نظرية حالة الأكسدة. الخصائص النوعية لتفاعلات الأكسدة والاختزال

تعريف

تسمى قدرة الذرة على تكوين روابط كيميائية تكافؤ. يعتبر المقياس الكمي للتكافؤ هو عدد الذرات المختلفة في الجزيء التي يشكل بها عنصر معين روابط.

وفقًا لآلية التبادل لطريقة روابط التكافؤ ، يتم تحديد تكافؤ العناصر الكيميائية بعدد الإلكترونات غير المزدوجة الموجودة في الذرة. بالنسبة للعناصر s و p ، فهذه هي إلكترونات المستوى الخارجي ، بالنسبة للعناصر d ، فهذه هي المستويات الخارجية وما قبل الخارجية.

يمكن تحديد قيم أعلى وأدنى تكافؤ لعنصر كيميائي باستخدام الجدول الدوري لـ D.I. مندليف. يتطابق أعلى تكافؤ لعنصر مع رقم المجموعة التي يقع فيها ، والأقل هو الفرق بين الرقم 8 ورقم المجموعة. على سبيل المثال ، يقع البروم في مجموعة VIIA ، مما يعني أن أعلى تكافؤ له هو VII ، والأدنى هو I.

يمكن فصل الإلكترونات المزدوجة (الموجودة في مدارات ذرية) ، عند الإثارة ، في وجود خلايا حرة من نفس المستوى (فصل الإلكترون إلى أي مستوى مستحيل). تأمل مثال عناصر المجموعتين الأولى والثانية. على سبيل المثال ، تكافؤ عناصر المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة الأولى يساوي واحدًا ، لأنه على المستوى الخارجي ، تحتوي ذرات هذه العناصر على إلكترون واحد:

3 Li 1s 2 2 ثانية 1

تكافؤ عناصر المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة الثانية في حالة الأرض (غير متحمس) هو صفر ، حيث لا توجد إلكترونات غير متزاوجة على مستوى الطاقة الخارجية:

4 كن 1s 2 2 س 2

عندما تكون هذه الذرات متحمسة ، تنفصل الإلكترونات المقترنة s إلى خلايا حرة من المستوى الفرعي p من نفس المستوى ويصبح التكافؤ مساويًا لاثنين (II):

حالة الأكسدة

لتوصيف حالة العناصر في المركبات ، تم إدخال مفهوم درجة الأكسدة.

تعريف

يسمى عدد الإلكترونات التي تم إزاحتها من ذرة عنصر معين أو إلى ذرة عنصر معين في مركب حالة الأكسدة.

تشير حالة الأكسدة الموجبة إلى عدد الإلكترونات التي تم إزاحتها من ذرة معينة ، وتشير حالة الأكسدة السالبة إلى عدد الإلكترونات التي يتم إزاحتها نحو ذرة معينة.

من هذا التعريف ، يترتب على ذلك أنه في المركبات ذات الروابط غير القطبية ، تكون حالة أكسدة العناصر صفرًا. يمكن للجزيئات التي تتكون من ذرات متطابقة (N 2 ، H 2 ، Cl 2) أن تكون بمثابة أمثلة على هذه المركبات.

حالة أكسدة المعادن في الحالة الأولية هي صفر ، لأن توزيع كثافة الإلكترون فيها منتظم.

في المركبات الأيونية البسيطة ، تكون حالة أكسدة العناصر المكونة لها مساوية للشحنة الكهربائية ، لأنه أثناء تكوين هذه المركبات ، يحدث نقل شبه كامل للإلكترونات من ذرة إلى أخرى: Na +1 I -1 ، Mg +2 Cl -1 2 ، Al +3 F - 1 3 ، Zr +4 Br -1 4.

عند تحديد درجة أكسدة العناصر في المركبات ذات الروابط التساهمية القطبية ، تتم مقارنة قيم سلبيتها الكهربية. نظرًا لأنه ، أثناء تكوين رابطة كيميائية ، يتم إزاحة الإلكترونات إلى ذرات عناصر كهرسلبية أكثر ، فإن الأخيرة لها حالة أكسدة سالبة في المركبات.

مفهوم حالة الأكسدة لمعظم المركبات هو مفهوم مشروط ، لأنه لا يعكس الشحنة الحقيقية للذرة. ومع ذلك ، يستخدم هذا المفهوم على نطاق واسع في الكيمياء.

يمكن أن تظهر معظم العناصر حالات أكسدة مختلفة في المركبات. عند تحديد حالة الأكسدة الخاصة بهم ، يستخدمون القاعدة التي بموجبها يكون مجموع حالات الأكسدة للعناصر في الجزيئات المحايدة كهربائيًا صفرًا ، وفي الأيونات المعقدة ، شحنة هذه الأيونات. كمثال ، نحسب درجة أكسدة النيتروجين في مركبات تكوين KNO 2 و HNO 3. حالة أكسدة الهيدروجين والمعادن القلوية في المركبات هي (+) ، وحالة أكسدة الأكسجين (-2). وفقًا لذلك ، تكون حالة أكسدة النيتروجين هي:

KNO 2 1+ س + 2 × (-2) = 0 ، س = + 3.

HNO 3 1 + x + x + 3 × (-2) = 0 ، x = + 5.

أمثلة على حل المشكلات

مثال 1

ممارسه الرياضه

التكافؤ الرابع هو نموذجي لـ: أ) Ca ؛ ب) ف ؛ ج) س ؛ د) سي؟

المحلول

من أجل إعطاء إجابة صحيحة على السؤال المطروح ، سننظر في كل خيار من الخيارات المقترحة بشكل منفصل.

أ) الكالسيوم معدن. تتميز بقيمة التكافؤ الوحيدة الممكنة التي تتطابق مع رقم المجموعة في الجدول الدوري لـ D.I. منديليف ، حيث يقع ، أي تكافؤ الكالسيوم هو II. الجواب غير صحيح.

ب) الفوسفور مادة غير معدنية. يشير إلى مجموعة من العناصر الكيميائية ذات التكافؤ المتغير: يتم تحديد أعلى رقم من خلال رقم المجموعة في الجدول الدوري لـ D.I. منديليف ، حيث يقع ، أي يساوي V ، والأدنى هو الفرق بين الرقم 8 ورقم المجموعة ، أي يساوي III. الجواب غير صحيح.

ج) الأكسجين مادة غير معدنية. يتميز بقيمة التكافؤ الوحيدة الممكنة التي تساوي II. الجواب غير صحيح.

د) السيليكون مادة غير معدنية. تتميز بقيمة التكافؤ الوحيدة الممكنة التي تتطابق مع رقم المجموعة في الجدول الدوري لـ D.I. منديليف ، حيث يقع ، أي تكافؤ السيليكون هو IV. هذا هو الجواب الصحيح.

إجابه

الخيار (د)

مثال 2

ممارسه الرياضه

ما هي التكافؤ الذي يحتويه الحديد في المركب الذي يتكون عندما يتفاعل مع حمض الهيدروكلوريك: أ) أنا ؛ ب) ثانيا ؛ ج) ثالثا ؛ د) الثامن؟

المحلول

نكتب معادلة تفاعل الحديد مع حمض الهيدروكلوريك:

Fe + HCl \ u003d FeCl 2 + H 2.

نتيجة للتفاعل ، يتكون كلوريد الحديد ويتم إطلاق الهيدروجين. لتحديد تكافؤ الحديد بالصيغة الكيميائية ، نحسب أولاً عدد ذرات الكلور:

احسب العدد الإجمالي لوحدات تكافؤ الكلور:

نحدد عدد ذرات الحديد: يساوي 1. ثم يكون تكافؤ الحديد في الكلوريد مساويًا لـ:

إجابه

تكافؤ الحديد في المركب المتكون أثناء تفاعله مع حمض الهيدروكلوريك هو II.

08. الكهربية ، حالة الأكسدة ، الأكسدة والاختزال

دعونا نناقش معنى المفاهيم الشيقة للغاية الموجودة في الكيمياء ، وكما هو الحال في كثير من الأحيان في العلم ، فهي مربكة ومُستخدمة رأساً على عقب. سنتحدث عن "الكهربية" و "حالات الأكسدة" و "تفاعلات الأكسدة والاختزال".

ماذا يعني - يتم استخدام المفهوم رأساً على عقب؟

سنحاول التحدث عن ذلك تدريجيا.

كهرسلبية يوضح لنا خصائص الأكسدة والاختزال لعنصر كيميائي. أي قدرته على أخذ أو التخلي عن فوتونات مجانية. وأيضًا ما إذا كان هذا العنصر مصدرًا أو ماصًا للطاقة (الأثير). يانغ أو يين.

حالة الأكسدة هو مفهوم مشابه لمفهوم "الكهربية". كما أنه يميز خصائص الأكسدة والاختزال للعنصر. لكن هناك فرق بينهما.

تميز الكهربية عنصرًا واحدًا. في حد ذاته ، دون أن يكون في تكوين أي مركب كيميائي. بينما تميز درجة الأكسدة قدرات الأكسدة والاختزال على وجه التحديد عندما يكون العنصر جزءًا من جزيء.

دعنا نتحدث قليلاً عن ماهية القدرة على الأكسدة ، وما هي القدرة على الاختزال.

أكسدة هي عملية نقل الفوتونات الحرة (الإلكترونات) إلى عنصر آخر. الأكسدة لا تعني إزالة الإلكترونات على الإطلاق ، كما هو الحال الآن في العلم. . عندما يقوم عنصر بأكسدة عنصر آخر ، فإنه يعمل مثل حمض أو أكسجين (ومن هنا جاءت تسميته "الأكسدة"). الأكسدة تعني المساهمة في تدمير العناصر واضمحلالها واحتراقها. . القدرة على الأكسدة هي القدرة على التسبب في تدمير الجزيئات بواسطة الطاقة المنقولة إليها (الفوتونات الحرة). تذكر أن الطاقة دائمًا ما تدمر المادة.

إنه لأمر مدهش كم من الوقت هناك تناقضات في المنطق في العلم لا يلاحظها أحد.

هنا ، على سبيل المثال: "نحن نعلم الآن أن العامل المؤكسد هو مادة تكتسب الإلكترونات ، والعامل المختزل هو مادة تفرزها" (موسوعة كيميائي شاب ، مقال "تفاعلات الأكسدة والاختزال)".

وبعد ذلك ، يوجد فقرتان أدناه: "أقوى عامل مؤكسد هو التيار الكهربائي (تيار من الإلكترونات سالبة الشحنة)" (المرجع نفسه).

أولئك. يقول الاقتباس الأول أن العامل المؤكسد هو شيء يقبل الإلكترونات ، بينما يقول الاقتباس الثاني أن العامل المؤكسد هو الشيء الذي يعطيها بعيدًا.

ومثل هذه الاستنتاجات الخاطئة المتناقضة تضطر إلى الحفظ في المدارس والمعاهد!

من المعروف أن أفضل العوامل المؤكسدة هي اللافلزات. علاوة على ذلك ، كلما كان رقم الفترة أصغر وعدد المجموعة أكبر ، كلما زادت وضوح خصائص العامل المؤكسد. هذا ليس مستغربا. قمنا بتحليل أسباب ذلك في المقال المخصص لتحليل النظام الدوري ، في الجزء الثاني ، حيث تحدثنا عن لون النيوكليونات. من المجموعة 1 إلى 8 ، يتغير لون النوكليونات في العناصر تدريجيًا من البنفسجي إلى الأحمر (إذا أخذنا في الاعتبار أيضًا اللون الأزرق للعنصرين d و f). إن الجمع بين الجسيمات الصفراء والحمراء يسهل عودة الفوتونات الحرة المتراكمة. يتراكم اللون الأصفر ، لكنه يظل ضعيفًا. ويساهم الحمر في العودة. إن التخلي عن الفوتونات هو عملية الأكسدة. ولكن عندما يكون بعضها أحمر ، فلا توجد جسيمات قادرة على تجميع الفوتونات. هذا هو السبب في أن عناصر المجموعة 8 ، الغازات النبيلة ، ليست عوامل مؤكسدة ، على عكس جيرانها ، الهالوجينات.

استعادة هي عملية معاكسة للأكسدة. الآن ، في العلم ، يُعتقد أنه عندما يتلقى عنصر كيميائي الإلكترونات ، يتم استعادته. وجهة النظر هذه مفهومة تمامًا (لكنها غير مقبولة). عند دراسة تركيبة العناصر الكيميائية ، وجد أنها تصدر إلكترونات. استنتجوا أن الإلكترونات جزء من العناصر. هذا يعني أن نقل الإلكترونات إلى عنصر ما هو ، بطريقة ما ، استعادة بنيته المفقودة.

ومع ذلك ، في الواقع ، كل شيء ليس كذلك.

الإلكترونات فوتونات حرة. هم ليسوا نيوكليونات. إنهم ليسوا جزءًا من جسم العنصر. إنها تنجذب ، قادمة من الخارج ، وتتراكم على سطح النوكليونات وفيما بينها. لكن تراكمها لا يؤدي على الإطلاق إلى استعادة بنية العنصر أو الجزيء. على العكس من ذلك ، فإن هذه الفوتونات ، المنبعثة من الأثير (الطاقة) ، تضعف وتدمر الروابط بين العناصر. وهذه عملية أكسدة ، لكنها ليست اختزالًا.

إن استعادة جزيء ما هو في الحقيقة أخذ الطاقة منه (في هذه الحالة ، الفوتونات الحرة) ، وليس نقلها. عند اختيار الفوتونات ، فإن عنصر الاختزال يضغط المادة - يستعيدها.

أفضل عوامل الاختزال هي المعادن. تنبع هذه الخاصية بشكل طبيعي من تركيبها النوعي والكمي - مجالات جاذبيتها هي الأكبر وهناك بالضرورة العديد من الجسيمات الزرقاء أو كافية على السطح.

يمكن للمرء حتى اشتقاق التعريف التالي للمعادن.

معدن - هذا عنصر كيميائي ، في تكوين الطبقات السطحية التي توجد بالضرورة جزيئات زرقاء.

لكن اللافلزية - هذا عنصر في تكوين الطبقات السطحية التي لا توجد فيها فوتونات زرقاء أو تكاد لا توجد فوتونات زرقاء ، وهناك دائمًا فوتونات حمراء.

المعادن ممتازة في أخذ الإلكترونات مع جاذبيتها القوية. ولذا فهم مرممون.

دعونا نعطي تعريفًا لمفاهيم "الكهربية" ، "حالة الأكسدة" ، "تفاعلات الأكسدة والاختزال" ، والتي يمكن العثور عليها في الكتب المدرسية عن الكيمياء.

« حالة الأكسدة هي الشحنة الشرطية للذرة في المركب ، محسوبة على افتراض أنها تتكون فقط من أيونات. عند تحديد هذا المفهوم ، يُفترض بشكل مشروط أن إلكترونات الربط (التكافؤ) تمر إلى ذرات كهرسلبية أكثر ، وبالتالي تتكون المركبات ، كما كانت ، من أيونات موجبة وسالبة الشحنة. يمكن أن تحتوي حالة الأكسدة على قيم صفرية وسالبة وإيجابية ، والتي يتم وضعها عادةً فوق رمز العنصر في الأعلى.

تُعزى القيمة الصفرية لحالة الأكسدة إلى ذرات العناصر الموجودة في الحالة الحرة ... تُعطى القيمة السالبة لحالة الأكسدة لتلك الذرات التي يتم تهجير سحابة الإلكترون الملزمة (زوج الإلكترون) نحوها. بالنسبة للفلور في جميع مركباته ، فهو -1. الذرات التي تمنح إلكترونات التكافؤ لذرات أخرى لديها حالة أكسدة موجبة. على سبيل المثال ، بالنسبة للمعادن الأرضية القلوية والقلوية ، تكون على التوالي +1 و +2. في الأيونات البسيطة ، تساوي شحنة الأيون. في معظم المركبات ، تكون حالة أكسدة ذرات الهيدروجين +1 ، ولكن في هيدرات المعادن (مركباتها مع الهيدروجين) وغيرها ، تكون -1. بالنسبة للأكسجين ، تكون حالة الأكسدة -2 ، ولكن ، على سبيل المثال ، بالاقتران مع الفلور ستكون +2 ، وفي مركبات البيروكسيد -1. ...

المجموع الجبري لحالات أكسدة الذرات في المركب هو صفر ، وفي أيون معقد يكون شحنة الأيون. ...

أعلى حالة أكسدة هي أعلى قيمة موجبة. بالنسبة لمعظم العناصر ، فهو يساوي رقم المجموعة في النظام الدوري وهو خاصية كمية مهمة للعنصر في مركباته. أقل قيمة لحالة الأكسدة لعنصر ما والتي تحدث في مركباته تسمى عادةً أقل حالة أكسدة ؛ كل ما تبقى هو متوسط "(القاموس الموسوعي للكيميائي الشاب ، مقال" حالة الأكسدة ").

هذه هي المعلومات الأساسية حول هذا المفهوم. يرتبط ارتباطًا وثيقًا بمصطلح آخر - "الكهربية".

« كهرسلبية هي قدرة الذرة في الجزيء على جذب الإلكترونات المشاركة في تكوين رابطة كيميائية لنفسها "(القاموس الموسوعي للكيميائي الشاب ، مقال" الكهربية ").

"تفاعلات الأكسدة والاختزال مصحوبة بتغيير في حالة أكسدة الذرات التي تتكون منها المواد المتفاعلة نتيجة حركة الإلكترونات من ذرة أحد الكواشف (الاختزال) إلى ذرة أخرى. في تفاعلات الأكسدة والاختزال ، تحدث الأكسدة (التبرع بالإلكترون) والاختزال (كسب الإلكترون) في وقت واحد "(القاموس الموسوعي الكيميائي ، تم تحريره بواسطة I.L. Knunyants ، مقالة" تفاعلات الأكسدة والاختزال ").

في رأينا ، هناك العديد من الأخطاء المخفية في هذه المفاهيم الثلاثة.

أولاً ، نعتقد أن تكوين رابطة كيميائية بين عنصرين ليس على الإطلاق عملية مشاركة إلكتروناتهم. الرابطة الكيميائية هي رابطة جاذبية. الإلكترونات التي يُزعم أنها تطير حول النواة هي فوتونات حرة تتراكم على سطح النوكليونات في تكوين جسم العنصر وفيما بينها. من أجل ارتباط عنصرين ، لا تحتاج فوتوناتهما الحرة إلى الانتقال بين العناصر. هذا لا يحدث. في الواقع ، يزيل العنصر الأثقل (يجذب) الفوتونات الحرة من عنصر أخف ، ويتركها على نفسه (بتعبير أدق ، على نفسه). ومنطقة العنصر الأخف ، التي أخذت منها هذه الفوتونات ، مكشوفة بشكل أو بآخر. بسبب ماذا ، يتجلى الجاذبية في هذه المنطقة إلى حد كبير. وينجذب العنصر الأخف إلى العنصر الأثقل. هذه هي الطريقة التي تحدث بها الرابطة الكيميائية.

ثانيًا ، ترى الكيمياء الحديثة أن قدرة العناصر على جذب الإلكترونات إلى نفسها مشوهة - مقلوبة. يُعتقد أنه كلما زادت كهرسلبية عنصر ما ، زادت قدرته على جذب الإلكترونات إليه. ويُزعم أن الفلور والأكسجين يفعلون ذلك بشكل أفضل - فهم يجذبون الإلكترونات الأجنبية إلى أنفسهم. بالإضافة إلى عناصر أخرى من المجموعتين السادسة والسابعة.

في الحقيقة ، هذا الرأي ليس أكثر من وهم. يعتمد على الاعتقاد الخاطئ بأنه كلما زاد عدد المجموعة ، زادت العناصر. وأيضًا ، كلما زادت الشحنة الموجبة للنواة. هذا هراء. لا يزال العلماء لا يكلفون أنفسهم عناء شرح ما يعتبر ، من وجهة نظرهم ، "شحنة". ببساطة ، كما هو الحال في علم الأعداد ، قاموا بحساب جميع العناصر بالترتيب ، ووضع مقدار الشحنة وفقًا للرقم. ارتفاع كبير!

من الواضح حتى للطفل أن الغاز أخف من المعدن الكثيف. كيف يُعتقد في الكيمياء أن الغازات هي الأفضل في جذب الإلكترونات إلى نفسها؟

المعادن الكثيفة ، بالطبع ، أفضل في جذب الإلكترونات.

يمكن لعلماء الكيمياء ، بالطبع ، الاحتفاظ بمفهوم "الكهربية" قيد الاستخدام ، لأنه شائع الاستخدام. ومع ذلك ، سيتعين عليهم تغيير معناه إلى العكس تمامًا.

كهرسلبية هي قدرة عنصر كيميائي في الجزيء على جذب الإلكترونات إليه. وبالطبع ، يتم التعبير عن هذه القدرة بشكل أفضل في المعادن أكثر من غير المعادن.

أما بالنسبة للأقطاب الكهربائية في الجزيء ، إذن ، في الواقع ، قطب سالب - هذه هي العناصر غير المعدنية التي تتبرع بالإلكترونات ، مع مجالات جذب أصغر. لكن إيجابي - هذه دائمًا عناصر ذات خصائص معدنية أكثر وضوحًا ، مع مجالات جذب كبيرة.

دعونا نبتسم معا.

كهرسلبية - هذه محاولة أخرى لوصف جودة عنصر كيميائي ، إلى جانب الكتلة والشحنة الموجودة بالفعل. كما يحدث غالبًا ، يبدو أن العلماء من مجال علمي آخر ، في هذه الحالة ، الكيمياء ، لا يثقون بزملائهم الفيزيائيين ، ولكن ببساطة لأن أي شخص ، يقوم باكتشافات ، يسير في طريقه الخاص ، وليس فقط استكشاف تجربة الآخرين.

لذلك حدث هذا هذه المرة.

لم تساعد الكتلة والشحنة الكيميائيين بأي شكل من الأشكال على فهم ما يحدث في الذرات عندما تتفاعل مع بعضها البعض - وقد تم إدخال السلبية الكهربية - وهي قدرة العنصر على جذب الإلكترونات المشاركة في تكوين رابطة كيميائية. يجب أن ندرك أن فكرة هذا المفهوم صحيحة للغاية. مع التعديل الوحيد الذي يعكس الواقع رأساً على عقب. كما قلنا سابقًا ، فإن المعادن ، وليس اللافلزات ، تجذب الإلكترونات بشكل أفضل على الإطلاق - نظرًا لخصائص ألوان النوكليونات السطحية. المعادن هي أفضل عوامل الاختزال. اللافلزات مؤكسدات. يتم أخذ المعادن ، ويتم التخلص من اللافلزات. المعادن هي يين ، أما غير المعادن فهي يانغ.

تأتي الإيزوتيريكية لمساعدة العلم في أمور فهم أسرار الطبيعة.

بخصوص الأكسدة ، فهذه محاولة جيدة لفهم كيفية حدوث توزيع الإلكترونات الحرة داخل مركب كيميائي - جزيء.

إذا كان المركب الكيميائي متجانسًا - أي أنه بسيط ، يتكون هيكله من عناصر من نفس النوع - فكل شيء صحيح ، في الواقع حالة أكسدة أي عنصر في المركب هي صفر. نظرًا لعدم وجود عوامل مؤكسدة ولا عوامل اختزال في هذا المركب. وجميع العناصر متساوية في الجودة. لا أحد يأخذ الإلكترونات ، لا أحد يعطي. سواء كانت مادة كثيفة ، أو سائلة ، أو غازية ، فلا يهم.

تُظهر حالة الأكسدة ، مثل الكهربية ، جودة عنصر كيميائي - فقط في إطار عنصر كيميائي. تم تصميم حالة الأكسدة لمقارنة جودة العناصر الكيميائية في المركب. في رأينا الفكرة جيدة ، لكن تنفيذها ليس مرضيًا تمامًا.

نحن نعارض بشكل قاطع النظرية الكاملة ومفهوم بنية العناصر الكيميائية والروابط بينها. حسنًا ، على الأقل لأن عدد المجموعات ، وفقًا لأفكارنا ، يجب أن يزيد عن 8. هذا يعني أن النظام بأكمله ينهار. وليس هذا فقط. بشكل عام ، حساب عدد الإلكترونات في الذرات "على الأصابع" ليس خطيرًا إلى حد ما.

وفقًا للمفهوم الحالي ، اتضح أن أصغر الشحنات الشرطية مخصصة لأقوى العوامل المؤكسدة - يحتوي الفلور على شحنة -1 في جميع المركبات ، والأكسجين في كل مكان تقريبًا -2. وبالنسبة للمعادن النشطة للغاية - القلوية والأتربة القلوية - تكون هذه الشحنات +1 و +2 على التوالي. بعد كل شيء ، هذا غير منطقي تمامًا. على الرغم من أننا ، مرة أخرى ، نفهم جيدًا المخطط العام الذي تم بموجبه إجراء ذلك - كل ذلك من أجل 8 مجموعات في الجدول و 8 إلكترونات في مستوى الطاقة الخارجية.

بالفعل ، على الأقل ، يجب أن تكون قيمة هذه الشحنات للهالوجينات والأكسجين هي الأكبر بعلامة ناقص. وبالنسبة للمعادن الأرضية القلوية والقلوية ، فهي كبيرة أيضًا ، فقط بعلامة زائد.

يوجد في أي مركب كيميائي عناصر تتبرع بالإلكترونات - عوامل مؤكسدة ، غير فلزية ، شحنة سالبة ، وعناصر تزيل الإلكترونات - عوامل مختزلة ، معادن ، شحنة موجبة. بهذه الطريقة تتم مقارنة العناصر ، وربطها ببعضها البعض ، ومحاولة تحديد حالة الأكسدة الخاصة بهم.

ومع ذلك ، فإن معرفة درجة الأكسدة بهذه الطريقة ، في رأينا ، لا يعكس الواقع بدقة. سيكون من الأصح مقارنة الكهربية للعناصر في الجزيء. بعد كل شيء ، تكاد تكون الكهربية هي نفسها درجة الأكسدة (إنها تميز جودة عنصر واحد فقط).

يمكنك أخذ مقياس الكهربية ووضع قيمها في صيغة كل عنصر. وبعد ذلك سيتضح على الفور العناصر التي تتبرع بالإلكترونات وأي العناصر تتخلص منها. العنصر ذو أعلى كهرسلبية في المركب ، القطب السالب ، يتبرع بالإلكترونات. والشخص الذي تكون سلبيته الكهربية هي الأصغر - القطب الموجب - يأخذ الإلكترونات.

إذا كان هناك ، على سبيل المثال ، 3 أو 4 عناصر في الجزيء ، فلن يتغير شيء. نقوم أيضًا بتعيين قيم الكهربية والمقارنة.

على الرغم من أنه يجب ألا تنسى رسم نموذج لبنية الجزيء. في الواقع ، في أي مركب ، إذا لم يكن بسيطًا ، أي أنه لا يتكون من نوع واحد من العناصر ، فالمعادن واللافلزات مرتبطة ببعضها البعض ، أولاً وقبل كل شيء. تأخذ المعادن الإلكترونات من اللافلزات وترتبط بها. ومن عنصر واحد غير معدني ، يمكن لعنصرين أو أكثر بخصائص معدنية أكثر وضوحًا أن يزيلوا الإلكترونات في نفس الوقت. إذن هناك جزيء معقد ومعقد. لكن هذا لا يعني أنه في مثل هذا الجزيء ستدخل العناصر المعدنية في رابطة قوية مع بعضها البعض. ربما سيكونون موجودين على جوانب متقابلة لبعضهم البعض. إذا كان قريبًا ، فسيتم جذبهم. لكن الرابطة القوية تتشكل فقط إذا كان أحد العناصر معدنيًا أكثر من الآخر. من الضروري أن يختار عنصر واحد الإلكترونات - يزيلها. خلاف ذلك ، لن يكون هناك تعرض للعنصر - التحرر من الفوتونات الحرة على السطح. لن يظهر مجال الجذب بشكل كامل ولن يكون هناك اتصال قوي. هذا موضوع معقد - تكوين روابط كيميائية ، ولن نخوض في التفاصيل حول هذا في هذه المقالة.

نعتقد أننا غطينا بالتفصيل الكافي الموضوع المكرس لتحليل مفاهيم "الكهربية" و "حالة الأكسدة" و "الأكسدة" و "الاختزال" ، وقدمنا لك الكثير من المعلومات الشيقة.

من كتاب السيرة الذاتية لليوغا مؤلف يوغاناندا باراماهانزا

الفصل 23 أنا أحصل على شهادتي الجامعية - أنت تتجاهل التعريفات الفلسفية في الكتب المدرسية ، ولا شك في أنك تعتمد على بعض "الحدس" غير المربك لإرشادك خلال جميع الاختبارات. ولكن إذا لم تلجأ بشكل عاجل إلى طريقة أكثر علمية ، فسيتعين عليّ ذلك

من كتاب الأحلام المسيطرة المؤلف مير إيلينا

التجديد “عندما تولد علامة التفرد ، ينقسم الجوهر والحياة إلى قسمين. من الآن فصاعدا ، ما لم يتم التوصل إلى سلام نهائي ، فلن يرى الجوهر والحياة بعضهما البعض مرة أخرى ". ويليام ، "سر الزهرة الذهبية" بعد الكلية

من كتاب سر أبو الهول العظيم بقلم باربارين جورج

ترميم التمثال يعود العمر الفعلي لأبو الهول العظيم إلى بداية العصر الآدمي. إنه على الأقل معاصر للأهرامات ، وقد أكمل مجموعته ، كما سنرى ، مع نفسه. لقد تعرضت صورة أبو الهول على مدى القرون الماضية إلى

من كتاب القواعد الذهبية لفنغ شوي. 10 خطوات بسيطة للنجاح والرفاهية وطول العمر مؤلف أوغودين فالنتين ليونيدوفيتش

درجة التأثير السلبي للأجسام الخارجية للأجسام الخارجية أكبر تأثير سلبي ، حيث تكون مباشرة أمام مدخل المنزل. ولكن كلما زاد انحرافها عن المدخل ، قل تأثيرها ، حيث تم تحديد موقع الكائن مباشرة

من كتاب التاريخ الكامل للماسونية في كتاب واحد المؤلف سباروف فيكتور

الشروع في درجة الماجستير (قانون الغموض من الدرجة الثالثة) نقدم أدناه ، كما في حالة البدء في الماسونيين ومنح درجة التلمذة ، "مسرحية الغموض" من الدرجة الثالثة ، التي تم لعبها في البداية في درجة الماجستير. س: هل انت سيد؟ أوه نعم،

من كتاب التطور الإلهي. من أبو الهول إلى المسيح المؤلف شور إدوارد

الدرجة الأولى: الطبخ. العظة على الجبل وملكوت الله يبدأ عمل المسيح بجمال جليل وإعلان "ملكوت الله". يوجهنا هذا التنبؤ إلى تعاليمه الشعبية. في نفس الوقت ، هو تحضير لأعلى

من كتاب مصاصي الدماء في روسيا. كل ما تريد أن تعرفه عنهم! مؤلف باور الكسندر

الدرجة الثانية من الابتداء (التنقية). معجزات الشفاء. العلاج المسيحي في جميع الأسرار القديمة ، كان التحضير الأخلاقي والفكري متبوعًا بتنقية الروح ، والتي ينبغي أن تحيي فيها أعضاءً جديدةً وتعطيها لاحقًا القدرة على ذلك.

من كتاب كاليوسترو والماسونية المصرية المؤلف Kuzmishin E. L.

كيفية تحديد درجة فقدان الدم عندما يشرب مصاص الدماء الدم ، يشرب من نصف لتر إلى لتر ونصف من الدم في المرة الواحدة. يحتوي جسم الإنسان على خمسة إلى ستة لترات فقط من الدم ، لذا فإن فقدان الدم هذا لا يشكل بالضرورة تهديدًا على الحياة. ومع ذلك ، فإن مصاص الدماء

من كتاب الأسرار. الواضح بشكل لا يصدق على الأرض وما بعدها مؤلف فياتكين أركادي دميترييفيتش

قبول درجة المتدرب في زخرفة درجة المبتدئ للنزل والأثواب يجب تعليق جدران وسقف النزل بقطعة قماش زرقاء وبيضاء بدون مذهبة. يوجد فوق رأس السيد الموقر مثلث محاط بإشراق مع كتابة الاسم في وسطه.

من كتاب شفاء الروح. 100 تقنية تأمل وتمارين علاجية واسترخاء مؤلف راجنيش بهاجوان شري

القبول في زخرفة الدرجة المبتدئة للنزل والأثواب يجب تعليق جدران وسقف النزل بقطعة قماش زرقاء وبيضاء بدون طلاء بالذهب. فوق رأس السيد الجليل مثلث محاط بإشراق مكتوب في وسطه اسم "يهوه" ، مطرز

من كتاب نمذجة المستقبل في حلم المؤلف مير إيلينا

شهادة جامعية

من كتاب الكابالا. العالم العلوي. بداية الطريق مؤلف ليتمان مايكل

درجة الماجستير في المعبد الداخلي

من كتاب المؤلف

الماسوشية كدرجة قصوى من مصاص الدماء الطوعي بهذا المعنى ، فإن الماسوشية تشبه الاعتمادية. الماسوشيون هم أناس يستمدون أحاسيس ممتعة من معاناتهم الجسدية والعقلية. بعبارة أخرى ، يحبون أن يتعرضوا للضرب والتوبيخ والتخويف

من كتاب المؤلف

استعادة الإيقاع ... اضبط نفس الوقت للذهاب إلى الفراش - إذا كانت الساعة الحادية عشرة كل ليلة ، فهذا يعني أن الساعة 11. لا تغير هذه المرة ، وإلا فسوف تربك الجسد. الجسم

من كتاب المؤلف

التعافي بعد توزيع المعهد ، عملت كمهندس في مؤسسة مغلقة ، أدركت أنني كنت في المكان الخطأ ، لذلك قررت تغيير مهنتي ودخلت مدرسة الجاز للارتجال ، وبعد ذلك القسم الكلاسيكي في مدرسة الموسيقى.

من كتاب المؤلف

7.5 درجة الوعي بالشر كما هو موضح في مقال "إعطاء التوراة" ، تتحدد اللذة والنعيم بدرجة التشابه مع الخالق من حيث الخصائص ، بينما المعاناة ونفاد الصبر تحددها درجة الاختلاف عن المنشئ. وعليه فالأنانية مقززة ومؤلمة لنا بشكل لا يحتمل ،

الجزء 1. المهمة A5.

العناصر المحددة: الكهربية ، حالة الأكسدة و

تكافؤ العناصر الكيميائية.

كهرسلبية- القيمة التي تميز قدرة الذرة على استقطاب الروابط التساهمية. إذا كانت إلكترونات الرابطة في جزيء ثنائي الذرة من أ - ب تنجذب إلى الذرة ب بقوة أكبر من ذرة أ ، فإن الذرة ب تعتبر كهرسلبية أكثر من أ.

القدرة الكهربية للذرة هي قدرة الذرة في الجزيء (المركب) على جذب الإلكترونات التي تربطها بذرات أخرى.

تم تقديم مفهوم الكهربية (EO) بواسطة L.Puling (الولايات المتحدة الأمريكية ، 1932). تعتبر الخاصية الكمية للسلبية الكهربية للذرة مشروطة للغاية ولا يمكن التعبير عنها بوحدات من أي كميات فيزيائية ؛ لذلك ، تم اقتراح عدة مقاييس للتحديد الكمي لـ EO. حصل مقياس EC النسبي على أكبر قدر من الاعتراف والتوزيع:

قيم الكهربية للعناصر حسب Pauling

الكهربية χ (اليونانية تشي) - قدرة الذرة على الاحتفاظ بالإلكترونات الخارجية (التكافؤ). يتم تحديده من خلال درجة جذب هذه الإلكترونات إلى نواة موجبة الشحنة.

تتجلى هذه الخاصية في الروابط الكيميائية كتحول لإلكترونات الرابطة نحو ذرة أكثر كهرسلبية.

تعد القدرة الكهربية للذرات المشاركة في تكوين رابطة كيميائية أحد العوامل الرئيسية التي تحدد ليس فقط النوع ، ولكن أيضًا خصائص هذه الرابطة ، وبالتالي تؤثر على طبيعة التفاعل بين الذرات أثناء التفاعل الكيميائي.

في مقياس السالبية الكهربية النسبية للعناصر بواسطة L.Puling (تم تجميعه على أساس طاقات روابط الجزيئات ثنائية الذرة) ، يتم ترتيب العناصر العضوية والعضوية في الصف التالي:

تخضع القدرة الكهربية للعناصر للقانون الدوري: فهي تنمو من اليسار إلى اليمين في فترات ومن أسفل إلى أعلى في المجموعات الفرعية الرئيسية لـ D.I. مندليف.

الكهربية ليست ثابتًا مطلقًا لعنصر ما. يعتمد ذلك على الشحنة الفعالة للنواة الذرية ، والتي يمكن أن تتغير تحت تأثير الذرات المجاورة أو مجموعات الذرات ، ونوع المدارات الذرية وطبيعة تهجينها.

حالة الأكسدةهي الشحنة الشرطية لذرات عنصر كيميائي في مركب ، محسوبة من افتراض أن المركبات تتكون فقط من أيونات.

يمكن أن يكون لحالات الأكسدة قيمة موجبة أو سالبة أو صفرية ، ويتم وضع العلامة قبل الرقم: -1 ، -2 ، +3 ، على عكس شحنة الأيون ، حيث يتم وضع العلامة بعد الرقم.

في الجزيئات ، المجموع الجبري لحالات أكسدة العناصر ، مع الأخذ في الاعتبار عدد ذراتها ، هو 0.

تكون حالات أكسدة المعادن في المركبات موجبة دائمًا ، وتتوافق أعلى حالة أكسدة مع رقم المجموعة للنظام الدوري حيث يوجد هذا العنصر (باستثناء بعض العناصر: الذهب Au + 3 (المجموعة الأولى) ، النحاس + 2 (II) ، من المجموعة الثامنة ، يمكن أن تكون حالة الأكسدة +8 فقط في osmium Os و ruthenium Ru.

يمكن أن تكون درجات اللافلزات موجبة وسالبة على حد سواء ، اعتمادًا على الذرة التي تتصل بها: إذا كانت مع ذرة معدنية ، فهي دائمًا سالبة ، إذا كانت غير معدنية ، فيمكن أن تكون + و - ( سوف تتعلم عن هذا عند دراسة عدد من الكهربية). يمكن العثور على أعلى حالة أكسدة سالبة لغير المعادن عن طريق طرح رقم المجموعة التي يقع فيها هذا العنصر من 8 ، أعلى قيمة موجبة تساوي عدد الإلكترونات في الطبقة الخارجية (عدد الإلكترونات يتوافق مع رقم المجموعة).

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

جدول يوضح الدرجات الثابتة للعناصر الأكثر استخدامًا:

درجة الأكسدة (رقم الأكسدة ، الشحنة الرسمية) هي قيمة شرطية مساعدة لتسجيل عمليات الأكسدة والاختزال وتفاعلات الأكسدة والاختزال ، وهي القيمة العددية للشحنة الكهربائية المنسوبة إلى ذرة في جزيء على افتراض أن أزواج الإلكترون تنفيذ الرابطة يتم تحويلها بالكامل نحو المزيد من الذرات الكهربية.

تشكل الأفكار حول درجة الأكسدة الأساس لتصنيف وتسمية المركبات غير العضوية.

درجة الأكسدة هي قيمة شرطية بحتة ليس لها معنى فيزيائي ، ولكنها تميز تكوين رابطة كيميائية للتفاعل بين الذرات في الجزيء.

تكافؤ العناصر الكيميائية -(من valens اللاتينية - امتلاك القوة) - قدرة ذرات العناصر الكيميائية على تكوين عدد معين من الروابط الكيميائية مع ذرات عناصر أخرى. في المركبات المتكونة بمساعدة الروابط الأيونية ، يتم تحديد تكافؤ الذرات بعدد الإلكترونات المرفقة أو المتبرع بها. في المركبات ذات الروابط التساهمية ، يتم تحديد تكافؤ الذرات بعدد أزواج الإلكترونات الاجتماعية المتكونة.

التكافؤ الدائم:

تذكر:

حالة الأكسدة هي الشحنة المشروطة لذرات عنصر كيميائي في مركب ، محسوبة من افتراض أن جميع الروابط أيونية بطبيعتها.

1. عنصر في مادة بسيطة له حالة أكسدة صفرية. (نحاس ، H2)

2. مجموع حالات الأكسدة لجميع الذرات في جزيء المادة هو صفر.

3. جميع المعادن لها حالة أكسدة موجبة.

4. البورون والسيليكون في المركبات لهما حالات أكسدة موجبة.

5. للهيدروجين حالة أكسدة (+1) في المركبات باستثناء الهيدرات

(مركبات الهيدروجين مع معادن المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعتين الأولى والثانية ، حالة الأكسدة -1 ، على سبيل المثال Na + H -)

6. للأكسجين حالة أكسدة (-2) ، باستثناء مزيج الأكسجين مع الفلور OF2 ، حالة أكسدة الأكسجين (+2) ، حالة أكسدة الفلور (-1). وفي بيروكسيدات H 2 O 2 - درجة أكسدة الأكسجين (-1) ؛

7. الفلور له حالة أكسدة (-1).

الكهربية هي خاصية لذرات HeMe لجذب أزواج الإلكترونات المشتركة. تتمتع الكهربية بالاعتماد نفسه على الخصائص غير المعدنية: فهي تزداد في الفترة (من اليسار إلى اليمين) ، وتضعف في المجموعة (أعلى).

العنصر الأكثر كهرسلبية هو الفلور ، يليه الأكسجين والنيتروجين ... إلخ.

خوارزمية إكمال المهمة في النسخة التجريبية:

ممارسه الرياضه:

تقع ذرة الكلور في المجموعة 7 ، لذلك يمكن أن يكون لها حالة أكسدة قصوى تبلغ +7.

تظهر ذرة الكلور هذه الدرجة من الأكسدة في مادة HClO4.

دعنا نتحقق من ذلك: العنصران الكيميائيان ، الهيدروجين والأكسجين ، لهما حالات أكسدة ثابتة ويساويان +1 و -2 ، على التوالي. عدد حالات الأكسدة للأكسجين (-2) 4 = (- 8) ، للهيدروجين (+1) 1 = (+ 1). عدد حالات الأكسدة الموجبة يساوي عدد الحالات السالبة. إذن (-8) + (+ 1) = (- 7). هذا يعني أن عدد الدرجات الموجبة لذرة الكروم هو 7 ، نكتب حالات الأكسدة للعناصر. حالة أكسدة الكلور هي +7 في مركب HClO4.

الجواب: الخيار 4. حالة أكسدة الكلور هي +7 في مركب HClO4.

صيغ مختلفة للمهمة A5:

3. حالة أكسدة الكلور في الكالسيوم (ClO 2) 2

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

4. العنصر لديه أقل كهرسلبية

5. أدنى حالة أكسدة من المنغنيز في المركب

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

6. يظهر النيتروجين حالة أكسدة +3 في كل من المركبين

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. تكافؤ العنصر

1) عدد السندات التي شكلتها

2) عدد الروابط التي تكونها

3) عدد الروابط التساهمية التي تكونها

4) حالات الأكسدة مع الإشارة المعاكسة

8. يظهر النيتروجين أقصى حالة أكسدة في المركب

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

درس الفيديو 2: درجة أكسدة العناصر الكيميائية

درس الفيديو 3: التكافؤ. تعريف التكافؤ

محاضرة: كهرسلبية. حالة الأكسدة وتكافؤ العناصر الكيميائية

كهرسلبية

كهرسلبية- هذه هي قدرة الذرات على جذب إلكترونات الذرات الأخرى إلى نفسها للتواصل معها.

من السهل الحكم على كهرسلبية عنصر كيميائي من الجدول. تذكر ، في أحد دروسنا قيل إنه يزداد عند الانتقال من اليسار إلى اليمين عبر فترات في الجدول الدوري والانتقال من أسفل إلى أعلى في مجموعات.

على سبيل المثال ، بالنظر إلى مهمة تحديد أي عنصر من السلسلة المقترحة هو الأكثر كهرسلبية: C (كربون) ، N (نيتروجين) ، O (أكسجين) ، S (كبريت)؟ ننظر إلى الجدول ونجد أن هذا هو O ، لأنه على اليمين وفوق الباقي.

ما هي العوامل التي تؤثر على الكهربية؟ هو - هي:

نصف قطر الذرة ، كلما كان أصغر ، زادت الكهربية.
إن ملء غلاف التكافؤ بالإلكترونات ، فكلما زاد عددهم ، زادت القدرة الكهربية.

من بين جميع العناصر الكيميائية ، يعتبر الفلور هو الأكثر كهرسلبية ، لأنه يحتوي على نصف قطر ذري صغير و 7 إلكترونات في غلاف التكافؤ.

تشمل العناصر ذات القدرة الكهربية المنخفضة الفلزات الأرضية القلوية والقلوية. لديهم أنصاف أقطار كبيرة وعدد قليل جدًا من الإلكترونات في الغلاف الخارجي.

لا يمكن أن تكون قيم الكهربية للذرة ثابتة ، لأن يعتمد على العديد من العوامل ، بما في ذلك تلك المذكورة أعلاه ، وكذلك درجة الأكسدة ، والتي يمكن أن تختلف بالنسبة لنفس العنصر. لذلك ، من المعتاد الحديث عن نسبية قيم الكهربية. يمكنك استخدام المقاييس التالية:

ستحتاج إلى قيم كهرسلبية عند كتابة الصيغ للمركبات الثنائية المكونة من عنصرين. على سبيل المثال ، صيغة أكسيد النحاس هي Cu 2 O - يجب أن يكون العنصر الأول هو العنصر الذي تكون سلبيته الكهربية أقل.

في لحظة تكوين رابطة كيميائية ، إذا كان الفرق في الكهربية بين العناصر أكبر من 2.0 ، يتم تكوين رابطة قطبية تساهمية ، إذا كانت أقل ، رابطة أيونية.

حالة الأكسدة

حالة الأكسدة (كو)- هذه هي الشحنة المشروطة أو الحقيقية للذرة في المركب: شرطي - إذا كانت الرابطة قطبية تساهمية ، حقيقية - إذا كانت الرابطة أيونية.

تكتسب الذرة شحنة موجبة عندما تتبرع بالإلكترونات ، وشحنة سالبة عندما تستقبل الإلكترونات.

حالات الأكسدة مكتوبة فوق الرموز الموقعة «+»/«-» . هناك أيضًا شركات وسيطة. الحد الأقصى لثاني أكسيد الكربون للعنصر موجب ويساوي رقم المجموعة ، والحد الأدنى السلبي للمعادن هو صفر ، بالنسبة لغير المعادن = (رقم المجموعة - 8). العناصر ذات الحد الأقصى من ثاني أكسيد الكربون تقبل الإلكترونات فقط ، وبحد أدنى ، فإنها تتخلى عنها فقط. يمكن للعناصر التي تحتوي على COs وسيطة التبرع بالإلكترونات وقبولها.

ضع في اعتبارك بعض القواعد التي يجب اتباعها لتحديد CO:

يساوي أول أكسيد الكربون لجميع المواد البسيطة صفرًا.

مجموع كل ذرات ثاني أكسيد الكربون في الجزيء يساوي أيضًا صفرًا ، نظرًا لأن أي جزيء متعادل كهربائيًا.

في المركبات ذات الرابطة التساهمية غير القطبية ، يكون ثاني أكسيد الكربون صفراً (O 2 0) ، ومع الرابطة الأيونية يكون مساوياً لشحنات الأيونات (Na + Cl - CO صوديوم +1 ، كلور -1). تعتبر عناصر ثاني أكسيد الكربون للمركبات ذات الرابطة القطبية التساهمية كما في الرابطة الأيونية (H: Cl \ u003d H + Cl - ، ومن ثم H +1 Cl -1).

العناصر الموجودة في المركب التي لها أعلى كهرسلبية لها حالات أكسدة سالبة إذا كانت أقلها موجبة. بناءً على ذلك ، يمكننا أن نستنتج أن المعادن لها حالة أكسدة "+" فقط.

حالات الأكسدة المستمرة:

معادن قلوية +1.

جميع معادن المجموعة الثانية +2. استثناء: Hg +1، +2.

المنيوم +3.

الهيدروجين +1. استثناء: هيدرات المعادن النشطة NaH ، CaH 2 ، وما إلى ذلك ، حيث تكون حالة أكسدة الهيدروجين –1.
الأكسجين -2. استثناء: F 2 -1 O +2 والبيروكسيدات التي تحتوي على مجموعة О ، والتي تكون فيها حالة أكسدة الأكسجين –1.

عندما تتشكل الرابطة الأيونية ، يكون هناك انتقال معين للإلكترون ، من ذرة أقل كهرسلبية إلى ذرة ذات طاقة كهربائية أكبر. أيضًا ، في هذه العملية ، تفقد الذرات دائمًا حيادها الكهربائي وتتحول بعد ذلك إلى أيونات. تتشكل الشحنات الصحيحة بنفس الطريقة. عندما يتم تكوين رابطة قطبية تساهمية ، ينتقل الإلكترون جزئيًا فقط ، لذلك تنشأ الشحنات الجزئية.

التكافؤ

التكافؤ- هذه هي قدرة الذرات على تكوين n - عدد الروابط الكيميائية مع ذرات العناصر الأخرى.

والتكافؤ هو قدرة الذرة على إبقاء الذرات الأخرى بالقرب منها. كما تعلم من دورة الكيمياء المدرسية ، ترتبط الذرات المختلفة ببعضها البعض بواسطة إلكترونات من مستوى الطاقة الخارجي. يبحث الإلكترون غير المزاوج عن زوج لنفسه من ذرة أخرى. تسمى إلكترونات المستوى الخارجي إلكترونات التكافؤ. هذا يعني أنه يمكن تعريف التكافؤ أيضًا على أنه عدد أزواج الإلكترونات التي تربط الذرات ببعضها البعض. انظر إلى الصيغة الهيكلية للماء: H - O - N. كل اندفاعة هي زوج إلكترون ، مما يعني أنها تظهر التكافؤ ، أي الأكسجين هنا له شرطان ، مما يعني أنه ثنائي التكافؤ ، وشرطة واحدة تأتي من جزيئات الهيدروجين ، مما يعني أن الهيدروجين أحادي التكافؤ. عند الكتابة ، تتم الإشارة إلى التكافؤ بالأرقام الرومانية: O (II) ، H (I). يمكن أيضًا وضعه فوق عنصر.

التكافؤ إما ثابت أو متغير. على سبيل المثال ، في الفلزات القلوية ، يكون ثابتًا ويساوي I لكن الكلور في المركبات المختلفة يظهر التكافؤ الأول والثالث والخامس والسابع.

كيف تحدد تكافؤ عنصر؟

دعنا نعود إلى الجدول الدوري. تمتلك معادن المجموعات الفرعية الرئيسية تكافؤًا ثابتًا ، لذا فإن معادن المجموعة الأولى لها تكافؤ I ، والثاني من II. وبالنسبة لمعادن المجموعات الفرعية الثانوية ، يكون التكافؤ متغيرًا. كما أنه متغير لغير المعادن. أعلى تكافؤ للذرة يساوي رقم المجموعة ، وأدناها = رقم المجموعة - 8. صياغة مألوفة. هل هذا يعني أن التكافؤ يتزامن مع حالة الأكسدة. تذكر أن التكافؤ قد يتزامن مع درجة الأكسدة ، لكن هذه المؤشرات ليست متطابقة مع بعضها البعض. لا يمكن أن تحتوي التكافؤ على علامة = / - ولا يمكن أيضًا أن تكون صفرًا.

الطريقة الثانية لتحديد التكافؤ بالصيغة الكيميائية ، إذا كان التكافؤ الثابت لأحد العناصر معروفًا. على سبيل المثال ، خذ صيغة أكسيد النحاس: CuO. تكافؤ الأكسجين II. نرى أن هناك ذرة نحاس واحدة لكل ذرة أكسجين في هذه الصيغة ، مما يعني أن تكافؤ النحاس هو II. لنأخذ الآن صيغة أكثر تعقيدًا: Fe 2 O 3. تكافؤ ذرة الأكسجين هو II. هناك ثلاث ذرات من هذا القبيل هنا ، نضرب 2 * 3 \ u003d 6. وجدنا أن هناك 6 تكافؤ لذرتين من الحديد. لنكتشف تكافؤ ذرة حديد واحدة: 6: 2 = 3. لذا فإن تكافؤ الحديد هو III.

بالإضافة إلى ذلك ، عندما يكون من الضروري تقييم "الحد الأقصى للتكافؤ" ، يجب على المرء دائمًا أن ينطلق من التكوين الإلكتروني الموجود في حالة "الإثارة".

من بين التفاعلات الكيميائية ، بما في ذلك تلك الموجودة في الطبيعة ، تفاعلات الأكسدة والاختزالهي الأكثر شيوعًا. وتشمل هذه ، على سبيل المثال ، التمثيل الضوئي ، والتمثيل الغذائي ، والعمليات البيولوجية ، وكذلك احتراق الوقود ، وإنتاج المعادن ، والعديد من التفاعلات الأخرى. لطالما استخدمت تفاعلات الأكسدة والاختزال بنجاح من قبل البشر لأغراض مختلفة ، لكن النظرية الإلكترونية لعمليات الأكسدة والاختزال نفسها ظهرت مؤخرًا - في بداية القرن العشرين.

من أجل الانتقال إلى النظرية الحديثة للأكسدة والاختزال ، من الضروري تقديم عدة مفاهيم - هذه هي التكافؤ وحالة الأكسدة وهيكل قذائف الذرات الإلكترونية. بدراسة أقسام مثل ، العناصر ، ووجدنا بالفعل هذه المفاهيم. بعد ذلك ، دعونا نلقي نظرة عليها بمزيد من التفصيل.

التكافؤ وحالة الأكسدة

التكافؤ- مفهوم معقد نشأ جنبًا إلى جنب مع مفهوم الرابطة الكيميائية ويتم تعريفه على أنه خاصية الذرات لربط أو استبدال عدد معين من ذرات عنصر آخر ، أي هي قدرة الذرات على تكوين روابط كيميائية في المركبات. في البداية ، تم تحديد التكافؤ بواسطة الهيدروجين (تم أخذ التكافؤ يساوي 1) أو الأكسجين (التكافؤ يساوي 2). في وقت لاحق ، بدأوا في التمييز بين التكافؤ الإيجابي والسلبي. من الناحية الكمية ، تتميز التكافؤ الموجب بعدد الإلكترونات التي تبرعت بها الذرة ، أما التكافؤ السالب فيتميز بعدد الإلكترونات التي يجب ربطها بالذرة لتنفيذ قاعدة الثمانيات (أي إكمال مستوى الطاقة الخارجية). لاحقًا ، بدأ مفهوم التكافؤ في الجمع بين طبيعة الروابط الكيميائية التي تنشأ بين الذرات في تركيبتها.

كقاعدة عامة ، يتوافق أعلى تكافؤ للعناصر مع رقم المجموعة في النظام الدوري. ولكن ، كما هو الحال مع جميع القواعد ، هناك استثناءات: على سبيل المثال ، يقع النحاس والذهب في المجموعة الأولى من النظام الدوري ويجب أن يكون تكافؤهما مساويًا لرقم المجموعة ، أي 1 ، ولكن في الواقع أعلى قيمة تكافؤ للنحاس هي 2 ، والذهب - 3.

حالة الأكسدةيُطلق عليه أحيانًا رقم الأكسدة أو التكافؤ الكهروكيميائي أو حالة الأكسدة وهو مفهوم شرطي. وبالتالي ، عند حساب درجة الأكسدة ، يُفترض أن الجزيء هو الأيونات فقط ، على الرغم من أن معظم المركبات ليست أيونية على الإطلاق. من الناحية الكمية ، يتم تحديد حالة أكسدة ذرات العنصر في المركب من خلال عدد الإلكترونات المرتبطة بالذرة أو المزاحة من الذرة. وبالتالي ، في حالة عدم وجود إزاحة الإلكترون ، ستكون حالة الأكسدة صفرًا ، مع إزاحة الإلكترون نحو ذرة معينة ، ستكون سالبة ، ومع الإزاحة بعيدًا عن ذرة معينة ، ستكون موجبة.

تعريف حالة أكسدة الذراتيجب عليك اتباع القواعد التالية:

في جزيئات المواد والمعادن البسيطة ، تكون حالة أكسدة الذرات هي 0.
يحتوي الهيدروجين في جميع المركبات تقريبًا على حالة أكسدة تساوي +1 (وفقط في هيدرات المعادن النشطة التي تساوي -1).
بالنسبة لذرات الأكسجين في مركباتها ، تكون حالة الأكسدة -2 (استثناءات: OF 2 وبيروكسيدات المعادن ، تكون حالة أكسدة الأكسجين +2 و -1 ، على التوالي).
تحتوي ذرات الفلور القلوي (+1) والأرض القلوية (+2) ، وكذلك الفلور (-1) أيضًا على حالة أكسدة ثابتة
في المركبات الأيونية البسيطة ، تكون حالة الأكسدة متساوية في الحجم وتدل على شحنتها الكهربائية.
بالنسبة للمركب التساهمي ، كلما كان للذرة الأكثر كهربيًا حالة أكسدة بعلامة "-" ، وتكون للذرة الأقل كهرسلبية علامة "+".
للمركبات المعقدة تشير إلى درجة أكسدة الذرة المركزية.
مجموع حالات الأكسدة للذرات في الجزيء هو صفر.

على سبيل المثال ، دعنا نحدد حالة أكسدة Se في المركب H 2 SeO 3

إذن ، حالة أكسدة الهيدروجين هي +1 ، أكسجين -2 ، ومجموع كل حالات الأكسدة هو 0 ، سنقوم بعمل تعبير ، مع الأخذ في الاعتبار عدد الذرات في مركب H 2 + Se x O 3 -2 :

(+1) 2 + س + (- 2) 3 = 0 من أين

أولئك. H 2 + Se +4 O 3 -2

معرفة قيمة حالة الأكسدة لعنصر ما في المركب ، فمن الممكن التنبؤ بخصائصه الكيميائية وتفاعله فيما يتعلق بالمركبات الأخرى ، وأيضًا ما إذا كان هذا المركب الحد من وكيلأو عامل مؤكسد. تم تطوير هذه المفاهيم بالكامل في نظريات الأكسدة والاختزال:

أكسدة- هي عملية فقدان الإلكترونات بواسطة ذرة أو أيون أو جزيء مما يؤدي إلى زيادة درجة الأكسدة.

Al 0 -3e - = Al +3 ؛

2O -2 -4e - \ u003d O 2 ؛

2Cl - -2e - \ u003d Cl 2

استعادة -هي العملية التي تكتسب بها ذرة أو أيون أو جزيء إلكترونات ، مما يؤدي إلى انخفاض في حالة الأكسدة.

Ca +2 + 2e - = Ca 0 ؛

2H + 2e - \ u003d H 2

المؤكسدات- المركبات التي تقبل الإلكترونات أثناء تفاعل كيميائي ، و تقليل الوكلاءهي مركبات تتبرع بالإلكترون. تتأكسد عوامل الاختزال أثناء التفاعل ، ويتم تقليل العوامل المؤكسدة.
جوهر تفاعلات الأكسدة والاختزال- حركة الإلكترونات (أو إزاحة أزواج الإلكترونات) من مادة إلى أخرى ، مصحوبة بتغيير في حالات أكسدة الذرات أو الأيونات. في مثل هذه التفاعلات ، لا يمكن أن يتأكسد أحد العناصر دون اختزال الآخر ، لأن. يتسبب نقل الإلكترونات دائمًا في كل من الأكسدة والاختزال. وبالتالي ، فإن العدد الإجمالي للإلكترونات المأخوذة من عنصر واحد أثناء الأكسدة يتطابق مع عدد الإلكترونات التي يتلقاها عنصر آخر أثناء الاختزال.

لذلك ، إذا كانت العناصر الموجودة في المركبات في أعلى حالات الأكسدة ، فإنها ستظهر فقط خصائص مؤكسدة ، نظرًا لحقيقة أنها لم تعد قادرة على التبرع بالإلكترونات. على العكس من ذلك ، إذا كانت العناصر الموجودة في المركبات في أدنى حالات الأكسدة ، فإنها تظهر فقط خصائص مختزلة ، لأن لم يعد بإمكانهم إضافة إلكترونات. يمكن أن تكون ذرات العناصر في حالة أكسدة وسيطة ، اعتمادًا على ظروف التفاعل ، عوامل مؤكسدة ومختزلة. دعنا نعطي مثالاً: الكبريت في أعلى حالة أكسدة له +6 في مركب H 2 SO 4 يمكن أن يظهر فقط خصائص مؤكسدة ، في مركب H 2S - الكبريت في أدنى حالة أكسدة -2 وسيظهر فقط خصائص مختزلة ، و في حالة H 2 SO 3 في حالة أكسدة وسيطة تبلغ +4 ، يمكن أن يكون الكبريت عامل مؤكسد وعامل اختزال.

بناءً على قيم حالات الأكسدة للعناصر ، من الممكن التنبؤ باحتمالية حدوث تفاعل بين المواد. من الواضح أنه إذا كان كلا العنصرين في مركباتهما في حالة أكسدة أعلى أو أقل ، فإن التفاعل بينهما يكون مستحيلًا. يكون التفاعل ممكنًا إذا كان أحد المركبات يمكن أن يُظهر خصائص مؤكسدة ، بينما يمكن أن يُظهر الآخر خصائص مختزلة. على سبيل المثال ، في HI و H 2 S ، يكون كل من اليود والكبريت في أدنى حالات الأكسدة (-1 و -2) ويمكن أن تكون عوامل اختزال فقط ، وبالتالي ، لن يتفاعل كل منهما مع الآخر. لكنها ستتفاعل تمامًا مع H 2 SO 4 ، والتي تتميز بخصائص الاختزال ، tk. الكبريت هنا في أعلى حالة أكسدة.

يتم عرض أهم عوامل الاختزال والعوامل المؤكسدة في الجدول التالي.

المرممون
ذرات محايدة	المخطط العام م-ن →مينيسوتا + جميع المعادن بالإضافة إلى الهيدروجين والكربون أقوى عوامل الاختزال هي الفلزات الأرضية القلوية والقلوية ، وكذلك اللانثانيدات والأكتينيدات. عوامل الاختزال الضعيفة - المعادن النبيلة - Au ، Ag ، Pt ، Ir ، Os ، Pd ، Ru ، Rh. في المجموعات الفرعية الرئيسية للنظام الدوري ، تزداد قدرة الذرات المحايدة مع زيادة الرقم التسلسلي.
أيونات غير معدنية سالبة الشحنة	المخطط العام E +شمال شرق - → E.ن- تعتبر الأيونات السالبة عوامل اختزال قوية نظرًا لحقيقة أنها يمكن أن تتبرع بكل من الإلكترونات الزائدة وإلكتروناتها الخارجية. تزداد القدرة التجديدية ، بنفس الشحنة ، مع زيادة نصف قطر الذرة. على سبيل المثال ، أنا عامل اختزال أقوى من Br - و Cl -. S 2 ، Se 2 ، Te 2 ، ويمكن أيضًا أن تكون عوامل اختزال أخرى.
أيونات المعادن موجبة الشحنة من أدنى حالة أكسدة	يمكن لأيونات المعادن ذات أدنى حالة أكسدة أن تظهر خصائص مختزلة إذا كانت تتميز بحالات ذات حالة أكسدة أعلى. فمثلا، Sn 2+ -2e - → Sn 4+ Cr 2+ -e - → Cr 3+ Cu + -e - → Cu 2+
أيونات معقدة وجزيئات تحتوي على ذرات في حالة أكسدة وسيطة	يمكن أن تظهر الأيونات المعقدة أو المعقدة ، وكذلك الجزيئات ، خصائص مختزلة إذا كانت الذرات التي تتكون منها في حالة أكسدة وسيطة. فمثلا، SO 3 2- و NO 2 - و AsO 3 3- و 4- و SO 2 و CO و NO وغيرها.
	الكربون ، وأول أكسيد الكربون (II) ، والحديد ، والزنك ، والألمنيوم ، والقصدير ، وحمض الكبريت ، وكبريتيت الصوديوم وثنائي كبريتيت الصوديوم ، وكبريتيد الصوديوم ، وثيوسلفات الصوديوم ، والهيدروجين ، والتيار الكهربائي
المؤكسدات
ذرات محايدة	المخطط العام E + ne- → E n- العوامل المؤكسدة هي ذرات عنصر p. غير المعادن النموذجية هي الفلور والأكسجين والكلور. أقوى العوامل المؤكسدة هي الهالوجينات والأكسجين. في المجموعات الفرعية الرئيسية للمجموعات 7 و 6 و 5 و 4 ، من الأعلى إلى الأسفل ، ينخفض النشاط التأكسدي للذرات
أيونات معدنية موجبة الشحنة	تظهر جميع أيونات المعادن موجبة الشحنة خصائص مؤكسدة بدرجات متفاوتة. من بين هذه العوامل ، أقوى العوامل المؤكسدة هي الأيونات بدرجة عالية من الأكسدة ، على سبيل المثال ، Sn 4+ ، Fe 3+ ، Cu 2+. أيونات المعادن النبيلة ، حتى في حالة الأكسدة المنخفضة ، هي عوامل مؤكسدة قوية.
الأيونات والجزيئات المركبة التي تحتوي على ذرات معدنية في أعلى حالة أكسدة	العوامل المؤكسدة النموذجية هي المواد التي تحتوي على ذرات معدنية في حالة أعلى حالة أكسدة. على سبيل المثال ، KMnO4 ، K2Cr2O7 ، K2CrO4 ، HAuCl4.
الأيونات والجزيئات المركبة التي تحتوي على ذرات غير فلزية في حالة أكسدة إيجابية	وهي عبارة عن أحماض تحتوي على الأكسجين بشكل أساسي ، بالإضافة إلى الأكاسيد والأملاح المقابلة لها. على سبيل المثال ، SO 3 و H 2 SO 4 و HClO و HClO 3 و NaOBr وغيرها. في صف واحد H2SO4 →H2SeO4 →H6تيو 6يزيد نشاط الأكسدة من حمض الكبريتيك إلى حمض التيلوريك. في صف واحد HClO-HClO 2 -HClO 3 -حمض الهيدروكلوريك 4 HBrO - HBrO 3 - HIO - HIO 3 - HIO 4 ، H5IO 6 يزيد النشاط التأكسدي من اليمين إلى اليسار ، بينما تزداد الحموضة من اليسار إلى اليمين.
أهم عوامل الاختزال في الممارسة الهندسية والمخبرية	الأكسجين ، الأوزون ، برمنجنات البوتاسيوم ، أحماض الكروميك وثنائي الكروميك ، حمض النيتريك ، حمض النيتروز ، حمض الكبريتيك (conc) ، بيروكسيد الهيدروجين ، التيار الكهربائي ، حمض البيركلوريك ، ثاني أكسيد المنغنيز ، ثاني أكسيد الرصاص ، الكلور ، محاليل هيبوكلوريت البوتاسيوم والصوديوم ، هيبوكلوريت البوتاسيوم ، سداسي البوتاسيوم (III).

فئات ،