Priemerný stupeň oxidácie. Valencia a oxidačný stav - príprava na skúšku z chémie

V chémii výrazy "oxidácia" a "redukcia" znamenajú reakcie, pri ktorých atóm alebo skupina atómov stráca alebo získava elektróny. Oxidačný stav je číselná hodnota priradená jednému alebo viacerým atómom, ktorá charakterizuje počet prerozdelených elektrónov a ukazuje, ako sú tieto elektróny distribuované medzi atómami počas reakcie. Stanovenie tohto množstva môže byť jednoduchým aj pomerne zložitým postupom v závislosti od atómov a molekúl z nich pozostávajúcich. Okrem toho môžu mať atómy niektorých prvkov niekoľko oxidačných stavov. Našťastie existujú jednoduché jednoznačné pravidlá na určenie stupňa oxidácie, na sebavedomé používanie ktorých stačí poznať základy chémie a algebry.

Kroky

Časť 1

Zistite, či je predmetná látka elementárna. Oxidačný stav atómov mimo chemickej zlúčeniny je nulový. Toto pravidlo platí ako pre látky vytvorené z jednotlivých voľných atómov, tak aj pre látky, ktoré pozostávajú z dvoch alebo viacatómových molekúl jedného prvku.

• Napríklad Al(s) a Cl2 majú oxidačný stav 0, pretože oba sú v chemicky nekombinovanom elementárnom stave.
• Upozorňujeme, že alotropná forma síry S 8 alebo oktasíry sa napriek svojej atypickej štruktúre vyznačuje tiež nulovým oxidačným stavom.

1. Určte, či daná látka pozostáva z iónov. Oxidačný stav iónov sa rovná ich náboju. To platí ako pre voľné ióny, tak aj pre tie, ktoré sú súčasťou chemických zlúčenín.

   • Napríklad oxidačný stav iónu Cl je -1.
   • Oxidačný stav iónu Cl v chemickej zlúčenine NaCl je tiež -1. Pretože ión Na má podľa definície náboj +1, dospeli sme k záveru, že náboj iónu Cl je -1, a teda jeho oxidačný stav je -1.

2. Všimnite si, že kovové ióny môžu mať niekoľko oxidačných stavov. Atómy mnohých kovových prvkov môžu byť ionizované v rôznej miere. Napríklad náboj iónov kovu, ako je železo (Fe), je +2 alebo +3. Náboj kovových iónov (a stupeň ich oxidácie) možno určiť nábojmi iónov iných prvkov, s ktorými je tento kov súčasťou chemickej zlúčeniny; v texte je tento náboj označený rímskymi číslicami: napríklad železo (III) má oxidačný stav +3.

   • Ako príklad uvažujme zlúčeninu obsahujúcu ión hliníka. Celkový náboj zlúčeniny AlCl3 je nulový. Keďže vieme, že ióny Cl - majú náboj -1 a zlúčenina obsahuje 3 také ióny, pre úplnú neutralitu danej látky musí mať ión Al náboj +3. V tomto prípade je teda oxidačný stav hliníka +3.

3. Oxidačný stav kyslíka je -2 (až na niektoré výnimky). Takmer vo všetkých prípadoch majú atómy kyslíka oxidačný stav -2. Z tohto pravidla existuje niekoľko výnimiek:

   • Ak je kyslík v elementárnom stave (O 2 ), jeho oxidačný stav je 0, ako je to v prípade iných elementárnych látok.
   • Ak je zahrnutý kyslík peroxidy, jeho oxidačný stav je -1. Peroxidy sú skupinou zlúčenín obsahujúcich jednoduchú väzbu kyslík-kyslík (tj peroxidový anión O 2 -2). Napríklad v zložení molekuly H 2 O 2 (peroxid vodíka) má kyslík náboj a oxidačný stav -1.
   • V kombinácii s fluórom má kyslík oxidačný stav +2, pozri pravidlo pre fluór nižšie.

4. Vodík má až na pár výnimiek oxidačný stav +1. Rovnako ako pri kyslíku existujú aj výnimky. Oxidačný stav vodíka je spravidla +1 (pokiaľ nie je v elementárnom stave H 2). V zlúčeninách nazývaných hydridy je však oxidačný stav vodíka -1.

   • Napríklad v H20 je oxidačný stav vodíka +1, pretože atóm kyslíka má náboj -2 a na celkovú neutralitu sú potrebné dva náboje +1. V zložení hydridu sodného je však oxidačný stav vodíka už -1, keďže ión Na nesie náboj +1 a pre úplnú elektroneutralitu musí byť náboj atómu vodíka (a tým aj jeho oxidačný stav) -1.

5. Fluór vždy má oxidačný stav -1. Ako už bolo uvedené, stupeň oxidácie niektorých prvkov (kovových iónov, atómov kyslíka v peroxidoch atď.) sa môže meniť v závislosti od mnohých faktorov. Oxidačný stav fluóru je však vždy -1. Vysvetľuje to skutočnosť, že tento prvok má najvyššiu elektronegativitu - inými slovami, atómy fluóru sú najmenej ochotné rozdeliť sa s vlastnými elektrónmi a najaktívnejšie priťahovať elektróny iných ľudí. Ich náboj teda zostáva nezmenený.

6. Súčet oxidačných stavov zlúčeniny sa rovná jej náboju. Oxidačné stavy všetkých atómov, ktoré tvoria chemickú zlúčeninu, by mali celkovo poskytnúť náboj tejto zlúčeniny. Napríklad, ak je zlúčenina neutrálna, súčet oxidačných stavov všetkých jej atómov musí byť nula; ak je zlúčenina polyatómový ión s nábojom -1, súčet oxidačných stavov je -1 atď.

   • Toto je dobrá metóda kontroly - ak sa súčet oxidačných stavov nerovná celkovému náboju zlúčeniny, niekde sa mýlite.

   Časť 2

   Stanovenie oxidačného stavu bez použitia zákonov chémie

   1. Nájdite atómy, ktoré nemajú prísne pravidlá týkajúce sa oxidačného stavu. Vo vzťahu k niektorým prvkom neexistujú pevne stanovené pravidlá na zistenie stupňa oxidácie. Ak atóm nespadá pod žiadne z vyššie uvedených pravidiel a nepoznáte jeho náboj (napríklad atóm je súčasťou komplexu a jeho náboj nie je uvedený), môžete určiť oxidačný stav takéhoto atómu. atóm elimináciou. Najprv určte náboj všetkých ostatných atómov zlúčeniny a potom zo známeho celkového náboja zlúčeniny vypočítajte oxidačný stav tohto atómu.

      • Napríklad v zlúčenine Na 2 SO 4 je náboj atómu síry (S) neznámy – vieme len, že nie je nulový, keďže síra nie je v elementárnom stave. Táto zlúčenina slúži ako dobrý príklad na ilustráciu algebraickej metódy určenia oxidačného stavu.

   2. Nájdite oxidačné stavy ostatných prvkov v zlúčenine. Pomocou vyššie opísaných pravidiel určte oxidačné stavy zostávajúcich atómov zlúčeniny. Nezabudnite na výnimky z pravidla v prípade O, H a pod.

      • Pre Na2S04 pomocou našich pravidiel zistíme, že náboj (a tým aj oxidačný stav) iónu Na je +1 a pre každý z atómov kyslíka je -2.

   3. Nájdite neznámy oxidačný stav z náboja zlúčeniny. Teraz máte všetky údaje pre jednoduchý výpočet požadovaného oxidačného stavu. Napíšte rovnicu, na ľavej strane ktorej bude súčet čísla získaného v predchádzajúcom kroku výpočtu a neznámeho oxidačného stavu a na pravej strane - celkový náboj zlúčeniny. Inými slovami, (Súčet známych oxidačných stavov) + (požadovaný oxidačný stav) = (náboj zlúčeniny).

      • V našom prípade Na2S04 riešenie vyzerá takto:
        • (Súčet známych oxidačných stavov) + (požadovaný oxidačný stav) = (náboj zlúčeniny)
        • -6+S=0
        • S = 0+6
        • S = 6. V Na 2 SO 4 má síra oxidačný stav 6 .
   • V zlúčeninách sa súčet všetkých oxidačných stavov musí rovnať náboju. Napríklad, ak je zlúčenina dvojatómový ión, súčet oxidačných stavov atómov sa musí rovnať celkovému iónovému náboju.
   • Je veľmi užitočné mať možnosť používať Mendelejevovu periodickú tabuľku a vedieť, kde sa v nej nachádzajú kovové a nekovové prvky.
   • Oxidačný stav atómov v elementárnej forme je vždy nula. Oxidačný stav jedného iónu sa rovná jeho náboju. Prvky skupiny 1A periodickej tabuľky, ako je vodík, lítium, sodík, v elementárnej forme majú oxidačný stav +1; oxidačný stav kovov skupiny 2A, ako je horčík a vápnik, vo svojej elementárnej forme je +2. Kyslík a vodík, v závislosti od typu chemickej väzby, môžu mať 2 rôzne oxidačné stavy.

Formálny náboj atómu v zlúčeninách je pomocná veličina, zvyčajne sa používa pri opisoch vlastností prvkov v chémii. Tento podmienený elektrický náboj je stupňom oxidácie. Jeho hodnota sa mení v dôsledku mnohých chemických procesov. Hoci je náboj formálny, živo charakterizuje vlastnosti a správanie atómov v redoxných reakciách (ORD).

Oxidácia a redukcia

V minulosti chemici používali termín „oxidácia“ na opis interakcie kyslíka s inými prvkami. Názov reakcií pochádza z latinského názvu kyslíka – Oxygenium. Neskôr sa ukázalo, že oxidujú aj iné prvky. V tomto prípade sú obnovené - pripájajú elektróny. Každý atóm pri tvorbe molekuly mení štruktúru svojho valenčného elektrónového obalu. V tomto prípade sa objaví formálny náboj, ktorého hodnota závisí od počtu podmienene daných alebo prijatých elektrónov. Na charakterizáciu tejto hodnoty sa predtým používal anglický chemický výraz „oxidačné číslo“, čo v preklade znamená „oxidačné číslo“. Jeho použitie je založené na predpoklade, že väzbové elektróny v molekulách alebo iónoch patria atómu s vyššou elektronegativitou (EO). Schopnosť zadržiavať svoje elektróny a priťahovať ich z iných atómov je dobre vyjadrená u silných nekovov (halogény, kyslík). Silné kovy (sodík, draslík, lítium, vápnik, iné alkalické prvky a prvky alkalických zemín) majú opačné vlastnosti.

Stanovenie stupňa oxidácie

Oxidačný stav je náboj, ktorý by atóm získal, keby sa elektróny podieľajúce sa na tvorbe väzby úplne presunuli na elektronegatívnejší prvok. Existujú látky, ktoré nemajú molekulárnu štruktúru (halogenidy alkalických kovov a iné zlúčeniny). V týchto prípadoch sa oxidačný stav zhoduje s nábojom iónu. Podmienený alebo skutočný náboj ukazuje, aký proces prebehol predtým, ako atómy nadobudli svoj súčasný stav. Pozitívny oxidačný stav je celkový počet elektrónov, ktoré boli odstránené z atómov. Záporná hodnota oxidačného stavu sa rovná počtu získaných elektrónov. Zmenou oxidačného stavu chemického prvku sa posudzuje, čo sa deje s jeho atómami počas reakcie (a naopak). Farba látky určuje, aké zmeny v oxidačnom stave nastali. Zlúčeniny chrómu, železa a mnohých ďalších prvkov, v ktorých vykazujú rôzne mocenstvo, sú sfarbené odlišne.

Záporné, nulové a pozitívne hodnoty oxidačného stavu

Jednoduché látky sú tvorené chemickými prvkami s rovnakou hodnotou EO. V tomto prípade väzbové elektróny patria ku všetkým štruktúrnym časticiam rovnako. Preto v jednoduchých látkach oxidačný stav (H 0 2, O 0 2, C 0) nie je pre prvky charakteristický. Keď atómy prijímajú elektróny alebo sa všeobecný oblak posúva v ich smere, je zvykom písať náboje so znamienkom mínus. Napríklad F-1, O-2, C-4. Darovaním elektrónov získavajú atómy skutočný alebo formálny kladný náboj. V oxide OF 2 daruje atóm kyslíka každý jeden elektrón dvom atómom fluóru a je v oxidačnom stave O +2. Predpokladá sa, že v molekule alebo polyatómovom ióne, elektronegatívnejšie atómy prijímajú všetky väzbové elektróny.

Síra je prvok, ktorý vykazuje rôzne valencie a oxidačné stavy.

Chemické prvky hlavných podskupín často vykazujú nižšiu valenciu rovnú VIII. Napríklad mocnosť síry v sírovodíku a sulfidoch kovov je II. Prvok je charakterizovaný strednými a vyššími valenciami v excitovanom stave, keď sa atóm vzdáva jedného, ​​dvoch, štyroch alebo všetkých šiestich elektrónov a vykazuje valencie I, II, IV, VI. Rovnaké hodnoty, len so znamienkom mínus alebo plus, majú oxidačné stavy síry:

• v sulfide fluóru dáva jeden elektrón: -1;
• v sírovodíku najnižšia hodnota: -2;
• v prechodnom stave oxidu: +4;
• v oxide trioxide, kyseline sírovej a síranoch: +6.

Vo svojom najvyššom oxidačnom stave síra prijíma iba elektróny, v najnižšom stave vykazuje silné redukčné vlastnosti. Atómy S +4 môžu pôsobiť ako redukčné alebo oxidačné činidlá v zlúčeninách v závislosti od podmienok.

Prenos elektrónov pri chemických reakciách

Pri tvorbe kryštálov chloridu sodného daruje sodík elektróny elektronegatívnejšiemu chlóru. Oxidačné stavy prvkov sa zhodujú s nábojmi iónov: Na +1 Cl -1. Pre molekuly vytvorené socializáciou a premiestnením elektrónových párov na elektronegatívnejší atóm je použiteľný iba koncept formálneho náboja. Dá sa však predpokladať, že všetky zlúčeniny sú zložené z iónov. Potom atómy priťahovaním elektrónov získajú podmienený záporný náboj a rozdávaním získajú kladný náboj. V reakciách uveďte, koľko elektrónov je vytesnených. Napríklad v molekule oxidu uhličitého C +4 O - 2 2 index uvedený v pravom hornom rohu chemickej značky uhlíka zobrazuje počet elektrónov odstránených z atómu. Kyslík v tejto látke má oxidačný stav -2. Zodpovedajúci index s chemickým znakom O je počet pridaných elektrónov v atóme.

Ako vypočítať oxidačné stavy

Počítanie počtu elektrónov darovaných a pridaných atómami môže byť časovo náročné. Nasledujúce pravidlá uľahčujú túto úlohu:

1. V jednoduchých látkach sú oxidačné stavy nulové.
2. Súčet oxidácií všetkých atómov alebo iónov v neutrálnej látke je nula.
3. V komplexnom ióne musí súčet oxidačných stavov všetkých prvkov zodpovedať náboju celej častice.
4. Elektronegatívny atóm získa negatívny oxidačný stav, ktorý sa zapíše so znamienkom mínus.
5. Menej elektronegatívne prvky dostávajú kladné oxidačné stavy, píšu sa so znamienkom plus.
6. Kyslík vo všeobecnosti vykazuje oxidačný stav -2.
7. Pre vodík je charakteristická hodnota: +1, v hydridoch kovov sa vyskytuje: H-1.
8. Fluór je najviac elektronegatívny zo všetkých prvkov, jeho oxidačný stav je vždy -4.
9. Pre väčšinu kovov sú oxidačné čísla a valencie rovnaké.

Oxidačný stav a valencia

Väčšina zlúčenín vzniká ako výsledok redoxných procesov. Prechod alebo premiestnenie elektrónov z jedného prvku na druhý vedie k zmene ich oxidačného stavu a valencie. Tieto hodnoty sa často zhodujú. Ako synonymum pre výraz "oxidačný stav" možno použiť slovné spojenie "elektrochemická valencia". Existujú však výnimky, napríklad v amónnom ióne je dusík štvormocný. Atóm tohto prvku je zároveň v oxidačnom stave -3. V organických látkach je uhlík vždy štvormocný, ale oxidačné stavy atómu C v metáne CH 4, mravčom alkohole CH 3 OH a kyseline HCOOH majú rôzne hodnoty: -4, -2 a +2.

Redoxné reakcie

Redox zahŕňa mnohé z najdôležitejších procesov v priemysle, technológii, živej a neživej prírode: spaľovanie, koróziu, fermentáciu, vnútrobunkové dýchanie, fotosyntézu a ďalšie javy.

Pri zostavovaní rovníc OVR sa koeficienty vyberajú pomocou metódy elektronickej rovnováhy, v ktorej sa operujú tieto kategórie:

• oxidačné stavy;
• redukčné činidlo daruje elektróny a je oxidované;
• oxidačné činidlo prijíma elektróny a redukuje sa;
• počet daných elektrónov sa musí rovnať počtu pripojených.

Získavanie elektrónov atómom vedie k zníženiu jeho oxidačného stavu (redukcia). Strata jedného alebo viacerých elektrónov atómom je sprevádzaná zvýšením oxidačného čísla prvku v dôsledku reakcií. Pre OVR sa častejšie využíva prúdenie medzi iónmi silných elektrolytov vo vodných roztokoch, nie elektronická rovnováha, ale metóda polovičných reakcií.

Témy kodifikátora USE: Elektronegativita. Stupeň oxidácie a mocenstvo chemických prvkov.

Keď atómy interagujú a tvoria sa, elektróny medzi nimi sú vo väčšine prípadov rozložené nerovnomerne, pretože vlastnosti atómov sa líšia. Viac elektronegatívne atóm k sebe silnejšie priťahuje elektrónovú hustotu. Atóm, ktorý k sebe pritiahol elektrónovú hustotu, získava čiastočný záporný náboj. δ — , jej „partnerom“ je čiastočný kladný náboj δ+ . Ak rozdiel v elektronegativite atómov tvoriacich väzbu nepresahuje 1,7, nazývame väzbu kovalentná polárna . Ak rozdiel v elektronegativite tvoriacej chemickú väzbu presiahne 1,7, potom takúto väzbu nazývame iónový .

Oxidačný stav je pomocný podmienený náboj atómu prvku v zlúčenine vypočítaný z predpokladu, že všetky zlúčeniny sú zložené z iónov (všetky polárne väzby sú iónové).

Čo znamená „podmienečné obvinenie“? Jednoducho súhlasíme s tým, že veci trochu zjednodušíme: akékoľvek polárne väzby budeme považovať za úplne iónové a budeme uvažovať o tom, že elektrón úplne opustí alebo príde z jedného atómu na druhý, aj keď to tak v skutočnosti nie je. A podmienečne elektrón opustí menej elektronegatívny atóm pre viac elektronegatívny.

Napríklad, vo väzbe H-Cl veríme, že vodík podmienečne "dal" elektrón a jeho náboj sa stal +1 a chlór "prijal" elektrón a jeho náboj sa stal -1. V skutočnosti na týchto atómoch nie sú žiadne také celkové náboje.

Iste máte otázku – prečo vymýšľať niečo, čo neexistuje? Toto nie je zákerný plán chemikov, všetko je jednoduché: takýto model je veľmi pohodlný. Pri zostavovaní sú užitočné myšlienky o oxidačnom stave prvkov klasifikácia chemikálie, popis ich vlastností, formulovanie zlúčenín a nomenklatúru. Obzvlášť často sa pri práci používajú oxidačné stavy redoxné reakcie.

Oxidačné stavy sú vyššie, nižšie a medziprodukt.

Vyššie oxidačný stav sa rovná číslu skupiny so znamienkom plus.

podradný je definované ako číslo skupiny mínus 8.

A medziprodukt oxidačný stav je takmer akékoľvek celé číslo v rozsahu od najnižšieho oxidačného stavu po najvyšší.

Napríklad dusík je charakterizovaný: najvyšším oxidačným stavom je +5, najnižším 5 - 8 \u003d -3 a strednými oxidačnými stavmi sú od -3 do +5. Napríklad v hydrazíne N2H4 je oxidačný stav dusíka stredný, -2.

Najčastejšie sa oxidačný stav atómov v zložitých látkach označuje najskôr znakom, potom napríklad číslom +1, +2, -2 atď. Pokiaľ ide o náboj iónu (za predpokladu, že ión skutočne existuje v zlúčenine), najprv uveďte číslo a potom znamienko. Napríklad: Ca2+, C032-.

Na zistenie oxidačných stavov použite nasledovné predpisov :

1. Oxidačný stav atómov v jednoduché látky sa rovná nule;
2. AT neutrálne molekuly algebraický súčet oxidačných stavov je nula, pre ióny sa tento súčet rovná náboju iónu;
3. Oxidačný stav alkalických kovov (prvky I. skupiny hlavnej podskupiny) v zlúčeninách je +1, oxidačný stav kovy alkalických zemín (prvky II. skupiny hlavnej podskupiny) v zlúčeninách je +2; oxidačný stav hliník v zlúčeninách je +3;
4. Oxidačný stav vodík v zlúčeninách s kovmi (- NaH, CaH 2 atď.) sa rovná -1 ; v zlúčeninách s nekovmi () +1 ;
5. Oxidačný stav kyslík rovná sa -2 . Výnimka tvoria peroxidy- zlúčeniny obsahujúce skupinu -О-О-, kde je oxidačný stav kyslíka -1 a niektoré ďalšie zlúčeniny ( superoxidy, ozonidy, fluoridy kyslíka OF 2 atď.);
6. Oxidačný stav fluór vo všetkých zložitých látkach sa rovná -1 .

Vyššie uvedené sú situácie, keď uvažujeme o stupni oxidácie konštantný . Pre všetky ostatné chemické prvky oxidačný stav — premenlivý a závisí od poradia a typu atómov v zlúčenine.

Príklady:

Cvičenie: určiť oxidačné stavy prvkov v molekule dvojchrómanu draselného: K 2 Cr 2 O 7.

rozhodnutie: oxidačný stav draslíka je +1, oxidačný stav chrómu sa označuje ako X, oxidačný stav kyslíka -2. Súčet všetkých oxidačných stavov všetkých atómov v molekule je 0. Dostaneme rovnicu: +1*2+2*x-2*7=0. Vyriešime to, dostaneme oxidačný stav chrómu +6.

V binárnych zlúčeninách je elektronegatívny prvok charakterizovaný negatívnym oxidačným stavom, menej elektronegatívny prvok je charakterizovaný pozitívnym.

poznač si to koncept oxidačného stavu je veľmi podmienený! Oxidačný stav neukazuje skutočný náboj atómu a nemá skutočný fyzikálny význam.. Ide o zjednodušený model, ktorý efektívne funguje, keď potrebujeme napríklad vyrovnať koeficienty v rovnici chemickej reakcie alebo algoritmizovať klasifikáciu látok.

Oxidačný stav nie je valencia! Oxidačný stav a valencia sa v mnohých prípadoch nezhodujú. Napríklad valencia vodíka v jednoduchej látke H2 je I a oxidačný stav podľa pravidla 1 je 0.

Toto sú základné pravidlá, ktoré vám vo väčšine prípadov pomôžu určiť oxidačný stav atómov v zlúčeninách.

V niektorých situáciách môže byť pre vás ťažké určiť oxidačný stav atómu. Poďme sa pozrieť na niektoré z týchto situácií a ako ich vyriešiť:

1. V dvojitých (soľných) oxidoch je stupeň na atóme spravidla dva oxidačné stavy. Napríklad v oxide železa Fe 3 O 4 má železo dva oxidačné stavy: +2 a +3. Ktorý uviesť? Obaja. Pre zjednodušenie môže byť táto zlúčenina reprezentovaná ako soľ: Fe (Fe02)2. V tomto prípade tvorí zvyšok kyseliny atóm s oxidačným stavom +3. Alebo dvojitý oxid môže byť reprezentovaný takto: FeO * Fe 2 O 3.
2. V peroxozlúčeninách sa spravidla mení stupeň oxidácie atómov kyslíka spojených kovalentnými nepolárnymi väzbami. Napríklad v peroxide vodíka H 2 O 2 a peroxidoch alkalických kovov je oxidačný stav kyslíka -1, pretože jedna z väzieb je kovalentná nepolárna (H-O-O-H). Ďalším príkladom je kyselina peroxomonosírová (Caro acid) H 2 SO 5 (pozri obrázok) obsahuje dva atómy kyslíka s oxidačným stavom -1, zvyšné atómy s oxidačným stavom -2, takže nasledujúci zápis bude zrozumiteľnejší: H 2S03 (02). Známe sú aj peroxozlúčeniny chrómu - napríklad peroxid chrómu (VI) CrO (O 2) 2 alebo CrO 5 a mnohé ďalšie.
3. Ďalším príkladom zlúčenín s nejednoznačnými oxidačnými stavmi sú superoxidy (NaO 2) a soli podobné ozonidy KO 3 . V tomto prípade je vhodnejšie hovoriť o molekulovom ióne O 2 s nábojom -1 a O 3 s nábojom -1. Štruktúru takýchto častíc opisujú niektoré modely, ktoré sa vyučujú v ruských osnovách v prvých kurzoch chemických univerzít: MO LCAO, metóda superpozície valenčných schém atď.
4. V organických zlúčeninách nie je koncept oxidačného stavu veľmi vhodný na použitie, pretože medzi atómami uhlíka je veľké množstvo kovalentných nepolárnych väzieb. Ak však nakreslíte štruktúrny vzorec molekuly, oxidačný stav každého atómu možno určiť aj typom a počtom atómov, s ktorými je tento atóm priamo viazaný. Napríklad pre primárne atómy uhlíka v uhľovodíkoch je oxidačný stav -3, pre sekundárny -2, pre terciárne atómy -1, pre kvartérne - 0.

Precvičme si určovanie oxidačného stavu atómov v organických zlúčeninách. Aby ste to dosiahli, musíte nakresliť úplný štruktúrny vzorec atómu a vybrať atóm uhlíka s jeho bezprostredným prostredím - atómy, s ktorými je priamo spojený.

• Na zjednodušenie výpočtov môžete použiť tabuľku rozpustnosti - sú tam uvedené náboje najbežnejších iónov. Vo väčšine ruských chemických skúšok (USE, GIA, DVI) je povolené použitie tabuľky rozpustnosti. Ide o hotový cheat sheet, ktorý v mnohých prípadoch dokáže ušetriť veľa času.
• Pri výpočte oxidačného stavu prvkov v zložitých látkach uvádzame najskôr oxidačné stavy prvkov, ktoré určite poznáme (prvky s konštantným oxidačným stavom) a oxidačný stav prvkov s premenlivým oxidačným stavom označujeme x. Súčet všetkých nábojov všetkých častíc sa rovná nule v molekule alebo sa rovná náboju iónu v ióne. Z týchto údajov je ľahké vytvoriť a vyriešiť rovnicu.

Elektronegativita, podobne ako iné vlastnosti atómov chemických prvkov, sa periodicky mení so zvyšovaním poradového čísla prvku:

Vyššie uvedený graf ukazuje periodicitu zmeny elektronegativity prvkov hlavných podskupín v závislosti od poradového čísla prvku.

Pri pohybe nadol po podskupine periodickej tabuľky elektronegativita chemických prvkov klesá, pri pohybe doprava pozdĺž periódy sa zvyšuje.

Elektronegativita odráža nemetalitu prvkov: čím vyššia je hodnota elektronegativity, tým viac nekovových vlastností je vyjadrených v prvku.

Oxidačný stav

Ako vypočítať oxidačný stav prvku v zlúčenine?

1) Oxidačný stav chemických prvkov v jednoduchých látkach je vždy nulový.

2) Existujú prvky, ktoré vykazujú konštantný oxidačný stav v komplexných látkach:

3) Existujú chemické prvky, ktoré vykazujú konštantný oxidačný stav v prevažnej väčšine zlúčenín. Tieto prvky zahŕňajú:

4) Algebraický súčet oxidačných stavov všetkých atómov v molekule je vždy nula. Algebraický súčet oxidačných stavov všetkých atómov v ióne sa rovná náboju iónu.

5) Najvyšší (maximálny) oxidačný stav sa rovná číslu skupiny. Výnimky, ktoré nespadajú pod toto pravidlo, sú prvky sekundárnej podskupiny skupiny I, prvky sekundárnej podskupiny skupiny VIII, ako aj kyslík a fluór.

Chemické prvky, ktorých číslo skupiny sa nezhoduje s ich najvyšším oxidačným stavom (povinné zapamätať si)

6) Najnižší oxidačný stav kovov je vždy nula a najnižší oxidačný stav nekovov sa vypočíta podľa vzorca:

najnižší oxidačný stav nekovu = číslo skupiny - 8

Na základe vyššie uvedených pravidiel je možné stanoviť stupeň oxidácie chemického prvku v akejkoľvek látke.

Zisťovanie oxidačných stavov prvkov v rôznych zlúčeninách

Príklad 1

Určte oxidačné stavy všetkých prvkov v kyseline sírovej.

rozhodnutie:

Napíšme vzorec pre kyselinu sírovú:

Oxidačný stav vodíka vo všetkých komplexných látkach je +1 (okrem hydridov kovov).

Oxidačný stav kyslíka vo všetkých zložitých látkach je -2 (okrem peroxidov a fluoridu kyslíka OF 2). Zoraďme známe oxidačné stavy:

Označme oxidačný stav síry ako X:

Molekula kyseliny sírovej, podobne ako molekula akejkoľvek látky, je vo všeobecnosti elektricky neutrálna, pretože. súčet oxidačných stavov všetkých atómov v molekule je nula. Schematicky to možno znázorniť takto:

Tie. dostali sme nasledujúcu rovnicu:

Poďme to vyriešiť:

Oxidačný stav síry v kyseline sírovej je teda +6.

Príklad 2

Určte oxidačný stav všetkých prvkov v dichrómane amónnom.

rozhodnutie:

Napíšme vzorec dvojchrómanu amónneho:

Rovnako ako v predchádzajúcom prípade môžeme usporiadať oxidačné stavy vodíka a kyslíka:

Vidíme však, že oxidačné stavy dvoch chemických prvkov naraz, dusíka a chrómu, nie sú známe. Preto nemôžeme nájsť oxidačné stavy rovnakým spôsobom ako v predchádzajúcom príklade (jedna rovnica s dvoma premennými nemá jednoznačné riešenie).

Venujme pozornosť skutočnosti, že uvedená látka patrí do triedy solí, a preto má iónovú štruktúru. Potom môžeme právom povedať, že zloženie dvojchrómanu amónneho zahŕňa katióny NH 4 + (náboj tohto katiónu je možné vidieť v tabuľke rozpustnosti). Preto, keďže v jednotke vzorca dvojchrómanu amónneho sú dva kladne nabité katióny NH4+, náboj dvojchrómanu je -2, pretože látka ako celok je elektricky neutrálna. Tie. látka je tvorená katiónmi NH 4 + a aniónmi Cr 2 O 7 2-.

Poznáme oxidačné stavy vodíka a kyslíka. Vedieť, že súčet oxidačných stavov atómov všetkých prvkov v ióne sa rovná náboju, a oxidačné stavy dusíka a chrómu označovať ako X a r podľa toho môžeme napísať:

Tie. dostaneme dve nezávislé rovnice:

Riešenie, ktoré nájdeme X a r:

V dichrómane amónnom sú teda oxidačné stavy dusíka -3, vodík +1, chróm +6 a kyslík -2.

Ako určiť oxidačný stav prvkov v organických látkach možno prečítať.

Valence

Valencia atómov je označená rímskymi číslicami: I, II, III atď.

Valenčné možnosti atómu závisia od množstva:

1) nepárové elektróny

2) nezdieľané elektrónové páry v orbitáloch valenčných hladín

3) prázdne elektrónové orbitály valenčnej hladiny

Valenčné možnosti atómu vodíka

Znázornime elektronický grafický vzorec atómu vodíka:

Hovorilo sa, že valenčné možnosti môžu ovplyvniť tri faktory – prítomnosť nespárovaných elektrónov, prítomnosť nezdieľaných elektrónových párov na vonkajšej úrovni a prítomnosť voľných (prázdnych) orbitálov vonkajšej úrovne. Vo vonkajšej (a jedinej) energetickej hladine vidíme jeden nepárový elektrón. Na základe toho môže mať vodík presne valenciu rovnajúcu sa I. Avšak na prvej energetickej úrovni existuje iba jedna podúroveň - s, tie. atóm vodíka na vonkajšej úrovni nemá ani nezdieľané elektrónové páry, ani prázdne orbitály.

Jediná valencia, ktorú môže atóm vodíka vykazovať, je teda I.

Valenčné možnosti atómu uhlíka

Zvážte elektrónovú štruktúru atómu uhlíka. V základnom stave je elektronická konfigurácia jeho vonkajšej úrovne nasledovná:

Tie. V základnom stave obsahuje vonkajšia energetická hladina nevybudeného atómu uhlíka 2 nepárové elektróny. V tomto stave môže vykazovať valenciu rovnajúcu sa II. Atóm uhlíka však veľmi ľahko prechádza do excitovaného stavu, keď je mu odovzdaná energia a elektronická konfigurácia vonkajšej vrstvy má v tomto prípade podobu:

Aj keď sa v procese excitácie atómu uhlíka vynakladá určitá energia, tento výdaj je viac než kompenzovaný vytvorením štyroch kovalentných väzieb. Z tohto dôvodu je valencia IV oveľa charakteristickejšia pre atóm uhlíka. Takže napríklad uhlík má valenciu IV v molekulách oxidu uhličitého, kyseliny uhličitej a úplne všetkých organických látok.

Okrem nepárových elektrónov a osamelých elektrónových párov ovplyvňuje valenčné možnosti aj prítomnosť voľných () orbitálov valenčnej hladiny. Prítomnosť takýchto orbitálov v naplnenej hladine vedie k tomu, že atóm môže pôsobiť ako akceptor elektrónového páru, t.j. vytvárajú ďalšie kovalentné väzby mechanizmom donor-akceptor. Takže napríklad v rozpore s očakávaniami v molekule oxidu uhoľnatého CO nie je väzba dvojitá, ale trojitá, čo je jasne znázornené na nasledujúcom obrázku:

Valenčné možnosti atómu dusíka

Zapíšme si elektrónový vzorec vonkajšej energetickej hladiny atómu dusíka:

Ako je možné vidieť na obrázku vyššie, atóm dusíka má vo svojom normálnom stave 3 nepárové elektróny, a preto je logické predpokladať, že môže vykazovať valenciu rovnajúcu sa III. V skutočnosti sa v molekulách amoniaku (NH 3), kyseliny dusnej (HNO 2), chloridu dusitého (NCl 3) atď.

Vyššie bolo povedané, že valencia atómu chemického prvku závisí nielen od počtu nespárovaných elektrónov, ale aj od prítomnosti nezdieľaných elektrónových párov. Je to spôsobené tým, že kovalentná chemická väzba môže vzniknúť nielen vtedy, keď si dva atómy navzájom poskytnú jeden elektrón, ale aj vtedy, keď ho jeden atóm, ktorý má nezdieľaný pár elektrónov - donor () poskytne inému atómu s voľným () orbitálna valenčná hladina (akceptor). Tie. pre atóm dusíka je valencia IV tiež možná vďaka ďalšej kovalentnej väzbe vytvorenej mechanizmom donor-akceptor. Napríklad pri tvorbe amónneho katiónu sa pozorujú štyri kovalentné väzby, z ktorých jedna je tvorená donorovo-akceptorovým mechanizmom:

Napriek tomu, že jedna z kovalentných väzieb je tvorená donorovo-akceptorovým mechanizmom, všetky N-H väzby v amónnom katióne sú absolútne identické a navzájom sa nelíšia.

Valencia rovnajúca sa V, atóm dusíka nie je schopný ukázať. Je to spôsobené tým, že prechod do excitovaného stavu je nemožný pre atóm dusíka, v ktorom dochádza k párovaniu dvoch elektrónov s prechodom jedného z nich na voľný orbitál, ktorý je energeticky najbližší. Atóm dusíka nemá č d-podúroveň, a prechod na 3s-orbitál je energeticky taký nákladný, že náklady na energiu nepokryje tvorba nových väzieb. Mnohí sa možno pýtajú, aká je potom mocnosť dusíka napríklad v molekulách kyseliny dusičnej HNO 3 alebo oxidu dusnatého N 2 O 5? Napodiv, valencia je tiež IV, ako je možné vidieť z nasledujúcich štruktúrnych vzorcov:

Bodkovaná čiara na obrázku znázorňuje tzv delokalizované π -spojenie. Z tohto dôvodu sa NO terminálne väzby môžu nazývať "jeden a pol". Podobné jeden a pol väzby sa nachádzajú aj v molekule ozónu O 3, benzéne C 6 H 6 atď.

Valenčné možnosti fosforu

Znázornime elektrónový vzorec úrovne vonkajšej energie atómu fosforu:

Ako vidíme, štruktúra vonkajšej vrstvy atómu fosforu v základnom stave a atómu dusíka je rovnaká, a preto je logické očakávať pre atóm fosforu, ako aj pre atóm dusíka, že možné valencie sa rovnajú až I, II, III a IV, čo sa v praxi dodržiava.

Na rozdiel od dusíka má však aj atóm fosforu d-podúroveň s 5 voľnými orbitálmi.

V tomto ohľade je schopný prejsť do excitovaného stavu, naparovať elektróny 3 s- orbitály:

Je teda možná valencia V pre atóm fosforu, ktorý je pre dusík neprístupný. Takže napríklad atóm fosforu má v molekulách takých zlúčenín, ako je kyselina fosforečná, halogenidy fosforu (V), oxid fosforečný (V) atď.

Valenčné možnosti atómu kyslíka

Elektrón-grafický vzorec úrovne vonkajšej energie atómu kyslíka má tvar:

Vidíme dva nepárové elektróny na 2. úrovni, a preto je pre kyslík možná valencia II. Treba poznamenať, že táto valencia atómu kyslíka sa pozoruje takmer vo všetkých zlúčeninách. Vyššie, pri zvažovaní valenčných možností atómu uhlíka sme diskutovali o tvorbe molekuly oxidu uhoľnatého. Väzba v molekule CO je trojitá, preto je tam kyslík trojmocný (kyslík je donorom elektrónového páru).

Vzhľadom na to, že atóm kyslíka nemá vonkajšiu úroveň d-podúrovne, deparácia elektrónov s a p- orbitály je nemožné, a preto sú valenčné schopnosti atómu kyslíka obmedzené v porovnaní s inými prvkami jeho podskupiny, napríklad sírou.

Valenčné možnosti atómu síry

Vonkajšia energetická hladina atómu síry v neexcitovanom stave:

Atóm síry, podobne ako atóm kyslíka, má vo svojom normálnom stave dva nepárové elektróny, takže môžeme konštatovať, že pre síru je možná dvojmocnosť. V skutočnosti má síra valenciu II, napríklad v molekule sírovodíka H2S.

Ako vidíme, atóm síry na vonkajšej úrovni má d podúrovni s prázdnymi orbitálmi. Z tohto dôvodu je atóm síry schopný rozširovať svoje valenčné schopnosti, na rozdiel od kyslíka, vďaka prechodu do excitovaných stavov. Takže pri zrušení párovania osamelého elektrónového páru 3 p- podúroveň, atóm síry nadobúda elektrónovú konfiguráciu vonkajšej úrovne nasledujúcej formy:

V tomto stave má atóm síry 4 nepárové elektróny, čo nám hovorí o možnosti, že atómy síry vykazujú valenciu rovnú IV. V skutočnosti má síra valenciu IV v molekulách SO 2, SF 4, SOCl 2 atď.

Pri zrušení párovania druhého osamelého elektrónového páru umiestneného na 3 s- podúroveň, úroveň vonkajšej energie nadobúda nasledujúcu konfiguráciu:

V takomto stave je už možný prejav valencie VI. Príkladom zlúčenín s VI-valentnou sírou sú S03, H2S04, S02Cl2 atď.

Podobne môžeme uvažovať o valenčných možnostiach iných chemických prvkov.