Расчет степени окисления
Резюме
1. Формирование кадрового состава - одна из наиболее существенных областей работы менеджера по персоналу.
2. Для того чтобы обеспечить организацию необходимым кадровым ресурсом, важно разработать адекватную задачам ситуацию во внешней среде и технологию деятельности, структуру фирмы; рассчитать потребность в персонале.
3. Для разработки программ найма необходимо провести анализ кадровой ситуации в регионе, разработать процедуры привлечения и оценки кандидатов, провести адаптационные мероприятия по включению новых сотрудников в организацию.
Контрольные вопросы
- Какие группы факторов необходимо учесть при создании организационной структуры?
- Какие этапы проектирования организации могут быть выделены?
- Объясните понятие “качественная оценка потребности в персонале”.
- Охарактеризуйте понятие “дополнительная потребность в персонале”.
- С какой целью проводится анализ кадровой ситуации в регионе?
- С какой целью проводится анализ деятельности?
- Какие стадии анализа деятельности можно выделить?
- Объясните, что представляет собой профессиограмма?
- Какие факторы внешней среды влияют на процесс набора кандидатов?
- Охарактеризуйте источники внутреннего и внешнего найма.
- Как оценить качество набора?
- Какие методы используются при оценке кандидатов?
- Какие парадигмы конкурсного набора вы знаете?
- Назовите этапы адаптации сотрудника в организации.
Для вычисления степени окисления элемента следует учитывать следующие положения:
1. Степени окисления атомов в простых веществах равны нулю (Na 0 ; H 2 0).
2. Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов, входящих в состав молекулы, всегда равна нулю, а в сложном ионе эта сумма равна заряду иона.
3. Постоянную степень окисления имеют атомы: щелочных металлов (+1), щелочноземельных металлов (+2), водорода (+1) (кроме гидридов NaH, CaH 2 и др., где степень окисления водорода -1), кислорода (-2) (кроме F 2 -1 O +2 и пероксидов, содержащих группу–O–O–, в которой степень окисления кислорода -1).
4. Для элементов положительная степень окисления не может превышать величину, равную номеру группы периодической системы.
Примеры:
V 2 +5 O 5 -2 ; Na 2 +1 B 4 +3 O 7 -2 ; K +1 Cl +7 O 4 -2 ; N -3 H 3 +1 ; K 2 +1 H +1 P +5 O 4 -2 ; Na 2 +1 Cr 2 +6 O 7 -2
Существует два типа химических реакций:
A Реакции, в которых не изменяется степень окисления элементов:
Реакции присоединения
SO 2 + Na 2 O Na 2 SO 3
Реакции разложения
Cu(OH) 2 – t CuO + H 2 O
Реакции обмена
AgNO 3 + KCl AgCl + KNO 3
NaOH + HNO 3 NaNO 3 + H 2 O
B Реакции, в которых происходит изменение степеней окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих соединений:
2Mg 0 + O 2 0 2Mg +2 O -2
2KCl +5 O 3 -2 – t 2KCl -1 + 3O 2 0
2KI -1 + Cl 2 0 2KCl -1 + I 2 0
Mn +4 O 2 + 4HCl -1 Mn +2 Cl 2 + Cl 2 0 + 2H 2 O
Такие реакции называются окислительно - восстановительными.
Классификацию химических реакций в неорганической и органической химии осуществляют на основании различных классифицирующих признаков, сведения о которых приведены в таблице ниже.
По изменению степени окисления элементов
Первый признак классификации — по изменению степени окисления элементов, образующих реагенты и продукты.
а) окислительно-восстановительные
б) без изменения степени окисления
Окислительно-восстановительными
называют реакции, сопровождающиеся изменением степеней окисления химических элементов, входящих в состав реагентов. К окислительно-восстановительным в неорганической химии относятся все реакции замещения и те реакции разложения и соединения, в которых участвует хотя бы одно простое вещество. К реакциям, идущим без изменения степеней окисления элементов, образующих реагенты и продукты реакции, относятся все реакции обмена.
По числу и составу реагентов и продуктов
Химические реакции классифицируются по характеру процесса, т.е по числу и составу реагентов и продуктов.
Реакциями соединения
называют химические реакции, в результате которых сложные молекулы получаются из нескольких более простых, например:
4Li + O 2 = 2Li 2 O
Реакциями разложения
называют химические реакции, в результате которых простые молекулы получаются из более сложных, например:
CaCO 3 = CaO + CO 2
Реакции разложения можно рассматривать как процессы, обратные соединению.
Реакциями замещения
называют химические реакции, в результате которых атом или группа атомов в молекуле вещества замещается на другой атом или группу атомов, например:
Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2
Их отличительный признак - взаимодействие простого вещества со сложным. Такие реакции есть и в органической химии.
Однако понятие «замещение» в органике шире, чем в неорганической химии. Если в молекуле исходного вещества какой-либо атом или функциональная группа заменяются на другой атом или группу, это тоже реакции замещения, хотя с точки зрения неорганической химии процесс выглядит как реакция обмена.
— обмена (в том числе и нейтрализации).
Реакциями обмена
называют химические реакции, протекающие без изменения степеней окисления элементов и приводящие к обмену составных частей реагентов, например:
AgNO 3 + KBr = AgBr + KNO 3
По возможности протекать в обратном направлении
По возможности протекать в обратном направлении – обратимые и необратимые.
Обратимыми называют химические реакции, протекающие при данной температуре одновременно в двух противоположных направлениях с соизмеримыми скоростями. При записи уравнений таких реакций знак равенства заменяют противоположно направленными стрелками. Простейшим примером обратимой реакции является синтез аммиака взаимодействием азота и водорода:
N 2 +3H 2 ↔2NH 3
Необратимыми называют реакции, протекающие только в прямом направлении, в результате которых образуются продукты, не взаимодействующие между собой. К необратимым относят химические реакции, в результате которых образуются малодиссоциированные соединения, происходит выделение большого количества энергии, а также те, в которых конечные продукты уходят из сферы реакции в газообразном виде или в виде осадка, например:
HCl + NaOH = NaCl + H2O
2Ca + O 2 = 2CaO
BaBr 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2NaBr
По тепловому эффекту
Экзотермическими называют химические реакции, идущие с выделением теплоты. Условное обозначение изменения энтальпии (теплосодержания) ΔH, а теплового эффекта реакции Q. Для экзотермических реакций Q > 0, а ΔH < 0.
Эндотермическими называют химические реакции, идущие с поглощением теплоты. Для эндотермических реакций Q < 0, а ΔH > 0.
Реакции соединения как правило будут реакциями экзотермическими, а реакции разложения - эндотермическими. Редкое исключение - реакция азота с кислородом - эндотермическая:
N2 + О2 → 2NO – Q
По фазе
Гомогенными называют реакции, протекающие в однородной среде (однородные вещества, в одной фазе, например г-г, реакции в растворах).
Гетерогенными называют реакции, протекающие в неоднородной среде, на поверхности соприкосновения реагирующих веществ, находящихся в разных фазах, например, твердой и газообразной, жидкой и газообразной, в двух несмешивающихся жидкостях.
По использованию катализатора
Катализатор – вещество ускоряющее химическую реакцию.
Каталитические реакции протекают только в присутствии катализатора (в том числе и ферментативные).
Некаталитические реакции идут в отсутствие катализатора.
По типу разрыва связей
По типу разрыва химической связи в исходной молекуле различают гомолитические и гетеролитические реакции.
Гомолитическими называются реакции, при которых в результате разрыва связей образуются частицы, имеющие неспаренный электрон - свободные радикалы.
Гетеролитическими называют реакции, протекающие через образование ионных частиц - катионов и анионов.
- гомолитические (равный разрыв, каждый атом по 1 электрону получает)
- гетеролитический (неравный разрыв – одному достается пара электронов)
Радикальными (цепными) называют химические реакции с участием радикалов, например:
CH 4 + Cl 2 hv →CH 3 Cl + HCl
Ионными называют химические реакции, протекающие с участием ионов, например:
KCl + AgNO 3 = KNO 3 + AgCl↓
Электрофильными называют гетеролитические реакции органических соединений с электрофилами - частицами, несущими целый или дробный положительный заряд. Они подразделяются на реакции электрофильного замещения и электрофильного присоединения, например:
C 6 H 6 + Cl 2 FeCl3 → C 6 H 5 Cl + HCl
H 2 C =CH 2 + Br 2 → BrCH 2 –CH 2 Br
Нуклеофильными называют гетеролитические реакции органических соединений с нуклеофилами - частицами, несущими целый или дробный отрицательный заряд. Они подразделяются на реакции нуклеофильного замещения и нуклеофильного присоединения, например:
CH 3 Br + NaOH → CH 3 OH + NaBr
CH 3 C(O)H + C 2 H 5 OH → CH 3 CH(OC 2 H 5) 2 + H 2 O
Классификация органических реакций
Классификация органических реакций приведена в таблице:
По признаку изменения степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, химические реакции подразделяются на два типа.
1) Реакции, протекающие без изменения степеней окисления атомов.
Например:
2+4-2 t +2 -2 +4 -2
CaCO 3 = CaO + CO 2
В этой реакции степень окисления каждого из атомов осталась без изменения.
2) Реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов.
Например:
0 +2 -1 0 +2 -1
Zn + CuCl 2 = Cu + ZnCl 2
В этой реакции степени окисления атомов цинка и меди изменились.
Окислительно-восстановительные реакции – наиболее распространенные химические реакции.
На практике окислительно-восстановительная реакция – это присоединение или отдача электронов. Одни атомы (ионы, молекулы) отдают другим или принимают от них электроны.
Окисление.
Процесс отдачи электронов атомом, ионом или молекулой называется окислением .
При отдаче электронов степень окисления атома повышается.
Вещество, чьи атомы, ионы или молекулы отдают электроны, называется восстановителем .
В нашем примере атомы в степени окисления 0 перешли в атомы со степенью окисления +2. То есть произошел процесс окисления. При этом атом цинка, отдавший два электрона, является восстановителем (он повысил степень окисления с 0 до +2).
Процесс окисления записывают электронным уравнением, в котором указывают изменение степени окисления атомов и число электронов, отданных восстановителем.
Например:
0 +2 0
Zn – 2e – = Zn (окисление, Zn – восстановитель).
Восстановление.
Процесс присоединения электронов называют восстановлением .
При присоединении электронов степень окисления атома понижается.
Вещество, чьи атомы, ионы или молекулы присоединяют электроны, называют окислителем .
В нашем примере переход атомов меди со степенью окисления +2 в атомы со степенью окисления 0 является процессом восстановления. При этом атом меди со степенью окисления +2, принимая два электрона, понижает степень окисления от +2 до 0 и является окислителем.
Процесс окисления тоже записывают электронным уравнением:
2 0 0
Cu + 2e – = Cu (восстановление, Cu – окислитель).
Процесс восстановления и процесс окисления нераздельны и протекают одновременно.
0 +2 0 +2
Zn + CuCl 2 = Cu + ZnCl 2
восстановитель окислитель
окисляется восстанавливается
По этому признаку различают окислительно-восстановительные реакции и реакции, протекающие без изменения степеней окисления химических элементов.
К ним относится множество реакций, в том числе все реакции замещения, а также те реакции соединения и разложения, в которых участвует хотя бы одно простое вещество, например:
Как вы помните, коэффициенты в сложных окислительно-восстановительных реакциях расставляют, используя метод электронного баланса:
В органической химии ярким примером окислительно-восстановительных реакций могут служить свойства альдегидов.
1. Они восстанавливаются в соответствующие спирты:
2. Альдегиды окисляются в соответствующие кислоты:
Сущность всех приведенных выше примеров окислительно-восстановительных реакций была представлена с помощью хорошо известного вам метода электронного баланса. Он основан на сравнении степеней окисления атомов в реагентах и продуктах реакции и на балансировании числа электронов в процессах окисления и восстановления. Этот метод применяют для составления уравнений реакций, протекающих в любых фазах. Этим он универсален и удобен. Но в то же время он имеет серьезный недостаток - при выражении сущности окислительно-восстановительных реакций, протекающих в растворах, указываются частицы, которые реально не существуют.
В этом случае удобнее использовать другой метод - метод полуреакций. Он основан на составлении ионноэлектронных уравнений для процессов окисления и восстановления с учетом реально существующих частиц и последующем суммировании их в общее уравнение. В этом методе не используют понятие «степень окисления», а продукты определяются при выводе уравнения реакции.
Продемонстрируем этот метод на примере: составим уравнение окислительно-восстановительной реакции цинка с концентрированной азотной кислотой.
1. Записываем ионную схему процесса, которая включает только восстановитель и продукт его окисления, окислитель и продукт его восстановления:
2. Составляем ионно-электронное уравнение процесса окисления (это 1-я полуреакция):
3. Составляем ионно-электронное уравнение процесса восстановления (это 2-я полуреакция):
Обратите внимание: электронно-ионные уравнения составляются в соответствии с законом сохранения массы и заряда.
4. Записываем уравнения полуреакций так, чтобы число электронов между восстановителем и окислителем было сбалансированно:
5. Суммируем почленно уравнения полуреакций. Составляем общее ионное уравнение реакции:
Проверяем правильность составления уравнения реакции в ионном виде:
- Соблюдение равенства по числу атомов элементов и по числу зарядов
- Число атомов элементов должно быть равно в левой и правой частях ионного уравнения реакции.
- Общий заряд частиц в левой и правой частях ионного уравнения должен быть одинаков.
6. Записываем уравнение в молекулярной форме. Для этого добавляем к ионам, входящим в ионное уравнение, необходимое число ионов противоположного заряда:
Реакции, идущие без изменения степеней окисления химических элементов . К ним, например, относятся все реакции ионного обмена, а также многие реакции соединения, например:
многие реакции разложения:
реакции этерификации:
Существует два типа химических реакций:
A Реакции, в которых не изменяется степень окисления элементов:
Реакции присоединения
SO 2 + Na 2 O = Na 2 SO 3
Реакции разложения
Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O
Реакции обмена
AgNO 3 + KCl = AgCl + KNO 3
NaOH + HNO 3 = NaNO 3 + H 2 O
B Реакции, в которых происходит изменение степеней окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих соединений и передача электронов от одних соединений к другим:
2Mg 0 + O 2 0 = 2Mg +2 O -2
2KI -1 + Cl 2 0 = 2KCl -1 + I 2 0
Mn +4 O 2 + 4HCl -1 = Mn +2 Cl 2 + Cl 2 0 + 2H 2 O
Такие реакции называются окислительно - восстановительными.
Степень окисления - это условный заряд атома в молекуле, вычисленный в предположении, что молекула состоит из ионов и в целом электронейтральна.
Наиболее электроотрицательные элементы в соединении имеют отрицательные степени окисления, а атомы элементов с меньшей электроотрицательностью - положительные.
Степень окисления - формальное понятие; в ряде случаев степень окисления не совпадает с валентностью.
Например :
N 2 H 4 (гидразин)
степень окисления азота – -2; валентность азота – 3.
Расчет степени окисления
Для вычисления степени окисления элемента следует учитывать следующие положения:
1. Степени окисления атомов в простых веществах равны нулю (Na 0 ; H 2 0).
2. Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов, входящих в состав молекулы, всегда равна нулю, а в сложном ионе эта сумма равна заряду иона.
3. Постоянную степень окисления в соединениях с атомами других элементов имеют атомы: щелочных металлов (+1), щелочноземельных металлов (+2), фтора
(-1), водорода (+1) (кроме гидридов металлов Na + H - , Ca 2+ H 2 - и др., где степень окисления водорода -1), кислорода (-2) (кроме F 2 -1 O +2 и пероксидов, содержащих группу –O–O–, в которой степень окисления кислорода -1).
4. Для элементов положительная степень окисления не может превышать величину, равную номеру группы периодической системы.
Примеры :
V 2 +5 O 5 -2 ; Na 2 +1 B 4 +3 O 7 -2 ; K +1 Cl +7 O 4 -2 ; N -3 H 3 +1 ; K 2 +1 H +1 P +5 O 4 -2 ; Na 2 +1 Cr 2 +6 O 7 -2
Окисление, восстановление
В окислительно-восстановительных реакциях электроны от одних атомов, молекул или ионов переходят к другим. Процесс отдачи электронов - окисление. При окислении степень окисления повышается:
H 2 0 - 2ē = 2H + + 1/2О 2
S -2 - 2ē = S 0
Al 0 - 3ē = Al +3
Fe +2 - ē = Fe +3
2Br - - 2ē = Br 2 0
Процесс присоединения электронов - восстановление: При восстановлении степень окисления понижается.
Mn +4 + 2ē = Mn +2
S 0 + 2ē = S -2
Cr +6 +3ē = Cr +3
Cl 2 0 +2ē = 2Cl -
O 2 0 + 4ē = 2O -2
Атомы, молекулы или ионы, которые в данной реакции присоединяют электроны являются окислителями, а которые отдают электроны - восстановителями.
Окислитель в процессе реакции восстанавливается, восстановитель - окисляется.
Окислительно-восстановительные свойства вещества и степени окисления входящих в него атомов
Соединения, содержащие атомы элементов с максимальной степенью окисления, могут быть только окислителями за счет этих атомов, т.к. они уже отдали все свои валентные электроны и способны только принимать электроны. Максимальная степень окисления атома элемента равна номеру группы в периодической таблице, к которой относится данный элемент. Соединения, содержащие атомы элементов с минимальной степенью окисления могут служить только восстановителями, поскольку они способны лишь отдавать электроны, потому, что внешний энергетический уровень у таких атомов завершен восемью электронами. Минимальная степень окисления у атомов металлов равна 0, для неметаллов - (n–8) (где n- номер группы в периодической системе). Соединения, содержащие атомы элементов с промежуточной степенью окисления, могут быть и окислителями и восстановителями, в зависимости от партнера, с которым взаимодействуют и от условий реакции.
Важнейшие восстановители и окислители
Восстановители
Окись углерода (II) (CO).
Сероводород (H 2 S);
оксид серы (IV) (SO 2);
сернистая кислота H 2 SO 3 и ее соли.
Галогеноводородные кислоты и их соли.
Катионы металлов в низших степенях окисления: SnCl 2 , FeCl 2 , MnSO 4 , Cr 2 (SO4) 3 .
Азотистая кислота HNO 2 ;
аммиак NH 3 ;
гидразин NH 2 NH 2 ;
оксид азота(II) (NO).
Катод при электролизе.
Окислители
Галогены.
Перманганат калия(KMnO 4);
манганат калия (K 2 MnO 4);
оксид марганца (IV) (MnO 2).
Дихромат калия (K 2 Cr 2 O 7);
хромат калия (K 2 CrO 4).
Азотная кислота (HNO 3).
Серная кислота (H 2 SO 4) конц.
Оксид меди(II) (CuO);
оксид свинца(IV) (PbO 2);
оксид серебра (Ag 2 O);
пероксид водорода (H 2 O 2).
Хлорид железа(III) (FeCl 3).
Бертоллетова соль (KClO 3).
Анод при электролизе.