кислота – это вещество, образующее катион, идентичный с катионом растворителя. Основание – это вещество, образующее анион, идентичный с анионом растворителя. Так, в случае аммосистем растворитель – NH₃, самоионизирующийся по реакции:

2NH₃ NH₄⁺ + NH₂^–

KNH₂ K⁺ + NH₂^–,

KNH₂ является основанием, а NH₄Cl – кислотой:

NH₄Cl NH₄⁺ + Cl^–.

Реакция нейтрализации, как и по теории Аррениуса, сводится к образованию растворителя и соли:

KNH₂ + NH₄Cl 2NH₃ + KCl.

Образование соли в результате кислотно-основного взаимодействия послужило поводом к названию этих систем – cольвосистемы. Каждаясольвосистема имеет свой круг кислот и оснований, свою шкалу кислотности, свою реакцию нейтрализации и т.д. Исторически теория cольвосистем сыграла важную роль в накоплении опытных данных по химии неводных самоионизирующихся растворителей. В настоящее время эта теория утратила свое значение.

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – это реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ. Изменение степеней окисления атомов элементов может происходить только в результате перехода электронов от одного атома к другому.

Процесс отдачи электронов называется окислением. В процессе окисления степень окисления атома элемента повышается. Процесс присоединения электронов называется восстановлением. В процессе восстановления степень окисления атома элемента понижается. Процессы окисления и восстановления сопряжены, процесс окисления всегда сопровождается процессом восстановления, а процесс восстановления – окислением.

Восстановителями называют атомы, молекулы или ионы, которые отдают электроны в процессе окисления. Восстановители в ОВР окисляются.

Окислителями называют атомы, молекулы или ионы, которые присоединяют электроны в процессе восстановления. Окислители в ОВР восстанавливаются.

В периодах периодической системы слева направо увеличивается окислительная способность атомов элементов, уменьшается их восстановительная способность. В главных подгруппах сверху вниз усиливается восстановительная способность атомов элементов и уменьшается их окислительная способность. Наиболее активными восстановителями являются металлы I и II групп, наиболее активными окислителями – неметаллы VI и VII групп (кислород, озон, галогены) (табл. 1).

Таблица 1. Наиболее важные восстановители и окислители

Типы окислительно-восстановительных реакций приведены в табл.2.

Таблица 2. Типы ОВР

Расстановку коэффициентов в ОВР можно осуществить: 1) методом электронного баланса (для твердофазных реакций, реакций в газовой фазе, в растворах); 2) методом ионно-электронного

баланса, или методом полуреакций (для реакций в растворах).

При расстановке коэффициентов методом электронного баланса придерживаются следующих правил:

1. Записывают формулы исходных веществ, продуктов реакции и побочных продуктов химической реакции. Определяют элементы, атомы которых изменили свои степени окисления:

KMn⁺⁷O₄ + Na₂S⁺⁴O₃ + H₂SO₄  Mn⁺²SO₄ + Na₂S⁺⁶O₄ + K₂SO₄ + H₂O

2. Записывают уравнения электронного баланса, указывают окислитель и восстановитель. В уравнения записывают условные частицы (иногда реальные), заряд которых определяют исходя из правил определения степеней окисления:

   восстановитель S+4 –2ē = S+6 окислитель Mn+7 +5ē = Mn+2

   5 (процесс окисления) 2 (процесс восстановления)

3. Для установления баланса по электронам (число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, принятых окислителем) полученные электронные уравнения умножают на наименьшие множители (соответственно 5 и 2 в приведенном примере).

4. Полученные коэффициенты переносят в уравнение реакции:

2KMnO₄ + 5Na₂SO₃ + 3H₂SO₄  2MnSO₄ + 5Na₂SO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O.

Если окисляемое вещество содержит два восстановителя, определяется общее число отданных электронов:

Fe⁺²S + O  Fe₂O + S⁺⁴O

4 (процесс окисления)

окислитель O +4ē = 2О^–2 11 (процесс восстановления)

4FeS₂ + 11O₂ = 2Fe₂O₃ + 8SO₂

Ионно-электронный метод расстановки коэффициентов применяют при написании реакций, протекающих в растворе. При написании полуреакций окисления и восстановления этим методом используются символы частиц, реально существующих в растворе: MnO, SO, SO. Слабые электролиты, малорастворимые соли и газообразные вещества в таких уравнениях записывают в виде молекул, сильные электролиты – в виде ионов.

Ионно-электронный метод удобно использовать для реакций с участием веществ, в которых трудно определить степени окисления, например KCNS. Ионно-электронные схемы составляются по-разному в зависимости от характера среды, в частности по-разному выполняют баланс по кислороду (табл.3).

Таблица 3. Выполнение баланса по кислороду

Главные этапы составления уравнений реакций ионно-электронным методом:

1. Записать формулы веществ, участвующих в химической реакции:

NaNO₂ + KMnO₄ + H₂SO₄  NaNO₃ + MnSO₄ + K₂SO₄ + Н₂О

2. Записать полуреакции окисления и восстановления. Уравнять число атомов всех элементов, кроме водорода и кислорода.

3. Уравнять кислород с использованием молекулы воды и ионов Н⁺ или ОН^– в зависимости от среды (см.табл.3).

4. Уравнять число атомов водорода в левой и правой частях уравнения, используя ионы Н⁺ или ОН^– и Н₂О (в зависимости от среды).

5. Уравнять суммарные заряды ионов левой и правой частей уравнения, прибавляя или вычитая электроны.

6. Определить числа (множители), на которые необходимо умножить каждую из частиц соответствующих полуреакций и просуммировать полуреакции.