Keemiliste elementide valents ja oksüdatsiooniaste. Keemiliste elementide elektronegatiivsus, oksüdatsiooniaste ja valents

Osa 1. Ülesanne A5.

Kontrollitud üksused: Elektronegatiivsus Oksüdatsiooniaste ja

keemiliste elementide valents.

Elektronegatiivsus-väärtus, mis iseloomustab aatomi võimet polariseerida kovalentseid sidemeid. Kui kaheaatomilises molekulis A - B tõmbuvad sideelektronid aatomi B poole tugevamini kui aatomi A poole, siis loetakse aatomit B elektronegatiivsemaks kui A.

Aatomi elektronegatiivsus on molekulis (ühendis) oleva aatomi võime meelitada ligi elektrone, mis seovad seda teiste aatomitega.

Elektronegatiivsuse (EO) mõiste võttis kasutusele L. Pauling (USA, 1932). Aatomi elektronegatiivsuse kvantitatiivne tunnus on väga tinglik ja seda ei saa väljendada ühegi füüsikalise suuruse ühikutes, seetõttu on EO kvantitatiivseks määramiseks välja pakutud mitu skaalat. Suhtelise EK skaala on pälvinud suurima tunnustuse ja leviku:

Elementide elektronegatiivsuse väärtused Paulingi järgi

Elektronegatiivsus χ (kreeka chi) – aatomi võime hoida kinni väliseid (valents)elektrone. Selle määrab nende elektronide külgetõmbeaste positiivselt laetud tuuma suhtes.

See omadus avaldub keemilistes sidemetes sideme elektronide nihkumisena elektronegatiivsema aatomi suunas.

Keemilise sideme moodustumisel osalevate aatomite elektronegatiivsus on üks peamisi tegureid, mis määrab mitte ainult selle sideme TÜÜBI, vaid ka OMADUSED ning seega mõjutab keemilise reaktsiooni käigus toimuva aatomitevahelise interaktsiooni olemust.

L. Paulingi elementide suhtelise elektronegatiivsuse skaalal (koostatud kaheaatomiliste molekulide sidemeenergiate põhjal) on metallid ja organogeensed elemendid paigutatud järgmisele reale:

Elementide elektronegatiivsus järgib perioodilist seadust: see kasvab periooditi vasakult paremale ja D.I peamistes alarühmades alt üles. Mendelejev.

Elektronegatiivsus ei ole elemendi absoluutne konstant. See sõltub aatomituuma efektiivsest laengust, mis võib muutuda naaberaatomite või aatomirühmade mõjul, aatomiorbitaalide tüübist ja nende hübridisatsiooni olemusest.

Oksüdatsiooni olek on ühendi keemilise elemendi aatomite tingimuslik laeng, mis on arvutatud eeldusel, et ühendid koosnevad ainult ioonidest.

Oksüdatsiooniastmetel võib olla positiivne, negatiivne või nullväärtus ning märk asetatakse enne arvu: -1, -2, +3, erinevalt iooni laengust, kus märk asetatakse arvu järele.

Molekulides on elementide oksüdatsiooniastmete algebraline summa, võttes arvesse nende aatomite arvu, 0.

Metallide oksüdatsiooniastmed ühendites on alati positiivsed, kõrgeim oksüdatsiooniaste vastab perioodilise süsteemi rühmanumbrile, kus see element asub (v.a mõned elemendid: kuld Au + 3 (rühm I), Cu + 2 (II), VIII rühmast võib oksüdatsiooniaste +8 olla ainult osmiumi Os ja ruteeniumis Ru.

Mittemetallide astmed võivad olla nii positiivsed kui ka negatiivsed, olenevalt sellest, millise aatomiga see on ühendatud: kui metalliaatomiga, siis on see alati negatiivne, kui mittemetalliga, siis võib olla nii + kui - ( saate sellest teada, kui uurite mitmeid elektronegatiivsust) . Mittemetallide kõrgeima negatiivse oksüdatsiooniastme saab leida, lahutades 8-st selle rühma arvu, milles see element asub, kõrgeim positiivne on võrdne elektronide arvuga väliskihis (elektronide arv vastab rühma number).

Lihtainete oksüdatsiooniaste on 0, olenemata sellest, kas tegemist on metalli või mittemetalliga.

Tabel, kus on näidatud kõige sagedamini kasutatavate elementide konstantsed kraadid:

Oksüdatsiooniaste (oksüdatsiooniarv, formaalne laeng) on abitingimuslik väärtus oksüdatsiooni-, redutseerimis- ja redoksreaktsioonide protsesside registreerimiseks, elektrilaengu arvväärtus, mis omistatakse molekulis olevale aatomile eeldusel, et elektronide paarid Side on täielikult nihkunud elektronegatiivsemate aatomite poole.

Ideed oksüdatsiooniastme kohta on anorgaaniliste ühendite klassifitseerimise ja nomenklatuuri aluseks.

Oksüdatsiooniaste on puhtalt tingimuslik väärtus, millel puudub füüsiline tähendus, kuid mis iseloomustab aatomitevahelise interaktsiooni keemilise sideme teket molekulis.

Keemiliste elementide valents -(ladina keelest valens - millel on jõud) - keemiliste elementide aatomite võime moodustada teatud arv keemilisi sidemeid teiste elementide aatomitega. Ioonsete sidemete abil moodustunud ühendites määrab aatomite valentsuse kinnitunud või loovutatud elektronide arv. Kovalentsete sidemetega ühendites määrab aatomite valentsuse moodustunud sotsialiseerunud elektronpaaride arv.

Püsiv valents:

Pidage meeles:

Oksüdatsiooniaste on ühendis sisalduva keemilise elemendi aatomite tingimuslik laeng, mis arvutatakse eeldusel, et kõik sidemed on oma olemuselt ioonsed.

1. Lihtaine elemendi oksüdatsiooniaste on null. (Cu, H2)

2. Aine molekuli kõigi aatomite oksüdatsiooniastmete summa on null.

3. Kõikidel metallidel on positiivne oksüdatsiooniaste.

4. Booril ja ränil ühendites on positiivne oksüdatsiooniaste.

5. Vesinikul on ühendites oksüdatsiooniaste (+1) Välja arvatud hüdriidid

(vesinikühendid esimese ja teise rühma põhialarühma metallidega, oksüdatsiooniaste -1, näiteks Na + H -)

6. Hapniku oksüdatsiooniaste on (-2), välja arvatud hapniku kombinatsioon fluoriga OF2, hapniku oksüdatsiooniaste (+2), fluori oksüdatsiooniaste (-1) . Ja peroksiidides H 2 O 2 - hapniku oksüdatsiooniaste (-1);

7. Fluoril on oksüdatsiooniaste (-1).

Elektronegatiivsus on HeMe aatomite omadus meelitada ligi jagatud elektronpaare. Elektronegatiivsusel on sama sõltuvus kui mittemetallilistel omadustel: see suureneb perioodi jooksul (vasakult paremale) ja nõrgeneb rühmas (üleval).

Kõige elektronegatiivsem element on fluor, millele järgneb hapnik, lämmastik jne.

Algoritm ülesande täitmiseks demoversioonis:

Harjutus:

Kloori aatom asub rühmas 7, seega võib selle maksimaalne oksüdatsiooniaste olla +7.

Klooriaatomil on selline oksüdatsiooniaste HClO4 aines.

Kontrollime seda: kahel keemilisel elemendil vesinikul ja hapnikul on konstantsed oksüdatsiooniastmed ja need on vastavalt +1 ja -2. Oksüdatsiooniastmete arv hapniku puhul on (-2) 4=(-8), vesiniku puhul (+1) 1=(+1). Positiivsete oksüdatsiooniastmete arv on võrdne negatiivsete arvuga. Seega (-8)+(+1)=(-7). See tähendab, et kroomi aatomi positiivsete kraadide arv on 7, paneme kirja elementide oksüdatsiooniastmed. Kloori oksüdatsiooniaste on HClO4 ühendis +7.

Vastus: Variant 4. Kloori oksüdatsiooniaste on HClO4 ühendis +7.

Ülesande A5 erinevad sõnastused:

3. Kloori oksüdatsiooniaste Ca (ClO 2) 2-s

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

4. Elemendi elektronegatiivsus on kõige väiksem

5. Mangaani madalaim oksüdatsiooniaste on ühendis

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

6. Lämmastiku oksüdatsiooniaste on mõlemas kahes ühendis +3

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. Elemendi valentsus on

1) tema poolt moodustatud σ sidemete arv

2) tema poolt moodustatud võlakirjade arv

3) tema poolt moodustatud kovalentsete sidemete arv

4) vastupidise märgiga oksüdatsiooniastmed

8. Lämmastik näitab oma maksimaalset oksüdatsiooniastet ühendis

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

moodustavad teatud arvu teiste elementide aatomitega.

Fluori aatomite valents on alati võrdne I-ga

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

Ole, Mg, Ca, Sr, Ba, Cd, Zn,O, Ra- valentsus on võrdne II-ga;

Al, BGa, In- kolmevalentne.

Antud elemendi aatomite maksimaalne valents langeb kokku selle rühma arvuga, milles see perioodilises süsteemis asub. Näiteks Sa jaoks on seeII, väävli jaoks -VI, kloori jaoks -VII. Erandid palju ka seda reeglit:

ElementVIrühmal O on valents II (H 3 O+ - III);
- monovalentne F (selle asemelVII);
- tavaliselt kahe- ja kolmevalentne raud, VIII rühma element;
- N võib enda lähedal hoida ainult 4 aatomit, mitte aga 5, nagu rühma numbrist tuleneb;
- ühe- ja kahevalentne vask, mis asub I rühmas.

Elementide minimaalne valentsväärtus, milles see on muutuv, määratakse valemiga: rühma number PS-is - 8. Niisiis, väävli madalaim valents 8 - 6 \u003d 2, fluor ja muud halogeenid - (8 - 7) \u003d 1, lämmastik ja fosfor - (8 - 5) = 3 ja nii edasi.

Ühendis peab ühe elemendi aatomite valentsiühikute summa vastama teise elemendi koguvalentsile (või ühe keemilise elemendi valentside koguarv võrdub teise keemilise elemendi aatomite valentside koguarvuga). Niisiis, veemolekulis H-O-H on H valents võrdne I-ga, selliseid aatomiid on 2, mis tähendab, et vesinikus on 2 valentsusühikut (1 × 2 = 2). Samal väärtusel on ka hapniku valents.

Kui metallid kombineeritakse mittemetallidega, on viimastel madalam valents

Kaht tüüpi aatomitest koosnevas ühendis on teisel kohal asuv element madalaima valentsiga. Niisiis, mittemetallide omavahelisel ühendamisel on madalaima valentsusega element, mis asub Mendelejevi PSCE-s paremal ja ülal ning kõrgeim, vastavalt vasakul ja allpool.

Happejäägi valents langeb kokku H aatomite arvuga happe valemis, OH rühma valents on I.

Kolme elemendi aatomitest moodustatud ühendis nimetatakse valemi keskel olevat aatomit keskseks. O-aatomid on sellega otseselt seotud ja ülejäänud aatomid moodustavad hapnikuga sidemeid.

Keemiliste elementide oksüdatsiooniastme määramise reeglid.

Oksüdatsiooniaste on ühendis sisalduva keemilise elemendi aatomite tingimuslik laeng, mis arvutatakse eeldusel, et ühendid koosnevad ainult ioonidest. Oksüdatsiooniastmetel võib olla positiivne, negatiivne või nullväärtus ning märk asetatakse enne arvu: -1, -2, +3, erinevalt iooni laengust, kus märk asetatakse arvu järele.
Metallide oksüdatsiooniastmed ühendites on alati positiivsed, kõrgeim oksüdatsiooniaste vastab perioodilise süsteemi rühmanumbrile, kus see element asub (v.a mõned elemendid: kuld Au +3 (I rühm), Cu +2 (II), VIII rühmast võib ainult osmium Os ja ruteenium Ru olla +8 oksüdatsiooniastmega.
Mittemetallide astmed võivad olla nii positiivsed kui negatiivsed, olenevalt sellest, millise aatomiga see on ühendatud: kui metalliaatomiga, siis on see alati negatiivne, kui mittemetalliga, siis võib olla nii + kui -. Oksüdatsiooniastmete määramisel tuleb järgida järgmisi reegleid:

Lihtaine mis tahes elemendi oksüdatsiooniaste on 0.

Kõikide osakest moodustavate aatomite (molekulid, ioonid jne) oksüdatsiooniastmete summa on võrdne selle osakese laenguga.

Neutraalse molekuli kõigi aatomite oksüdatsiooniastmete summa on 0.

Kui ühend moodustub kahest elemendist, siis suurema elektronegatiivsusega elemendi oksüdatsiooniaste on väiksem kui null ja madalama elektronegatiivsusega elemendi oksüdatsiooniaste on suurem kui null.

Mis tahes elemendi maksimaalne positiivne oksüdatsiooniaste on võrdne rühma numbriga elementide perioodilises tabelis ja minimaalne negatiivne oksüdatsiooniaste on N-8, kus N on rühma number.

Fluori oksüdatsiooniaste ühendites on -1.

Leelismetallide (liitium, naatrium, kaalium, rubiidium, tseesium) oksüdatsiooniaste on +1.

Perioodilise süsteemi II rühma peamise alarühma (magneesium, kaltsium, strontsium, baarium) metallide oksüdatsiooniaste on +2.

Alumiiniumi oksüdatsiooniaste on +3.

Vesiniku oksüdatsiooniaste ühendites on +1 (erandiks on ühendid metallidega NaH, CaH 2 , nendes ühendites on vesiniku oksüdatsiooniaste -1).

Hapniku oksüdatsiooniaste on –2 (erandiks on peroksiidid H 2 O 2 , Na 2 O 2 , BaO 2 neis on hapniku oksüdatsiooniaste -1 ja kombinatsioonis fluoriga - +2).

Molekulides on elementide oksüdatsiooniastmete algebraline summa, võttes arvesse nende aatomite arvu, 0.

Näide. Määrake ühendi K oksüdatsiooniastmed 2 Kr 2 O 7 .
Kahel keemilisel elemendil kaaliumil ja hapnikul on konstantsed oksüdatsiooniastmed ja need on vastavalt +1 ja -2. Oksüdatsiooniastmete arv hapnikul on (-2) 7=(-14), kaaliumil (+1) 2=(+2). Positiivsete oksüdatsiooniastmete arv on võrdne negatiivsete arvuga. Seega (-14)+(+2)=(-12). See tähendab, et kroomi aatomi positiivsete kraadide arv on 12, aga aatomeid on 2, mis tähendab, et aatomi kohta on (+12):2=(+6), oksüdatsiooniastmed paneme kirja elementide peale.To + 2 Kr +6 2 O -2 7

Keemiliste reaktsioonide, sealhulgas looduses toimuvate reaktsioonide hulgas redoksreaktsioonid on kõige levinumad. Nende hulka kuuluvad näiteks fotosüntees, ainevahetus, bioloogilised protsessid, aga ka kütuse põlemine, metalli tootmine ja paljud teised reaktsioonid. Inimkond on redoksreaktsioone pikka aega edukalt kasutanud erinevatel eesmärkidel, kuid redoksprotsesside elektrooniline teooria ise ilmus üsna hiljuti - 20. sajandi alguses.

Et liikuda edasi kaasaegse redoksiteooria juurde, on vaja tutvustada mitmeid mõisteid – need on aatomite elektronkestade valents, oksüdatsiooniaste ja struktuur. Uurides selliseid jaotisi nagu , elemendid ja , oleme nende mõistetega juba kokku puutunud. Järgmisena vaatame neid üksikasjalikumalt.

Valents ja oksüdatsiooniaste

Valents- keeruline mõiste, mis tekkis koos keemilise sideme mõistega ja mida defineeritakse kui aatomite omadust siduda või asendada teatud arv teise elemendi aatomeid, s.t. on aatomite võime moodustada ühendites keemilisi sidemeid. Algselt määrati valents vesiniku (selle valentsiks võeti 1) või hapniku (valents 2) abil. Hiljem hakati eristama positiivset ja negatiivset valentsi. Kvantitatiivselt iseloomustab positiivset valentsi aatomi poolt loovutatud elektronide arv ja negatiivset valentsi elektronide arv, mis tuleb oktetireegli rakendamiseks (st välisenergia taseme täitmiseks) aatomi külge kinnitada. Hiljem hakkas valentsuse mõiste ühendama aatomite vahel tekkivate keemiliste sidemete olemust nende kombinatsioonis.

Reeglina vastab elementide kõrgeim valentsus perioodilises süsteemis rühmanumbrile. Kuid nagu kõigi reeglite puhul, on siin ka erandeid: näiteks vask ja kuld on perioodilisuse süsteemi esimeses rühmas ning nende valents peab olema võrdne rühmanumbriga, s.t. 1, kuid tegelikult on vase kõrgeim valentsus 2 ja kulla - 3.

Oksüdatsiooni olek mõnikord nimetatakse seda oksüdatsiooninumbriks, elektrokeemiliseks valentsiks või oksüdatsiooniastmeks ja see on tingimuslik mõiste. Seega eeldatakse oksüdatsiooniastme arvutamisel, et molekuli moodustavad ainult ioonid, kuigi enamik ühendeid pole üldse ioonsed. Kvantitatiivselt määrab elemendi aatomite oksüdatsiooniaste ühendis aatomi külge kinnitatud või aatomist nihkunud elektronide arvu järgi. Seega on elektronide nihke puudumisel oksüdatsiooniaste null, elektronide nihkega antud aatomi suunas on see negatiivne ja antud aatomist eemale nihkumisel positiivne.

Määratlemine aatomite oksüdatsiooniaste peate järgima järgmisi reegleid:

Lihtainete ja metallide molekulides on aatomite oksüdatsiooniaste 0.
Vesiniku oksüdatsiooniaste on peaaegu kõigis ühendites +1 (ja ainult aktiivsete metallide hüdriidides -1).
Selle ühendite hapnikuaatomite oksüdatsiooniaste on -2 (erandiks on OF 2 ja metalliperoksiidid, hapniku oksüdatsiooniaste on vastavalt +2 ja -1).
Konstantse oksüdatsiooniastmega on ka leelis- (+1) ja leelismuldmetallide (+2) aatomid, aga ka fluor (-1)
Lihtsates ioonühendites on oksüdatsiooniaste suuruselt ja märgilt võrdne selle elektrilaenguga.
Kovalentse ühendi puhul on elektronegatiivsemal aatomil oksüdatsiooniaste "-" märgiga ja vähem elektronegatiivsel "+" märgiga.
Komplekssete ühendite puhul märkige keskse aatomi oksüdatsiooniaste.
Aatomite oksüdatsiooniastmete summa molekulis on null.

Näiteks määrame Se oksüdatsiooniastme ühendis H 2 SeO 3

Niisiis, vesiniku oksüdatsiooniaste on +1, hapniku -2 ja kõigi oksüdatsiooniastmete summa on 0, teeme avaldise, võttes arvesse aatomite arvu ühendis H 2 + Se x O 3 -2 :

(+1)2+x+(-2)3=0, kust

need. H2 + Se +4O3-2

Teades, mis väärtus on elemendi oksüdatsiooniastmel ühendis, on võimalik ennustada selle keemilisi omadusi ja reaktsioonivõimet teiste ühendite suhtes ning ka seda, kas see ühend on redutseerija või oksüdeeriv aine. Need kontseptsioonid on täielikult välja töötatud redoksiteooriad:

Oksüdatsioon- on elektronide kadumise protsess aatomi, iooni või molekuli poolt, mis viib oksüdatsiooniastme suurenemiseni.

Al0-3e- = Al +3;

2O -2 -4e - \u003d O 2;

2Cl - -2e - \u003d Cl 2

Taastumine - on protsess, mille käigus aatom, ioon või molekul omandab elektrone, mille tulemuseks on oksüdatsiooniastme langus.

Ca +2 +2e- = Ca 0;

2H + +2e - \u003d H2

Oksüdeerijad- ühendid, mis võtavad keemilise reaktsiooni käigus elektrone vastu ja redutseerivad ained on elektrone loovutavad ühendid. Redutseerivad ained oksüdeeritakse reaktsiooni käigus ja oksüdeerivad ained redutseeritakse.
Redoksreaktsioonide olemus- elektronide liikumine (või elektronpaaride nihkumine) ühest ainest teise, millega kaasneb aatomite või ioonide oksüdatsiooniastmete muutumine. Sellistes reaktsioonides ei saa üht elementi oksüdeerida ilma teist redutseerimata, sest. elektronide ülekanne põhjustab alati nii oksüdatsiooni kui ka redutseerimist. Seega langeb ühest elemendist oksüdatsiooni käigus võetud elektronide koguarv kokku teise elemendi poolt redutseerimisel vastuvõetud elektronide arvuga.

Seega, kui ühendites sisalduvad elemendid on oma kõrgeimas oksüdatsiooniastmes, on neil ainult oksüdeerivad omadused, kuna nad ei saa enam elektrone loovutada. Vastupidi, kui ühendites sisalduvad elemendid on madalaimas oksüdatsiooniastmes, on neil ainult redutseerivad omadused, sest nad ei saa enam elektrone lisada. Vahepealses oksüdatsiooniastmes elementide aatomid võivad olenevalt reaktsioonitingimustest olla nii oksüdeerivad kui redutseerivad ained. Toome näite: väävel kõrgeimas oksüdatsiooniastmes +6 H 2 SO 4 ühendis võib avaldada ainult oksüdeerivaid omadusi, H 2 S ühendis - väävel on madalaimas oksüdatsiooniastmes -2 ja sellel on ainult redutseerivad omadused ja kui H2S03 on vahepealses oksüdatsiooniastmes +4, võib väävel olla nii oksüdeerija kui ka redutseerija.

Elementide oksüdatsiooniastmete väärtuste põhjal on võimalik ennustada ainetevahelise reaktsiooni tõenäosust. On selge, et kui mõlemad elemendid nende ühendites on kõrgemas või madalamas oksüdatsiooniastmes, siis on nendevaheline reaktsioon võimatu. Reaktsioon on võimalik, kui ühel ühenditest võivad olla oksüdeerivad omadused, samal ajal kui teisel võivad olla redutseerivad omadused. Näiteks HI-s ja H2S-s on nii jood kui väävel madalaimas oksüdatsiooniastmes (-1 ja -2) ja võivad olla ainult redutseerivad ained, mistõttu nad ei reageeri üksteisega. Kuid need interakteeruvad suurepäraselt H2SO4-ga, mida iseloomustavad redutseerivad omadused, tk. väävel on siin kõrgeimas oksüdatsiooniastmes.

Olulisemad redutseerivad ja oksüdeerivad ained on toodud järgmises tabelis.

Restauraatorid
Neutraalsed aatomid	Üldskeem M-n →Mn+ Kõik metallid, samuti vesinik ja süsinik.Kõige võimsamad redutseerijad on leelis- ja leelismuldmetallid, samuti lantaniidid ja aktiniidid. Nõrgad redutseerivad ained - väärismetallid - Au, Ag, Pt, Ir, Os, Pd, Ru, Rh Perioodilise süsteemi peamistes alarühmades suureneb neutraalsete aatomite redutseerimisvõime seerianumbri suurenedes.
negatiivselt laetud mittemetallide ioonid	Üldskeem E +ne - → En- Negatiivselt laetud ioonid on tugevad redutseerijad, kuna nad võivad loovutada nii liigseid elektrone kui ka väliseid elektrone. Sama laenguga taastav võime suureneb aatomi raadiuse suurenedes. Näiteks I on tugevam redutseerija kui Br- ja Cl-. Redutseerijateks võivad olla ka S2-, Se2-, Te2- ja teised.
madalaima oksüdatsiooniastmega positiivselt laetud metalliioonid	Madalaima oksüdatsiooniastmega metalliioonidel võivad olla redutseerivad omadused, kui neid iseloomustavad kõrgema oksüdatsiooniastmega olekud. Näiteks, Sn 2+ -2e - → Sn 4+ Cr 2+ -e - → Cr 3+ Cu + -e - → Cu 2+
Komplekssed ioonid ja molekulid, mis sisaldavad vahepealses oksüdatsiooniastmes aatomeid	Komplekssed või komplekssed ioonid, aga ka molekulid võivad avaldada redutseerivaid omadusi, kui neid moodustavad aatomid on vahepealses oksüdatsiooniastmes. Näiteks, SO 3 2-, NO 2 -, AsO 3 3-, 4-, SO 2, CO, NO ja teised.
	Süsinik, süsinikoksiid (II), raud, tsink, alumiinium, tina, väävelhape, naatriumsulfit ja -vesiniksulfit, naatriumsulfiid, naatriumtiosulfaat, vesinik, elektrivool
Oksüdeerijad
Neutraalsed aatomid	Üldskeem E + ne- → E n- Oksüdeerivad ained on p-elemendi aatomid. Tüüpilised mittemetallid on fluor, hapnik, kloor. Tugevamad oksüdeerivad ained on halogeenid ja hapnik. Rühmade 7, 6, 5 ja 4 peamistes alarühmades ülalt alla aatomite oksüdatiivne aktiivsus väheneb.
positiivselt laetud metalliioonid	Kõigil positiivselt laetud metalliioonidel on erineval määral oksüdeerivad omadused. Neist tugevaimad oksüdeerivad ained on kõrge oksüdatsiooniastmega ioonid, näiteks Sn 4+, Fe 3+, Cu 2+. Väärismetalliioonid on isegi madalas oksüdatsiooniastmes tugevad oksüdeerivad ained.
Komplekssed ioonid ja molekulid, mis sisaldavad kõrgeimas oksüdatsiooniastmes metalliaatomeid	Tüüpilised oksüdeerivad ained on ained, mis sisaldavad kõrgeima oksüdatsiooniastmega metalliaatomeid. Näiteks KMnO4, K2Cr2O7, K2CrO4, HAuCl4.
Komplekssed ioonid ja molekulid, mis sisaldavad positiivses oksüdatsiooniseisundis mittemetalli aatomeid	Need on peamiselt hapnikku sisaldavad happed, samuti neile vastavad oksiidid ja soolad. Näiteks SO 3, H 2 SO 4, HClO, HClO 3, NaOBr jt. Järjest H2SO4 →H2SeO4 →H6Teo 6 oksüdeeriv aktiivsus suureneb väävelhappest telluurhappeks. Järjest HClO-HClO 2 -HClO 3 -HClO4 HBrO - HBrO 3 - HIO - HIO 3 - HIO 4, H5IO 6 oksüdatiivne aktiivsus suureneb paremalt vasakule, samas kui happesus suureneb vasakult paremale.
Olulisemad redutseerijad inseneri- ja laboripraktikas	Hapnik, osoon, kaaliumpermanganaat, kroom- ja dikroomhape, lämmastikhape, lämmastikhape, väävelhape (konts.), vesinikperoksiid, elektrivool, perkloorhape, mangaandioksiid, pliidioksiid, kloor, kaalium- ja naatriumhüpokloriti lahused, kaalium, hüpobromiidi lahused Kaaliumheksatsüanoferraat (III).

Kategooriad ,

Erinevate keemiliste elementide aatomid võivad siduda erineva arvu teisi aatomeid, st omada erinevat valentsust.

Valentsus iseloomustab aatomite võimet ühineda teiste aatomitega. Nüüd, olles uurinud aatomi struktuuri ja keemiliste sidemete tüüpe, võime seda kontseptsiooni üksikasjalikumalt käsitleda.

Valentsus on üksikute keemiliste sidemete arv, mille aatom moodustab molekulis teiste aatomitega. Keemiliste sidemete arvu all mõistetakse ühiste elektronpaaride arvu. Kuna ühised elektronide paarid tekivad ainult kovalentse sideme korral, saab aatomite valentsi määrata vaid kovalentsetes ühendites.

Molekuli struktuurivalemis tähistatakse keemilisi sidemeid kriipsudega. Antud elemendi sümbolist ulatuvate kriipsude arv on selle valents. Valents on alati positiivne täisarv I kuni VIII.

Nagu mäletate, on keemilise elemendi kõrgeim valents oksiidis tavaliselt võrdne selle rühma arvuga, milles see asub. Vesinikühendis sisalduva mittemetalli valentsi määramiseks peate 8-st lahutama rühma numbri.

Lihtsamatel juhtudel on valents võrdne paaritute elektronide arvuga aatomis, seetõttu on näiteks hapnikul (sisaldab kahte paaristamata elektroni) valentsus II ja vesinikul (sisaldab üht paaritut elektroni) I.

Ioon- ja metallikristallides pole ühiseid elektronide paare, mistõttu nende ainete puhul ei ole valentsuse kui keemiliste sidemete arvu mõistel mõtet. Kõigi ühendite klasside puhul, olenemata keemiliste sidemete tüübist, on rakendatav universaalsem kontseptsioon, mida nimetatakse oksüdatsiooniastmeks.

Oksüdatsiooni olek

on tingimuslik laeng aatomil molekulis või kristallis. See arvutatakse eeldusel, et kõik kovalentsed polaarsed sidemed on ioonsed.

Erinevalt valentsist võib oksüdatsiooniaste olla positiivne, negatiivne või null. Kõige lihtsamates ioonühendites langevad oksüdatsiooniastmed kokku ioonide laengutega.

Näiteks kaaliumkloriidis KCl (K + Cl - ) on kaaliumi oksüdatsiooniaste +1 ja klooril -1, kaltsiumoksiidis CaO (Ca +2 O -2) on kaltsiumi oksüdatsiooniaste +2 ja hapnikul -2. See reegel kehtib kõigi aluseliste oksiidide kohta: neis võrdub metalli oksüdatsiooniaste metalliiooni laenguga (naatrium +1, baarium +2, alumiinium +3) ja hapniku oksüdatsiooniaste on -2. Oksüdatsiooniastet tähistatakse araabia numbriga, mis on paigutatud elemendi sümboli kohale, nagu valents:

Cu +2Cl2-1; Fe +2 S -2

Lihtaines oleva elemendi oksüdatsiooniaste on võrdne nulliga:

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

Mõelge, kuidas kovalentsetes ühendites määratakse oksüdatsiooniastmeid.

Vesinikkloriid HCl on polaarse kovalentse sidemega aine. Jagatud elektronpaar HCl molekulis nihutatakse klooriaatomile, millel on kõrge elektronegatiivsus. Me muudame vaimselt H-Cl sideme ioonseks (see juhtub tõesti vesilahuses), nihutades elektronipaari täielikult klooriaatomile. See omandab laengu -1 ja vesiniku +1. Seetõttu on selles aines sisalduva kloori oksüdatsiooniaste -1 ja vesinik +1:

Aatomite reaalsed laengud ja oksüdatsiooniastmed vesinikkloriidi molekulis

Oksüdatsiooniaste ja valents on omavahel seotud mõisted. Paljudes kovalentsetes ühendites on elementide oksüdatsiooniastme absoluutväärtus võrdne nende valentsiga. Siiski on mitmeid juhtumeid, kus valents erineb oksüdatsiooniastmest. See on tüüpiline näiteks lihtainetele, kus aatomite oksüdatsiooniaste on null ja valents on tavaliste elektronpaaride arv:

O=O.

Hapniku valents on II ja oksüdatsiooniaste on 0.

Vesinikperoksiidi molekulis

H-O-O-H

hapnik on kahevalentne ja vesinik ühevalentne. Samal ajal on mõlema elemendi oksüdatsiooniaste absoluutväärtuses 1:

H2+1O2-1

Samal elemendil erinevates ühendites võib olla nii positiivne kui ka negatiivne oksüdatsiooniaste, olenevalt sellega seotud aatomite elektronegatiivsusest. Mõelgem näiteks kahele süsinikuühendile, metaanile CH 4 ja süsinik(IV)fluoriidile CF 4 .

Süsinik on elektronegatiivsem kui vesinik, nii et metaanis on C-H sidemete elektrontihedus nihkunud vesinikust süsinikule ja iga nelja vesinikuaatomi oksüdatsiooniaste on +1 ja süsinikuaatomil -4. Vastupidi, CF4 molekulis on kõigi sidemete elektronid nihkunud süsinikuaatomilt fluori aatomitele, mille oksüdatsiooniaste on -1, seega on süsinik oksüdatsiooniastmes +4. Pidage meeles, et ühendi kõige elektronegatiivsema aatomi oksüdatsiooniaste on alati negatiivne.

Metaani CH 4 ja süsinik(IV) CF 4 fluoriidi molekulide mudelid. Sidemete polaarsus on näidatud nooltega.

Iga molekul on elektriliselt neutraalne, seega on kõigi aatomite oksüdatsiooniastmete summa null. Seda reeglit kasutades saab ühendi ühe elemendi teadaoleva oksüdatsiooniastme põhjal määrata teise elemendi oksüdatsiooniastme, ilma elektronide nihkumise üle arutlemata.

Näitena võtame kloor(I)oksiidi Cl 2 O. Lähtume osakese elektroneutraalsusest. Oksiidides sisalduva hapnikuaatomi oksüdatsiooniaste on -2, mis tähendab, et mõlema klooriaatomi kogulaeng on +2. Sellest järeldub, et igaühe laeng on +1, st kloori oksüdatsiooniaste on +1:

Cl2 +1 O-2

Erinevate aatomite oksüdatsiooniastme märkide õigeks paigutamiseks piisab nende elektronegatiivsuse võrdlemisest. Suurema elektronegatiivsusega aatomil on negatiivne oksüdatsiooniaste ja madalama elektronegatiivsusega aatomil positiivne. Kehtestatud reeglite kohaselt kirjutatakse liitvalemis kõige elektronegatiivsema elemendi tähis viimasele kohale:

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

Aatomite reaalsed laengud ja oksüdatsiooniastmed veemolekulis

Ühendites elementide oksüdatsiooniastmete määramisel järgitakse järgmisi reegleid.

Lihtaines oleva elemendi oksüdatsiooniaste on null.

Fluor on kõige elektronegatiivsem keemiline element, seega on fluori oksüdatsiooniaste kõigis ainetes peale F2 -1.

Hapnik on fluori järel kõige elektronegatiivsem element, seetõttu on hapniku oksüdatsiooniaste kõigis ühendites peale fluoriidide negatiivne: enamasti on see -2 ja vesinikperoksiidis H 2 O 2 -1.

Vesiniku oksüdatsiooniaste on mittemetallidega ühendites +1, metallide (hüdriidide) ühendites -1; null lihtaines H 2 .

Metallide oksüdatsiooniaste ühendites on alati positiivne. Põhiliste alarühmade metallide oksüdatsiooniaste on reeglina võrdne rühma numbriga. Sekundaarsete alarühmade metallidel on sageli mitu oksüdatsiooniastet.

Keemilise elemendi maksimaalne võimalik positiivne oksüdatsiooniaste on võrdne rühma numbriga (erandiks on Cu +2).

Metallide minimaalne oksüdatsiooniaste on null ja mittemetallide puhul rühma number miinus kaheksa.

Molekuli kõigi aatomite oksüdatsiooniastmete summa on null.

Navigeerimine

Kombineeritud ülesannete lahendamine aine kvantitatiivsete omaduste põhjal
Probleemi lahendamine. Ainete koostise püsivuse seadus. Arvutused, kasutades aine mõisteid "moolmass" ja "keemiline kogus".
Arvutusülesannete lahendamine aine kvantitatiivsete omaduste ja stöhhiomeetriliste seaduste alusel
Arvutusülesannete lahendamine aine gaasilise oleku seaduspärasuste alusel
Aatomite elektrooniline konfiguratsioon. Kolme esimese perioodi aatomite elektronkestade struktuur

Seda terminit kasutatakse keemias laialdaselt. elektronegatiivsus (EO) - antud elemendi aatomite omadust tõmmata elektrone ühendites teiste elementide aatomitelt nimetatakse elektronegatiivsuseks. Liitiumi elektronegatiivsust võetakse tinglikult ühikuks, teiste elementide EC arvutatakse selle järgi. EO elementide väärtusskaala on olemas.

EO elementide arvväärtustel on ligikaudsed väärtused: see on mõõtmeteta suurus. Mida kõrgem on elemendi EC, seda rohkem väljenduvad selle mittemetallilised omadused. EO järgi saab elemente kirjutada järgmiselt:

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

Fluoril on kõrgeim EO väärtus. Võrreldes frantsiumi (0,86) ja fluori (4,1) elementide EO väärtusi, on lihtne näha, et EO järgib perioodilist seadust. Perioodilises elementide süsteemis suureneb EO perioodis elementide arvu suurenemisega (vasakult paremale) ja peamistes alamrühmades väheneb (ülevalt alla). Perioodidel, kui aatomituumade laengud suurenevad, suureneb väliskihi elektronide arv, aatomite raadius väheneb, mistõttu elektronide väljaandmise lihtsus väheneb, EO suureneb, seega mittemetalliline. omadused suurenevad.

Ühendi elementide elektronegatiivsuse erinevus (ΔX) võimaldab hinnata keemilise sideme tüüpi.

Kui väärtus Δ X \u003d 0 - mittepolaarne kovalentne side.

Elektronegatiivsuse erinevusega kuni 2,0 sidet nimetatakse kovalentseks polaarseks, näiteks: H-F side HF vesinikfluoriidi molekulis: Δ X \u003d (3,98 - 2,20) \u003d 1,78

Seosed elektronegatiivsuse erinevusega suurem kui 2,0 loetakse ioonseks. Näiteks: Na-Cl side NaCl ühendis: Δ X \u003d (3,16 - 0,93) \u003d 2,23.

Elektronegatiivsus sõltub tuuma ja valentselektronide vahelisest kaugusest, ja kui lähedal on valentsi kest valmimisele. Mida väiksem on aatomi raadius ja mida rohkem valentselektrone, seda suurem on selle ER.

Fluor on kõige elektronegatiivsem element. Esiteks on selle valentskihil 7 elektroni (enne oktetti on puudu vaid 1 elektron) ja teiseks asub see valentskiht tuuma lähedal.

Kõige vähem elektronegatiivsed aatomid on leelis- ja leelismuldmetallid. Neil on suured raadiused ja nende välised elektronkihid pole kaugeltki täielikud. Neil on palju lihtsam anda oma valentselektronid teisele aatomile (siis saab pre-väliskest täielikuks) kui elektrone “võita”.

Elektronegatiivsust saab väljendada kvantitatiivselt ja reastada elemendid kasvavas järjekorras. Kõige sagedamini kasutatav Ameerika keemiku L. Paulingu välja pakutud elektronegatiivsuse skaala.

Oksüdatsiooni olek

Kahest keemilisest elemendist koosnevaid ühendeid nimetatakse binaarne(lat. bi - kaks) või kaheelemendiline (NaCl, HCl). NaCl molekulis oleva ioonse sideme korral kannab naatriumi aatom oma välise elektroni üle klooriaatomile ja muutub iooniks laenguga +1 ning klooriaatom võtab vastu elektroni ja muutub laenguga iooniks -1-st. Skemaatiliselt võib aatomite ioonideks muutumise protsessi kujutada järgmiselt:

Keemilise interaktsiooni ajal HCl molekulis nihkub ühine elektronpaar elektronegatiivsema aatomi poole. Näiteks, st elektron ei kandu täielikult vesinikuaatomilt klooriaatomile, vaid osaliselt, põhjustades seeläbi aatomite osalise laengu δ: H +0,18 Сl -0,18. Kui kujutame ette, et HCl-i molekulis ja ka NaCl-kloriidis läks elektron täielikult vesinikuaatomist klooriaatomile, siis saaksid nad laengud +1 ja -1:

Selliseid tingimuslikke tasusid nimetatakse oksüdatsiooni olek. Selle mõiste defineerimisel eeldatakse tinglikult, et kovalentsetes polaarsetes ühendites on siduvad elektronid täielikult üle läinud elektronegatiivsemale aatomile ja seetõttu koosnevad ühendid ainult positiivselt ja negatiivselt laetud aatomitest.

Oksüdatsiooniaste on ühendis sisalduva keemilise elemendi aatomite tingimuslik laeng, mis arvutatakse eeldusel, et kõik ühendid (nii ioonsed kui kovalentselt polaarsed) koosnevad ainult ioonidest. Oksüdatsiooniastmel võib olla negatiivne, positiivne või null väärtus, mis asetatakse tavaliselt ülaosas oleva elemendi sümboli kohale, näiteks:

Nendel aatomitel, mis on saanud elektrone teistelt aatomitelt või kuhu on nihkunud ühised elektronpaarid, on oksüdatsiooniaste negatiivne, st elektronegatiivsemate elementide aatomid. Need aatomid, mis loovutavad oma elektronid teistele aatomitele või millest saadakse ühised elektronpaarid, on positiivse oksüdatsiooniastmega, st vähem elektronegatiivsete elementide aatomid. Oksüdatsiooniastme nullväärtusel on aatomid lihtainete molekulides ja aatomid vabas olekus, näiteks:

Ühendites on kogu oksüdatsiooniaste alati null.

Valents

Keemilise elemendi aatomi valentsi määrab peamiselt paaritute elektronide arv, mis osalevad keemilise sideme moodustumisel.

Aatomite valentsivõimalused määravad:

Paaritute elektronide arv (üheelektroni orbitaalid);

vabade orbitaalide olemasolu;

Üksikute elektronpaaride olemasolu.

Orgaanilises keemias asendab mõiste "valents" mõiste "oksüdatsiooniaste", millega on tavaks töötada anorgaanilises keemias. Samas pole need samad. Valentsil pole märki ja see ei saa olla null, samas kui oksüdatsiooniolekut iseloomustab tingimata märk ja selle väärtus võib olla nulliga võrdne.

Põhimõtteliselt viitab valentsus aatomite võimele moodustada teatud arv kovalentseid sidemeid. Kui aatomil on n paaritut elektroni ja m jagamata elektronpaari, siis see aatom võib moodustada n + m kovalentset sidet teiste aatomitega, s.t. selle valents on võrdne n + m. Maksimaalse valentsi hindamisel tuleks lähtuda "ergastatud" oleku elektroonilisest konfiguratsioonist. Näiteks berülliumi, boori ja lämmastiku aatomi maksimaalne valents on 4.

Püsivalentsid:

H, Na, Li, K, Rb, Cs - Oksüdatsiooniaste I
O, Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra, Zn, Cd - Oksüdatsiooniaste II
B, Al, Ga, In — Oksüdatsiooniaste III

Valentsimuutujad:

Cu - I ja II
Fe, Co, Ni - II ja III
C, Sn, Pb - II ja IV
P- III ja V
Cr- II, III ja VI
S- II, IV ja VI
Mn- II, III, IV, VI ja VII
N- II, III, IV ja V
Cl- I, IV, VIjaVII

Valentside abil saate koostada ühendi valemi.

Keemiline valem on aine koostise tingimuslik registreerimine keemiliste märkide ja indeksite abil.

Näiteks: H 2 O on vee valem, kus H ja O on elementide keemilised märgid, 2 on indeks, mis näitab selle elemendi aatomite arvu, mis moodustavad veemolekuli.

Muutuva valentsiga ainete nimetamisel tuleb märkida selle valentsus, mis pannakse sulgudesse. Näiteks P 2 0 5 - fosforoksiid (V)

I. Oksüdatsiooni olek vabad aatomid ja aatomid molekulides lihtsad ained on võrdne null— no 0 , R 4 0 , O 2 0

II. AT kompleksne aine kõigi aatomite CO algebraline summa, võttes arvesse nende indekseid, on võrdne nulliga = 0. kompleksne ioon selle laeng.

Näiteks:

Näiteks analüüsime mitut ühendit ja selgitame välja valentsi kloor:

Võrdlusmaterjal testi sooritamiseks:

perioodilisustabel

Lahustuvuse tabel