Bestem oksidasjonstilstanden til atomer. Valens av kjemiske elementer

Kjemi forberedelse for kreft og DPA
Omfattende utgave

DEL OG

GENERELL KJEMI

KJEMISK BINDING OG STRUKTUR AV STOFF

Oksidasjonstilstand

Oksydasjonstilstanden er den betingede ladningen på et atom i et molekyl eller krystall som ville oppstå på det når alle de polare bindingene skapt av det var ioniske i naturen.

I motsetning til valens kan oksidasjonstilstander være positive, negative eller null. I enkle ioniske forbindelser faller oksidasjonstilstanden sammen med ladningene til ionene. For eksempel i natriumklorid NaCl (Na + Cl - ) Natrium har en oksidasjonstilstand på +1, og klor -1, i kalsiumoksid CaO (Ca +2 O -2) Kalsium har en oksidasjonstilstand på +2, og oksysen - -2. Denne regelen gjelder for alle grunnleggende oksider: oksidasjonstilstanden til et metallelement er lik ladningen til metallionet (natrium +1, barium +2, aluminium +3), og oksidasjonstilstanden til oksygen er -2. Oksydasjonstilstanden er indikert med arabiske tall, som er plassert over symbolet på elementet, som valens, og tegnet på ladningen er indikert først, og deretter dens numeriske verdi:

Hvis modulen til oksidasjonstilstanden er lik én, kan tallet "1" utelates og bare tegnet kan skrives: Na + Cl-.

Oksidasjonstall og valens er relaterte begreper. I mange forbindelser faller den absolutte verdien av oksidasjonstilstanden til elementene sammen med deres valens. Imidlertid er det mange tilfeller hvor valensen skiller seg fra oksidasjonstilstanden.

I enkle stoffer - ikke-metaller, er det en kovalent ikke-polar binding; det delte elektronparet er forskjøvet til ett av atomene, derfor er oksidasjonstilstanden til elementer i enkle stoffer alltid null. Men atomene er koblet til hverandre, det vil si at de viser en viss valens, for eksempel i oksygen er valensen til oksygen II, og i nitrogen er valensen til nitrogen III:

I hydrogenperoksidmolekylet er valensen til oksygen også II, og den til hydrogen er I:

Definisjon av mulige grader oksidasjon av grunnstoffer

Oksydasjonen sier at grunnstoffer kan vise seg i ulike forbindelser kan i de fleste tilfeller bestemmes av strukturen til det ytre elektroniske nivået eller av grunnstoffets plass i det periodiske system.

Atomer av metalliske elementer kan bare donere elektroner, så de viser positive oksidasjonstilstander i forbindelser. Dens absolutte verdi i mange tilfeller (unntatt d -elementer) er lik antall elektroner i det ytre nivået, det vil si gruppenummeret i det periodiske systemet. Atomer d -elementer kan også donere elektroner fra et høyere nivå, nemlig fra ufylte d -orbitaler. Derfor for d -elementer, å bestemme alle mulige oksidasjonstilstander er mye vanskeligere enn for s- og p-elementer. Det er trygt å si at flertallet d -elementer viser en oksidasjonstilstand på +2 på grunn av elektroner i det ytre elektronnivået, og den maksimale oksidasjonstilstanden er i de fleste tilfeller lik gruppetallet.

Atomer av ikke-metalliske elementer kan vise både positive og negative oksidasjonstilstander, avhengig av hvilket atom av elementet de danner en binding med. Hvis et element er mer elektronegativt, viser det en negativ oksidasjonstilstand, og hvis det er mindre elektronegativt, viser det en positiv oksidasjonstilstand.

Den absolutte verdien av oksidasjonstilstanden til ikke-metalliske elementer kan bestemmes av strukturen til det ytre elektroniske laget. Et atom er i stand til å akseptere så mange elektroner at åtte elektroner er plassert på dets ytre nivå: ikke-metalliske elementer i gruppe VII aksepterer ett elektron og viser en oksidasjonstilstand på -1, gruppe VI - to elektroner og har en oksidasjonstilstand på - 2 osv.

Ikke-metalliske elementer er i stand til å donere et annet antall elektroner: maksimalt så mange som er plassert på det ytre energinivået. Med andre ord er den maksimale oksidasjonstilstanden til ikke-metalliske elementer lik gruppetallet. På grunn av sirkulasjonen av elektroner på det ytre nivået av atomer, varierer antallet uparrede elektroner som et atom kan gi fra seg i kjemiske reaksjoner, så ikke-metalliske elementer er i stand til å vise forskjellige mellomverdier for oksidasjonstilstand.

Mulige oksidasjonstilstander s- og p-elementer

PS-gruppen
Høyeste oksidasjonstilstand
Middels oksidasjonstilstand
Lavere oksidasjonstilstand

Bestemmelse av oksidasjonstilstander i forbindelser

Ethvert elektrisk nøytralt molekyl, derfor må summen av oksidasjonstilstandene til atomene til alle elementene være lik null. La oss bestemme graden av oksidasjon i svovel(I) V) oksid SO 2 taufosfor (V) sulfid P 2 S 5.

Svovel(IV)oksid SO 2 dannet av atomer av to grunnstoffer. Av disse har oksygen den største elektronegativiteten, så oksygenatomer vil ha en negativ oksidasjonstilstand. For oksygen er det lik -2. I dette tilfellet har svovel en positiv oksidasjonstilstand. Svovel kan vise forskjellige oksidasjonstilstander i forskjellige forbindelser, så i dette tilfellet må det beregnes. I et molekyl SO 2 to oksygenatomer med en oksidasjonstilstand på -2, så den totale ladningen til oksygenatomene er -4. For at molekylet skal være elektrisk nøytralt, må svovelatomet fullstendig nøytralisere ladningen til begge oksygenatomene, derfor er oksidasjonstilstanden til svovel +4:

I molekylet er det fosfor ( V) sulfid P2S5 Det mer elektronegative elementet er svovel, det vil si at det har en negativ oksidasjonstilstand, og fosfor har en positiv oksidasjonstilstand. For svovel er den negative oksidasjonstilstanden bare 2. Sammen har de fem atomene til svovel en negativ ladning på -10. Derfor må to fosforatomer nøytralisere denne ladningen med en total ladning på +10. Siden det er to fosforatomer i molekylet, må hver ha en oksidasjonstilstand på +5:

Det er vanskeligere å beregne oksidasjonstilstanden i ikke-binære forbindelser - salter, baser og syrer. Men for dette bør du også bruke prinsippet om elektrisk nøytralitet, og husk også at i de fleste forbindelser er oksidasjonstilstanden til Oksygen -2, Hydrogen +1.

La oss se på dette ved å bruke kaliumsulfat som et eksempel. K2SO4. Oksydasjonstilstanden til kalium i forbindelser kan bare være +1, og oksygen -2:

Ved å bruke prinsippet om elektrisk nøytralitet, beregner vi oksidasjonstilstanden til svovel:

2(+1) + 1 (x) + 4 (-2) = 0, hvorav x = +6.

Når du bestemmer oksidasjonstilstandene til elementer i forbindelser, bør følgende regler følges:

1. Oksydasjonstilstanden til et grunnstoff i et enkelt stoff er null.

2. Fluor er det mest elektronegative kjemiske elementet, derfor er oksidasjonstilstanden til Fluor i alle forbindelser lik -1.

3. Oksygen er det mest elektronegative elementet etter fluor, derfor er oksidasjonstilstanden til oksygen i alle forbindelser unntatt fluorider negativ: i de fleste tilfeller er den -2, og i peroksyder - -1.

4. Oksydasjonstilstanden til Hydrogen i de fleste forbindelser er +1, og i forbindelser med metallelementer (hydrider) - -1.

5. Oksydasjonstilstanden til metaller i forbindelser er alltid positiv.

6. Et mer elektronegativt grunnstoff har alltid en negativ oksidasjonstilstand.

7. Summen av oksidasjonstilstandene til alle atomene i et molekyl er null.

Når du studerer ioniske og kovalente polare kjemiske bindinger, ble du introdusert for komplekse stoffer som består av to kjemiske elementer. Slike stoffer kalles bi-paret (fra latin bi - "to") eller to-element.

La oss huske de typiske bpnar-forbindelsene som vi nevnte som et eksempel for å vurdere mekanismene for dannelse av ioniske og kovalente polare kjemiske bindinger: NaHl - natriumklorid og HCl - hydrogenklorid. I det første tilfellet er bindingen ionisk: natriumatomet overførte sitt ytre elektron til kloratomet og ble til et ion med en ladning på -1. og kloratomet aksepterte et elektron og ble et ion med en ladning på -1. Skjematisk kan prosessen med å konvertere atomer til ioner avbildes som følger:

I HCl-molekylet dannes bindingen på grunn av sammenkoblingen av uparrede ytre elektroner og dannelsen av et felles elektronpar av hydrogen- og kloratomer.

Det er mer korrekt å forestille seg dannelsen av en kovalent binding i et hydrogenkloridmolekyl som overlappingen av en-elektron-s-skyen til hydrogenatomet med en-elektron-p-skyen til kloratomet:

Under en kjemisk interaksjon forskyves det delte elektronparet mot det mer elektronegative kloratomet:

Slike betingede siktelser kalles oksidasjonstilstand. Når man definerer dette konseptet, er det konvensjonelt antatt at i kovalente polare forbindelser blir bindingselektronene fullstendig overført til et mer elektronegativt atom, og derfor består forbindelsene kun av positivt og negativt ladede ioner.

er den betingede ladningen til atomene til et kjemisk grunnstoff i en forbindelse, beregnet ut fra antakelsen om at alle forbindelser (både ioniske og kovalent polare) kun består av ioner.

Oksydasjonstallet kan ha negative, positive eller nullverdier, som vanligvis plasseres over elementsymbolet øverst, for eksempel:

De atomene som har mottatt elektroner fra andre atomer eller som vanlige elektronpar er fortrengt til, det vil si atomer av mer elektronegative elementer, har en negativ oksidasjonstilstand. Fluor har alltid en oksidasjonstilstand på -1 i alle forbindelser. Oksygen, det nest mest elektronegative elementet etter fluor, har nesten alltid en oksidasjonstilstand på -2, bortsett fra forbindelser med fluor, for eksempel:

En positiv oksidasjonstilstand tildeles de atomene som donerer elektronene sine til andre atomer eller som delte elektronpar trekkes fra, det vil si atomer med mindre elektronegative elementer. Metaller har alltid en positiv oksidasjonstilstand. Metaller fra hovedundergrupper:

Gruppe I i alle forbindelser er oksidasjonstilstanden +1,
Gruppe II er lik +2. Gruppe III - +3, for eksempel:

I forbindelser er den totale oksidasjonstilstanden alltid null. Når du kjenner til dette og oksidasjonstilstanden til et av elementene, kan du alltid finne oksidasjonstilstanden til et annet grunnstoff ved å bruke formelen til en binær forbindelse. La oss for eksempel finne oksidasjonstilstanden til klor i forbindelsen Cl2O2. La oss betegne oksidasjonstilstanden -2
oksygen: Cl2O2. Derfor vil syv oksygenatomer ha en total negativ ladning (-2) 7 =14. Da vil den totale ladningen av to kloratomer være +14, og av ett kloratom:
(+14):2 = +7.

På samme måte, når du kjenner oksidasjonstilstandene til elementer, kan du lage en formel for en forbindelse, for eksempel aluminiumkarbid (en forbindelse av aluminium og karbon). La oss skrive ned tegnene til aluminium og karbon ved siden av AlC, med tegnet til aluminium først, siden det er et metall. Ved hjelp av grunnstoffenes periodiske system bestemmer vi antall ytre elektroner: Al har 3 elektroner, C har 4. Aluminiumatomet vil gi fra seg sine 3 ytre elektroner til karbon og motta en oksidasjonstilstand på +3, lik ladningen av ionet. Karbonatomet, tvert imot, vil ta de 4 elektronene som mangler til de "kjære åtte" og motta en oksidasjonstilstand på -4.

La oss skrive disse verdiene inn i formelen: AlC, og finne det minste felles multiplum for dem, det er lik 12. Så beregner vi indeksene:

Å kjenne oksidasjonstilstandene til grunnstoffer er også nødvendig for å kunne navngi en kjemisk forbindelse riktig.

Navn på binære forbindelser består av to ord - navnene på de kjemiske elementene som danner dem. Det første ordet angir den elektronegative delen av forbindelsen - ikke-metall; dets latinske navn med suffikset -id er alltid i nominativ bokstav. Det andre ordet betegner den elektropositive delen - et metall eller mindre elektronegativt element; navnet er alltid i genitiv. Hvis et elektropositivt element viser forskjellige grader av oksidasjon, reflekteres dette i navnet, som indikerer graden av oksidasjon med et romertall, som er plassert på slutten.

For at kjemikere fra forskjellige land skulle forstå hverandre, var det nødvendig å lage en enhetlig terminologi og nomenklatur av stoffer. Prinsippene for kjemisk nomenklatur ble først utviklet av de franske kjemikerne A. Lavoisier, A. Fourqutois, L. Guiton og C. Berthollet i 1785. For tiden koordinerer International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC) aktivitetene til forskere fra flere land og gir anbefalinger om nomenklaturen av stoffer og terminologi som brukes i kjemi.

Emner for Unified State Examination-kodifikatoren: Elektronegativitet. Oksidasjonstilstand og valens av kjemiske elementer.

Når atomer interagerer og dannes, er elektroner mellom dem i de fleste tilfeller ujevnt fordelt, siden egenskapene til atomene er forskjellige. Mer elektronegativ atomet tiltrekker seg elektrontetthet sterkere til seg selv. Et atom som har tiltrukket elektrontetthet til seg selv får en delvis negativ ladning δ — , dens "partner" er en delvis positiv ladning δ+ . Hvis forskjellen i elektronegativitet til atomene som danner en binding ikke overstiger 1,7, kaller vi bindingen kovalent polar . Hvis forskjellen i elektronegativiteter som danner en kjemisk binding overstiger 1,7, kaller vi en slik binding ionisk .

Oksidasjonstilstand er den betingede hjelpeladningen til et grunnstoffatom i en forbindelse, beregnet ut fra antakelsen om at alle forbindelser består av ioner (alle polare bindinger er ioniske).

Hva betyr "betinget siktelse"? Vi er rett og slett enige om at vi skal forenkle ting litt: Vi vil vurdere eventuelle polare bindinger som fullstendig ioniske, og vi vil anta at elektronet går fullstendig fra eller kommer fra ett atom til et annet, selv om dette faktisk ikke er tilfelle. Og et betinget elektron går fra et mindre elektronegativt atom til et mer elektronegativt.

For eksempel, i H-Cl-bindingen tror vi at hydrogen betinget "ga opp" et elektron, og ladningen ble +1, og klor "aksepterte" et elektron, og ladningen ble -1. Faktisk er det ingen slike totale ladninger på disse atomene.

Du har sikkert et spørsmål - hvorfor finne på noe som ikke eksisterer? Dette er ikke en lumsk plan for kjemikere, alt er enkelt: denne modellen er veldig praktisk. Ideer om oksidasjonstilstanden til grunnstoffer er nyttige ved kompilering klassifiseringer kjemiske stoffer, beskrivelse av deres egenskaper, sammenstilling av formler for forbindelser og nomenklatur. Oksidasjonstilstander brukes spesielt ofte når man arbeider med redoksreaksjoner.

Det er oksidasjonstilstander høyere, mindreverdig Og mellomliggende.

Høyere oksidasjonstilstanden er lik gruppetallet med et plusstegn.

Lavest er definert som gruppenummeret minus 8.

OG mellomliggende Et oksidasjonstall er nesten ethvert heltall som strekker seg fra den laveste oksidasjonstilstanden til den høyeste.

For eksempel, nitrogen er karakterisert ved: den høyeste oksidasjonstilstanden er +5, den laveste 5 - 8 = -3, og mellomliggende oksidasjonstilstander fra -3 til +5. For eksempel, i hydrazin N 2 H 4 er oksidasjonstilstanden til nitrogen middels, -2.

Oftest er oksidasjonstilstanden til atomer i komplekse stoffer indikert først med et tegn, deretter med et tall, for eksempel +1, +2, -2 etc. Når du snakker om ladningen til et ion (forutsatt at ionet faktisk eksisterer i en forbindelse), angi først tallet, deretter tegnet. For eksempel: Ca 2+, CO 3 2-.

For å finne oksidasjonstilstander, bruk følgende regler :

1. Oksidasjonstilstand for atomer i enkle stoffer lik null;
2. I nøytrale molekyler den algebraiske summen av oksidasjonstilstander er null, for ioner er denne summen lik ladningen til ionet;
3. Oksidasjonstilstand alkalimetaller (elementer i gruppe I i hovedundergruppen) i forbindelser er +1, oksidasjonstilstand jordalkalimetaller (elementer i gruppe II i hovedundergruppen) i forbindelser er +2; oksidasjonstilstand aluminium i forbindelser er det lik +3;
4. Oksidasjonstilstand hydrogen i forbindelser med metaller (- NaH, CaH 2, etc.) er lik -1 ; i forbindelser med ikke-metaller () +1 ;
5. Oksidasjonstilstand oksygen lik -2 . Unntak sminke peroksider– forbindelser som inneholder –O-O- gruppen, hvor oksygenets oksidasjonstilstand er lik -1 , og noen andre forbindelser ( superoksider, ozonider, oksygenfluorider AV 2 og så videre.);
6. Oksidasjonstilstand fluor i alle komplekse stoffer er lik -1 .

Listet ovenfor er situasjoner når vi vurderer oksidasjonstilstanden konstant . Alle andre kjemiske elementer har en oksidasjonstilstand — variabel, og avhenger av rekkefølgen og typen av atomer i forbindelsen.

Eksempler:

Trening: bestemme oksidasjonstilstandene til grunnstoffene i kaliumdikromatmolekylet: K 2 Cr 2 O 7 .

Løsning: Oksydasjonstilstanden til kalium er +1, oksidasjonstilstanden til krom er betegnet som X, oksidasjonstilstanden til oksygen er -2. Summen av alle oksidasjonstilstander til alle atomer i et molekyl er lik 0. Vi får ligningen: +1*2+2*x-2*7=0. Når vi løser det, får vi oksidasjonstilstanden til krom +6.

I binære forbindelser har det mer elektronegative elementet en negativ oksidasjonstilstand, og det mindre elektronegative elementet har en positiv oksidasjonstilstand.

noter det Konseptet med oksidasjonstilstand er veldig vilkårlig! Oksydasjonstallet indikerer ikke den virkelige ladningen til et atom og har ingen reell fysisk betydning. Dette er en forenklet modell som fungerer effektivt når vi for eksempel trenger å utjevne koeffisientene i ligningen for en kjemisk reaksjon, eller å algoritme klassifisere stoffer.

Oksidasjonstall er ikke valens! Oksydasjonstilstanden og valensen er ikke sammenfallende i mange tilfeller. For eksempel er valensen av hydrogen i det enkle stoffet H2 lik I, og oksidasjonstilstanden, i henhold til regel 1, er lik 0.

Dette er de grunnleggende reglene som vil hjelpe deg med å bestemme oksidasjonstilstanden til atomer i forbindelser i de fleste tilfeller.

I noen situasjoner kan du ha problemer med å bestemme oksidasjonstilstanden til et atom. La oss se på noen av disse situasjonene og se på hvordan du kan løse dem:

1. I doble (saltlignende) oksider er graden av et atom vanligvis to oksidasjonstilstander. For eksempel, i jernskala Fe 3 O 4, har jern to oksidasjonstilstander: +2 og +3. Hvilken bør jeg angi? Både. For å forenkle, kan vi forestille oss denne forbindelsen som et salt: Fe(FeO 2) 2. I dette tilfellet danner den sure resten et atom med en oksidasjonstilstand på +3. Eller dobbeltoksidet kan representeres som følger: FeO*Fe 2 O 3.
2. I peroksoforbindelser endres oksidasjonstilstanden til oksygenatomer forbundet med kovalente ikke-polare bindinger som regel. For eksempel, i hydrogenperoksid H 2 O 2 og alkalimetallperoksider er oksidasjonstilstanden til oksygen -1, fordi en av bindingene er kovalent upolar (H-O-O-H). Et annet eksempel er peroxomonosulfuric acid (Caro acid) H 2 SO 5 (se figur) inneholder to oksygenatomer med en oksidasjonstilstand på -1, de resterende atomene med en oksidasjonstilstand på -2, så følgende oppføring vil være mer forståelig: H 2 SO 3 (O2). Kromperoksoforbindelser er også kjent - for eksempel krom(VI)peroksid CrO(O 2) 2 eller CrO 5, og mange andre.
3. Et annet eksempel på forbindelser med tvetydige oksidasjonstilstander er superoksider (NaO 2) og saltlignende ozonider KO 3. I dette tilfellet er det mer hensiktsmessig å snakke om molekylionet O 2 med en ladning på -1 og O 3 med en ladning på -1. Strukturen til slike partikler er beskrevet av noen modeller som blir undervist i den russiske læreplanen i de første årene av kjemiske universiteter: MO LCAO, metoden for å overlegge valensskjemaer, etc.
4. I organiske forbindelser er konseptet med oksidasjonstilstand ikke veldig praktisk å bruke, fordi Det er et stort antall kovalente upolare bindinger mellom karbonatomer. Imidlertid, hvis du tegner strukturformelen til et molekyl, kan oksidasjonstilstanden til hvert atom også bestemmes av typen og antallet atomer som det atomet er direkte bundet til. For eksempel er oksidasjonstilstanden til primære karbonatomer i hydrokarboner -3, for sekundære atomer -2, for tertiære atomer -1 og for kvartære atomer - 0.

La oss øve på å bestemme oksidasjonstilstanden til atomer i organiske forbindelser. For å gjøre dette er det nødvendig å tegne den fullstendige strukturformelen til atomet og fremheve karbonatomet med dets nærmeste miljø - atomene som det er direkte forbundet med.

• For å forenkle beregningene kan du bruke løselighetstabellen - den viser ladningene til de vanligste ionene. I de fleste russiske kjemi-eksamener (USE, GIA, DVI) er bruk av en løselighetstabell tillatt. Dette er et ferdig jukseark, som i mange tilfeller kan spare tid betydelig.
• Når vi beregner oksidasjonstilstanden til grunnstoffer i komplekse stoffer, angir vi først oksidasjonstilstandene til grunnstoffene som vi vet sikkert (elementer med konstant oksidasjonstilstand), og betegner oksidasjonstilstanden til grunnstoffer med variabel oksidasjonstilstand som x. Summen av alle ladninger av alle partikler er null i et molekyl eller lik ladningen til et ion i et ion. Fra disse dataene er det enkelt å lage og løse en ligning.

Mange skolebøker og manualer lærer hvordan man lager formler basert på valens, selv for forbindelser med ioniske bindinger. For å forenkle prosedyren for å utarbeide formler er dette etter vår mening akseptabelt. Men du må forstå at dette ikke er helt riktig på grunn av de ovennevnte grunnene.

Et mer universelt konsept er konseptet oksidasjonstilstand. Ved å bruke verdiene til oksidasjonstilstandene til atomer, så vel som valensverdiene, kan du komponere kjemiske formler og skrive ned formelenheter.

Oksidasjonstilstand- dette er den betingede ladningen til et atom i en partikkel (molekyl, ion, radikal), beregnet i den tilnærmingen at alle bindinger i partikkelen er ioniske.

Før du bestemmer oksidasjonstilstander, er det nødvendig å sammenligne elektronegativiteten til de bundne atomene. Et atom med høyere elektronegativitetsverdi har en negativ oksidasjonstilstand, og et atom med lavere elektronegativitet har en positiv oksidasjonstilstand.

For objektivt å sammenligne elektronegativitetsverdiene til atomer ved beregning av oksidasjonstilstander, anbefalte IUPAC i 2013 å bruke Allen-skalaen.

* Så, for eksempel, i henhold til Allen-skalaen, er elektronegativiteten til nitrogen 3,066, og klor er 2,869.

La oss illustrere definisjonen ovenfor med eksempler. La oss komponere strukturformelen til et vannmolekyl.

Kovalente polare O-H-bindinger er indikert i blått.

La oss forestille oss at begge bindingene ikke er kovalente, men ioniske. Hvis de var ioniske, ville ett elektron overføres fra hvert hydrogenatom til det mer elektronegative oksygenatomet. La oss betegne disse overgangene med blå piler.

*I detfor eksempel tjener pilen til å visuelt illustrere den fullstendige overføringen av elektroner, og ikke til å illustrere den induktive effekten.

Det er lett å legge merke til at antall piler viser antall elektroner som overføres, og retningen deres indikerer retningen for elektronoverføring.

Det er to piler rettet mot oksygenatomet, som betyr at to elektroner overføres til oksygenatomet: 0 + (-2) = -2. En ladning på -2 dannes på oksygenatomet. Dette er oksidasjonstilstanden til oksygen i et vannmolekyl.

Hvert hydrogenatom mister ett elektron: 0 - (-1) = +1. Dette betyr at hydrogenatomer har en oksidasjonstilstand på +1.

Summen av oksidasjonstilstander er alltid lik den totale ladningen til partikkelen.

For eksempel er summen av oksidasjonstilstander i et vannmolekyl lik: +1(2) + (-2) = 0. Molekylet er en elektrisk nøytral partikkel.

Hvis vi beregner oksidasjonstilstandene i et ion, er summen av oksidasjonstilstandene følgelig lik ladningen.

Verdien for oksidasjonstilstand er vanligvis angitt i øvre høyre hjørne av elementsymbolet. Dessuten, tegnet er skrevet foran nummeret. Hvis tegnet kommer etter tallet, så er dette ladningen til ionet.

For eksempel er S -2 et svovelatom i oksidasjonstilstanden -2, S 2- er et svovelanion med en ladning på -2.

S +6 O -2 4 2- - verdier for oksidasjonstilstandene til atomene i sulfatanionet (ladningen til ionet er uthevet i grønt).

Tenk nå på tilfellet når forbindelsen har blandede bindinger: Na 2 SO 4. Bindingen mellom sulfatanion og natriumkationer er ionisk, bindingene mellom svovelatomet og oksygenatomene i sulfationet er kovalent polare. La oss skrive ned den grafiske formelen til natriumsulfat, og bruke piler for å indikere retningen på elektronovergangen.

*Strukturformel viser rekkefølgen av kovalente bindinger i en partikkel (molekyl, ion, radikal). Strukturformler brukes bare for partikler med kovalente bindinger. For partikler med ioniske bindinger har konseptet med en strukturformel ingen betydning. Hvis partikkelen inneholder ioniske bindinger, brukes en grafisk formel.

Vi ser at seks elektroner forlater det sentrale svovelatomet, som betyr at oksidasjonstilstanden til svovel er 0 - (-6) = +6.

De terminale oksygenatomene tar hver to elektroner, noe som betyr at deres oksidasjonstilstander er 0 + (-2) = -2

De brodannende oksygenatomene aksepterer hver to elektroner og har en oksidasjonstilstand på -2.

Det er også mulig å bestemme graden av oksidasjon ved hjelp av en strukturell-grafisk formel, der kovalente bindinger er indikert med streker, og ladningen av ioner er indikert.

I denne formelen har de brodannende oksygenatomene allerede enkelt negative ladninger og et ekstra elektron kommer til dem fra svovelatomet -1 + (-1) = -2, noe som betyr at deres oksidasjonstilstander er lik -2.

Oksydasjonsgraden av natriumioner er lik ladningen deres, dvs. +1.

La oss bestemme oksidasjonstilstandene til grunnstoffene i kaliumsuperoksid (superoksid). For å gjøre dette, la oss lage en grafisk formel for kaliumsuperoksid og vise omfordelingen av elektroner med en pil. O-O-bindingen er en kovalent ikke-polar binding, så den indikerer ikke omfordeling av elektroner.

* Superoksidanion er et radikalion. Den formelle ladningen til ett oksygenatom er -1, og det andre, med et uparet elektron, er 0.

Vi ser at oksidasjonstilstanden til kalium er +1. Oksydasjonstilstanden til oksygenatomet skrevet overfor kalium i formelen er -1. Oksydasjonstilstanden til det andre oksygenatomet er 0.

På samme måte kan du bestemme graden av oksidasjon ved hjelp av den strukturelle grafiske formelen.

Sirklene indikerer de formelle ladningene til kaliumionet og et av oksygenatomene. I dette tilfellet faller verdiene til formelle ladninger sammen med verdiene for oksidasjonstilstander.

Siden begge oksygenatomene i superoksidanionet har forskjellige oksidasjonstilstander, kan vi beregne aritmetisk gjennomsnittlig oksidasjonstilstand oksygen.

Det vil være lik / 2 = - 1/2 = -0,5.

Verdier for aritmetiske gjennomsnittlige oksidasjonstilstander er vanligvis angitt i bruttoformler eller formelenheter for å vise at summen av oksidasjonstilstandene er lik den totale ladningen til systemet.

For tilfellet med superoksid: +1 + 2(-0,5) = 0

Det er lett å bestemme oksidasjonstilstander ved hjelp av elektron-punktformler, der ensomme elektronpar og elektroner av kovalente bindinger er indikert med prikker.

Oksygen er et element i gruppe VIA, derfor har atomet 6 valenselektroner. La oss forestille oss at bindingene i et vannmolekyl er ioniske, i dette tilfellet vil oksygenatomet motta en oktett av elektroner.

Oksydasjonstilstanden til oksygen er tilsvarende lik: 6 - 8 = -2.

A hydrogenatomer: 1 - 0 = +1

Evnen til å bestemme oksidasjonstilstander ved hjelp av grafiske formler er uvurderlig for å forstå essensen av dette konseptet; denne ferdigheten vil også være nødvendig i et kurs i organisk kjemi. Hvis vi har å gjøre med uorganiske stoffer, så er det nødvendig å kunne bestemme oksidasjonstilstander ved hjelp av molekylformler og formelenheter.

For å gjøre dette, må du først og fremst forstå at oksidasjonstilstander kan være konstante og variable. Elementer som viser konstante oksidasjonstilstander må huskes.

Ethvert kjemisk element er preget av høyere og lavere oksidasjonstilstander.

Laveste oksidasjonstilstand- dette er ladningen som et atom får som et resultat av å motta maksimalt antall elektroner på det ytre elektronlaget.

I lys av dette, den laveste oksidasjonstilstanden har en negativ verdi, med unntak av metaller, hvis atomer aldri aksepterer elektroner på grunn av lave elektronegativitetsverdier. Metaller har en laveste oksidasjonstilstand på 0.

De fleste ikke-metaller i hovedundergruppene prøver å fylle sitt ytre elektronlag med opptil åtte elektroner, hvoretter atomet får en stabil konfigurasjon ( oktettregel). Derfor, for å bestemme den laveste oksidasjonstilstanden, er det nødvendig å forstå hvor mange valenselektroner et atom mangler for å nå oktetten.

For eksempel er nitrogen et gruppe VA-element, som betyr at nitrogenatomet har fem valenselektroner. Nitrogenatomet mangler tre elektroner fra oktetten. Dette betyr at den laveste oksidasjonstilstanden til nitrogen er: 0 + (-3) = -3

Valence er et komplekst konsept. Dette begrepet gjennomgikk en betydelig transformasjon samtidig med utviklingen av teorien om kjemisk binding. Opprinnelig var valens evnen til et atom til å feste eller erstatte et visst antall andre atomer eller atomgrupper for å danne en kjemisk binding.

Et kvantitativt mål på valensen til et grunnstoffs atom var antall hydrogen- eller oksygenatomer (disse grunnstoffene ble ansett som henholdsvis mono- og divalente) som grunnstoffet fester seg for å danne et hydrid med formelen EH x eller et oksid med formel E ingen m.

Dermed er valensen til nitrogenatomet i ammoniakkmolekylet NH 3 lik tre, og svovelatomet i H 2 S-molekylet er lik to, siden valensen til hydrogenatomet er lik en.

I forbindelsene Na 2 O, BaO, Al 2 O 3, SiO 2 er valensene til natrium, barium og silisium henholdsvis 1, 2, 3 og 4.

Begrepet valens ble introdusert i kjemien før strukturen til atomet ble kjent, nemlig i 1853 av den engelske kjemikeren Frankland. Det er nå fastslått at valensen til et grunnstoff er nært knyttet til antallet ytre elektroner til atomene, siden elektronene i atomenes indre skall ikke deltar i dannelsen av kjemiske bindinger.

I den elektroniske teorien om kovalente bindinger antas det at valensen til et atom bestemmes av antall uparede elektroner i bakken eller eksitert tilstand, som deltar i dannelsen av vanlige elektronpar med elektroner fra andre atomer.

For noen elementer er valens en konstant verdi. Således er natrium eller kalium i alle forbindelser enverdig, kalsium, magnesium og sink er toverdig, aluminium er treverdig, osv. Men de fleste kjemiske grunnstoffer viser variabel valens, som avhenger av arten av partnerelementet og betingelsene i prosessen. Dermed kan jern danne to forbindelser med klor - FeCl 2 og FeCl 3, hvor valensen til jern er henholdsvis 2 og 3.

Oksidasjonstilstand- et konsept som karakteriserer tilstanden til et element i en kjemisk forbindelse og dets oppførsel i redoksreaksjoner; numerisk er oksidasjonstilstanden lik den formelle ladningen som kan tildeles et grunnstoff, basert på antakelsen om at alle elektronene i hver av bindingene har overført til et mer elektronegativt atom.

Elektronegativitet- et mål på et atoms evne til å tilegne seg en negativ ladning når det danner en kjemisk binding eller evnen til et atom i et molekyl til å tiltrekke seg valenselektroner som er involvert i dannelsen av en kjemisk binding. Elektronegativitet er ikke en absolutt verdi og beregnes ved hjelp av ulike metoder. Derfor kan elektronegativitetsverdiene gitt i forskjellige lærebøker og oppslagsbøker variere.

Tabell 2 viser elektronegativiteten til noen kjemiske elementer på Sanderson-skalaen, og tabell 3 viser elektronegativiteten til elementer på Pauling-skalaen.

Elektronegativitetsverdien er gitt under symbolet til det tilsvarende elementet. Jo høyere numerisk verdi av et atoms elektronegativitet, jo mer elektronegativt er grunnstoffet. Det mest elektronegative er fluoratomet, det minst elektronegative er rubidiumatomet. I et molekyl dannet av atomer av to forskjellige kjemiske elementer, vil den formelle negative ladningen være på atomet hvis numeriske verdi av elektronegativitet er høyere. Således, i et molekyl av svoveldioksid SO2, er elektronegativiteten til svovelatomet 2,5, og elektronegativiteten til oksygenatomet er større - 3,5. Derfor vil den negative ladningen være på oksygenatomet, og den positive ladningen vil være på svovelatomet.

I ammoniakkmolekylet NH 3 er elektronegativitetsverdien til nitrogenatomet 3,0, og hydrogenatomet er 2,1. Derfor vil nitrogenatomet ha en negativ ladning, og hydrogenatomet vil ha en positiv ladning.

Du bør tydelig kjenne til de generelle trendene i elektronegativitetsendringer. Siden et atom av et hvilket som helst kjemisk element har en tendens til å oppnå en stabil konfigurasjon av det ytre elektroniske laget - et oktettskall av en inert gass, øker elektronegativiteten til elementer i en periode, og i en gruppe avtar elektronegativiteten generelt med økende atomnummer av element. Derfor er for eksempel svovel mer elektronegativt sammenlignet med fosfor og silisium, og karbon er mer elektronegativt sammenlignet med silisium.

Når du utarbeider formler for forbindelser som består av to ikke-metaller, plasseres alltid den mest elektronegative av dem til høyre: PCl 3, NO 2. Det er noen historiske unntak fra denne regelen, for eksempel NH 3, PH 3, etc.

Oksydasjonstallet er vanligvis indikert med et arabisk tall (med et tegn foran tallet) plassert over elementsymbolet, for eksempel:

For å bestemme graden av oksidasjon av atomer i kjemiske forbindelser, følges følgende regler:

1. Oksydasjonstilstanden til grunnstoffer i enkle stoffer er null.
2. Den algebraiske summen av oksidasjonstilstandene til atomene i et molekyl er null.
3. Oksygen i forbindelser viser hovedsakelig en oksidasjonstilstand på –2 (i oksygenfluorid OF 2 + 2, i metallperoksider som M 2 O 2 –1).
4. Hydrogen i forbindelser viser en oksidasjonstilstand på + 1, med unntak av hydrider av aktive metaller, for eksempel alkali- eller jordalkalimetaller, der oksidasjonstilstanden til hydrogen er – 1.
5. For monoatomiske ioner er oksidasjonstilstanden lik ladningen til ionet, for eksempel: K + - +1, Ba 2+ - +2, Br – - –1, S 2– - –2, etc.
6. I forbindelser med en kovalent polar binding har oksidasjonstilstanden til det mer elektronegative atomet et minustegn, og det mindre elektronegative atomet har et plusstegn.
7. I organiske forbindelser er oksidasjonstilstanden til hydrogen +1.

La oss illustrere reglene ovenfor med flere eksempler.

Eksempel 1. Bestem graden av oksidasjon av grunnstoffer i oksidene av kalium K 2 O, selen SeO 3 og jern Fe 3 O 4.

Kaliumoksid K 2 O. Den algebraiske summen av oksidasjonstilstandene til atomene i et molekyl er null. Oksydasjonstilstanden til oksygen i oksider er –2. La oss betegne oksidasjonstilstanden til kalium i dets oksid som n, så er 2n + (–2) = 0 eller 2n = 2, derav n = +1, dvs. oksidasjonstilstanden til kalium er +1.

Selenoksid SeO 3. SeO 3-molekylet er elektrisk nøytralt. Den totale negative ladningen til de tre oksygenatomene er –2 × 3 = –6. Derfor, for å redusere denne negative ladningen til null, må oksidasjonstilstanden til selen være +6.

Fe3O4 molekyl elektrisk nøytral. Den totale negative ladningen til de fire oksygenatomene er –2 × 4 = –8. For å utjevne denne negative ladningen må den totale positive ladningen på de tre jernatomene være +8. Derfor må ett jernatom ha en ladning på 8/3 = +8/3.

Det skal understrekes at oksidasjonstilstanden til et grunnstoff i en forbindelse kan være et brøktall. Slike fraksjonerte oksidasjonstilstander er ikke meningsfulle når man skal forklare binding i en kjemisk forbindelse, men kan brukes til å konstruere ligninger for redoksreaksjoner.

Eksempel 2. Bestem graden av oksidasjon av grunnstoffer i forbindelsene NaClO 3, K 2 Cr 2 O 7.

NaClO 3-molekylet er elektrisk nøytralt. Oksydasjonstilstanden til natrium er +1, oksidasjonstilstanden til oksygen er -2. La oss betegne oksidasjonstilstanden til klor som n, så +1 + n + 3 × (–2) = 0, eller +1 + n – 6 = 0, eller n – 5 = 0, derav n = +5. Dermed er oksidasjonstilstanden til klor +5.

K 2 Cr 2 O 7-molekylet er elektrisk nøytralt. Oksydasjonstilstanden til kalium er +1, oksidasjonstilstanden til oksygen er -2. La oss betegne oksidasjonstilstanden til krom som n, deretter 2 × 1 + 2n + 7 × (–2) = 0, eller +2 + 2n – 14 = 0, eller 2n – 12 = 0, 2n = 12, derav n = +6. Dermed er oksidasjonstilstanden til krom +6.

Eksempel 3. La oss bestemme graden av oksidasjon av svovel i sulfationet SO 4 2–. SO 4 2–-ionet har en ladning på –2. Oksydasjonstilstanden til oksygen er -2. La oss betegne oksidasjonstilstanden til svovel som n, så n + 4 × (–2) = –2, eller n – 8 = –2, eller n = –2 – (–8), derav n = +6. Dermed er oksidasjonstilstanden til svovel +6.

Det bør huskes at oksidasjonstilstanden noen ganger ikke er lik valensen til et gitt element.

For eksempel er oksidasjonstilstandene til nitrogenatomet i ammoniakkmolekylet NH 3 eller i hydrazinmolekylet N 2 H 4 henholdsvis –3 og –2, mens valensen til nitrogen i disse forbindelsene er tre.

Den maksimale positive oksidasjonstilstanden for elementer i hovedundergruppene er som regel lik gruppenummeret (unntak: oksygen, fluor og noen andre elementer).

Den maksimale negative oksidasjonstilstanden er 8 - gruppenummeret.

Opplæringsoppgaver

1. I hvilken forbindelse er oksidasjonstilstanden til fosfor +5?

1) HPO 3
2) H3PO3
3) Li 3 P
4) AlP

2. I hvilken forbindelse er oksidasjonstilstanden til fosfor lik –3?

1) HPO 3
2) H3PO3
3) Li 3 PO 4
4) AlP

3. I hvilken forbindelse er oksidasjonstilstanden til nitrogen lik +4?

1) HNO2
2) N 2 O 4
3) N 2 O
4) HNO3

4. I hvilken forbindelse er oksidasjonstilstanden til nitrogen lik –2?

1) NH 3
2) N2H4
3) N 2 O 5
4) HNO2

5. I hvilken forbindelse er oksidasjonstilstanden til svovel +2?

1) Na 2 SO 3
2)SO2
3) SCl 2
4) H2SO4

6. I hvilken forbindelse er oksidasjonstilstanden til svovel +6?

1) Na 2 SO 3
2) SO 3
3) SCl 2
4) H 2 SO 3

7. I stoffer hvis formler er CrBr 2, K 2 Cr 2 O 7, Na 2 CrO 4, er oksidasjonstilstanden til krom hhv.

1) +2, +3, +6
2) +3, +6, +6
3) +2, +6, +5
4) +2, +6, +6

8. Den minste negative oksidasjonstilstanden til et kjemisk grunnstoff er vanligvis lik

1) periodenummer
3) antall elektroner som mangler for å fullføre det ytre elektronlaget

9. Den maksimale positive oksidasjonstilstanden til kjemiske elementer lokalisert i hovedundergruppene er som regel lik

1) periodenummer
2) serienummeret til det kjemiske elementet
3) gruppenummer
4) det totale antallet elektroner i elementet

10. Fosfor viser den maksimale positive oksidasjonstilstanden i forbindelsen

1) HPO 3
2) H3PO3
3) Na3P
4) Ca 3 P 2

11. Fosfor viser minimal oksidasjonstilstand i forbindelsen

1) HPO 3
2) H3PO3
3) Na 3 PO 4
4) Ca 3 P 2

12. Nitrogenatomene i ammoniumnitritt, lokalisert i kation og anion, viser henholdsvis oksidasjonstilstander

1) –3, +3
2) –3, +5
3) +3, –3
4) +3, +5

13. Valensen og oksidasjonstilstanden til oksygen i hydrogenperoksid er henholdsvis like

1) II, –2
2) II, –1
3) I, +4
4) III, –2

14. Valensen og graden av oksidasjon av svovel i pyritt FeS2 er henholdsvis like

1) IV, +5
2) II, –1
3) II, +6
4) III, +4

15. Valensen og oksidasjonstilstanden til nitrogenatomet i ammoniumbromid er henholdsvis lik

1) IV, –3
2) III, +3
3) IV, –2
4) III, +4

16. Karbonatomet viser en negativ oksidasjonstilstand når det kombineres med

1) oksygen
2) natrium
3) fluor
4) klor

17. viser en konstant oksidasjonstilstand i sine forbindelser

1) strontium
2) jern
3) svovel
4) klor

18. Oksydasjonstilstanden +3 i deres forbindelser kan vise

1) klor og fluor
2) fosfor og klor
3) karbon og svovel
4) oksygen og hydrogen

19. Oksydasjonstilstanden +4 i deres forbindelser kan vise

1) karbon og hydrogen
2) karbon og fosfor
3) karbon og kalsium
4) nitrogen og svovel

20. Oksydasjonstilstanden lik gruppenummeret i forbindelsene viser

1) klor
2) jern
3) oksygen
4) fluor