حالات الأكسدة لجميع العناصر الكيميائية في المركبات. حالة الأكسدة

في الكيمياء ، تعني مصطلحات "الأكسدة" و "الاختزال" التفاعلات التي تفقد فيها ذرة أو مجموعة ذرات أو تكتسب إلكترونات على التوالي. حالة الأكسدة هي قيمة عددية تُعزى إلى ذرة واحدة أو أكثر والتي تميز عدد الإلكترونات المعاد توزيعها وتوضح كيفية توزيع هذه الإلكترونات بين الذرات أثناء التفاعل. يمكن أن يكون تحديد هذه الكمية إجراءً بسيطًا ومعقدًا للغاية ، اعتمادًا على الذرات والجزيئات التي تتكون منها. علاوة على ذلك ، يمكن أن تحتوي ذرات بعض العناصر على العديد من حالات الأكسدة. لحسن الحظ ، هناك قواعد بسيطة لا لبس فيها لتحديد درجة الأكسدة ، للاستخدام الواثق الذي يكفي لمعرفة أساسيات الكيمياء والجبر.

خطوات

الجزء 1

تحديد درجة الأكسدة حسب قوانين الكيمياء

حدد ما إذا كانت المادة المعنية عنصرية.حالة أكسدة الذرات خارج مركب كيميائي هي صفر. تنطبق هذه القاعدة على كل من المواد المكونة من ذرات حرة فردية ، وعلى تلك التي تتكون من جزيئين أو جزيئات متعددة الذرات من عنصر واحد.

• على سبيل المثال ، Al (s) و Cl 2 لهما حالة أكسدة تساوي 0 لأن كلاهما في حالة عنصرية غير مرتبطة كيميائياً.
• يرجى ملاحظة أن الشكل المتآصل للكبريت S 8 ، أو ثماني الكبريت ، على الرغم من هيكله غير النمطي ، يتميز أيضًا بحالة أكسدة صفرية.

1. حدد ما إذا كانت المادة المعنية تتكون من أيونات.حالة أكسدة الأيونات تساوي شحنتها. هذا صحيح لكل من الأيونات الحرة وتلك التي تشكل جزءًا من المركبات الكيميائية.

   • على سبيل المثال ، حالة أكسدة أيون الكلور هي -1.
   • حالة أكسدة أيون الكلور في المركب الكيميائي NaCl هي أيضًا -1. نظرًا لأن أيون Na ، بحكم التعريف ، له شحنة +1 ، فإننا نستنتج أن شحنة أيون الكلور هي -1 ، وبالتالي فإن حالة الأكسدة الخاصة به هي -1.

2. لاحظ أن أيونات المعادن يمكن أن يكون لها العديد من حالات الأكسدة.يمكن أن تتأين ذرات العديد من العناصر المعدنية بدرجات مختلفة. على سبيل المثال ، شحنة أيونات معدن مثل الحديد (Fe) هي +2 أو +3. يمكن تحديد شحنة أيونات المعادن (ودرجة أكسدةها) من خلال شحنات أيونات العناصر الأخرى التي يكون هذا المعدن جزءًا من مركب كيميائي ؛ في النص ، يشار إلى هذه الشحنة بالأرقام الرومانية: على سبيل المثال ، الحديد (III) له حالة أكسدة +3.

   • كمثال ، ضع في اعتبارك مركبًا يحتوي على أيون الألومنيوم. إجمالي شحنة مركب AlCl 3 يساوي صفرًا. بما أننا نعلم أن Cl - أيونات لها شحنة -1 ، وأن المركب يحتوي على 3 أيونات من هذا القبيل ، من أجل الحياد الكلي للمادة المعنية ، يجب أن يكون لشحنة أيون Al +3. وبالتالي ، في هذه الحالة ، تكون حالة أكسدة الألومنيوم +3.

3. حالة أكسدة الأكسجين هي -2 (مع بعض الاستثناءات).في جميع الحالات تقريبًا ، تتمتع ذرات الأكسجين بحالة أكسدة تبلغ -2. هناك عدة استثناءات لهذه القاعدة:

   • إذا كان الأكسجين في الحالة الأولية (O 2) ، فإن حالة الأكسدة الخاصة به تكون 0 ، كما هو الحال بالنسبة للمواد الأولية الأخرى.
   • إذا تم تضمين الأكسجين بيروكسيدات، حالة الأكسدة الخاصة به هي -1. البيروكسيدات عبارة عن مجموعة من المركبات التي تحتوي على رابطة أكسجين وأكسجين واحدة (أي أنيون البيروكسيد O2-2). على سبيل المثال ، في تكوين جزيء H 2 O 2 (بيروكسيد الهيدروجين) ، يحتوي الأكسجين على شحنة وحالة أكسدة تبلغ -1.
   • بالاشتراك مع الفلور ، الأكسجين له حالة أكسدة +2 ، انظر قاعدة الفلور أدناه.

4. الهيدروجين له حالة أكسدة +1 ، مع استثناءات قليلة.كما هو الحال مع الأكسجين ، هناك أيضًا استثناءات. كقاعدة عامة ، تكون حالة أكسدة الهيدروجين +1 (ما لم تكن في الحالة الأولية H 2). ومع ذلك ، في مركبات تسمى الهيدريدات ، تكون حالة أكسدة الهيدروجين -1.

   • على سبيل المثال ، في H 2 O ، تكون حالة أكسدة الهيدروجين +1 ، نظرًا لأن شحنة ذرة الأكسجين هي -2 ، وهناك حاجة إلى شحنتين +1 للحياد الكلي. ومع ذلك ، في تكوين هيدريد الصوديوم ، تكون حالة أكسدة الهيدروجين بالفعل -1 ، نظرًا لأن أيون الصوديوم يحمل شحنة +1 ، وبالنسبة للحياد الإلكتروني الكلي ، يجب أن تكون شحنة ذرة الهيدروجين (وبالتالي حالة الأكسدة) -1.

5. الفلور دائماًلديه حالة أكسدة -1.كما لوحظ بالفعل ، يمكن أن تختلف درجة أكسدة بعض العناصر (أيونات المعادن ، وذرات الأكسجين في البيروكسيدات ، وما إلى ذلك) اعتمادًا على عدد من العوامل. ومع ذلك ، فإن حالة أكسدة الفلور هي دائمًا -1. يفسر ذلك حقيقة أن هذا العنصر لديه أعلى كهرسلبية - بعبارة أخرى ، ذرات الفلور هي الأقل رغبة في الانفصال عن إلكتروناتها وتجذب إلكترونات الآخرين بشكل أكثر نشاطًا. وبالتالي ، تظل شحنتهم دون تغيير.

6. مجموع حالات الأكسدة في المركب يساوي شحنته.يجب أن تعطي حالات الأكسدة لجميع الذرات التي يتكون منها مركب كيميائي ، في المجموع ، شحنة هذا المركب. على سبيل المثال ، إذا كان المركب متعادلًا ، فيجب أن يكون مجموع حالات الأكسدة لجميع ذراته صفرًا ؛ إذا كان المركب عبارة عن أيون متعدد الذرات شحنة -1 ، فإن مجموع حالات الأكسدة هو -1 ، وهكذا.

   • هذه طريقة جيدة للتحقق - إذا كان مجموع حالات الأكسدة لا يساوي إجمالي شحنة المركب ، فأنت مخطئ في مكان ما.

   الجزء 2

   تحديد حالة الأكسدة دون استخدام قوانين الكيمياء

   1. ابحث عن الذرات التي ليس لها قواعد صارمة فيما يتعلق بحالة الأكسدة.فيما يتعلق ببعض العناصر ، لا توجد قواعد ثابتة لإيجاد درجة الأكسدة. إذا كانت الذرة لا تندرج تحت أي من القواعد المذكورة أعلاه ، ولا تعرف شحنتها (على سبيل المثال ، الذرة جزء من معقد ، ولم يتم الإشارة إلى شحنتها) ، يمكنك تحديد حالة الأكسدة لمثل هذا ذرة بالقضاء. أولاً ، حدد شحنة جميع الذرات الأخرى للمركب ، ثم من الشحنة الإجمالية المعروفة للمركب ، احسب حالة أكسدة هذه الذرة.

      • على سبيل المثال ، في مركب Na 2 SO 4 ، تكون شحنة ذرة الكبريت (S) غير معروفة - نحن نعلم فقط أنها ليست صفرية ، لأن الكبريت ليس في الحالة الأولية. يعتبر هذا المركب مثالًا جيدًا لتوضيح الطريقة الجبرية لتحديد حالة الأكسدة.

   2. أوجد حالات الأكسدة لبقية العناصر في المركب.باستخدام القواعد الموضحة أعلاه ، حدد حالات الأكسدة لذرات المركب المتبقية. لا تنسَ الاستثناءات من القاعدة في حالة O و H وما إلى ذلك.

      • بالنسبة إلى Na 2 SO 4 ، باستخدام قواعدنا ، نجد أن شحنة أيون الصوديوم (ومن ثم حالة الأكسدة) هي +1 ، ولكل ذرة من ذرات الأكسجين تكون -2.

   3. أوجد حالة الأكسدة المجهولة من شحنة المركب.الآن لديك جميع البيانات لحساب بسيط لحالة الأكسدة المطلوبة. اكتب معادلة ، على الجانب الأيسر سيكون هناك مجموع الرقم الذي تم الحصول عليه في خطوة الحساب السابقة وحالة الأكسدة غير المعروفة ، وعلى الجانب الأيمن - إجمالي الشحنة للمركب. بعبارات أخرى، (مجموع حالات الأكسدة المعروفة) + (حالة الأكسدة المرغوبة) = (الشحنة المركبة).

      • في حالتنا Na 2 SO 4 ، يبدو الحل كما يلي:
        • (مجموع حالات الأكسدة المعروفة) + (حالة الأكسدة المرغوبة) = (الشحنة المركبة)
        • -6 + S = 0
        • S = 0 + 6
        • S = 6. في Na 2 SO 4 ، يحتوي الكبريت على حالة أكسدة 6 .
   • في المركبات ، يجب أن يساوي مجموع كل حالات الأكسدة الشحنة. على سبيل المثال ، إذا كان المركب عبارة عن أيون ثنائي الذرة ، فيجب أن يكون مجموع حالات الأكسدة للذرات مساويًا لإجمالي الشحنة الأيونية.
   • من المفيد جدًا أن تكون قادرًا على استخدام الجدول الدوري لمندليف ومعرفة مكان وجود العناصر المعدنية وغير المعدنية فيه.
   • دائمًا ما تكون حالة أكسدة الذرات في الشكل الأولي صفرًا. حالة أكسدة أيون واحد تساوي شحنته. عناصر المجموعة 1 أ من الجدول الدوري ، مثل الهيدروجين والليثيوم والصوديوم في شكل عنصري لها حالة أكسدة +1 ؛ حالة أكسدة معادن المجموعة 2 أ ، مثل المغنيسيوم والكالسيوم ، في شكلها الأولي هي +2. يمكن أن يكون للأكسجين والهيدروجين ، حسب نوع الرابطة الكيميائية ، حالتي أكسدة مختلفتين.

في المدرسة ، لا تزال الكيمياء واحدة من أصعب المواد ، والتي ، بسبب حقيقة أنها تخفي العديد من الصعوبات ، تثير لدى الطلاب (عادةً في الفترة من 8 إلى 9 فصول دراسية) الكراهية واللامبالاة للدراسة أكثر من الاهتمام. كل هذا يقلل من جودة وكمية المعرفة حول هذا الموضوع ، على الرغم من أن العديد من المجالات لا تزال تتطلب متخصصين في هذا المجال. نعم ، في بعض الأحيان تكون هناك لحظات أكثر صعوبة وقواعد غير مفهومة في الكيمياء مما تبدو عليه. من الأسئلة التي تهم معظم الطلاب ما هي حالة الأكسدة وكيفية تحديد حالات الأكسدة للعناصر.

قاعدة مهمة هي قاعدة التنسيب ، الخوارزميات

هناك الكثير من الحديث هنا عن مركبات مثل الأكاسيد. بادئ ذي بدء ، يجب أن يتعلم كل طالب تحديد الأكاسيد- هذه مركبات معقدة من عنصرين ، تحتوي على الأكسجين. يتم تصنيف الأكاسيد على أنها مركبات ثنائية لأن الأكسجين يأتي في المرتبة الثانية في الخوارزمية. عند تحديد المؤشر ، من المهم معرفة قواعد التنسيب وحساب الخوارزمية.

خوارزميات لأكاسيد الحمض

الأكسدة -هذه تعبيرات عددية عن تكافؤ العناصر. على سبيل المثال ، تتشكل أكاسيد الحمض وفقًا لخوارزمية معينة: تأتي اللافلزات أو الفلزات أولاً (عادةً ما يكون التكافؤ من 4 إلى 7) ، ثم يأتي الأكسجين ، كما يجب أن يكون ، ثانيًا بالترتيب ، تكافؤه هو اثنان. يتم تحديده بسهولة - وفقًا للجدول الدوري للعناصر الكيميائية لمندليف. من المهم أيضًا معرفة أن حالة أكسدة العناصر هي مؤشر يوحي بذلك إما رقم موجب أو سالب.

في بداية الخوارزمية ، كقاعدة عامة ، غير فلز ، وحالة الأكسدة موجبة. الأكسجين غير المعدني في مركبات الأكسيد له قيمة ثابتة ، وهي -2. لتحديد مدى صحة ترتيب جميع القيم ، تحتاج إلى ضرب جميع الأرقام المتاحة بمؤشرات عنصر معين واحد ، إذا كان المنتج ، مع مراعاة جميع السلبيات والإيجابيات ، هو 0 ، فإن الترتيب موثوق.

الترتيب في الأحماض التي تحتوي على الأكسجين

الأحماض مواد معقدة، فهي مرتبطة ببعض المخلفات الحمضية وتحتوي على ذرة هيدروجين واحدة أو أكثر. هنا ، لحساب الدرجة ، المهارات في الرياضيات مطلوبة ، لأن المؤشرات اللازمة للحساب رقمية. بالنسبة للهيدروجين أو البروتون ، يكون دائمًا هو نفسه - +1. أيون الأكسجين السالب لديه حالة أكسدة سالبة -2.

بعد تنفيذ كل هذه الإجراءات ، يمكنك تحديد درجة الأكسدة والعنصر المركزي في الصيغة. التعبير الخاص بحسابها هو صيغة في شكل معادلة. على سبيل المثال ، بالنسبة لحمض الكبريتيك ، ستكون معادلة واحدة غير معروفة.

المصطلحات الأساسية في الإجمالي

ORR هو تفاعل أكسدة اختزال.

• حالة أكسدة أي ذرة - تميز قدرة هذه الذرة على ربط أو إعطاء إلكترونات لذرات أيونات أخرى (أو ذرات) ؛
• من المعتاد اعتبار الذرات المشحونة أو الأيونات غير المشحونة عوامل مؤكسدة ؛
• سيكون العامل المختزل في هذه الحالة عبارة عن أيونات مشحونة أو ، على العكس من ذلك ، ذرات غير مشحونة تفقد إلكتروناتها في عملية التفاعل الكيميائي ؛
• الأكسدة هي التبرع بالإلكترونات.

كيفية ترتيب حالة الأكسدة في الأملاح

تتكون الأملاح من معدن واحد وواحد أو أكثر من بقايا الحمض. إجراء التحديد هو نفسه كما هو الحال في الأحماض المحتوية على حمض.

يقع المعدن الذي يشكل الملح مباشرة في المجموعة الفرعية الرئيسية ، وستكون درجته مساوية لعدد مجموعته ، أي أنه سيظل دائمًا مؤشرًا ثابتًا وإيجابيًا.

كمثال ، ضع في اعتبارك ترتيب حالات الأكسدة في نترات الصوديوم. يتكون الملح باستخدام عنصر من المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة 1 ، على التوالي ، تكون حالة الأكسدة موجبة وتساوي واحدًا. في النترات ، الأكسجين له نفس القيمة - -2. من أجل الحصول على قيمة عددية ، يتم أولاً وضع معادلة مع واحد غير معروف ، مع مراعاة جميع السلبيات والإيجابيات للقيم: + 1 + X-6 = 0. من خلال حل المعادلة ، يمكنك الوصول إلى حقيقة أن المؤشر العددي موجب ويساوي +5. هذا هو مؤشر النيتروجين. مفتاح مهم لحساب درجة الأكسدة - الجدول.

قاعدة الترتيب في الأكاسيد الأساسية

• أكاسيد المعادن النموذجية في أي مركبات لها مؤشر أكسدة ثابت ، لا يزيد دائمًا عن +1 ، أو في حالات أخرى +2 ؛
• يتم حساب المؤشر الرقمي للمعدن باستخدام الجدول الدوري. إذا كان العنصر موجودًا في المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة 1 ، فستكون قيمته +1 ؛
• يجب أن تكون قيمة الأكاسيد ، مع مراعاة مؤشراتها ، بعد الضرب ، مجمعة صفرًا ، لأن الجزيء فيها محايد ، جسيم خالي من الشحنة ؛
• تحتوي معادن المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة 2 أيضًا على مؤشر إيجابي ثابت ، وهو +2.

في العديد من الكتب المدرسية والكتيبات ، يعلمون كيفية كتابة صيغ التكافؤ ، حتى للمركبات ذات الروابط الأيونية. لتبسيط إجراء تجميع الصيغ ، هذا ، في رأينا ، مقبول. لكن عليك أن تفهم أن هذا ليس صحيحًا تمامًا بسبب الأسباب المذكورة أعلاه.

المفهوم الأكثر عالمية هو مفهوم درجة الأكسدة. من خلال قيم حالات الأكسدة للذرات ، وكذلك من خلال قيم التكافؤ ، يمكن تجميع الصيغ الكيميائية ويمكن تدوين وحدات الصيغة.

حالة الأكسدةهي الشحنة الشرطية للذرة في الجسيم (جزيء ، أيون ، جذري) ، محسوبة بالتقريب بأن جميع الروابط في الجسيم أيونية.

قبل تحديد حالات الأكسدة ، من الضروري مقارنة الكهربية لذرات الترابط. تمتلك الذرة ذات القدرة الكهربية الأعلى حالة أكسدة سالبة ، في حين أن الذرة ذات السالبية الكهربية الأقل لها حالة إيجابية.

من أجل مقارنة قيم الكهربية للذرات بشكل موضوعي عند حساب حالات الأكسدة ، أوصى IUPAC في عام 2013 باستخدام مقياس ألين.

* على سبيل المثال ، على مقياس ألين ، تبلغ كهرسلبية النيتروجين 3.066 ، والكلور 2.869.

دعونا نوضح التعريف أعلاه بأمثلة. لنصنع صيغة هيكلية لجزيء الماء.

تظهر روابط O-H القطبية التساهمية باللون الأزرق.

تخيل أن كلا الرابطين ليسا تساهمية ، بل أيونيان. إذا كانت أيونية ، فإن إلكترونًا واحدًا سيمر من كل ذرة هيدروجين إلى ذرة الأكسجين الأكثر كهرسلبية. نشير إلى هذه التحولات بالسهام الزرقاء.

*في هذاعلى سبيل المثال ، يستخدم السهم لتوضيح النقل الكامل للإلكترونات ، وليس لتوضيح التأثير الاستقرائي.

من السهل ملاحظة أن عدد الأسهم يوضح عدد الإلكترونات المنقولة واتجاهها - اتجاه نقل الإلكترون.

يتم توجيه سهمين إلى ذرة الأكسجين ، مما يعني أن إلكترونين ينتقلان إلى ذرة الأكسجين: 0 + (-2) = -2. شحنة ذرة الأكسجين -2. هذه هي درجة أكسدة الأكسجين في جزيء الماء.

يترك إلكترون واحد كل ذرة هيدروجين: 0 - (-1) = +1. هذا يعني أن ذرات الهيدروجين لديها حالة أكسدة +1.

دائمًا ما يساوي مجموع حالات الأكسدة إجمالي شحنة الجسيم.

على سبيل المثال ، مجموع حالات الأكسدة في جزيء الماء هو: +1 (2) + (-2) = 0. الجزيء هو جسيم متعادل كهربائيًا.

إذا قمنا بحساب حالات الأكسدة في أيون ، فإن مجموع حالات الأكسدة ، على التوالي ، يساوي شحنتها.

يشار عادةً إلى قيمة حالة الأكسدة في الزاوية اليمنى العليا من رمز العنصر. علاوة على ذلك، العلامة مكتوبة أمام الرقم. إذا كانت العلامة بعد الرقم ، فهذه هي شحنة الأيون.

على سبيل المثال ، S -2 عبارة عن ذرة كبريت في حالة الأكسدة -2 ، S 2- عبارة عن أنيون كبريت بشحنة -2.

S +6 O -2 4 2- - قيم حالات أكسدة الذرات في أنيون الكبريتات (شحنة الأيون مظللة باللون الأخضر).

ضع في اعتبارك الآن الحالة التي يكون للمركب فيها روابط مختلطة: Na 2 SO 4. الرابطة بين أنيون الكبريتات وكاتيونات الصوديوم أيونية ، والروابط بين ذرة الكبريت وذرات الأكسجين في أيون الكبريتات قطبية تساهمية. نكتب الصيغة الرسومية لكبريتات الصوديوم ، وتشير الأسهم إلى اتجاه انتقال الإلكترون.

* تعكس الصيغة البنائية ترتيب الروابط التساهمية في الجسيم (جزيء ، أيون ، جذري). تستخدم الصيغ الهيكلية فقط للجسيمات ذات الروابط التساهمية. بالنسبة للجسيمات ذات الروابط الأيونية ، فإن مفهوم الصيغة البنائية لا معنى له. إذا كانت هناك روابط أيونية في الجسيم ، فسيتم استخدام الصيغة الرسومية.

نرى أن ستة إلكترونات تغادر ذرة الكبريت المركزية ، مما يعني أن حالة أكسدة الكبريت هي 0 - (-6) = +6.

تأخذ ذرات الأكسجين الطرفية إلكترونين لكل منهما ، مما يعني أن حالات الأكسدة الخاصة بها هي 0 + (-2) = -2

تقبل ذرات الأكسجين الجسر إلكترونين لكل منهما ، وحالة الأكسدة هي -2.

من الممكن أيضًا تحديد درجة الأكسدة بالصيغة الهيكلية الرسومية ، حيث تشير الشرطات إلى الروابط التساهمية ، وتشير الأيونات إلى الشحنة.

في هذه الصيغة ، تحتوي ذرات الأكسجين الموصلة بالفعل على شحنة سالبة للوحدة ويأتي إليها إلكترون إضافي من ذرة الكبريت -1 + (-1) = -2 ، مما يعني أن حالات الأكسدة هي -2.

حالة أكسدة أيونات الصوديوم تساوي شحنتها ، أي +1.

دعونا نحدد حالات أكسدة العناصر في أكسيد البوتاسيوم الفائق (أكسيد الفائق). للقيام بذلك ، سنقوم برسم معادلة رسومية لأكسيد البوتاسيوم الفائق ، وسوف نعرض إعادة توزيع الإلكترونات بسهم. رابطة O-O هي رابطة تساهمية غير قطبية ، لذلك لا تتم الإشارة إلى إعادة توزيع الإلكترونات فيها.

* الأنيون الفائق هو أيون جذري. الشحنة الرسمية لذرة أكسجين هي -1 ، والأخرى ، مع إلكترون غير مزدوج ، هي 0.

نرى أن حالة أكسدة البوتاسيوم هي +1. حالة أكسدة ذرة الأكسجين المكتوبة في الصيغة المقابلة للبوتاسيوم هي -1. حالة أكسدة ذرة الأكسجين الثانية هي 0.

بنفس الطريقة ، من الممكن تحديد درجة الأكسدة بواسطة الصيغة الهيكلية الرسومية.

تشير الدوائر إلى الشحنات الرسمية لأيون البوتاسيوم وإحدى ذرات الأكسجين. في هذه الحالة ، تتطابق قيم الرسوم الرسمية مع قيم حالات الأكسدة.

نظرًا لأن كل من ذرات الأكسجين في الأنيون الفائق لها حالات أكسدة مختلفة ، يمكننا الحساب حسابي يعني حالة الأكسدةالأكسجين.

سيكون مساوياً لـ / 2 \ u003d - 1/2 \ u003d -0.5.

عادةً ما يشار إلى قيم متوسط ​​حالات الأكسدة الحسابية في الصيغ الإجمالية أو وحدات الصيغة لتوضيح أن مجموع حالات الأكسدة يساوي إجمالي شحنة النظام.

لحالة الأكسيد الفائق: +1 + 2 (-0.5) = 0

من السهل تحديد حالات الأكسدة باستخدام صيغ نقطة الإلكترون ، حيث تتم الإشارة إلى أزواج الإلكترونات المنفردة وإلكترونات الروابط التساهمية بالنقاط.

الأكسجين عنصر من عناصر مجموعة VIA ، لذلك هناك 6 إلكترونات تكافؤ في ذرتها. تخيل أن الروابط في جزيء الماء أيونية ، وفي هذه الحالة ستتلقى ذرة الأكسجين ثماني بتات من الإلكترونات.

حالة أكسدة الأكسجين تساوي على التوالي: 6-8 \ u003d -2.

وذرات الهيدروجين: 1 - 0 = +1

القدرة على تحديد درجة الأكسدة باستخدام الصيغ الرسومية لا تقدر بثمن لفهم جوهر هذا المفهوم ، حيث ستكون هذه المهارة مطلوبة في سياق الكيمياء العضوية. إذا كنا نتعامل مع مواد غير عضوية ، فمن الضروري أن نكون قادرين على تحديد درجة الأكسدة بواسطة الصيغ الجزيئية ووحدات الصيغة.

للقيام بذلك ، أولاً وقبل كل شيء ، عليك أن تفهم أن حالات الأكسدة ثابتة ومتغيرة. يجب حفظ العناصر التي تظهر حالة أكسدة ثابتة.

يتميز أي عنصر كيميائي بحالات أكسدة أعلى وأقل.

أدنى حالة أكسدةهي الشحنة التي تكتسبها الذرة نتيجة لاستقبال أكبر عدد من الإلكترونات على طبقة الإلكترون الخارجية.

في ضوء ذلك ، أدنى حالة أكسدة سلبية ،باستثناء المعادن ، التي لا تأخذ ذراتها الإلكترونات أبدًا بسبب قيم كهرسلبية منخفضة. المعادن لديها أقل حالة أكسدة من 0.

تحاول معظم اللافلزات في المجموعات الفرعية الرئيسية ملء طبقة الإلكترون الخارجية بما يصل إلى ثمانية إلكترونات ، وبعد ذلك تكتسب الذرة تكوينًا مستقرًا ( القاعدة الثماني). لذلك ، من أجل تحديد أدنى حالة أكسدة ، من الضروري فهم عدد إلكترونات التكافؤ التي تفتقر إليها الذرة إلى ثماني بتات.

على سبيل المثال ، النيتروجين عنصر من مجموعة VA ، مما يعني أن هناك خمسة إلكترونات تكافؤ في ذرة النيتروجين. ذرة النيتروجين ثلاثة إلكترونات أقل من ثماني بتات. لذا فإن أدنى حالة أكسدة للنيتروجين هي: 0 + (-3) = -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:

عنصر	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.

المحلول:

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:

أولئك. 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.

المحلول:

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 متعادلة كهربائيًا. أولئك. 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:

أولئك. 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 إلكترون غير مشتركة في 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،أولئك. 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:

أولئك. 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). أولئك. 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.

درجات أكسدة العناصر. كيف تجد حالات الأكسدة؟

1) في مادة بسيطة ، تكون حالة أكسدة أي عنصر هي 0. أمثلة: Na 0 ، H 0 2 ، P 0 4.

2) من الضروري تذكر العناصر التي تتميز بحالات أكسدة ثابتة. كل منهم مدرج في الجدول.

3) يعتمد البحث عن حالات الأكسدة للعناصر المتبقية على قاعدة بسيطة:

في الجزيء المحايد ، يكون مجموع حالات الأكسدة لجميع العناصر مساويًا للصفر ، وفي الأيون - شحنة الأيون.

ضع في اعتبارك تطبيق هذه القاعدة على أمثلة بسيطة.

مثال 1. من الضروري إيجاد حالات أكسدة العناصر في الأمونيا (NH 3).

المحلول. نحن نعلم بالفعل (انظر 2) أن الفن. نعم. الهيدروجين +1. يبقى أن نجد هذه الخاصية للنيتروجين. دع x تكون حالة الأكسدة المرغوبة. نؤلف أبسط معادلة: x + 3 * (+1) \ u003d 0. الحل واضح: x \ u003d -3. الجواب: N -3 H 3 +1.

مثال 2. حدد حالات الأكسدة لجميع الذرات في جزيء H 2 SO 4.

المحلول. حالات أكسدة الهيدروجين والأكسجين معروفة بالفعل: H (+1) و O (-2). نؤلف معادلة لتحديد درجة أكسدة الكبريت: 2 * (+ 1) + س + 4 * (- 2) = 0. لحل هذه المعادلة نجد: س = +6. الجواب: H +1 2 S +6 O -2 4.

مثال 3. احسب حالات الأكسدة لجميع العناصر في جزيء Al (NO 3) 3.

المحلول. تبقى الخوارزمية دون تغيير. يتضمن تكوين "جزيء" نترات الألومنيوم ذرة واحدة من Al (+3) و 9 ذرات أكسجين (-2) و 3 ذرات نيتروجين ، وهي حالة الأكسدة التي يتعين علينا حسابها. المعادلة المقابلة: 1 * (+ 3) + 3x + 9 * (- 2) = 0. الجواب: Al +3 (N +5 O -2 3) 3.

مثال 4. تحديد حالات الأكسدة لجميع الذرات في (AsO 4) 3- أيون.

المحلول. في هذه الحالة ، لن يكون مجموع حالات الأكسدة مساويًا للصفر ، بل شحنة الأيون ، أي -3. المعادلة: س + 4 * (- 2) = -3. الجواب: As (+5)، O (-2).

هل من الممكن تحديد حالات الأكسدة لعدة عناصر في وقت واحد باستخدام معادلة مماثلة؟ إذا نظرنا إلى هذه المشكلة من وجهة نظر الرياضيات ، فستكون الإجابة بالنفي. لا يمكن أن تحتوي المعادلة الخطية ذات المتغيرين على حل فريد. لكننا لا نحل معادلة فقط!

مثال 5. أوجد حالات الأكسدة لجميع العناصر في (NH4) 2 SO 4.

المحلول. حالات أكسدة الهيدروجين والأكسجين معروفة ، لكن الكبريت والنيتروجين غير معروفين. مثال كلاسيكي على مشكلة ذات مجهولين! سوف نعتبر كبريتات الأمونيوم ليس كـ "جزيء" واحد ، ولكن كمزيج من أيونين: NH 4 + و SO 4 2-. نعرف شحنات الأيونات ، فكل منها يحتوي على ذرة واحدة فقط بدرجة أكسدة غير معروفة. باستخدام الخبرة المكتسبة في حل المشكلات السابقة ، يمكننا بسهولة العثور على حالات أكسدة النيتروجين والكبريت. الجواب: (N -3 H 4 +1) 2 S +6 O 4 -2.

الخلاصة: إذا كان الجزيء يحتوي على عدة ذرات ذات حالات أكسدة غير معروفة ، فحاول "تقسيم" الجزيء إلى عدة أجزاء.

مثال 6. حدد حالات الأكسدة لجميع العناصر في CH 3 CH 2 OH.

المحلول. إن العثور على حالات الأكسدة في المركبات العضوية له خصائصه الخاصة. على وجه الخصوص ، من الضروري إيجاد حالات الأكسدة لكل ذرة كربون بشكل منفصل. يمكنك التفكير على النحو التالي. ضع في اعتبارك ، على سبيل المثال ، ذرة الكربون في مجموعة الميثيل. ترتبط ذرة C هذه بثلاث ذرات هيدروجين وذرة كربون مجاورة. على رابطة C-H ، تتحول كثافة الإلكترون نحو ذرة الكربون (لأن الكهربية الكهربية لـ C تتجاوز EO للهيدروجين). إذا كان هذا الإزاحة كاملاً ، فستكتسب ذرة الكربون شحنة مقدارها -3.

ذرة C في المجموعة -CH 2 OH مرتبطة بذرتين من الهيدروجين (تحول كثافة الإلكترون نحو C) ، ذرة أكسجين واحدة (تحول كثافة الإلكترون نحو O) وذرة كربون واحدة (يمكننا أن نفترض أن التحولات في كثافة الإلكترون في هذا القضية لا تحدث). حالة أكسدة الكربون هي -2 +1 +0 = -1.

الجواب: C -3 H +1 3 C -1 H +1 2 O -2 H +1.

حقوق النشر Repetitor2000.ru، 2000-2015