OBSchAYa_KhIMIYa

Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием (например, хлорид натрия, сульфат калия), гидролизу не подвергаются.

Степень и константа гидролиза. Количественно процесс гидролиза характеризуют степенью и константой гидролиза. Степенью гидролиза называется отношение числа подвергшихся гидролизу частиц (Nгидр) к общему числу частиц (N):

h Nгидр

N

Константа гидролиза (Кh или Кгидр) представляет собой константу равновесия реакции обменного взаимодействия соли с водой. Пусть гидролизу подвергается соль XY, диссоциирующая на катион X+ и анион Y-. Уравнение константы гидролиза этой соли будет зависеть от типа гидролиза:

а) соли, гидролизующиеся по катиону:

	Х+ + Н2О						ХОН + Н+;
	[XOH][H ]			[XOH]						KH 2 O
Kh								[H	][OH ]		;
	[X ]			[X ][OH ]						Kb

б) соли, гидролизующиеся по аниону:

Y- + H2O

HY + OH-;

Kh =

[HY][OH ]

[HY]

[H ][OH ]

KH

O

;

2

[Y ]

K

[H ][Y ]

a

в) соли, гидролизующиеся по катиону и аниону:

X+ + Y- +H2O HY + XOH;

Kh =

[HY][XOH]

[HY]

[XOH]

[H ][OH ]

KH

O

;

2

[X ][Y ]

[H ][Y ]

[X ][OH ]

K

K

a

b

где Kа и Kb - константы ионизации кислоты и основания. При выводе уравнений констант гидролиза допускалось, что концентрация воды в растворе постоянна. Как следует из полученных уравнений, соль тем сильнее гидролизуется, чем меньше Kа и Kb, т.е. чем слабее кислота и основание, образующие соль.

Константа и степень гидролиза связаны соотношением, аналогичным уравнению закона разбавления:

Kh =	Ch2		h		K	h
		;
	1 h				C

На смещение гидролитических равновесий влияют концентрация раствора и температура. Так, для карбоната натрия, гидролизующегося по уравнению:

СО32- + Н2О НСО3- + ОН-;

или

Na2CO3 + H2O NaHCO3 + NaOH,

степень гидролиза при 25˚С с изменением концентрации раствора от 0,1 моль/л до 0,001 моль/л возрастает от 2,7% до 34%.

Реакции гидролиза эндотермичны, поэтому, в соответствии с принципом Ле Шателье, при нагревании гидролиз усиливается. Например, для хлорида хрома(III) в 0,1 М растворе степень гидролиза по уравнению:

Cr3+ + H2O Cr(OH)2+ + H+

111

Fe3+

при 0˚С составляет 4 %, а при 100˚С – 42 %. При нагревании могут реализоваться более высокие ступени гидролиза, чем при низких температурах. Так, ацетат железа(III) при комнатной температуре гидролизуется по уравнению:

Fe3+ + CH3COO- + H2O Fe(OH)2+ + CH3COOH

При нагревании раствора этой соли происходит образование осадка по уравнению: t

+ 3CH3COO- + 2H2O = Fe(OH)2CH3COO↓ + 2CH3COOH

Расчет константы и степени гидролиза, а также рН водных растворов солей рассмотрим на конкретных примерах.

Пример № 1. Сантимолярный раствор (0,01 моль/л ) хлорида аммония (соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой). Запишем уравнение гидролиза в ионной форме и составим выражение для константы гидролиза:

NH4+ + H2O NH3·H2O + H+

		[NH		3	H	O][H+ ]
Kh	=				2
						+
				[NH4			]

Умножив числитель и знаменатель правой части равенства на концентрацию гидрок- сид-ионов, константу гидролиза можно преобразовать следующим образом:

[NH

3

H

O][H+ ][OH- ]

K

1 10 14

= 5,56 10-10

K

=

2

=

W

=

h

[NH4

+ ][OH- ]

Kb

1,8 10 5

Из уравнения гидролиза следует, что [NH3 H2O] = [H+] = Ch, а [NH4+] = C - Ch = C(1-h). Тогда:

Kw = Ch Ch = Ch2 Kb C(1- h) 1- h

В связи с тем, что h << 1, полученное выражение можно упростить:

	Kw			Ch2 ,		отсюда h	Kw	;
	Kb						KbC
h				5,56 10-10		2,36 10-4 или 0,0236%
				0,01

При расчете величины рН раствора соли учтем, что [NH3 H2O] = [H+], а в первом приближении [NH4+] C.

Kw		[H+		]2	+		K w C
Kb	=		C		; отсюда [H ]		Kb

pH = - lg[H+] = -1/2(lgKw + lgC + pKb) = 7 - 1/2(pKb + lgC) = 7 - 1/2(4,76 - 2) = 5,62

Пример №2. Сантимолярный раствор (0,01 моль/л) ацетата натрия (соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой). Запишем уравнение гидролиза в ионной форме и составим выражение для константы гидролиза.

CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-;

Kh =	[CH3COOH][OH- ]
	[CH	COO- ]
	3

112

Умножив числитель и знаменатель правой части равенства на концентрацию катиона водорода, его можно преобразовать к следующему виду:

K		=		[CH3COOH][OH- ][H+ ]		=	Kw		= 1 10-14/1,75 10-5 = 5,71 10-10
	h			[CH	COO- ][H+ ]		K	a
			3

Из уравнения гидролиза следует, что [CH3COOH] = [OH-] = Ch, а [CH3COO-] = C - Ch = C(1-h). Соответственно,

K

w

Ch Ch

Ch2

K

w

Ch

2 ;

Kw

=

=

;

отсюда h =

Ka

C(1- h) 1- h

Ka

KaC

h

5,71 10-10

2,39 10-4

или 0,0239%

0,01

При расчете величины рН учтем, что [CH3COOH] = [OH-], а [CH3COO-] C.

Kw		[OH- ]2		-		K w C
Ka	=		C	; отсюда [OH ]		Ka	;

pOH = -lg[OH-] = -1/2(lgKw + lgC + pKa) = 7 - 1/2(pKa + lgC) pH = 14 - pOH = 7 + 1/2(pKa + lgC) = 7 + 1/2(4,75 - 2) = 9,75

Пример №3. Сантимолярный раствор (0,01 моль/л) ацетата аммония (соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой). Запишем уравнение гидролиза в ионной форме и составим выражение для константы гидролиза.

NH4+ + CH3COO- + H2O NH3 H2O + CH3COOH [NH3 H2O][CH3COOH]

Kh = [NH4 + ][CH3COO- ]

Умножив числитель и знаменатель правой части равенства на произведение концентрации катиона водорода и гидроксид-аниона (ионное произведение воды), его можно преобразовать следующим образом:

K		=	[NH3 H2O][CH3COOH][OH- ][H+ ]		=	Kw	=	1 10-14	= 0,32 10-4
	h			+ ][CH3COO- ]				1,75 10 5 1,8 10 5
			[NH4			Ka Kb

Из уравнения гидролиза следует, что [CH3COOH] = [NH3 H2O] = Ch, а [CH3COO-] = [NH4+] = C - Ch = C(1-h). Соответственно,

Kh

h 2

отсюда h =

Kh

;

;

(1- h)2

1 + K

h

h =

0,32 10-4

= 0,0056 или 0,56%

1 + 0,32

10-4

Образующаяся в результате гидролиза гидратированная молекула аммиака диссоциирует, отщепляя гидроксид-анион:

NH3 H2O

NH4+ + OH-;

[NH + ][OH- ]

отсюда [OH- ] =

K

[NH

H

O]

K

=

4

;

b

3

2

b

[NH

H

O]

[NH + ]

3

2

4

113

Аналогично, диссоциация уксусной кислоты обеспечивает образование катионов водорода:

CH3COOH CH3COO- + H+

	[CH	COO- ][H+ ]			[H+ ] =	K	[CH COOH]
Ka =	3			; отсюда		a	3
	[CH3COOH]							-
						[CH3COO ]

Найдем отношение концентраций данных ионов:

[H+ ]

K

[CH

COOH]

K

[NH

H

O]

=

a

3

:

b

3

2

[OH- ]

[CH3COO- ]

[NH4

+ ]

Согласно уравнению гидролиза [CH3COOH] = [NH3 H2O], а [CH3COO-] = [NH4+], тогда:

[H+ ] = Ka [OH- ] Kb

Так как [OH-] = Kw/[H+], то

	+ 2		Kw Ka		+	K w Ka
	[H ]	=		;	[H ] =
			Kb			Kb

pH = - lg[H+] = 1/2(pKw + pKa - pKb) = 7 + 1/2(pKa - pKb) = 7 + 1/2(4,75 - 4,76) = 6,995

7.3.7. Буферные растворы

Буферными называются растворы, незначительно изменяющие рН при добавлении небольших количеств сильной кислоты или сильного основания, а также при разбавлении.

Чаще всего буферный раствор содержит два компонента, один из которых способен связывать катионы водорода, а другой - гидроксид-анионы. Например, механизм действия ацетатного буфера (CH3COOH + CH3COONa) может быть описан следующим образом. При добавлении небольшого количества щелочи последняя нейтрализуется кислотой по уравнению:

CH3COOH + NaOH CH3COONa + H2O

Добавление сильных кислот приводит к вытеснению уксусной кислоты из еѐ соли. Так как уксусная кислота является кислотой слабой, рН раствора практически не изменяется:

CH3COONa + HCl CH3COOH + NaCl

Количество кислоты или основания, необходимое для изменения pH одного литра буферного раствора на единицу, называется его буферной емкостью.

Буферным действием могут обладать также растворы амфотерных веществ (амфолитов), содержащих два вида функциональных групп, способные связывать катионы водорода и реагирующие с гидроксид-анионами. К соединениям такого рода относятся аминокислоты, например, глицин (аминоуксусная кислота).

H2N-CH2-COOH + HCl Cl-H3N+-CH2-COOH

H2N-CH2-COOH + NaOH H2N-CH2-COOH + H2O

Большой буферной емкостью обладают белки и полипептиды, содержащие свободные амино- и карбоксильные группы. Буферные системы играют очень важную роль в биохимии живых организмов, поскольку ферменты очень чувствительны к изменению кислотности среды.

Рассмотрим примеры расчета pH кислотного и основного буферного раствора.

114

Пример № 1. Ацетатный буфер (0,01М CH3COOH + 0,01 М CH3COONa). Кислотность данного раствора обусловлена диссоциацией уксусной кислоты

CH3COOH CH3COO- + H+;

K = [CH3COO- ][H+ ] = 1,75 10-5 a [CH3COOH]

Наличие в растворе ацетата натрия практически полностью подавляет данный процесс в соответствие с принципом Ле Шателье. В свою очередь, присутствие в растворе уксусной кислоты подавляет гидролиз ацетат-аниона, поэтому в первом приближении:

[CH3COOH] = Ск-ты;

[CH3COO-] = Ссоли

Подставим данные величины в константу диссоциации кислоты и преобразуем полученное выражение:

C

[H+ ]

[H+ ] = K

C

K

=

соли

;

отсюда

к-ты

;

a

Cк-ты

a

Ссоли

pH = -lg[H+] = pKа

+ lgСсоли

– lgСк-ты

= 4,75

Поскольку в полученную формулу входит отношение концентраций компонентов раствора, его pH не должен изменяться при разбавлении.

Пример № 2. Аммиачный буфер (0,01М NH3 H2O + 0,01М NH4Cl). Основность данного раствора определяется ионизацией аммиака.

NH3 H2O NH4+ + OH-;

K = [NH4 + ][OH- ] = 1,8 10-5 b [NH3 ]

Так как [NH4+] = Cсоли, а [NH3 H2O] = Сосн,, то

			C	[OH- ]			[OH- ] = K		C
K		=		соли		, отсюда				осн	;
	b			Cосн				b	Ссоли

pOH = - lg[OH-] = pKb - lg(Сосн/Cсоли)

pH = 14 - pKb + lgСосн - lgCсоли = 14 - 4,76 = 9,24

7.3.8. Теории кислот и оснований

Кислоты и основания - классы химических соединений, отличительным признаком которых является их способность реагировать друг с другом, образуя соли. Однако вплоть до настоящего времени нет единого мнения о том, какие признаки являются необходимыми и достаточными для отнесения того или иного процесса к кислотно-основному взаимодействию, в связи с чем нет и единой теории кислот и оснований. Ниже рассмотрены наиболее важные теории кислот и оснований, к которым следует отнести ионную теорию Аррениуса, теорию сольвосистем Франклина, протолитическую теорию Бренстеда-Лоури и электронную теорию Льюиса. Каждая из этих теорий по-разному определяет понятия кислота и основание.

Ионная теория кислот и оснований (С. Аррениус, 1887 г.). Ионная теория связывает отнесение электролитов к кислотам и основаниям с характером диссоциации этих соединений. В соответствии с этой теорией кислотам и основаниям даются следующие опреде-

ления: Кислота - это электролит, отщепляющий при диссоциации в качестве катионов только ионы водорода. Основание - это электролит, отщепляющий при диссоциации в качестве аниона только гидроксиданионы.

115

Например,

HCl = H+ + Cl-; СН3СООН Н+ + СН3СОО-;

NaOH = Na+ + OH-;

Ca(OH)2 = Ca2+ + 2OH-

Общие свойства, присущие кислотам, согласно ионной теории - это фактически свойства, присущие катиону водорода в растворе. Именно этот ион вступает в реакцию нейтрализации и обусловливает растворение металлов в кислотах:

Н+ + ОН- = Н2О;	M + nH+ = Mn+ +	n	H2
		2

Точно так же общие свойства оснований - это свойства присутствующих в растворе ионов гидроксила.

Ионная теория впервые объяснила явление амфотерности. Согласно этой теории соединениям типа R-O-H в зависимости от прочности связей R-О и О-Н присущи три типа диссоциации. Если связь R-О прочнее связи О-Н, диссоциация электролита протекает по

уравнению:

R-O-H H+ + RO-

и соединение является кислотой. Если связь R-О менее прочна, чем связь О-Н, то электролит диссоциирует по уравнению:

R-O- H R+ + OH-

и является основанием. В тех же случаях, когда связи R-O и О-Н близки по прочности, электролит диссоциирует по обоим уравнениям:

	ОН-		Н+
H+ + RO-		R-O-H		R+ + OH-

Если к раствору такого электролита добавить кислоту, то ионы водорода будут связывать ионы гидроксила в молекулы воды и равновесие сместится в сторону второй реакции, и электролит будет функционировать как основание. При введении в систему основания, ионы гидроксила будут связывать ионы водорода, что приведет к смещению равновесия в сторону первой реакции, в которой электролит выступает как кислота. Подобные электролиты, проявляющие в зависимости от условий свойства и кислот, и оснований, называют амфотерными.

Идеальным, хотя и очень слабым, амфотерным электролитом является вода, диссоции-

рующая по уравнению:

Н2О Н+ + ОН-

и отщепляющая ионы, характерные как для кислоты, так и для основания.

Ионная теория удовлетворительно объясняет процессы кислотно-основного взаимодействия в водных растворах, но не пригодна для описания таких процессов в неводных средах. В рамках этой теории затруднительно объяснить, почему хлорид аммония в растворах отчетливо проявляет свойства кислоты (вступает в реакцию нейтрализации, реагирует с магнием с выделением водорода), а аммиак, не содержащий гидроксильных групп, по свойствам является типичным основанием.

Теория сольвосистем (Э. Франклин, 1914 г.). Теория сольвосистем позволяет распространить ионную теорию на неводные системы с самоионизирующимися растворителями.

Сопоставим уравнения диссоциации воды, типичной кислоты и типичного основания:

H2O + H2O = H3O+ + OH-;

HCl + H2O = H3O+ + Cl-; NaOH = Na+ + OH-

Как следует из приведенных уравнений, кислота при диссоциации в водном растворе образует тот же катион, что и вода, а основание - тот же анион. Этот признак кислот и осно-

116

ваний лежит в основе теории сольвосистем, определяющей понятия кислота и основание следующим образом: Кислота - это вещество, отщепляющее в растворе тот же катион, что и растворитель. Основание - это вещество, отщепляющее в растворе тот же анион, что и растворитель.

Кислота и основание в сольвосистемах способны взаимно нейтрализовать друг друга по схеме:

кислота + основание = соль + растворитель

Например, жидкий аммиак диссоциирует по уравнению:

NH	+ NH		NH	+ NH
3	3	4		2

катион амид-анион аммония

Соответственно соединения, отщепляющие при растворении в жидком аммиаке ионы NH4+, будут проявлять свойства кислот, а ионы NH2- - свойства оснований. Примером такой кислоты может служить хлорид аммония, а примером основания - амид натрия, диссоциирующие по уравнениям:

NH Cl		NH	+ Cl-;	NaNH	2		Na+ + NH -;
4	4					2

Как кислота и основание, хлорид аммония и амид натрия способны вступать в реакцию нейтрализации:

NH4Cl + NaNH2 = NaCl + 2NH3

Весьма интересным самоионизирующимся растворителем является жидкий фтороводород, диссоциирующий по уравнению:

3HF H2F+ + HF 2

В жидком фтороводороде свойствами кислоты будут обладать такие соединения, как трифторид бора и пентафторид сурьмы, которые диссоциируют по уравнениям:

BF3 + 2HF		H2F+ + [BF4]-,	SbF5 + 2HF		H2F+ + [SbF6]-

Свойства оснований в рассматриваемом растворителе будут проявлять такие вещества, как хлороводород и азотная кислота:

HCl + 2HF		H Cl+ + HF ;		HNO + 2HF		H NO		+ + HF
	2		2	3	2		3	2

Теория сольвосистем включает ионную теорию кислот и оснований как частный случай, в котором растворителем является вода.

Протолитическая теория кислот и оснований (Й. Бренстед, Т. Лоури, 1923 г.). Со-

гласно протолитической теории сущность кислотно-основного взаимодействия состоит в передаче протона кислотой основанию, соответственно чему понятиям кислота и основа-

ние даются следующие определения. Кислота - это соединение, которое в кислотноосновной реакции является донором протона. Основание - это соединение, которое в кислотно-основной реакции является акцептором протона.

Передача протона кислотой основанию называется протолитической реакцией. Для кислоты НА и основания В она протекает по уравнению:

НА + В		А- + ВН+
а1 b2		b1 а2

При этом кислота, потерявшая протон, превращается в частицу, потенциально способную протон присоединять, т.е. в новое основание. Аналогично основание, присоединившее протон, превращается в новую кислоту. Кислота и основание, образовавшееся из нее после депротонирования, называются сопряженными. Так сопряженными кислотами и ос-

117

нованиями являются пары НА и А-, ВН+ и В. Часто сопряженные кислоту и основание обозначают символами a и b (от acidum - кислота и base - основание) с одинаковыми индексами. Константа равновесия процесса называется константой протолиза:

[BH ][A ] Kп [HA][B]

В качестве примера рассмотрим в рамках протолитической теории взаимодействие уксусной кислоты с аммиаком:

CH COOH + NH			NH	+ CH	COO-
3	3	4		3
а1	b2		a2		b1

В этой реакции СН3СООН выступает как донор протона и является кислотой; сопряженным с ней основанием будет ацетат-ион. Присоединяющий протон аммиак играет роль основания; он превращается в сопряженную кислоту - ион аммония.

Несомненным достоинством протолитической теории является то, что она позволяет количественно охарактеризовать силу кислот и оснований, используя константы равновесия соответствующих реакций. Пусть в растворе кислоты НА имеет место равновесие:

НА + Н2О Н3О+ + А- Сила кислоты тем больше, чем больше константа равновесия:

Ka		[H O ][A ]
		3
		[HA]

Концентрация воды в растворе может считаться постоянной и входит в значение константы. Константу Ка называют константой кислотности.

Аналогично для основания В, диссоциирующего по уравнению: В + Н2О ВН+ + ОН-;

[BH ][OH ] Kb [B]

Константа Кb, называемая константой основности, характеризует силу основания, которая тем больше, чем больше значение константы.

Для оценки силы кислот и оснований часто используют отрицательный десятичный логарифм константы кислотности или основности (показатель константы):

pKa = -lgKa;

pKb = -lgKb

Чем сильнее кислота или основание, тем меньше значение pKa или pKb. Протолитическая теория может быть распространена и на неводные растворы. Напри-

мер, взаимодействие циановодорода с амидом калия в жидком аммиаке сводится к протолитической реакции:

HCN + NH		= NH	+ CN-
	2	3
a1	b2	a2	b1

Циановодород в этих условиях проявляет свойства сильной кислоты.

Протолитическая теория кислот и оснований является более широким обобщением, чем ионная теория и теория сольвосистем. В то же время этой теории присущи и некоторые ограничения: в рамках рассматриваемой теории к кислотам могут быть отнесены лишь протонсодержащие соединения.

Электронная теория кислот и оснований (Г. Льюис, 1926 г.). Согласно электронной теории кислотно-основное взаимодействие сводится к образованию между кислотой и ос-

118

нованием ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму. В рамках данной тео-

рии: Кислота - это соединение, которое в кислотно-основном взаимодействии является акцептором электронной пары. Основания - это соединения, которые в кислотноосновном взаимодействии являются донором электронной пары.

Взаимодействие кислоты и основания по электронной теории сопровождается образованием солеподобного соединения, называемого аддуктом. Многие аддукты устойчивы и могут быть выделены как индивидуальные соединения, некоторые - существуют только в растворах.

Электронная теория позволяет распространить представления о кислотно-основном взаимодействии на очень широкий круг соединений и химических реакций. Ниже приведены важнейшие группы кислот Льюиса и примеры кислотно-основных реакций с их участием.

1. Протон Н+:

		Н+	+ ОН- = НОН
		кислота	основание	аддукт
2. Катионы - центральные атомы в комплексах (Ag+, Cu2+, Al3+ и др.):
Cu2+	+ 4NH3 = [Cu(NH3)4]2+;			Al3+	+ 6F- =	[AlF6]3-;
кислота	основание	аддукт		кислота	основание	аддукт

3. Галогениды и псевдогалогениды, в которых не реализовано высшее значение координационного числа (SnCl4, BF3, Hg(CN)2 и др.):

SnCl4	+ 2Cl-	= [SnCl6]2-;
кислота	основание		аддукт
BF3	+ F-	= [BF4]-;
кислота	основание		аддукт
Hg(CN)2	+ 2CN-	= [Hg(CN)4]2-
кислота	основание		аддукт

4. Оксиды с двойными и тройными связями, у которых атом с наименьшей электроотрицательностью может быть акцептором (CO2, SO2, SO3 и др.):

SO3 + H2O = H2SO4

кислота основание аддукт

5. Амфотерные гидроксиды при взаимодействии с сильными основаниями (Al(OH)3, Sn(OH)2, Cr(OH)3 и др.):

Al(OH)3 + 3OH- [Al(OH)6]3-

кислота

основание

аддукт

В качестве оснований Льюиса могут выступать как молекулы с неподеленными парами на гибридных орбиталях (H2O, NH3, N2H4), так и лиганды-анионы в координационных соединениях (OH-, F-, CN-). Таким образом, электронная теория рассматривает реакции комплексообразования как кислотно-основные процессы.

Следует отметить, что кислоты Бренстеда не могут быть причислены к кислотам Льюиса, так как при протекании протолитической реакции образуются новая кислота и основание, а не аддукт. Теория Льюиса рассматривает кислоты Бренстеда как продукты нейтрализации протона основанием, т.е. как аддукты, а протолитическую реакцию как процесс вытеснения основания А- более сильным основанием В. Например, в случае реак-

ции:

NH4+ + OH- NH3 + H2O

Катион аммония NH4+ рассматривается как аддукт, образующийся при нейтрализации H+ основанием NH3, а сама реакция трактуется как процесс вытеснения основания NH3 более сильным основанием ОН-.

119

Протолитическая и электронная теории взаимно дополняют друг друга, однако при использовании их всегда необходимо указывать, какие кислоты и основания, Бренстеда или Льюиса, имеются в данный момент в виду.

7.4.Окислительно-восстановительные реакции в растворах

7.4.1.Общая характеристика окислительно-восстановительных реакций

Окислительно-восстановительными реакциями (ОВР) называются процессы, сопро-

вождающиеся изменением степени окисления элементов. Степень окисления - это фор-

мальный заряд, рассчитанный в предположении, что электроны, участвующие в образовании химических связей, полностью смещены к партнеру с большей электроотрицательностью, т.е. все химические связи рассматриваются как ионные.

При определении степени окисления элементов необходимо соблюдать ряд правил:

1.Степень окисления элемента в простом веществе равна нулю, например, Na0, O02,

S08.

2.Сумма степеней окисления элементов, входящих в состав молекулы (формульной

единицы), равна нулю, например:

H2+1S+6O-42	(+1)·2	+ (+6)	+ (-2)·4 = 0
KCl+5O+5	(+1)	+ (+5)	+ (-2)·3 = 0
3

3. Сумма степеней окисления элементов, входящих в состав иона, равна его заряду, например:

[N 5O3-2 ]1

(+5) + (-2)·3 = -1

Ряд элементов проявляет постоянную степень окисления в своих соединениях, что несколько облегчает задачу определения степеней окисления других элементов. Так, фтор во всех своих соединениях проявляет степень окисления -1, щелочные металлы +1, щелочноземельные металлы, а также магний и бериллий +2, бор и алюминий +3, кремний +4. Водород, связанный в бинарных соединениях с металлами (в гидридах), проявляет степень окисления -1, во всех остальных случаях +1. Кислород в подавляющем большинстве соединений имеет степень окисления -2, исключения составляют перекиси, например, Н2О-12 и соединения с фтором: О+12F2 и O+2F2. Атомы хлора, брома и иода проявляют в своих соединениях степень окисления -1, за исключением тех случаев, когда они связаны с кислородом или более активным галогеном, стоящим в подгруппе выше. Остальные элементы в

разных соединениях могут проявлять разную степень окисления, например: H2S-2, S+4O2, S+6O3.

Окислительно-восстановительные реакции являются сопряженным процессом, при протекании которого происходит повышение степени окисления одних и понижение сте-

пени окисления других элементов. Процесс, сопровождающийся повышением степени окисления элементов, называется процессом окисления; элемент, степень окисления которого в процессе реакции повышается, называется восстановителем. Процесс, сопровождающийся понижением степени окисления элемента, называется восстановлением; элемент, степень окисления которого понижается, называется окислителем.

Формально ОВР можно рассматривать как реакции, сопровождающиеся переносом электронов от одних атомов или ионов к другим. При таком подходе процесс, идущий с присоединением электронов является процессом восстановления окислителя. Процесс, протекающий с потерей электронов, является процессом окисления восстановителя. Например, взаимодействие олова с хлором протекает с образованием хлорида олова(IV), содержащeго полярные связи Sn-Cl со смещением электронной плотности к атомам хлора, являющегося более электроотрицательным элементом, чем олово. Соответственно степени окисления олова и хлора в простых веществах равны нулю, а в продукте взаимодействия +4 и –1. Следует отметить, что знак степени окисления записывают перед числом в отличие от знака заряда иона, который ставят после числа, например:

120