Валентность и степень окисления химических элементов. Электроотрицательность, степень окисления и валентность химических элементов

Часть 1. Задание А5.

Проверяемые элементы: Электроотрицательность.Степень окисления и

валентность химических элементов.

Электроотрицательность -величина, характеризующая способность атома к поляризации ковалентных связей. Если в двухатомной молекуле А - В образующие связь электроны притягиваются к атому В сильнее, чем к атому А, то атом В считается более электроотрицательным, чем А.

Электроотрицательностью атома называется способность атома в молекуле (соединении) притягивать электроны, связывающие его с другими атомами.

Понятие электроотрицательности (ЭО) ввел Л. Полинг (США, 1932 г.). Количественная характеристика электроотрицательности атома весьма условна и не может быть выражена в единицах каких-либо физических величин, поэтому для количественного определения ЭО предложено несколько шкал. Наибольшее признание и распространение получила шкала относительных ЭО:

Значения электроотрицательности элементов по Полингу

Электpоoтрицательность χ (греч. хи) - способность атома удерживать внешние (валентные) электроны. Она определяется степенью притяжения этих электронов к положительно заряженному ядру.

Это свойство проявляется в химических связях как смещение электронов связи в сторону более электроотрицательного атома.

Электpоотрицательность атомов, участвующих в образовании химической связи, – один из главных факторов, который определяет не только ТИП, но и СВОЙСТВА этой связи, и тем самым влияет на характер взаимодействия между атомами при протекании химической реакции.

В шкале относительных электроотрицательностей элементов Л. Полинга (составленной на основе энергий связей двухатомных молекул) металлы и элементы-органогены располагаются в следующий ряд:

Элeктроотрицательность элементов подчиняется периодическому закону: она растет слева направо в периодах и снизу вверх в главных подгруппах Периодической системы элементов Д.И. Менделеева.

Электроотрицательность не является абсолютной константой элемента. Она зависит от эффективного заряда ядра атома, который может изменяться под влиянием соседних атомов или групп атомов, типа атомных орбиталей и характера их гибридизации.

Степень окисления - это условный заряд атомов химического элемента в соединении, вычисленный из предположения, что соединения состоят только из ионов.

Степени окисления могут иметь положительное, отрицательное или нулевое значение, причём знак ставится перед числом:-1, -2, +3, в отличии от заряда иона, где знак ставится после числа.

В молекулах алгебраическая сумма степеней окисления элементов с учётом числа их атомов равна 0.

Степени окисления металлов в соединениях всегда положительные,высшая степень окисления соответствует номеру группы периодической системы, где находится данный элемент (исключая некоторые элементы:золото Au+3 (I группа), Cu+2 (II), из VIII группы степень окисления +8 может быть только у осмия Os и рутения Ru.

Степени неметаллов могут быть как положительными так и отрицательными, в зависимости от того с каким атомом он соединён: если с атомом металла то всегда отрицательная, если с неметаллом-то может быть и +, и - (об этом вы узнаете при изучении ряда электроотрицательностей). Высшую отрицательную степень окисления неметаллов можно найти, вычтя из 8 номер группы, в которой находится данный элемент, высшая положительная равна числу электронов на внешнем слое (число электронов соответствует номеру группы).

Степени окисления простых веществ равны 0, независимо от того металл это или неметалл.

Таблица, где указаны постоянные степени для наиболее часто используемых элементов:

Сте́пень окисле́ния (окислительное число, формальный заряд) - вспомогательная условная величина для записи процессов окисления, восстановления и окислительно-восстановительных реакций, численная величина электрического заряда, приписываемого атому в молекуле в предположении, что электронные пары, осуществляющие связь, полностью смещены в сторону более электроотрицательных атомов.

Представления о степени окисления положены в основу классификации и номенклатуры неорганических соединений.

Степень окисления является сугубо условной величиной, не имеющей физического смысла, но характеризующей образование химической связи межатомарного взаимодействия в молекуле.

Валентность химических элементов- (от лат. valens - имеющий силу) - способность атомов химических элементов образовывать определённое число химических связей с атомами других элементов. В соединениях, образованных при помощи ионных связей, валентность атомов определяется числом присоединённых или отданных электронов. В соединениях с ковалентными связями валентность атомов определяется числом образовавшихся обобществленных электронных пар.

Постоянная валентность:

Запомнить:

Степенью окисления называют условный заряд атомов химического элемента в соединении, вычисленный из предположения, что все связи имеют ионный характер.

1. Элемент в простом веществе имеет нулевую степень окисления. (Cu, H2)

2. Сумма степеней окисления всех атомов в молекуле вещества равна нулю.

3. Все металлы имеют положительную степень окисления.

4. Бор и кремний в соединениях имеют положительные степени окисления.

5. Водород имеет в соединениях степень окисления (+1).Исключая гидриды

(соединения водорода с металлами главной подгруппы первой-второй групп, степень окисления -1, например Na + H -)

6. Кислород имеет степень окисления (-2),за исключением соединения кислорода со фтором OF2, степень окисления кислорода (+2), степень окисления фтора (-1) . И в перекисях Н 2 О 2 - степень окисления кислорода (-1);

7. Фтор имеет степень окисления (-1).

Электроотрицательность-свойство атомов НеМе притягивать к себе общие электронные пары. У электроотрицательности, такая же зависимость, что и у Неметаллических свойств: по преиоду (слева-напрво) увеличивается, по группе (сверху) ослабевает.

Самый электроотрицательный элемент Фтор, затем Кислород, Азот…и т.д….

Алгоритм выполнения задания в демонстрационном варианте:

Задание:

Aтом хлора расположен в 7 группе, поэтому может иметь максимальную степень окисления +7.

Такую степень окисления атом хлора проявляет в веществе НClO4.

Проверим это: У двух химических элементов водорода и кислорода степени окисления постоянны и равны соответственно +1 и -2. Число степеней окисления у кислорода равна (-2)·4=(-8), у водорода (+1)·1=(+1). Число положительных степеней окисления равно числу отрицательных. Следовательно (-8)+(+1)=(-7). Значит у атома хрома число положительных степеней равно 7, записываем степени окисленя над элементами. Степень окисления хлора равна +7 в соединении НClO4.

Ответ: Вариант 4. Степень окисления хлора равна +7 в соединении НClO4.

Различные формулировки задания А5:

3.Степень окисления хлора в Ca(ClO 2) 2

1) 0 2) -3 3) +3 4) +5

4.Наименьшей электроотрицательностью обладает элемент

5.Наименьшую степень окисления марганец имеет в соединении

1)MnSO 4 2)MnO 2 3)K 2 MnO 4 4)Mn 2 O 3

6.Азот проявляет степень окисления +3 в каждом из двух соединений

1)N 2 O 3 NH 3 2)NH 4 Cl N 2 O 3)HNO 2 N 2 H 4 4)NaNO 2 N 2 O 3

7.Валентность элемента равна

1)числу образуемых им σ связей

2)числу образуемых им связей

3)числу образуемых им ковалентных связей

4)степени окисления с противоположным знаком

8.Свою максимальную степень окисления азот проявляет в соединении

1)NH 4 Cl 2)NO 2 3)NH 4 NO 3 4)NOF

образовывать определённое число с атомами других элементов.

Валентность атомов фтора всегда равна I

Li, Na, K, F, H , Rb , Cs - одновалентны;

Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Cd, Zn, O , Ra - обладают валентностью, равной II;

Al, B Ga, In - трехвалентны.

Максимальная валентность для атомов данного элемента совпадает с номером группы, в которой он находится в Периодической системе. Например, для Са это II , для серы - VI , для хлора - VII . Исключений из этого правила тоже немало:

Элемент VI группы, О, имеет валентность II (в H 3 O+ - III);
- одновалентен F(вместо VII );
- двух- и трехвалентно обычно железо, элемент VIII группы;
- N может удержать возле себя только 4 атома, а не 5, как следует из номера группы;
- одно- и двухвалентна медь, расположенная в I группе.

Минимальное значение валентности для элементов, у которых она переменная, определяется по формуле: № группы в ПС - 8. Так, низшая валентность серы 8 - 6 = 2, фтора и других галогенов - (8 - 7) = 1, азота и фосфора - (8 - 5)= 3 и так далее.

В соединении сумма единиц валентности атомов одного элемента должна соответствовать суммарной валентности другого (или общее число валентностей одного химического элемента равно общему числу валентностей атомов другого химического элемента). Так, в молекуле воды Н-О-Н валентность Н равна I, таких атомов 2, значит, всего единиц валентности у водорода 2 (1×2=2). Такое же значение имеет и валентность кислорода.

При соединении металлов с неметаллами последние проявляют низшую валентность

В соединении, состоящем из атомов двух видов, элемент, расположенный на втором месте, обладает низшей валентностью. Так при соединении неметаллов между собой, низшую валентность проявляет тот элемент, который находится в ПСХЭ Менделеева правее и выше, а высшую соответственно левее и ниже.

Валентность кислотного остатка совпадает с количеством атомов Н в формуле кислоты, валентность группы OH равна I.

В соединении, образованном атомами трех элементов, тот атом, который находится в середине формулы, называют центральным. Непосредственно с ним связаны атомы О, а с кислородом образуют связи остальные атомы.

Правила определения степени окисления химических элементов.

Степень окисления - это условный заряд атомов химического элемента в соединении, вычисленный из предположения, что соединения состоят только из ионов. Степени окисления могут иметь положительное, отрицательное или нулевое значение, причём знак ставится перед числом:-1, -2, +3, в отличие от заряда иона, где знак ставится после числа.
Степени окисления металлов в соединениях всегда положительные, высшая степень окисления соответствует номеру группы периодической системы, где находится данный элемент (исключая некоторые элементы: золото Au +3 (I группа), Cu +2 (II), из VIII группы степень окисления +8 может быть только у осмия Os и рутения Ru).
Степени неметаллов могут быть как положительными так и отрицательными, в зависимости от того с каким атомом он соединён: если с атомом металла то всегда отрицательная, если с неметаллом-то может быть и +, и -. При определении степеней окисления необходимо использовать следующие правила:

Степень окисления любого элемента в простом веществе равна 0.

Сумма степеней окисления всех атомов, входящих в состав частицы (молекул, ионов и т. д.) равна заряду этой частицы.

Сумма степеней окисления всех атомов в составе нейтральной молекулы равна 0.

Если соединение образовано двумя элементами, то у элемента с большей электроотрицательностью степень окисления меньше нуля, а у элемента с меньшей электроотрицательностью – больше нуля.

Максимальная положительная степень окисления любого элемента равна номеру группы в периодической системе элементов, а минимальная отрицательная равна N– 8, где N – номер группы.

Степень окисления фтора в соединениях равна -1.

Степень окисления щелочных металлов (лития, натрия, калия, рубидия, цезия) равна +1.

Степень окисления металлов главной подгруппы II группы периодической системы (магния, кальция, стронция, бария) равна +2.

Степень окисления алюминия равна +3.

Степень окисления водорода в соединениях равна +1 (исключение – соединения с металлами NaH, CaH 2 , в этих соединениях степень окисления у водорода равна -1).

Степень окисления кислорода равна –2 (исключения – перекиси H 2 O 2 , Na 2 O 2 , BaO 2 в них степень окисления кислорода равна -1, а в соединении с фтором - +2).

В молекулах алгебраическая сумма степеней окисления элементов с учётом числа их атомов равна 0.

Пример. Определить степени окисления в соединении K 2 Cr 2 O 7 .
У двух химических элементов калия и кислорода степени окисления постоянны и равны соответственно +1 и -2. Число степеней окисления у кислорода равна (-2)·7=(-14), у калия (+1)·2=(+2). Число положительных степеней окисления равно числу отрицательных. Следовательно (-14)+(+2)=(-12). Значит у атома хрома число положительных степеней равно 12, но атомов 2, значит на один атом приходится (+12):2=(+6), записываем степени окисленя над элементами К + 2 Cr +6 2 O -2 7

Среди химических реакций, в том числе и в природе, окислительно-восстановительные реакции являются самыми распространенными. К их числу относятся, например, фотосинтез, обмен веществ, биологические процессы, а также сжигание топлива, получение металлов и многие другие реакции. Окислительно-восстановительные реакции издавна успешно использовались человечеством в различных целях, но сама электронная теория окислительно-восстановительных процессов появилась совсем недавно – в начале XX века.

Для того чтобы перейти к современной теории окисления-восстановления, необходимо ввести несколько понятий – это валентность, степень окисления и строение электронных оболочек атомов . Изучая такие разделы, как , элементов и , мы уже сталкивались с этими понятиями. Далее, рассмотрим их подробнее.

Валентность и степень окисления

Валентность – понятие сложное, которое возникло вместе с понятием химической связи и определяется, как свойство атомов присоединять или замещать определенное число атомов другого элемента, т.е. это способность атомов образовывать химические связи в соединениях. Первоначально валентность определяли по водороду (его валентность принимали равной 1) или кислороду (валентность равна 2). Позднее стали различать положительную и отрицательную валентность. Количественно, положительная валентность характеризуется количеством отданных атомом электронов, а отрицательная валентность – числом электронов, которые необходимо присоединить атому для реализации правила октета (т.е. завершения внешнего энергетического уровня). Позднее понятие валентности, стало сочетать в себе также и природу химических связей, возникающих между атомами в их соединении.

Как правило, высшая валентность элементов соответствует номеру группы в периодической системе. Но, как и во всех правилах, есть исключения: например, медь и золото находятся в первой группе периодической системы и их валентность должна быть равна номеру группы, т.е. 1, но в действительности же высшая валентность меди равна 2, а золота – 3.

Степень окисления иногда называют окислительным числом, электрохимической валентностью или состоянием окисления и является понятием условным. Так, при вычислении степени окисления предполагается допущение, что молекулу составляют только ионы, хотя большинство соединений вовсе не являются ионными. Количественно степень окисления атомов элемента в соединении определяется числом присоединенных к атому или смещенных от атома электронов. Таким образом, при отсутствии смещения электронов степень окисления будет нулевая, при смещении электронов в сторону данного атома – отрицательная, при смещении от данного атома – положительная.

Определяя степень окисления атомов необходимо следовать следующим правилам:

В молекулах простых веществ и металлов степень окисления атомов равна 0.
Водород почти во всех соединениях имеет степень окисления равную +1 (и только в гидридах активных металлов равную -1).
Для атомов кислорода в его соединениях типична степень окисления -2 (исключения: OF 2 и пероксиды металлов, степень окисления кислорода соответственно равна +2 и -1).
Постоянную степень окисления имеют также атомы щелочных (+1) и щелочноземельных (+2) металлов, а также фтора (-1)
В простых ионных соединениях, степень окисления равна по величине и знаку его электрическому заряду.
Для ковалентного соединения, более электроотрицательный атом имеет степень окисления со знаком «-», а менее электроотрицательный – со знаком «+».
Для комплексных соединений указывают степень окисления центрального атома.
Сумма степеней окисления атомов в молекуле равна нулю.

Например, определим степень окисления Se в соединении H 2 SeO 3

Так, степень окисления водорода равна +1, кислорода -2, а сумма всех степеней окисления равна 0, составим выражение, учитывая число атомов в соединении H 2 + Se х O 3 -2:

(+1)2+х+(-2)3=0, откуда

т.е. H 2 + Se +4 O 3 -2

Зная какую величину имеет степень окисления элемента в соединении возможно предсказать его химические свойства и реакционную активность по отношению к другим соединениям, а также является ли данное соединение восстановителем или окислителем . Эти понятия в полной мере раскрываются в теории окисления-восстановления :

Окисление – это процесс потери электронов атомом, ионом или молекулой, что приводит к повышению степени окисления.

Al 0 -3e — = Al +3 ;

2O -2 -4e — = O 2 ;

2Cl — -2e — = Cl 2

Восстановление – это процесс при котором атом, ион или молекула приобретают электроны, что приводит к понижению степени окисления.

Ca +2 +2e — = Ca 0 ;

2H + +2e — =H 2

Окислители – соединения, принимающие электроны в ходе химической реакции, а восстановители – отдающие электроны соединения. Восстановители во время реакции окисляются, а окислители – восстанавливаются.
Сущность окислительно-восстановительных реакций – перемещение электронов (или смещение электронных пар) от одних веществ к другим, сопровождающихся изменением степеней окисления атомов или ионов. В таких реакциях один элемент не может окислиться без восстановления другого, т.к. передача электронов всегда вызывает и окисление и восстановление. Таким образом, общее число электронов, отнимаемое при окислении у одного элемента, совпадает с числом электронов, получаемых другим элементом при восстановлении.

Так, если элементы в соединениях находятся в своих высших степенях окисления, то они будут проявлять только окислительные свойства, в связи с тем, что отдавать электроны они уже больше не могут. Напротив, если элементы в соединениях находятся в своих низших степенях окисления, то они проявляют только восстановительные свойства, т.к. присоединять электроны они больше не могут. Атомы элементов в промежуточной степени окисления, в зависимости от условий протекания реакции, могут быть как окислителями, так и восстановителями. Приведем пример: сера в своей высшей степени окисления +6 в соединении H 2 SO 4 , может проявлять только окислительные свойства, в соединении H 2 S – сера находится в своей низшей степени окисления -2 и будет проявлять только восстановительные свойства, а в соединении H 2 SO 3 находясь в промежуточной степени окисления +4, сера может быть как окислителем, так и восстановителем.

На основании значений степеней окисления элементов можно предсказать вероятность реакции между веществами. Понятно, что если оба элемента в своих соединениях находятся в высших или низших степенях окисления, то реакция между ними невозможна. Реакция возможна, если одно из соединений может проявлять окислительные свойства, а другое – восстановительные. Например, в HI и H 2 S как йод, так и сера находятся в своих низших степенях окисления (-1 и -2) и могут быть только восстановителями, следовательно, реагировать друг с другом не будут. Зато они прекрасно будут взаимодействовать с H 2 SO 4 , для которой характерны восстановительные свойства, т.к. сера здесь находится в своей высшей степени окисления.

Важнейшие восстановители и окислители представлены в следующей таблице.

Восстановители
Нейтральные атомы	Общая схема M — ne → M n + Все металлы, а также водород и углерод.Наиболее сильные восстановители – щелочные и щелочно-земельные металлы, а также лантаноиды и актиноиды. Слабые восстановители – благородные металлы – Au, Ag, Pt, Ir, Os, Pd, Ru, Rh.В главных подгруппах периодической системы восстановительная способность нейтральных атомов, растет с увеличением порядкового номера.
отрицательно заряженные ионы неметаллов	Общая схема Э + ne — → Э n- Отрицательно заряженные ионы являются сильными восстановителями, в связи с тем, что они могут отдавать как избыточные электроны, так и свои внешние электроны. Восстановительная способность, при одинаковом заряде, растет с увеличением радиуса атома. Например, I — более сильный восстановитель, чем Br — и Cl — .Восстановителями также могут быть S 2- , Se 2- , Te 2- и другие.
положительно заряженные ионы металлов низшей степени окисления	Ионы металлов низшей степени окисления могут проявлять восстановительные свойства, если для них характерны состояния с более высокой степенью окисления. Например, Sn 2+ -2e — → Sn 4+ Cr 2+ -e — → Cr 3+ Cu + -e — → Cu 2+
Сложные ионы и молекулы, содержащие атомы в промежуточной степени окисления	Сложные или комплексные ионы, а также молекулы могут проявлять восстановительные свойства, если входящие в их состав атомы, находятся в промежуточной степени окисления. Например, SO 3 2- , NO 2 — , AsO 3 3- , 4- , SO 2 , CO, NO и другие.
	Углерод, Оксид углерода (II), Железо, Цинк, Алюминий, Олово, Сернистая кислота, Сульфит и бисульфит натрия, Сульфид натрия, Тиосульфат натрия, Водород, Электрический ток
Окислители
Нейтральные атомы	Общая схема Э + ne- → Э n- Окислителями являются атомы р – элементов. Типичные неметаллы – фтор, кислород, хлор. Самые сильные окислители – галогены и кислород. В главных подгруппах 7, 6, 5 и 4 групп сверху вниз окислительная активность атомов понижается
положительно заряженные ионы металлов	Все положительно заряженные ионы металлов в разной степени проявляют окислительные свойства. Из них наиболее сильные окислители – это ионы в высокой степени окисления, например, Sn 4+ , Fe 3+ , Cu 2+ . Ионы благородных металлов даже в низкой степени окисления являются сильными окислителями.
Сложные ионы и молекулы, содержащие атомы металла в состоянии высшей степени окисления	Типичными окислителями являются вещества, в состав которых входят атомы металла в состоянии наивысшей степени окисления. Например, KMnO4, K2Cr2O7, K2CrO4, HAuCl4.
Сложные ионы и молекулы, содержащие атомы неметалла в состоянии положительной степени окисления	В основном это кислородсодержащие кислоты, а также соответствующие им оксиды и соли. Например, SO 3 , H 2 SO 4 , HClO, HClO 3 , NaOBr и другие. В ряду H 2 SO4 → H 2 SeO4 → H 6 TeO 6 окислительная активность возрастает от серной к теллуровой кислоте. В ряду HClO — HClO 2 — HClO 3 — HClO 4 HBrO — HBrO 3 — HIO — HIO 3 — HIO 4 , H5IO 6 окислительная активность увеличивается справа налево, а усиление кислотных свойств происходит слева направо.
Важнейшие восстановители в технике и лабораторной практике	Кислород, Озон, Перманганат калия, Хромовая и Двухромовая кислоты, Азотная кислота, Азотистая кислота, Серная кислота (конц), Пероксид водорода, Электрический ток, Хлорноватая кислота, Диоксид марганца, Диоксид свинца, Хлорная известь, Растворы гипохлоритов калия и натрия, Гипобромид калия, Гексацианоферрат (III) калия.

Категории ,

Атомы различных химических элементов могут присоединять разное число других атомов, т. е. проявлять разную валентность.

Валентность характеризует способность атомов соединяться с другими атомами. Теперь, изучив строение атома и виды химической связи, можно более подробно рассмотреть это понятие.

Валентностью называют число одинарных химических связей, которые атом образует с другими атомами в молекуле. Под числом химических связей понимают число общих электронных пар. Так как общие пары электронов образуются только в случае ковалентной связи, то валентность атомов можно определить только в ковалентных соединениях.

В структурной формуле молекулы химические связи изображают черточками. Число черточек, отходящих от символа данного элемента, и есть его валентность. Валентность всегда имеет положительное целое значение от I до VIII.

Как вы помните, высшая валентность химического элемента в оксиде обычно равна номеру группы, в которой он находится. Чтобы определить валентность неметалла в водородном соединении, нужно из 8 вычесть номер группы.

В простейших случаях валентность равна числу неспаренных электронов в атоме, поэтому, например, кислород (содержит два неспаренных электрона) имеет валентность II, а водород (содержит один неспаренный электрон) – I.

В ионных и металлических кристаллах нет общих пар электронов, поэтому для этих веществ понятие валентности как числа химических связей не имеет смысла. Для всех классов соединений, независимо от вида химических связей, применимо более универсальное понятие, которое называют степенью окисления.

Степень окисления

это условный заряд на атоме в молекуле или кристалле. Его вычисляют, полагая, что все ковалентные полярные связи имеют ионный характер.

В отличие от валентности, степень окисления может быть положительной, отрицательной или равной нулю. В простейших ионных соединениях степени окисления совпадают с зарядами ионов.

Например, в хлориде калия KCl (K + Cl - ) калий имеет степень окисления +1, а хлор -1, в оксиде кальция CaO (Ca +2 O -2 ) кальций проявляет степень окисления +2, а кислород -2. Это правило распространяется на все основные оксиды: в них степень окисления металла равна заряду иона металла (натрия +1, бария +2, алюминия +3), а степень окисления кислорода равна -2. Степень окисления обозначают арабской цифрой, которую ставят над символом элемента, подобно валентности:

Cu +2 Cl 2 -1 ; Fe +2 S -2

Степень окисления элемента в простом веществе принимают равной нулю:

Na 0 , O 2 0 , S 8 0 , Cu 0

Рассмотрим, как определяют степени окисления в ковалентных соединениях.

Хлороводород HCl вещество с полярной ковалентной связью. Общая электронная пара в молекуле HCl смещена к атому хлора, имеющему большую электроотрицательность. Мысленно трансформируем связь H-Cl в ионную (это действительно происходит в водном растворе), полностью сместив электронную пару к атому хлора. Он приобретет заряд -1, а водород +1. Следовательно, хлор в этом веществе имеет степень окисления -1, а водород +1:

Реальные заряды и степени окисления атомов в молекуле хлороводорода

Степень окисления и валентность – родственные понятия. Во многих ковалентных соединениях абсолютная величина степени окисления элементов равна их валентности. Существует, однако, несколько случаев, когда валентность отлична от степени окисления. Это характерно, например, для простых веществ, где степень окисления атомов равна нулю, а валентность – числу общих электронных пар:

O=O.

Валентность кислорода равна II, а степень окисления 0.

В молекуле пероксида водорода

H-O-O-H

кислород двухвалентен, а водород одновалентен. В то же время степени окисления обоих элементов по абсолютной величине равны 1:

H 2 +1 O 2 -1

Один и тот же элемент в разных соединениях может иметь как положительные, так и отрицательные степени окисления в зависимости от электроотрицательности связанных с ним атомов. Рассмотрим, например, два соединения углерода – метан CH 4 и фторид углерода(IV) CF 4 .

Углерод более электроотрицателен, чем водород, поэтому в метане электронная плотность связей С–Н смещена от водорода к углероду, и каждый из четырех атомов водорода имеет степень окисления +1, а атом углерода -4. Напротив, в молекуле CF4 электроны всех связей смещены от атома углерода к атомам фтора, степень окисления которых равна -1, следовательно, углерод находится в степени окисления +4. Запомните, что степень окисления самого электроотрицательного атома в соединении всегда отрицательна.

Модели молекул метана CH 4 и фторида углерода(IV) CF 4 . Полярность связей обозначена стрелками

Любая молекула электронейтральна, поэтому сумма степеней окисления всех атомов равна нулю. Используя это правило, по известной степени окисления одного элемента в соединении можно определить степень окисления другого, не прибегая к рассуждениям о смещении электронов.

В качестве примера возьмем оксид хлора(I) Cl 2 O. Исходим из электронейтральности частицы. Атом кислорода в оксидах имеет степень окисления –2, значит, оба атома хлора несут суммарный заряд +2. Отсюда следует, что на каждом из них заряд +1, т. е. хлор имеет степень окисления +1:

Cl 2 +1 O -2

Для того чтобы правильно расставить знаки степени окисления разных атомов, достаточно сравнить их электроотрицательности. Атом с большей электроотрицательностью будет иметь отрицательную степень окисления, а с меньшей – положительную. Согласно установленным правилам, символ наиболее электроотрицательного элемента записывают в формуле соединения на последнем месте:

I +1 Cl -1 , O +2 F 2 -1 , P +5 Cl 5 -1

Реальные заряды и степени окисления атомов в молекуле воды

При определении степеней окисления элементов в соединениях соблюдают следующие правила.

Степень окисления элемента в простом веществе равна нулю.

Фтор – самый электроотрицательный химический элемент, поэтому степень окисления фтора во всех веществах, кроме F2, равна -1.

Кислород – самый электроотрицательный элемент после фтора, поэтому степень окисления кислорода во всех соединениях, кроме фторидов, отрицательна: в большинстве случаев она равна -2, а в пероксиде водорода H 2 O 2 -1 .

Степень окисления водорода равна +1 в соединениях с неметаллами, -1 в соединениях с металлами (гидридах); нулю в простом веществе H 2 .

Степени окисления металлов в соединениях всегда положительны. Степень окисления металлов главных подгрупп, как правило, равна номеру группы. Металлы побочных подгрупп часто имеют несколько значений степени окисления.

Максимально возможная положительная степень окисления химического элемента равна номеру группы (исключение – Cu +2).

Минимальная степень окисления металлов равна нулю, а неметаллов – номеру группы минус восемь.

Сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю.

Решение комбинированных задач на основе количественных характеристик вещества
Решение задач. Закон постоянства состава веществ. Вычисления с использованием понятий «молярная масса» и «химическое количество» вещества
Решение расчетных задач на основе количественных характеристик вещества и стехиометрических законов
Решение расчетных задач на основе законов газового состояния вещества
Электронная конфигурация атомов. Строение электронных оболочек атомов первых трех периодов

В химии широко применяется понятие электроотрицательности (ЭО) — свойство атомов данного элемента оттягивать на себя электроны от атомов других элементов в соединениях называют электроотрицательностью. Электроотрицательность лития условно принимается за единицу, ЭО других элементов вычисляют соответственно. Имеется шкала значений ЭО элементов.

Числовые значения ЭО элементов имеют приблизительные значения: это безразмерная величина . Чем выше ЭО элемента, тем ярче проявляются его неметаллические свойства. По ЭО элементы можно записать следующим образом:

F > O > Cl > Br > S > P > C > H > Si > Al > Mg > Ca > Na > K > Cs

Наибольшее значение ЭО имеет фтор. Сопоставляя значения ЭО элементов от франция (0,86) до фтора (4,1), легко заметить, что ЭО подчиняется Периодическому закону. В Периодической системе элементов ЭО в периоде растет с увеличением номера элемента (слева направо), а в главных подгруппах - уменьшается (сверху вниз). В периодах по мере увеличения зарядов ядер атомов число электронов на внешнем слое увеличивается, радиус атомов уменьшается, поэтому легкость отдачи электронов уменьшается, ЭО возрастает, следовательно, усиливаются неметаллические свойства.

Разность электроотрицательностей элементов в соединении (ΔX) позволит судить о типе химической связи.

Если величина Δ X = 0 – связь ковалентная неполярная.

При разности электроотрицательностей до 2,0 связь называют ковалентной полярной , например: связь H-F в молекуле фтороводорода HF: Δ X = (3,98 – 2,20) = 1,78

Связи с разностью электроотрицательностей больше 2,0 считаются ионными. Например: связь Na-Cl в соединении NaCl: Δ X = (3,16 – 0,93) = 2,23.

Электроотрицательность зависит от расстояния между ядром и валентными электронами, и от того, насколько валентная оболочка близка к завершенной. Чем меньше радиус атома и чем больше валентных электронов, тем выше его ЭО.

Фтор является самым электроотрицательным элементом . Во-первых, он имеет на валентной оболочке 7 электронов (до октета недостает всего 1-го электрона) и, во-вторых, эта валентная оболочка расположена близко к ядру.

Менее всего электроотрицательны атомы щелочных и щелочноземельных металлов. Они имеют большие радиусы и их внешние электронные оболочки далеки от завершения. Им гораздо проще отдать свои валентные электроны другому атому (тогда предвнешняя оболочка станет завершенной), чем “добирать” электроны.

Электроотрицательность можно выразить количественно и выстроить элементы в ряд по ее возрастанию. Наиболее часто используют шкалу электроотрицательностей, предложенную американским химиком Л. Полингом.

Степень окисления

Сложные вещества, состоящие из двух химических элементов, называют бинарными (от лат. би - два), или двухэлементными (NaCl, HCl). В случае ионной связи в молекуле NaCl атом натрия передает свой внешний электрон атому хлора и превращается при этом в ион с зарядом +1, а атом хлора принимает электрон и превращается в ион с зарядом -1. Схематически процесс превращения атомов в ионы можно изобразить так:

При химическом взаимодействии в молекуле HCl общая электронная пара смещается в сторону более электроотрицательного атома. Например,, т. е. электрон не полностью перейдет от атома водорода к атому хлора, а частично, обусловливая тем самым частичный заряд атомов δ: Н +0.18 Сl -0.18 . Если же представить, что и в молекуле HCl, как и в хлориде NaCl, электрон полностью перешел от атома водорода к атому хлора, то они получили бы заряды +1 и -1:

Такие условные заряды называют степенью окисления . При определении этого понятия условно предполагают, что в ковалентных полярных соединениях связующие электроны полностью перешли к более электроотрицательному атому, а потому соединения состоят только из положительно и отрицательно заряженных атомов.

Степень окисления - это условный заряд атомов химического элемента в соединении, вычисленный на основе предположения, что все соединения (и ионные, и ковалентно-полярные) состоят только из ионов. Степень окисления может иметь отрицательное, положительное или нулевое значение, которое обычно ставится над символом элемента сверху, например:

Отрицательное значение степени окисления имеют те атомы, которые приняли электроны от других атомов или к которым смещены общие электронные пары, т. е. атомы более электроотрицательных элементов . Положительное значение степени окисления имеют те атомы, которые отдают свои электроны другим атомам или от которых оттянуты общие электронные пары, т. е. атомы менее электроотрицательных элементов . Нулевое значение степени окисления имеют атомы в молекулах простых веществ и атомы в свободном состоянии, например:

В соединениях суммарная степень окисления всегда равна нулю.

Валентность

Валентность атома химического элемента определяется в первую очередь числом неспаренных электронов, принимающих участие в образовании химической связи.

Валентные возможности атомов определяются:

Числом неспаренных электронов (одноэлектронных орбиталей);

Наличием свободных орбиталей;

Наличием неподеленных пар электронов.

В органической химии понятие «валентность» замещает понятие «степень окисления», с которым привычно работать в неорганической химии. Однако это не одно и то же. Валентность не имеет знака и не может быть нулевой, тогда как степень окисления обязательно характеризуется знаком и может иметь значение, равное нулю.

В основном, под валентностью понимается способность атомов к образованию определённого числа ковалентных связей. Если в атоме имеется n неспаренных электронов и m неподелённых электронных пар, то этот атом может образовывать n + m ковалентных связей с другими атомами, т.е. его валентность будет равна n + m. При оценке максимальной валентности следует исходить из электронной конфигурации «возбуждённого» состояния. Например, максимальная валентность атома бериллия, бора и азота равна 4.

Постоянные валентности:

H, Na, Li, К, Rb, Cs — Степень окисления I
О, Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra, Zn, Cd — Степень окисления II
B, Al, Ga, In — Степень окисления III

Переменные валентности:

Сu - I и II
Fe, Со, Ni -II и III
С, Sn, Pb - II и IV
P- III и V
Cr - II, III и VI
S - II, IV и VI
Mn-II, III, IV, VI и VII
N-II, III, IV и V
Cl-I, IV, VI и VII

Используя валентности можно составить формулу соединения.

Химическая формула — это условная запись состава вещества посредством химических знаков и индексов.

Например: Н 2 O-формула воды, где Н и О-химические знаки элементов, 2 — индекс, который показывает число атомов данного элемента, входящих в состав молекулы воды.

При названии веществ с переменной валентностью обязательно указывается его валентность, которая ставится в скобки. Например, Р 2 0 5 — оксид фосфора (V)

I. Степень окисления свободных атомов и атомов в молекулах простых веществ равна нулю — Na 0 , Р 4 0 , О 2 0

II. В сложном веществе алгебраическая сумма СО всех атомов с учётом их индексов равна нулю = 0. а в сложном ионе его заряду.

Например: