ما المادة هي حالة أكسدة الهيدروجين 1. كيفية تحديد حالة أكسدة ذرة عنصر كيميائي

تعد القدرة على إيجاد درجة أكسدة العناصر الكيميائية شرطًا ضروريًا لحل المعادلات الكيميائية التي تصف تفاعلات الأكسدة والاختزال بنجاح. بدونها ، لن تكون قادرًا على وضع صيغة دقيقة لمادة ناتجة عن تفاعل بين عناصر كيميائية مختلفة. نتيجة لذلك ، سيكون حل المشكلات الكيميائية بناءً على هذه المعادلات إما مستحيلاً أو خاطئًا.

مفهوم حالة الأكسدة لعنصر كيميائي
حالة الأكسدة- هذه قيمة شرطية ، وبمساعدة من المعتاد وصف تفاعلات الأكسدة والاختزال. عدديًا ، يساوي عدد الإلكترونات التي تكتسبها الذرة شحنة موجبة ، أو عدد الإلكترونات التي تكتسبها الذرة شحنة سالبة ترتبط بها.

في تفاعلات الأكسدة والاختزال ، يتم استخدام مفهوم حالة الأكسدة لتحديد الصيغ الكيميائية لمركبات العناصر الناتجة عن تفاعل العديد من المواد.

للوهلة الأولى ، قد يبدو أن حالة الأكسدة تعادل مفهوم تكافؤ عنصر كيميائي ، لكن هذا ليس كذلك. مفهوم التكافؤتستخدم لقياس التفاعل الإلكتروني في المركبات التساهمية ، أي في المركبات التي تشكلت عن طريق تكوين أزواج الإلكترونات المشتركة. تُستخدم حالة الأكسدة لوصف التفاعلات المصحوبة بالتبرع بالإلكترونات أو اكتسابها.

على عكس التكافؤ ، وهو خاصية محايدة ، يمكن أن يكون لحالة الأكسدة قيمة موجبة أو سلبية أو صفرية. تتوافق القيمة الموجبة مع عدد الإلكترونات الممنوحة ، والقيمة السالبة تقابل عدد الإلكترونات المرفقة. تعني القيمة الصفرية أن العنصر إما في شكل مادة بسيطة ، أو أنه تم تقليله إلى الصفر بعد الأكسدة ، أو يتأكسد إلى الصفر بعد اختزال سابق.

كيفية تحديد حالة الأكسدة لعنصر كيميائي معين
يخضع تحديد حالة الأكسدة لعنصر كيميائي معين للقواعد التالية:

1. دائمًا ما تكون حالة أكسدة المواد البسيطة صفرًا.
   
2. المعادن القلوية ، الموجودة في المجموعة الأولى من الجدول الدوري ، لها حالة أكسدة +1.
   
3. المعادن الأرضية القلوية ، التي تحتل المجموعة الثانية في الجدول الدوري ، لها حالة أكسدة +2.
   
4. يُظهر الهيدروجين في المركبات ذات اللافلزات المختلفة دائمًا حالة أكسدة قدرها +1 ، وفي المركبات التي تحتوي على معادن +1.
   
5. حالة أكسدة الأكسجين الجزيئي في جميع المركبات التي تم النظر فيها في الدورة المدرسية للكيمياء غير العضوية هي -2. الفلور -1.
   
6. عند تحديد درجة الأكسدة في منتجات التفاعلات الكيميائية ، فإنها تنطلق من قاعدة الحياد الكهربائي ، والتي بموجبها يجب أن يكون مجموع حالات الأكسدة للعناصر المختلفة التي تتكون منها المادة مساويًا للصفر.
   
7. يعرض الألومنيوم في جميع المركبات حالة أكسدة +3.
   

علاوة على ذلك ، كقاعدة عامة ، تبدأ الصعوبات ، حيث تظهر العناصر الكيميائية المتبقية وتظهر حالة أكسدة متغيرة اعتمادًا على أنواع ذرات المواد الأخرى المشاركة في المركب.

هناك حالات أكسدة أعلى وأقل ومتوسطة. تتوافق أعلى حالة أكسدة ، مثل التكافؤ ، مع رقم مجموعة العنصر الكيميائي في الجدول الدوري ، ولكن لها قيمة موجبة. أدنى حالة أكسدة تساوي عدديًا الفرق بين الرقم 8 لمجموعة العناصر. ستكون حالة الأكسدة المتوسطة أي رقم في النطاق من أدنى حالة أكسدة إلى أعلى حالة.

لمساعدتك على التنقل في مجموعة متنوعة من حالات الأكسدة للعناصر الكيميائية ، نلفت انتباهك إلى الجدول الإضافي التالي. حدد العنصر الذي تهتم به وستحصل على قيم حالات الأكسدة المحتملة الخاصة به. نادرًا ما تتم الإشارة إلى القيم التي تحدث بين قوسين.

عنصر كيميائي في مركب ، محسوب من افتراض أن جميع الروابط أيونية.

يمكن أن يكون لحالات الأكسدة قيمة موجبة أو سالبة أو صفرية ، وبالتالي فإن المجموع الجبري لحالات أكسدة العناصر في الجزيء ، مع الأخذ في الاعتبار عدد ذراتها ، هو 0 ، وفي أيون - شحنة الأيون.

1. حالات أكسدة المعادن في المركبات إيجابية دائمًا.

2. تتوافق أعلى حالة أكسدة مع رقم مجموعة النظام الدوري حيث يوجد هذا العنصر (الاستثناء هو: Au + 3(أنا مجموعة) ، النحاس + 2(II) ، من المجموعة الثامنة ، يمكن أن تكون حالة الأكسدة +8 فقط في الأوزميوم نظام التشغيلوالروثينيوم رو.

3 - تعتمد حالات أكسدة اللافلزات على الذرة التي تتصل بها:

• إذا كانت ذرة المعدن ، فإن حالة الأكسدة تكون سالبة ؛
• إذا كانت ذرة غير معدنية ، فيمكن أن تكون حالة الأكسدة موجبة وسالبة. يعتمد ذلك على كهرسلبية ذرات العناصر.

4. يمكن تحديد أعلى حالة أكسدة سالبة لغير الفلزات بطرح رقم المجموعة التي يقع فيها هذا العنصر من 8 ، أي أعلى حالة أكسدة موجبة تساوي عدد الإلكترونات على الطبقة الخارجية ، والتي تتوافق مع رقم المجموعة.

5. حالات الأكسدة للمواد البسيطة هي 0 ، بغض النظر عما إذا كانت معدنًا أم غير فلز.

عناصر ذات حالات أكسدة ثابتة.

جزء	حالة الأكسدة المميزة	استثناءات
		هيدرات المعادن: LIH-1
		حالة الأكسدةتسمى الشحنة الشرطية للجسيم على افتراض أن الرابطة مكسورة تمامًا (لها طابع أيوني). ح- Cl = ح + + Cl - , الرابطة في حمض الهيدروكلوريك قطبية تساهمية. يكون زوج الإلكترون أكثر انحيازًا نحو الذرة Cl - ، لان إنه عنصر كامل كهربائي أكثر. كيف تحدد درجة الأكسدة؟ كهرسلبيةهي قدرة الذرات على جذب الإلكترونات من العناصر الأخرى. يشار إلى حالة الأكسدة فوق العنصر: ش 2 0 ، Na 0، O +2 F 2 -1،ك + Cl - إلخ. يمكن أن تكون سلبية وإيجابية. حالة أكسدة مادة بسيطة (غير منضمة ، حالة حرة) هي صفر. حالة أكسدة الأكسجين في معظم المركبات هي -2 (الاستثناء هو البيروكسيدات H 2 O 2حيث يكون -1 ومركباته بالفلور - ا +2 F 2 -1 , ا 2 +1 F 2 -1 ). - حالة الأكسدةأيون أحادي الذرة بسيط يساوي شحنته: نا + , كاليفورنيا +2 . الهيدروجين في مركباته له حالة أكسدة +1 (الاستثناءات هي الهيدريدات - نا + ح - واكتب الوصلات ج +4 ح 4 -1 ). في الروابط المعدنية غير المعدنية ، تمتلك الذرة التي تحتوي على أعلى كهرسلبية حالة أكسدة سالبة (يتم تقديم بيانات الكهربية على مقياس بولينج): ح + F - , النحاس + ش - , كاليفورنيا +2 (لا 3 ) - إلخ. قواعد تحديد درجة الأكسدة في المركبات الكيميائية. لنأخذ اتصال KMnO 4 , من الضروري تحديد حالة أكسدة ذرة المنغنيز. منطق: البوتاسيوم معدن قلوي في المجموعة الأولى من الجدول الدوري ، وبالتالي لديه حالة أكسدة موجبة قدرها +1 فقط. من المعروف أن الأكسجين له حالة أكسدة -2 في معظم مركباته. هذه المادة ليست بيروكسيد ، مما يعني أنها ليست استثناء. يصنع معادلة: ك +MnXO 4 -2 اسمحوا ان X- غير معروف لنا درجة أكسدة المنغنيز. عدد ذرات البوتاسيوم هو 1 ، المنغنيز - 1 ، الأكسجين - 4. ثبت أن الجزيء ككل متعادل كهربائيًا ، لذلك يجب أن تكون شحنته الكلية تساوي صفرًا. 1*(+1) + 1*(X) + 4(-2) = 0, س = +7 ، ومن ثم ، فإن حالة أكسدة المنغنيز في برمنجنات البوتاسيوم = +7. لنأخذ مثالًا آخر على الأكسيد Fe2O3. من الضروري تحديد حالة أكسدة ذرة الحديد. منطق: الحديد معدن ، والأكسجين مادة غير معدنية ، مما يعني أن الأكسجين هو الذي سيكون عامل مؤكسد وله شحنة سالبة. نحن نعلم أن الأكسجين له حالة أكسدة -2. نعتبر عدد الذرات: حديد - 2 ذرات ، أكسجين - 3. نجعل معادلة حيث X- حالة أكسدة ذرة الحديد: 2 * (X) + 3 * (- 2) = 0 ، الخلاصة: حالة أكسدة الحديد في هذا الأكسيد هي +3. أمثلة.حدد حالات الأكسدة لجميع الذرات في الجزيء. 1. K2Cr2O7. حالة الأكسدة ك + 1الأكسجين س -2. الفهارس المعطاة: O = (- 2) × 7 = (- 14) ، K = (+ 1) × 2 = (+ 2). لان المجموع الجبري لحالات أكسدة العناصر في الجزيء ، مع الأخذ في الاعتبار عدد ذراتها ، هو 0 ، ثم عدد حالات الأكسدة الموجبة يساوي عدد الحالات السالبة. الأكسدة K + O = (- 14) + (+ 2) = (- 12). ويترتب على ذلك أن عدد القوى الإيجابية لذرة الكروم هو 12 ، ولكن هناك ذرتان في الجزيء ، مما يعني أن هناك (+12): 2 = (+ 6) لكل ذرة. إجابه: K 2 + Cr 2 +6 O 7 -2. 2.(AsO 4) 3-. في هذه الحالة ، لن يكون مجموع حالات الأكسدة مساويًا للصفر ، بل شحنة الأيون ، أي - 3. لنقم بمعادلة: × + 4 × (- 2)= - 3 . إجابه: (كـ +5 O 4 -2) 3-.

تتغير الكهربية ، مثل الخصائص الأخرى لذرات العناصر الكيميائية ، بشكل دوري مع زيادة العدد الترتيبي للعنصر:

يوضح الرسم البياني أعلاه دورية التغيير في الكهربية لعناصر المجموعات الفرعية الرئيسية ، اعتمادًا على الرقم الترتيبي للعنصر.

عند الانتقال إلى أسفل المجموعة الفرعية للجدول الدوري ، تقل القدرة الكهربية للعناصر الكيميائية ، وعند الانتقال إلى اليمين على طول الفترة ، تزداد.

تعكس الكهربية اللا فلزية للعناصر: فكلما زادت قيمة السالبية الكهربية ، زاد التعبير عن الخصائص غير المعدنية في العنصر.

حالة الأكسدة

كيف تحسب حالة أكسدة عنصر في مركب؟

1) دائمًا ما تكون حالة أكسدة العناصر الكيميائية في المواد البسيطة صفرًا.

2) هناك عناصر تظهر حالة أكسدة ثابتة في المواد المعقدة:

3) هناك عناصر كيميائية تظهر حالة أكسدة ثابتة في الغالبية العظمى من المركبات. تشمل هذه العناصر:

جزء	حالة الأكسدة في جميع المركبات تقريبًا	استثناءات
الهيدروجين ح	+1	هيدرات الفلزات القلوية والقلوية الأرضية ، على سبيل المثال:
الأكسجين O	-2	الهيدروجين وبيروكسيدات المعادن: فلوريد الأكسجين -

4) يكون المجموع الجبري لحالات الأكسدة لجميع الذرات في الجزيء صفرًا دائمًا. المجموع الجبري لحالات الأكسدة لجميع الذرات في أيون يساوي شحنة الأيون.

5) أعلى حالة أكسدة (قصوى) تساوي رقم المجموعة. الاستثناءات التي لا تندرج تحت هذه القاعدة هي عناصر المجموعة الفرعية الثانوية للمجموعة الأولى ، وعناصر المجموعة الفرعية الثانوية للمجموعة الثامنة ، وكذلك الأكسجين والفلور.

العناصر الكيميائية التي لا يتطابق رقم مجموعتها مع أعلى حالة أكسدة لها (إلزامي للحفظ)

6) أدنى حالة أكسدة للمعادن هي دائمًا صفر ، ويتم حساب أدنى حالة أكسدة للغير المعادن بالصيغة:

أدنى حالة أكسدة غير معدنية = رقم المجموعة - 8

بناءً على القواعد المذكورة أعلاه ، من الممكن تحديد درجة أكسدة عنصر كيميائي في أي مادة.

إيجاد حالات أكسدة العناصر في المركبات المختلفة

مثال 1

تحديد حالات الأكسدة لجميع العناصر في حامض الكبريتيك.

قرار:

لنكتب صيغة حمض الكبريتيك:

حالة أكسدة الهيدروجين في جميع المواد المعقدة هي +1 (باستثناء هيدرات المعادن).

حالة أكسدة الأكسجين في جميع المواد المعقدة هي -2 (باستثناء بيروكسيدات وفلوريد الأكسجين 2). لنرتب حالات الأكسدة المعروفة:

دعونا نشير إلى حالة أكسدة الكبريت x:

جزيء حامض الكبريتيك ، مثل جزيء أي مادة ، محايد كهربائيًا بشكل عام ، لأنه. مجموع حالات الأكسدة لجميع الذرات في الجزيء هو صفر. من الناحية التخطيطية ، يمكن تصوير ذلك على النحو التالي:

هؤلاء. حصلنا على المعادلة التالية:

لنحلها:

وبالتالي ، فإن حالة أكسدة الكبريت في حامض الكبريتيك هي +6.

مثال 2

تحديد حالة الأكسدة لجميع العناصر في ثنائي كرومات الأمونيوم.

قرار:

لنكتب صيغة ثنائي كرومات الأمونيوم:

كما في الحالة السابقة يمكننا ترتيب حالات أكسدة الهيدروجين والأكسجين:

ومع ذلك ، نرى أن حالات الأكسدة لعنصرين كيميائيين في وقت واحد ، النيتروجين والكروم ، غير معروفة. لذلك ، لا يمكننا العثور على حالات الأكسدة بنفس الطريقة كما في المثال السابق (لا تحتوي معادلة واحدة ذات متغيرين على حل فريد).

دعونا ننتبه إلى حقيقة أن المادة المشار إليها تنتمي إلى فئة الأملاح ، وبالتالي لها بنية أيونية. ثم يمكننا القول بحق أن تكوين ثنائي كرومات الأمونيوم يتضمن NH 4 + كاتيونات (يمكن رؤية شحنة هذا الكاتيون في جدول الذوبان). لذلك ، نظرًا لوجود كاتيونات NH 4 + موجبة الشحنة مفردة في وحدة صيغة ثنائي كرومات الأمونيوم ، فإن شحنة أيون ثنائي كرومات هي -2 ، نظرًا لأن المادة ككل محايدة كهربائيًا. هؤلاء. تتكون المادة من NH4 + كاتيونات و Cr 2 O 7 2- الأنيونات.

نحن نعرف حالات أكسدة الهيدروجين والأكسجين. مع العلم أن مجموع حالات الأكسدة لذرات جميع العناصر في الأيون يساوي الشحنة ، ويشير إلى حالات الأكسدة للنيتروجين والكروم xو ذوفقًا لذلك ، يمكننا أن نكتب:

هؤلاء. نحصل على معادلتين مستقلتين:

حل الذي نجد xو ذ:

وهكذا ، في ثنائي كرومات الأمونيوم ، تكون حالات أكسدة النيتروجين هي -3 ، الهيدروجين +1 ، الكروم +6 ، والأكسجين -2.

يمكن قراءة كيفية تحديد حالة أكسدة العناصر في المواد العضوية.

التكافؤ

يُشار إلى تكافؤ الذرات بالأرقام الرومانية: I ، II ، III ، إلخ.

تعتمد احتمالات التكافؤ للذرة على الكمية:

1) الإلكترونات غير المزاوجة

2) أزواج الإلكترون غير المشتركة في مدارات مستويات التكافؤ

3) مدارات الإلكترون الفارغة لمستوى التكافؤ

احتمالات التكافؤ لذرة الهيدروجين

دعنا نصور الصيغة الرسومية الإلكترونية لذرة الهيدروجين:

قيل أن هناك ثلاثة عوامل يمكن أن تؤثر على احتمالات التكافؤ - وجود إلكترونات غير متزاوجة ، ووجود أزواج إلكترونية غير مشتركة على المستوى الخارجي ، ووجود مدارات (فارغة) من المستوى الخارجي. نرى إلكترونًا واحدًا غير مزدوج في مستوى الطاقة الخارجي (فقط). بناءً على ذلك ، يمكن أن يكون للهيدروجين بالضبط تكافؤ يساوي I ومع ذلك ، عند مستوى الطاقة الأول ، يوجد مستوى فرعي واحد فقط - س،هؤلاء. لا تحتوي ذرة الهيدروجين على المستوى الخارجي على أزواج إلكترونية غير مشتركة أو مدارات فارغة.

وبالتالي ، فإن التكافؤ الوحيد الذي يمكن أن تظهره ذرة الهيدروجين هو أنا.

تكافؤ احتمالات ذرة الكربون

ضع في اعتبارك الهيكل الإلكتروني لذرة الكربون. في الحالة الأرضية ، يكون التكوين الإلكتروني لمستواه الخارجي كما يلي:

هؤلاء. في الحالة الأرضية ، يحتوي مستوى الطاقة الخارجية لذرة كربون غير مستثارة على إلكترونين غير متزاوجين. في هذه الحالة ، يمكن أن تظهر تكافؤًا يساوي II. ومع ذلك ، فإن ذرة الكربون تنتقل بسهولة إلى حالة الإثارة عندما يتم نقل الطاقة إليها ، ويتخذ التكوين الإلكتروني للطبقة الخارجية في هذه الحالة الشكل:

على الرغم من أن بعض الطاقة يتم إنفاقها في عملية إثارة ذرة الكربون ، إلا أن النفقات يتم تعويضها أكثر من خلال تكوين أربع روابط تساهمية. لهذا السبب ، يعتبر التكافؤ الرابع أكثر خصائص ذرة الكربون. لذلك ، على سبيل المثال ، يحتوي الكربون على التكافؤ الرابع في جزيئات ثاني أكسيد الكربون وحمض الكربونيك وجميع المواد العضوية تمامًا.

بالإضافة إلى الإلكترونات غير المزاوجة وأزواج الإلكترون المنفردة ، فإن وجود () مدارات شاغرة لمستوى التكافؤ يؤثر أيضًا على احتمالات التكافؤ. يؤدي وجود مثل هذه المدارات في المستوى المملوء إلى حقيقة أن الذرة يمكن أن تعمل كمتقبل لزوج الإلكترون ، أي تشكل روابط تساهمية إضافية بواسطة آلية المتبرع المتلقي. لذلك ، على سبيل المثال ، خلافًا للتوقعات ، في جزيء أول أكسيد الكربون CO ، فإن الرابطة ليست مزدوجة ، بل ثلاثية ، وهو ما يظهر بوضوح في الرسم التوضيحي التالي:

احتمالات التكافؤ لذرة النيتروجين

دعنا نكتب صيغة الرسم الإلكتروني لمستوى الطاقة الخارجية لذرة النيتروجين:

كما يتضح من الرسم التوضيحي أعلاه ، تحتوي ذرة النيتروجين في حالتها الطبيعية على 3 إلكترونات غير مقترنة ، وبالتالي فمن المنطقي أن نفترض أنها يمكن أن تظهر تكافؤًا يساوي III. في الواقع ، لوحظ تكافؤ ثلاثة في جزيئات الأمونيا (NH 3) ، وحمض النيتروز (HNO 2) ، وثلاثي كلوريد النيتروجين (NCl 3) ، إلخ.

قيل أعلاه أن تكافؤ ذرة عنصر كيميائي لا يعتمد فقط على عدد الإلكترونات غير المزدوجة ، ولكن أيضًا على وجود أزواج إلكترونية غير مشتركة. هذا يرجع إلى حقيقة أن الرابطة الكيميائية التساهمية يمكن أن تتكون ليس فقط عندما تزود ذرتان بعضهما البعض بإلكترون واحد لكل منهما ، ولكن أيضًا عندما تحتوي ذرة واحدة على زوج غير مشترك من الإلكترونات - يقوم المتبرع () بتزويدها إلى ذرة أخرى بشاغر. () مستوى التكافؤ المداري (متقبل). هؤلاء. بالنسبة لذرة النيتروجين ، يكون التكافؤ الرابع ممكنًا أيضًا بسبب رابطة تساهمية إضافية تكونت بواسطة آلية متلقي المانح. لذلك ، على سبيل المثال ، لوحظت أربع روابط تساهمية ، واحدة منها تتشكل بواسطة آلية متلقي المانح ، أثناء تكوين كاتيون الأمونيوم:

على الرغم من حقيقة أن إحدى الروابط التساهمية تتشكل بواسطة آلية متلقي المانح ، فإن جميع روابط N-H في كاتيون الأمونيوم متطابقة تمامًا ولا تختلف عن بعضها البعض.

التكافؤ يساوي V ، ذرة النيتروجين غير قادرة على الظهور. ويرجع ذلك إلى حقيقة أن الانتقال إلى الحالة المثارة أمر مستحيل بالنسبة لذرة النيتروجين ، حيث يحدث الاقتران بين إلكترونين مع انتقال أحدهما إلى مدار حر ، وهو الأقرب في مستوى الطاقة. ذرة النيتروجين لا تحتوي على د-المستوى الفرعي ، والانتقال إلى المدار 3s مكلف للغاية بحيث لا يتم تغطية تكاليف الطاقة من خلال تكوين روابط جديدة. قد يتساءل الكثيرون ، ما هو إذن تكافؤ النيتروجين ، على سبيل المثال ، في جزيئات حمض النيتريك HNO 3 أو أكسيد النيتريك N 2 O 5؟ الغريب أن التكافؤ موجود أيضًا IV ، كما يتضح من الصيغ الهيكلية التالية:

يُظهر الخط المنقط في الرسم التوضيحي ما يسمى ب غير محدد π -الإتصال. لهذا السبب ، لا يمكن تسمية أي روابط نهائية بـ "واحد ونصف". تم العثور أيضًا على روابط نصف ونصف مماثلة في جزيء الأوزون O 3 ، والبنزين C 6 H 6 ، إلخ.

تكافؤ احتمالات الفوسفور

دعونا نصور صيغة الرسم الإلكتروني لمستوى الطاقة الخارجية لذرة الفوسفور:

كما نرى ، فإن بنية الطبقة الخارجية من ذرة الفوسفور في الحالة الأرضية وذرة النيتروجين هي نفسها ، وبالتالي فمن المنطقي أن نتوقع لذرة الفوسفور ، وكذلك بالنسبة لذرة النيتروجين ، التكافؤات الممكنة متساوية إلى الأول والثاني والثالث والرابع ، والتي يتم ملاحظتها في الممارسة العملية.

ومع ذلك ، على عكس النيتروجين ، تمتلك ذرة الفوسفور أيضًا د-المستوى الفرعي مع 5 مدارات شاغرة.

في هذا الصدد ، يمكن أن تنتقل إلى حالة الإثارة ، مما يؤدي إلى تبخير الإلكترونات 3 س-وربيتال:

وبالتالي ، فإن التكافؤ V لذرة الفوسفور ، والذي يتعذر الوصول إليه للنيتروجين ، ممكن. لذلك ، على سبيل المثال ، تحتوي ذرة الفوسفور على تكافؤ خمسة في جزيئات مركبات مثل حمض الفوسفوريك ، وهاليدات الفوسفور (V) ، وأكسيد الفوسفور (V) ، إلخ.

احتمالات التكافؤ لذرة الأكسجين

صيغة الرسم الإلكتروني لمستوى الطاقة الخارجية لذرة الأكسجين لها الشكل:

نرى إلكترونين غير مزدوجين في المستوى الثاني ، وبالتالي فإن التكافؤ II ممكن للأكسجين. وتجدر الإشارة إلى أن تكافؤ ذرة الأكسجين يتم ملاحظته في جميع المركبات تقريبًا. أعلاه ، عند النظر في احتمالات التكافؤ لذرة الكربون ، ناقشنا تكوين جزيء أول أكسيد الكربون. الرابطة في جزيء ثاني أكسيد الكربون ثلاثية ، وبالتالي ، فإن الأكسجين ثلاثي التكافؤ هناك (الأكسجين متبرع بزوج الإلكترون).

يرجع ذلك إلى حقيقة أن ذرة الأكسجين ليس لها مستوى خارجي د- المستويات الفرعية ، وإضعاف الإلكترونات سو ص-المدارات مستحيلة ، وهذا هو السبب في أن قدرات التكافؤ لذرة الأكسجين محدودة مقارنة بالعناصر الأخرى من مجموعتها الفرعية ، على سبيل المثال ، الكبريت.

احتمالات التكافؤ لذرة الكبريت

مستوى الطاقة الخارجية لذرة الكبريت في الحالة غير المستثارة:

تحتوي ذرة الكبريت ، مثل ذرة الأكسجين ، على إلكترونين غير متزاوجين في حالتهما الطبيعية ، لذلك يمكننا أن نستنتج أن التكافؤ اثنين ممكن للكبريت. في الواقع ، يحتوي الكبريت على التكافؤ II ، على سبيل المثال ، في جزيء كبريتيد الهيدروجين H 2 S.

كما نرى ، فإن ذرة الكبريت في المستوى الخارجي لها دالمستوى الفرعي مع المدارات الشاغرة. لهذا السبب ، فإن ذرة الكبريت قادرة على توسيع قدرات التكافؤ ، على عكس الأكسجين ، بسبب الانتقال إلى حالات الإثارة. لذلك ، عند إلغاء إقران زوج إلكترون وحيد 3 ص- المستوى الفرعي ، تكتسب ذرة الكبريت التكوين الإلكتروني للمستوى الخارجي بالشكل التالي:

في هذه الحالة ، تحتوي ذرة الكبريت على 4 إلكترونات غير مقترنة ، والتي تخبرنا عن إمكانية إظهار ذرات الكبريت تكافؤًا يساوي IV. في الواقع ، يحتوي الكبريت على تكافؤ IV في جزيئات SO 2 و SF 4 و SOCl 2 ، إلخ.

عند إلغاء اقتران زوج الإلكترون الوحيد الثاني الموجود في 3 س- المستوى الفرعي ، يكتسب مستوى الطاقة الخارجية التكوين التالي:

في مثل هذه الحالة ، يصبح مظهر التكافؤ السادس ممكنًا بالفعل. مثال على المركبات التي تحتوي على كبريت VI- التكافؤ هي SO 3 و H 2 SO 4 و SO 2 Cl 2 وما إلى ذلك.

وبالمثل ، يمكننا النظر في احتمالات التكافؤ للعناصر الكيميائية الأخرى.

في العمليات الكيميائية ، تلعب الذرات والجزيئات الدور الرئيسي ، حيث تحدد خصائصها نتيجة التفاعلات الكيميائية. من الخصائص المهمة للذرة رقم الأكسدة ، الذي يبسط طريقة مراعاة انتقال الإلكترونات في الجسيم. كيف تحدد حالة الأكسدة أو الشحنة الرسمية للجسيم وما هي القواعد التي تحتاج إلى معرفتها لهذا؟

تعريف

أي تفاعل كيميائي ناتج عن تفاعل ذرات المواد المختلفة. تعتمد عملية التفاعل ونتائجها على خصائص أصغر الجسيمات.

مصطلح الأكسدة (الأكسدة) في الكيمياء يعني تفاعل تفقد خلاله مجموعة من الذرات أو إحداهما إلكترونات أو تكتسب ، في حالة الاكتساب يسمى التفاعل "اختزال".

حالة الأكسدة هي كمية يتم قياسها كميًا وتميز الإلكترونات المعاد توزيعها أثناء التفاعل. هؤلاء. في عملية الأكسدة ، تنخفض الإلكترونات في الذرة أو تزداد ، ويعاد توزيعها بين الجسيمات المتفاعلة الأخرى ، ويظهر مستوى الأكسدة بالضبط كيف يتم إعادة تنظيمها. يرتبط هذا المفهوم ارتباطًا وثيقًا بالقدرة الكهربية للجسيمات - قدرتها على جذب الأيونات الحرة وصدها من نفسها.

يعتمد تحديد مستوى الأكسدة على خصائص وخصائص مادة معينة ، لذلك لا يمكن وصف إجراء الحساب بشكل لا لبس فيه بأنه سهل أو معقد ، لكن نتائجه تساعد في تسجيل عمليات تفاعلات الأكسدة والاختزال بشكل تقليدي. يجب أن يكون مفهوماً أن النتيجة التي تم الحصول عليها من الحسابات هي نتيجة مراعاة نقل الإلكترونات وليس لها معنى فيزيائي ، وليست الشحنة الحقيقية للنواة.

من المهم أن تعرف! غالبًا ما تستخدم الكيمياء غير العضوية مصطلح التكافؤ بدلاً من حالة أكسدة العناصر ، وهذا ليس خطأً ، ولكن يجب أن يؤخذ في الاعتبار أن المفهوم الثاني أكثر عالمية.

مفاهيم وقواعد حساب حركة الإلكترونات هي الأساس لتصنيف المواد الكيميائية (التسمية) ، ووصف خصائصها وتجميع صيغ الاتصال. ولكن غالبًا ما يتم استخدام هذا المفهوم لوصف تفاعلات الأكسدة والاختزال والتعامل معها.

قواعد تحديد درجة الأكسدة

كيف تعرف درجة الأكسدة؟ عند العمل مع تفاعلات الأكسدة والاختزال ، من المهم معرفة أن الشحنة الرسمية للجسيم ستكون دائمًا مساوية لحجم الإلكترون ، معبرًا عنها بالقيمة العددية. ترتبط هذه الميزة بافتراض أن أزواج الإلكترون التي تشكل رابطة دائمًا ما يتم تحويلها بالكامل نحو المزيد من الجسيمات السالبة. يجب أن نفهم أننا نتحدث عن الروابط الأيونية ، وفي حالة حدوث تفاعل عند ، سيتم تقسيم الإلكترونات بالتساوي بين الجسيمات المتطابقة.

يمكن أن يحتوي عدد الأكسدة على قيم موجبة وسالبة. الشيء هو أنه أثناء التفاعل ، يجب أن تصبح الذرة محايدة ، ولهذا تحتاج إما إلى ربط عدد معين من الإلكترونات بالأيون ، إذا كان موجبًا ، أو إزالتها إذا كانت سالبة. لتعيين هذا المفهوم ، عند كتابة الصيغ ، عادة ما يتم كتابة رقم عربي مع العلامة المقابلة فوق تسمية العنصر. على سبيل المثال ، أو ما إلى ذلك.

يجب أن تعلم أن الشحنة الرسمية للمعادن ستكون دائمًا إيجابية ، وفي معظم الحالات ، يمكنك استخدام الجدول الدوري لتحديدها. هناك عدد من الميزات التي يجب مراعاتها من أجل تحديد المؤشرات بشكل صحيح.

درجة الأكسدة:

بعد تذكر هذه الميزات ، سيكون من السهل جدًا تحديد عدد أكسدة العناصر ، بغض النظر عن مدى تعقيد المستويات الذرية وعددها.

فيديو مفيد: تحديد درجة الأكسدة

يحتوي الجدول الدوري لمندليف على جميع المعلومات الضرورية تقريبًا للعمل مع العناصر الكيميائية. على سبيل المثال ، يستخدمه تلاميذ المدارس فقط لوصف التفاعلات الكيميائية. لذلك ، من أجل تحديد القيم الإيجابية والسلبية القصوى لعدد الأكسدة ، من الضروري التحقق من تعيين العنصر الكيميائي في الجدول:

1. الحد الأقصى الموجب هو رقم المجموعة التي يقع فيها العنصر.
2. أقصى حالة أكسدة سالبة هي الفرق بين الحد الأقصى الموجب والعدد 8.

وبالتالي ، يكفي اكتشاف الحدود القصوى للشحنة الرسمية للعنصر. يمكن تنفيذ مثل هذا الإجراء باستخدام حسابات تستند إلى الجدول الدوري.

من المهم أن تعرف! يمكن أن يحتوي عنصر واحد على عدة مؤشرات أكسدة مختلفة في نفس الوقت.

هناك طريقتان رئيسيتان لتحديد مستوى الأكسدة ، وفيما يلي أمثلة على ذلك. أولها طريقة تتطلب معرفة ومهارات لتطبيق قوانين الكيمياء. كيف يتم ترتيب حالات الأكسدة باستخدام هذه الطريقة؟

قاعدة تحديد حالات الأكسدة

لهذا تحتاج:

1. حدد ما إذا كانت مادة معينة عنصرية وما إذا كانت خارج السندات. إذا كانت الإجابة بنعم ، فسيكون رقم الأكسدة الخاص بها مساويًا لـ 0 ، بغض النظر عن تكوين المادة (الذرات الفردية أو المركبات الذرية متعددة المستويات).
2. حدد ما إذا كانت المادة المعنية تتكون من أيونات. إذا كانت الإجابة بنعم ، فستكون درجة الأكسدة مساوية لشحنتها.
3. إذا كانت المادة المعنية عبارة عن معدن ، فابحث عن مؤشرات المواد الأخرى في الصيغة واحسب قراءات المعدن عن طريق الحساب.
4. إذا كان للمركب بأكمله شحنة واحدة (في الواقع ، هذا هو مجموع كل جسيمات العناصر المعروضة) ، فعندئذٍ يكفي تحديد مؤشرات المواد البسيطة ، ثم طرحها من الكمية الإجمالية والحصول على البيانات المعدنية.
5. إذا كانت العلاقة محايدة ، فيجب أن يكون الإجمالي صفراً.

على سبيل المثال ، ضع في اعتبارك الدمج مع أيون الألومنيوم الذي تبلغ شحنته الإجمالية صفرًا. تؤكد قواعد الكيمياء حقيقة أن أيون الكلور له عدد أكسدة -1 ، وفي هذه الحالة يوجد ثلاثة منهم في المركب. لذلك يجب أن يكون أيون Al +3 حتى يكون المركب بأكمله متعادلًا.

هذه الطريقة جيدة جدًا ، حيث يمكن دائمًا التحقق من صحة المحلول عن طريق إضافة جميع مستويات الأكسدة معًا.

يمكن تطبيق الطريقة الثانية دون معرفة القوانين الكيميائية:

1. ابحث عن بيانات الجسيمات التي لا توجد قواعد صارمة لها والعدد الدقيق لإلكتروناتها غير معروف (ممكن عن طريق الحذف).
2. تعرف على مؤشرات جميع الجسيمات الأخرى ثم من المبلغ الإجمالي عن طريق طرح البحث عن الجسيم المطلوب.

دعونا نفكر في الطريقة الثانية باستخدام مادة Na2SO4 كمثال ، حيث لم يتم تعريف ذرة الكبريت S ، فمن المعروف فقط أنها ليست صفرية.

لمعرفة ما تساوي جميع حالات الأكسدة:

1. ابحث عن العناصر المعروفة ، مع مراعاة القواعد والاستثناءات التقليدية.
2. أيون الصوديوم = +1 وكل أكسجين = -2.
3. اضرب عدد جسيمات كل مادة في إلكتروناتها واحصل على حالات الأكسدة لجميع الذرات ماعدا واحدة.
4. يتكون Na2SO4 من 2 صوديوم و 4 أكسجين ، عند مضاعفته يتضح: 2 X +1 \ u003d 2 هو العدد المؤكسد لجميع جزيئات الصوديوم و 4 X -2 \ u003d -8 - أكسجين.
5. أضف النتائج 2 + (- 8) = -6 - هذه هي الشحنة الكلية للمركب بدون جزيء الكبريت.
6. عبر عن الترميز الكيميائي كمعادلة: مجموع البيانات المعروفة + رقم غير معروف = إجمالي الشحنة.
7. يتم تمثيل Na2SO4 على النحو التالي: -6 + S = 0 ، S = 0 + 6 ، S = 6.

وبالتالي ، لاستخدام الطريقة الثانية ، يكفي معرفة قوانين الحساب البسيطة.

عند تحديد حالة الأكسدة لعنصر ما ، يجب أن يسترشد المرء بالأحكام التالية:

1. حالة أكسدة ذرات الفلزات الأولية هي صفر (Na ، Ca ، Al ، إلخ).

2. حالة أكسدة الذرات غير المعدنية في جزيئات المواد البسيطة هي صفر (N 2 ، Cl 2 ، O 2 ، H 2 ، إلخ).

3. في جميع المركبات ، تحتوي الفلزات القلوية على حالة أكسدة (+1) ، أرض قلوية (+2).

4. الهيدروجين في المركبات التي لا تحتوي على فلزات له حالة أكسدة (+1) ، وفي هيدرات شبيهة بالملح (NaH ، CaH 2 ، إلخ.) (-1).

5. الفلور هو العنصر الأكثر كهرسلبية ؛ وله حالة أكسدة في المركبات التي تحتوي على عناصر أخرى (-1).

6. يُظهر الأكسجين في المركبات حالة أكسدة (-2). الاستثناءات هي OF 2 ، حيث تكون حالة أكسدة الأكسجين (+2) ، والبيروكسيدات ، على سبيل المثال ، H 2 O 2 ، Na 2 O 2 ، حيث تكون حالة أكسدة الأكسجين (-1).

7. لا يمكن أن تكون حالة الأكسدة عددًا صحيحًا فحسب ، بل يمكن أيضًا أن تكون عددًا كسريًا. وبالتالي ، في KO 2 و KO 3 للأكسجين ، فهي تساوي (-1 / 2) و (-1 / 3) ، على التوالي.

8. في الجزيئات المحايدة ، يكون المجموع الجبري لجميع حالات الأكسدة صفرًا.

9. المجموع الجبري لحالات الأكسدة لجميع الذرات في الأيون يساوي شحنة الأيون.

مثال 1.

أوجد حالة أكسدة الكروم في جزيء K 2 Cr 2 O 7.

لنكتب معادلة لهذا الجزيء:

(+1) × 2 + x× 2 + (–2) × 7 = 0 ،

حيث (+1) هي حالة أكسدة البوتاسيوم ؛ 2 - عدد ذرات البوتاسيوم. x- درجة أكسدة الكروم. 2 - عدد ذرات الكروم ؛ (-2) - درجة أكسدة الأكسجين ؛ 7 هو عدد ذرات الأكسجين.

نحصل على حل المعادلة x = +6.

مثال 2.

تحديد حالة أكسدة الكلور في ClO 4 - أيون.

لنقم بعمل معادلة لهذا الأيون:

x× 1 + (–2) × 4 = –1 ،

أين x- درجة أكسدة الكلور. (-2) - درجة أكسدة الأكسجين ؛ 4 - عدد ذرات الأكسجين. (-1) هي شحنة الأيون بأكمله.

نحصل على حل المعادلة x = +7.

1.4 أهم عوامل الاختزال والعوامل المؤكسدة

قيمة حالة أكسدة ذرة عنصر في المجمعيعطي معلومات حول العملية التي يمكن أن تشارك فيها هذه الذرة.

ذرات لها اتصال أدنى درجةالأكسدة ، يمكن أن تعمل فقط كعامل مختزل. هم قادرون فقط على التبرع بالإلكترونات والتأكسد ، وإظهار خصائص الاختزال ، على سبيل المثال:

N -3 ، P -3 ، Cl -1 ، O -2 ، S -2 ، I -1 ، F -1 ، إلخ.

الذرات في المركبات التي لها أعلى درجةالأكسدة هي عوامل مؤكسدة فقط. يمكنهم فقط قبول الإلكترونات وتقليلها ، مع إظهار خصائص مؤكسدة ، على سبيل المثال:

N +5 ، Cr +6 ، Zn +2 ، Cl +7 ، P +5 إلخ.

الذرات التي تظهر في المركبات درجة متوسطةالأكسدة ، يمكن أن تظهر خصائص مؤكسدة واختزال. يعتمد ذلك على ما إذا كانت تتفاعل مع عوامل مؤكسدة أقوى أو مع عوامل اختزال أقوى ، على سبيل المثال:

Mn +6 ، Fe +2 ، Sn +2 ، S +4 ، N +3 إلخ.

على سبيل المثال ، يمكن استخدام الكبريت رباعي التكافؤ كعامل اختزال:

ق +4 - 2 ē → S +6 (أكسدة) ،

و مؤكسد:

ق + 4 + 4 ē → S 0 (استعادة).

تسمى هذه الخاصية ازدواجية الأكسدة والاختزال.

إذا تحدثنا عن خصائص الأكسدة والاختزال للعناصر في النموذج مواد بسيطة، ثم تتفق مع قيمة الكهربية لعنصر معين. عادة ما يكون المرممونالمواد الأولية التي تتميز بأقل قيم لطاقة التأين. وتشمل هذه المعادن والهيدروجين. عادة ما تكون العوامل المؤكسدةالمواد الأولية التي تتميز بأعلى تقارب للإلكترون: F 2 ، O 2. تتميز ذرات المواد الأولية ، التي تتميز بقيم متوسطة للسلبية الكهربية ، بخصائص مؤكسدة ومختزلة ، على سبيل المثال:

Br 2 ، Se ، C ، P ، N 2 ، S ، إلخ.

1.5 تغيير في خصائص الأكسدة والاختزال
مواد بسيطة حسب الفترات والمجموعات

يتم تحديد نسبة خصائص الأكسدة والاختزال لمادة بسيطة (أولية) من خلال عدد الإلكترونات عند مستوى الطاقة الأخير للذرة. في النظام الدوري للعناصر خلال فترة مع زيادة في العدد الترتيبي للعنصر ، أي عند الانتقال من اليسار إلى اليمين ، تقل الخصائص المختزلة للمواد البسيطة ، وتزداد المواد المؤكسدة وتصبح الحد الأقصى للهالوجينات. لذلك ، على سبيل المثال ، في الفترة الثالثة ، كان Na هو العامل المختزل الأكثر نشاطًا في هذه الفترة ، والكلور هو العامل المؤكسد الأكثر نشاطًا في هذه الفترة. ويرجع ذلك إلى زيادة عدد الإلكترونات في المستوى الأخير ، مصحوبة بانخفاض في نصف القطر الذري واقتراب بنية المستوى الأخير إلى حالة مستقرة من ثمانية إلكترونات. تحتوي المعادن على عدد قليل من الإلكترونات في المستوى الأخير ، لذا فهي لا تقبل أبدًا الإلكترونات "الأجنبية" ويمكنها فقط التبرع بإلكتروناتها. على العكس من ذلك ، لا يمكن للفلزات (باستثناء الفلور) أن تقبل الإلكترونات فحسب ، بل تتبرع بها أيضًا ، وتظهر خصائص الاختزال والأكسدة. لا يُظهر الفلور سوى خصائص مؤكسدة ، حيث أنه يحتوي على أعلى كهرسلبية نسبية لجميع العناصر. وبالتالي ، فإن أفضل عوامل الاختزال هي الفلزات القلوية ، وأفضل عوامل الأكسدة هي عناصر المجموعات الفرعية الرئيسية للمجموعة السابعة (الهالوجينات) والسادسة.

داخل المجموعة ، يرجع التغيير في خصائص الأكسدة والاختزال إلى زيادة نصف قطر الذرة ، مما يؤدي إلى احتباس أقل للإلكترونات من مستوى الطاقة الأخير. بالنسبة لعناصر كل من المجموعات الفرعية الرئيسية والثانوية ، مع زيادة الرقم التسلسلي (أي عند الانتقال من أعلى إلى أسفل) ، تزداد خصائص الاختزال وتضعف الخصائص المؤكسدة. لذلك ، من بين الفلزات القلوية ، فإن أكثر عوامل الاختزال نشاطًا هي Cs و Fr ، وأكثر مؤكسدات الهالوجينات نشاطًا هو الفلور.

عناصر المجموعات الفرعية الثانوية (يتم وضعها في صفوف متساوية لفترات كبيرة) هي د-عناصر ولها 1-2 إلكترون على مستوى الطاقة الخارجية للذرات. لذلك ، فإن هذه العناصر هي معادن وفي حالة مادة بسيطة لا يمكن إلا أن تكون عوامل اختزال.