Oksydasjonstilstandene til alle kjemiske elementer i forbindelser. Oksidasjonstilstand

I kjemi betyr begrepene "oksidasjon" og "reduksjon" reaksjoner der et atom eller en gruppe atomer henholdsvis mister eller får elektroner. Oksydasjonstilstanden er en numerisk verdi som tilskrives ett eller flere atomer som karakteriserer antall omfordelte elektroner og viser hvordan disse elektronene er fordelt mellom atomene under reaksjonen. Å bestemme denne mengden kan være både en enkel og ganske kompleks prosedyre, avhengig av atomene og molekylene som består av dem. Dessuten kan atomene til noen grunnstoffer ha flere oksidasjonstilstander. Heldigvis er det enkle entydige regler for å bestemme graden av oksidasjon, for den trygge bruken er det nok å kjenne det grunnleggende om kjemi og algebra.

Trinn

Del 1

Bestemmelse av oksidasjonsgrad i henhold til kjemiens lover

Finn ut om det aktuelle stoffet er elementært. Oksydasjonstilstanden til atomer utenfor en kjemisk forbindelse er null. Denne regelen gjelder både for stoffer dannet fra individuelle frie atomer, og for de som består av to eller polyatomiske molekyler av ett element.

• For eksempel har Al(s) og Cl 2 en oksidasjonstilstand på 0 fordi begge er i en kjemisk ukombinert elementær tilstand.
• Vær oppmerksom på at den allotrope formen av svovel S 8, eller oktasulfur, til tross for sin atypiske struktur, også er preget av en null oksidasjonstilstand.

1. Finn ut om det aktuelle stoffet består av ioner. Oksydasjonstilstanden til ioner er lik ladningen deres. Dette gjelder både for frie ioner og for de som er en del av kjemiske forbindelser.

   • For eksempel er oksidasjonstilstanden til Cl-ionet -1.
   • Oksydasjonstilstanden til Cl-ionet i den kjemiske forbindelsen NaCl er også -1. Siden Na-ionet per definisjon har en ladning på +1, konkluderer vi med at ladningen til Cl-ionet er -1, og dermed er dets oksidasjonstilstand -1.

2. Merk at metallioner kan ha flere oksidasjonstilstander. Atomer av mange metalliske elementer kan ioniseres i ulik grad. For eksempel er ladningen til ioner av et metall som jern (Fe) +2 eller +3. Ladningen til metallioner (og deres oksidasjonsgrad) kan bestemmes av ladningene til ioner av andre elementer som dette metallet er en del av en kjemisk forbindelse med; i teksten er denne ladningen indikert med romertall: for eksempel har jern (III) en oksidasjonstilstand på +3.

   • Som et eksempel kan du vurdere en forbindelse som inneholder et aluminiumion. Den totale ladningen av AlCl 3-forbindelsen er null. Siden vi vet at Cl - ioner har en ladning på -1, og forbindelsen inneholder 3 slike ioner, for total nøytralitet til det aktuelle stoffet, må Al-ionet ha en ladning på +3. Dermed, i dette tilfellet, er oksidasjonstilstanden til aluminium +3.

3. Oksydasjonstilstanden til oksygen er -2 (med noen unntak). I nesten alle tilfeller har oksygenatomer en oksidasjonstilstand på -2. Det er flere unntak fra denne regelen:

   • Hvis oksygen er i elementær tilstand (O 2 ), er oksidasjonstilstanden 0, slik tilfellet er for andre elementære stoffer.
   • Hvis oksygen er inkludert peroksider, dens oksidasjonstilstand er -1. Peroksider er en gruppe forbindelser som inneholder en enkelt oksygen-oksygenbinding (dvs. peroksidanionet O 2 -2). For eksempel, i sammensetningen av H 2 O 2-molekylet (hydrogenperoksid), har oksygen en ladning og en oksidasjonstilstand på -1.
   • I kombinasjon med fluor har oksygen en oksidasjonstilstand på +2, se regelen for fluor nedenfor.

4. Hydrogen har en oksidasjonstilstand på +1, med noen få unntak. Som med oksygen er det også unntak. Som regel er oksidasjonstilstanden til hydrogen +1 (med mindre den er i elementær tilstand H 2). Imidlertid, i forbindelser kalt hydrider, er oksidasjonstilstanden til hydrogen -1.

   • For eksempel, i H 2 O, er oksidasjonstilstanden til hydrogen +1, siden oksygenatomet har en ladning på -2, og to +1 ladninger er nødvendig for total nøytralitet. Imidlertid, i sammensetningen av natriumhydrid, er oksidasjonstilstanden til hydrogen allerede -1, siden Na-ionet har en ladning på +1, og for total elektronøytralitet må ladningen til hydrogenatomet (og dermed dets oksidasjonstilstand) være -1.

5. Fluor bestandig har en oksidasjonstilstand på -1. Som allerede nevnt, kan graden av oksidasjon av noen elementer (metallioner, oksygenatomer i peroksider, og så videre) variere avhengig av en rekke faktorer. Oksydasjonstilstanden til fluor er imidlertid alltid -1. Dette forklares med at dette grunnstoffet har høyest elektronegativitet – med andre ord er fluoratomer minst villige til å skille seg av med sine egne elektroner og tiltrekker seg mest aktivt andres elektroner. Dermed forblir belastningen deres uendret.

6. Summen av oksidasjonstilstandene i en forbindelse er lik ladningen. Oksydasjonstilstandene til alle atomene som utgjør en kjemisk forbindelse, totalt sett, skal gi ladningen til denne forbindelsen. For eksempel, hvis en forbindelse er nøytral, må summen av oksidasjonstilstandene til alle atomene være null; hvis forbindelsen er et polyatomisk ion med en ladning på -1, er summen av oksidasjonstilstandene -1, og så videre.

   • Dette er en god metode for å sjekke - hvis summen av oksidasjonstilstandene ikke tilsvarer den totale ladningen til forbindelsen, så tar du feil et sted.

   Del 2

   Bestemme oksidasjonstilstanden uten å bruke kjemiens lover

   1. Finn atomer som ikke har strenge regler angående oksidasjonstilstand. I forhold til enkelte grunnstoffer er det ingen fast etablerte regler for å finne graden av oksidasjon. Hvis et atom ikke faller inn under noen av reglene som er oppført ovenfor, og du ikke kjenner ladningen (for eksempel er atomet en del av et kompleks, og ladningen er ikke angitt), kan du bestemme oksidasjonstilstanden til en slik atom ved eliminering. Bestem først ladningen til alle andre atomer i forbindelsen, og beregn deretter oksidasjonstilstanden til dette atomet fra den kjente totale ladningen til forbindelsen.

      • For eksempel, i Na 2 SO 4-forbindelsen, er ladningen til svovelatomet (S) ukjent - vi vet bare at den ikke er null, siden svovel ikke er i elementær tilstand. Denne forbindelsen tjener som et godt eksempel for å illustrere den algebraiske metoden for å bestemme oksidasjonstilstanden.

   2. Finn oksidasjonstilstandene til resten av grunnstoffene i forbindelsen. Bruk reglene beskrevet ovenfor, bestem oksidasjonstilstandene til de gjenværende atomene i forbindelsen. Ikke glem unntakene fra regelen når det gjelder O, H og så videre.

      • For Na 2 SO 4, ved å bruke våre regler, finner vi at ladningen (og dermed oksidasjonstilstanden) til Na-ionet er +1, og for hvert av oksygenatomene er den -2.

   3. Finn den ukjente oksidasjonstilstanden fra ladningen til forbindelsen. Nå har du alle data for en enkel beregning av ønsket oksidasjonstilstand. Skriv ned en ligning, på venstre side av hvilken det vil være summen av tallet oppnådd i forrige beregningstrinn og den ukjente oksidasjonstilstanden, og på høyre side - den totale ladningen til forbindelsen. Med andre ord, (Summen av kjente oksidasjonstilstander) + (ønsket oksidasjonstilstand) = (sammensatt ladning).

      • I vårt tilfelle Na 2 SO 4 ser løsningen slik ut:
        • (Summen av kjente oksidasjonstilstander) + (ønsket oksidasjonstilstand) = (sammensatt ladning)
        • -6+S=0
        • S=0+6
        • S = 6. I Na 2 SO 4 har svovel en oksidasjonstilstand 6 .
   • I forbindelser må summen av alle oksidasjonstilstander være lik ladningen. For eksempel, hvis forbindelsen er et diatomisk ion, må summen av oksidasjonstilstandene til atomene være lik den totale ioneladningen.
   • Det er veldig nyttig å kunne bruke det periodiske systemet til Mendeleev og vite hvor de metalliske og ikke-metalliske elementene er plassert i den.
   • Oksydasjonstilstanden til atomer i elementær form er alltid null. Oksydasjonstilstanden til et enkelt ion er lik ladningen. Grunnstoffer fra gruppe 1A i det periodiske system, slik som hydrogen, litium, natrium, i elementær form har en oksidasjonstilstand på +1; oksidasjonstilstanden til gruppe 2A-metaller, som magnesium og kalsium, i sin elementære form er +2. Oksygen og hydrogen, avhengig av type kjemisk binding, kan ha 2 forskjellige oksidasjonstilstander.

På skolen er kjemi fortsatt et av de vanskeligste fagene, som, på grunn av at det skjuler mange vanskeligheter, vekker hos elever (vanligvis i perioden fra 8 til 9 klasser) mer hat og likegyldighet til å studere enn interesse. Alt dette reduserer kvaliteten og kvantiteten av kunnskap om emnet, selv om mange områder fortsatt krever spesialister på dette feltet. Ja, noen ganger er det enda vanskeligere øyeblikk og uforståelige regler i kjemi enn det ser ut til. Et av spørsmålene som opptar de fleste elever er hva som er oksidasjonstilstanden og hvordan bestemme oksidasjonstilstandene til grunnstoffer.

En viktig regel er plasseringsregelen, algoritmer

Det er mye snakk her om forbindelser som oksider. Til å begynne med må hver elev lære bestemmelse av oksider– Dette er komplekse forbindelser av to grunnstoffer, de inneholder oksygen. Oksider er klassifisert som binære forbindelser fordi oksygen er nummer to i algoritmen. Når du skal bestemme indikatoren, er det viktig å kjenne til plasseringsreglene og beregne algoritmen.

Algoritmer for syreoksider

Oksidasjonstilstander - dette er numeriske uttrykk for elementenes valens. For eksempel dannes sure oksider i henhold til en viss algoritme: ikke-metaller eller metaller kommer først (deres valens er vanligvis fra 4 til 7), og deretter kommer oksygen, som det skal være, i andre rekkefølge, valensen er to. Det bestemmes enkelt - i henhold til det periodiske systemet for kjemiske elementer til Mendeleev. Det er også viktig å vite at oksidasjonstilstanden til grunnstoffer er en indikator som antyder enten positivt eller negativt tall.

I begynnelsen av algoritmen er som regel et ikke-metall, og dets oksidasjonstilstand positiv. Ikke-metallisk oksygen i oksidforbindelser har en stabil verdi, som er -2. For å bestemme riktigheten av arrangementet av alle verdier, må du multiplisere alle tilgjengelige tall med indeksene til ett bestemt element, hvis produktet, tatt i betraktning alle minusene og plussene, er 0, er arrangementet pålitelig.

Arrangement i syrer som inneholder oksygen

Syrer er komplekse stoffer, de er assosiert med noen sure rester og inneholder ett eller flere hydrogenatomer. Her kreves det ferdigheter i matematikk for å beregne graden, siden indikatorene som er nødvendige for beregningen er digitale. For hydrogen eller et proton er det alltid det samme - +1. Det negative oksygenionet har en negativ oksidasjonstilstand på -2.

Etter å ha utført alle disse handlingene, kan du bestemme graden av oksidasjon og det sentrale elementet i formelen. Uttrykket for beregningen er en formel i form av en ligning. For eksempel, for svovelsyre, vil ligningen være med en ukjent.

Grunnleggende vilkår i OVR

ORR er en reduksjon-oksidasjonsreaksjon.

• Oksydasjonstilstanden til ethvert atom - karakteriserer dette atomets evne til å feste eller gi elektroner til andre atomer av ioner (eller atomer);
• Det er vanlig å betrakte enten ladede atomer eller uladede ioner som oksidasjonsmidler;
• Reduksjonsmidlet i dette tilfellet vil være ladede ioner eller tvert imot uladede atomer som mister elektronene sine i prosessen med kjemisk interaksjon;
• Oksidasjon er donasjon av elektroner.

Hvordan ordne oksidasjonstilstanden i salter

Salter er sammensatt av ett metall og en eller flere syrerester. Bestemmelsesprosedyren er den samme som i syreholdige syrer.

Metallet som direkte danner et salt er lokalisert i hovedundergruppen, dets grad vil være lik antallet på gruppen, det vil si at det alltid vil forbli en stabil, positiv indikator.

Som et eksempel, vurder arrangementet av oksidasjonstilstander i natriumnitrat. Salt dannes ved å bruke et element i hovedundergruppen til henholdsvis gruppe 1, oksidasjonstilstanden vil være positiv og lik en. I nitrater har oksygen samme verdi - -2. For å få en numerisk verdi, lages først en ligning med en ukjent, som tar hensyn til alle minusene og plussene til verdiene: +1+X-6=0. Ved å løse ligningen kan du komme til at den numeriske indikatoren er positiv og lik + 5. Dette er indikatoren for nitrogen. En viktig nøkkel for å beregne graden av oksidasjon - tabell.

Ordningsregel i basiske oksider

• Oksider av typiske metaller i alle forbindelser har en stabil oksidasjonsindeks, den er alltid ikke mer enn +1, eller i andre tilfeller +2;
• Den digitale indikatoren for metallet beregnes ved hjelp av det periodiske systemet. Hvis elementet er inneholdt i hovedundergruppen til gruppe 1, vil verdien være +1;
• Verdien av oksider, tatt i betraktning deres indekser, etter multiplikasjon, oppsummert skal være lik null, fordi molekylet i dem er nøytralt, en partikkel uten ladning;
• Metaller i hovedundergruppen i gruppe 2 har også en stabil positiv indikator, som er +2.

I mange skolebøker og håndbøker lærer de hvordan man skriver formler for valenser, selv for forbindelser med ioniske bindinger. For å forenkle prosedyren for å kompilere 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 om graden av oksidasjon. Ved hjelp av verdiene til oksidasjonstilstandene til atomer, så vel som av valensverdier, kan kjemiske formler kompileres og formelenheter kan skrives ned.

Oksidasjonstilstand 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 oksidasjonstilstandene, er det nødvendig å sammenligne elektronegativiteten til bindingsatomene. Et atom med høyere elektronegativitet har en negativ oksidasjonstilstand, mens et atom med lavere elektronegativitet har en positiv.

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

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

La oss illustrere definisjonen ovenfor med eksempler. La oss lage en strukturformel for et vannmolekyl.

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

Tenk deg at begge bindingene ikke er kovalente, men ioniske. Hvis de var ioniske, ville ett elektron gått fra hvert hydrogenatom til det mer elektronegative oksygenatomet. Vi betegner disse overgangene med blå piler.

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

Det er lett å se at antall piler viser antall overførte elektroner, og deres retning - retningen for elektronoverføring.

To piler er rettet mot oksygenatomet, som betyr at to elektroner passerer til oksygenatomet: 0 + (-2) = -2. Et oksygenatom har en ladning på -2. Dette er graden av oksidasjon av oksygen i et vannmolekyl.

Ett elektron forlater hvert hydrogenatom: 0 - (-1) = +1. Dette betyr at hydrogenatomer har en oksidasjonstilstand på +1.

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

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

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

Verdien av oksidasjonstilstanden er vanligvis angitt i øvre høyre hjørne av elementsymbolet. Dessuten, tegnet er skrevet foran nummeret. Hvis tegnet er 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- - verdiene av oksidasjonstilstandene til atomer i sulfatanionet (ladningen til ionet er uthevet i grønt).

Tenk nå på tilfellet hvor forbindelsen har blandede bindinger: Na 2 SO 4 . Bindingen mellom sulfatanion og natriumkationer er ionisk, bindingene mellom svovelatomet og oksygenatomene i sulfationet er kovalente polare. Vi skriver ned den grafiske formelen for natriumsulfat, og pilene indikerer retningen for elektronovergang.

*Strukturformelen gjenspeiler rekkefølgen av kovalente bindinger i en partikkel (molekyl, ion, radikal). Strukturformler brukes bare for partikler med kovalente bindinger. For partikler med ioniske bindinger er konseptet med en strukturell formel meningsløst. Hvis det er ioniske bindinger i partikkelen, brukes den grafiske formelen.

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

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

Brooksygenatomer aksepterer to elektroner hver, deres oksidasjonstilstand er -2.

Det er også mulig å bestemme graden av oksidasjon ved hjelp av den strukturelle grafiske formelen, der strekene indikerer kovalente bindinger, og ionene indikerer ladningen.

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

Oksydasjonstilstanden til natriumioner er lik ladningen deres, dvs. +1.

La oss bestemme oksidasjonstilstandene til grunnstoffene i kaliumsuperoksid (superoksid). For å gjøre dette vil vi tegne en grafisk formel for kaliumsuperoksid, vi vil vise omfordelingen av elektroner med en pil. O-O-bindingen er kovalent ikke-polar, så omfordelingen av elektroner er ikke indikert i den.

* Superoksidanionet 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 i formelen overfor kalium er -1. Oksydasjonstilstanden til det andre oksygenatomet er 0.

På samme måte er det mulig å bestemme graden av oksidasjon ved 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 til oksidasjonstilstandene.

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

Det vil være lik / 2 \u003d - 1/2 \u003d -0,5.

Verdiene av de aritmetiske gjennomsnittlige oksidasjonstilstandene 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 oksidasjonstilstandene ved hjelp av elektronpunktformler, der ensomme elektronpar og elektroner av kovalente bindinger er indikert med prikker.

Oksygen er et element i VIA-gruppen, derfor er det 6 valenselektroner i atomet. Tenk deg at bindingene i vannmolekylet er ioniske, i så fall vil oksygenatomet motta en oktett av elektroner.

Oksydasjonstilstanden til oksygen er henholdsvis lik: 6 - 8 \u003d -2.

Og hydrogenatomer: 1 - 0 = +1

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

For å gjøre dette må du først og fremst forstå at oksidasjonstilstandene er konstante og variable. Elementer som viser en konstant oksidasjonstilstand må huskes.

Ethvert kjemisk element er preget av høyere og lavere oksidasjonstilstander.

Laveste oksidasjonstilstand 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 er negativ, med unntak av metaller, hvis atomer aldri tar elektroner på grunn av lave elektronegativitetsverdier. Metaller har den laveste oksidasjonstilstanden 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 til en oktett.

For eksempel er nitrogen et element i VA-gruppen, som betyr at det er fem valenselektroner i nitrogenatomet. Nitrogenatomet mangler tre elektroner enn en oktett. Så den laveste oksidasjonstilstanden til nitrogen er: 0 + (-3) = -3

Elektronegativitet, som andre egenskaper til atomer av kjemiske elementer, endres med jevne mellomrom med en økning i ordensnummeret til elementet:

Grafen ovenfor viser periodisiteten til endringen i elektronegativiteten til elementene i hovedundergruppene, avhengig av elementets ordensnummer.

Når du beveger deg nedover undergruppen av det periodiske systemet, reduseres elektronegativiteten til kjemiske elementer, når du beveger deg til høyre langs perioden, øker den.

Elektronegativitet gjenspeiler elementers ikke-metallisitet: jo høyere verdien av elektronegativitet er, jo flere ikke-metalliske egenskaper uttrykkes i elementet.

Oksidasjonstilstand

Hvordan beregne oksidasjonstilstanden til et grunnstoff i en forbindelse?

1) Oksydasjonstilstanden til kjemiske grunnstoffer i enkle stoffer er alltid null.

2) Det er elementer som viser en konstant oksidasjonstilstand i komplekse stoffer:

3) Det er kjemiske elementer som viser en konstant oksidasjonstilstand i de aller fleste forbindelser. Disse elementene inkluderer:

Element	Oksydasjonstilstanden i nesten alle forbindelser	Unntak
hydrogen H	+1	Alkali- og jordalkalimetallhydrider, for eksempel:
oksygen O	-2	Hydrogen og metallperoksider: Oksygenfluorid -

4) Den algebraiske summen av oksidasjonstilstandene til alle atomene i et molekyl er alltid null. Den algebraiske summen av oksidasjonstilstandene til alle atomer i et ion er lik ladningen til ionet.

5) Den høyeste (maksimale) oksidasjonstilstanden er lik gruppetallet. Unntak som ikke faller inn under denne regelen er elementer fra den sekundære undergruppen av gruppe I, elementer i den sekundære undergruppen av gruppe VIII, samt oksygen og fluor.

Kjemiske grunnstoffer hvis gruppenummer ikke samsvarer med deres høyeste oksidasjonstilstand (obligatorisk å huske)

6) Den laveste oksidasjonstilstanden til metaller er alltid null, og den laveste oksidasjonstilstanden til ikke-metaller beregnes med formelen:

laveste oksidasjonstilstand for et ikke-metall = gruppenummer - 8

Basert på reglene presentert ovenfor, er det mulig å fastslå graden av oksidasjon av et kjemisk element i ethvert stoff.

Finne oksidasjonstilstandene til grunnstoffer i ulike forbindelser

Eksempel 1

Bestem oksidasjonstilstandene til alle grunnstoffene i svovelsyre.

Løsning:

La oss skrive formelen for svovelsyre:

Oksydasjonstilstanden til hydrogen i alle komplekse stoffer er +1 (unntatt metallhydrider).

Oksydasjonstilstanden til oksygen i alle komplekse stoffer er -2 (unntatt peroksider og oksygenfluorid OF 2). La oss ordne de kjente oksidasjonstilstandene:

La oss betegne oksidasjonstilstanden til svovel som x:

Svovelsyremolekylet, som molekylet til et hvilket som helst stoff, er generelt elektrisk nøytralt, fordi. summen av oksidasjonstilstandene til alle atomene i et molekyl er null. Skjematisk kan dette avbildes som følger:

De. vi fikk følgende ligning:

La oss løse det:

Dermed er oksidasjonstilstanden til svovel i svovelsyre +6.

Eksempel 2

Bestem oksidasjonstilstanden til alle grunnstoffene i ammoniumdikromat.

Løsning:

La oss skrive formelen for ammoniumdikromat:

Som i forrige tilfelle kan vi ordne oksidasjonstilstandene til hydrogen og oksygen:

Imidlertid ser vi at oksidasjonstilstandene til to kjemiske grunnstoffer samtidig, nitrogen og krom, er ukjente. Derfor kan vi ikke finne oksidasjonstilstandene på samme måte som i forrige eksempel (en ligning med to variabler har ikke en unik løsning).

La oss ta hensyn til det faktum at det angitte stoffet tilhører klassen av salter og følgelig har en ionisk struktur. Da kan vi med rette si at sammensetningen av ammoniumdikromat inkluderer NH 4 + kationer (ladningen til dette kationen kan sees i løselighetstabellen). Derfor, siden det er to positive enkeltladede NH 4 + kationer i formelenheten til ammoniumdikromat, er ladningen til dikromationet -2, siden stoffet som helhet er elektrisk nøytralt. De. stoffet dannes av NH 4 + kationer og Cr 2 O 7 2- anioner.

Vi kjenner oksidasjonstilstandene til hydrogen og oksygen. Å vite at summen av oksidasjonstilstandene til atomene til alle grunnstoffene i ionet er lik ladningen, og betegne oksidasjonstilstandene til nitrogen og krom som x og y følgelig kan vi skrive:

De. vi får to uavhengige ligninger:

Å løse hvilken, finner vi x og y:

Således, i ammoniumdikromat, er oksidasjonstilstandene til nitrogen -3, hydrogen +1, krom +6 og oksygen -2.

Hvordan bestemme oksidasjonstilstanden til grunnstoffer i organiske stoffer kan leses.

Valence

Valensen til atomer er indikert med romertall: I, II, III, etc.

Valensmulighetene til et atom avhenger av mengden:

1) uparrede elektroner

2) udelte elektronpar i orbitalene til valensnivåer

3) tomme elektronorbitaler av valensnivået

Valensmuligheter for hydrogenatomet

La oss skildre den elektroniske grafiske formelen til hydrogenatomet:

Det ble sagt at tre faktorer kan påvirke valensmulighetene - tilstedeværelsen av uparrede elektroner, tilstedeværelsen av ikke-delte elektronpar på det ytre nivået, og tilstedeværelsen av ledige (tomme) orbitaler på det ytre nivået. Vi ser ett uparet elektron i det ytre (og eneste) energinivået. Basert på dette kan hydrogen nøyaktig ha en valens lik I. På det første energinivået er det imidlertid bare ett undernivå - s, de. hydrogenatomet på det ytre nivået har verken udelte elektronpar eller tomme orbitaler.

Dermed er den eneste valensen som et hydrogenatom kan vise, I.

Valensmuligheter for et karbonatom

Tenk på den elektroniske strukturen til karbonatomet. I grunntilstanden er den elektroniske konfigurasjonen av dets ytre nivå som følger:

De. I grunntilstanden inneholder det ytre energinivået til et ueksitert karbonatom 2 uparrede elektroner. I denne tilstanden kan den vise en valens lik II. Imidlertid går karbonatomet veldig lett inn i en eksitert tilstand når energi tilføres det, og den elektroniske konfigurasjonen av det ytre laget har i dette tilfellet formen:

Selv om det brukes noe energi i prosessen med eksitasjon av karbonatomet, blir utgiftene mer enn kompensert for ved dannelsen av fire kovalente bindinger. Av denne grunn er valens IV mye mer karakteristisk for karbonatomet. Så for eksempel har karbon valens IV i molekylene av karbondioksid, karbonsyre og absolutt alle organiske stoffer.

I tillegg til uparrede elektroner og ensomme elektronpar, påvirker tilstedeværelsen av ledige () orbitaler av valensnivået også valensmulighetene. Tilstedeværelsen av slike orbitaler i det fylte nivået fører til at atomet kan fungere som en elektronparakseptor, dvs. danne ytterligere kovalente bindinger ved donor-akseptor-mekanismen. Så, for eksempel, i motsetning til forventningene, i karbonmonoksidmolekylet CO, er bindingen ikke dobbel, men trippel, noe som tydelig vises i følgende illustrasjon:

Valensmuligheter for nitrogenatomet

La oss skrive ned den elektrongrafiske formelen for det ytre energinivået til nitrogenatomet:

Som det fremgår av illustrasjonen ovenfor, har nitrogenatomet i normal tilstand 3 uparrede elektroner, og derfor er det logisk å anta at det kan ha en valens lik III. En valens på tre er faktisk observert i molekylene ammoniakk (NH 3), salpetersyre (HNO 2), nitrogentriklorid (NCl 3), etc.

Det ble sagt ovenfor at valensen til et atom av et kjemisk element ikke bare avhenger av antall uparrede elektroner, men også av tilstedeværelsen av ikke-delte elektronpar. Dette skyldes det faktum at en kovalent kjemisk binding kan dannes ikke bare når to atomer gir hverandre ett elektron hver, men også når ett atom som har et udelt elektronpar - donor () gir det til et annet atom med et ledig () orbital valensnivå (akseptor). De. for nitrogenatomet er valens IV også mulig på grunn av en ekstra kovalent binding dannet av donor-akseptor-mekanismen. Så, for eksempel, observeres fire kovalente bindinger, hvorav den ene er dannet av donor-akseptormekanismen, under dannelsen av ammoniumkation:

Til tross for at en av de kovalente bindingene dannes av donor-akseptormekanismen, er alle N-H-bindinger i ammoniumkationen helt identiske og skiller seg ikke fra hverandre.

En valens lik V kan nitrogenatomet ikke vise. Dette skyldes det faktum at overgangen til en eksitert tilstand er umulig for nitrogenatomet, der sammenkoblingen av to elektroner skjer med overgangen til en av dem til en fri orbital, som er nærmest i energinivå. Nitrogenatomet har ingen d-subnivå, og overgangen til 3s-orbitalen er energimessig så kostbar at energikostnadene ikke dekkes av dannelsen av nye bindinger. Mange lurer kanskje på, hva er da valensen til nitrogen, for eksempel i molekylene av salpetersyre HNO 3 eller nitrogenoksid N 2 O 5? Merkelig nok er valensen der også IV, som man kan se av følgende strukturformler:

Den stiplede linjen i illustrasjonen viser den såkalte delokalisert π -forbindelse. Av denne grunn kan INGEN terminalobligasjoner kalles "halvannen". Lignende halvannen bindinger finnes også i ozonmolekylet O 3 , benzen C 6 H 6 , etc.

Valensmuligheter for fosfor

La oss skildre den elektrongrafiske formelen for det ytre energinivået til fosforatomet:

Som vi kan se er strukturen til det ytre laget av fosforatomet i grunntilstanden og nitrogenatomet den samme, og derfor er det logisk å forvente for fosforatomet, så vel som for nitrogenatomet, mulige valenser lik til I, II, III og IV, som observeres i praksis.

Imidlertid, i motsetning til nitrogen, har fosforatomet også d-undernivå med 5 ledige orbitaler.

I denne forbindelse er den i stand til å gå over i en eksitert tilstand, dampende elektroner 3 s-orbitaler:

Dermed er valensen V for fosforatomet, som er utilgjengelig for nitrogen, mulig. Så for eksempel har et fosforatom en valens på fem i molekylene til slike forbindelser som fosforsyre, fosfor (V) halogenider, fosfor (V) oksid, etc.

Valensmuligheter for oksygenatomet

Den elektrongrafiske formelen for det ytre energinivået til oksygenatomet har formen:

Vi ser to uparrede elektroner på 2. nivå, og derfor er valens II mulig for oksygen. Det skal bemerkes at denne valensen til oksygenatomet er observert i nesten alle forbindelser. Ovenfor, når vi vurderte valensmulighetene til karbonatomet, diskuterte vi dannelsen av karbonmonoksidmolekylet. Bindingen i CO-molekylet er trippel, derfor er oksygen trivalent der (oksygen er en elektronpardonor).

På grunn av det faktum at oksygenatomet ikke har et ytre nivå d-undernivåer, depairing av elektroner s og p- orbitaler er umulig, og det er grunnen til at oksygenatomets valensevne er begrenset sammenlignet med andre elementer i undergruppen, for eksempel svovel.

Valensmuligheter for svovelatomet

Det ytre energinivået til svovelatomet i ueksitert tilstand:

Svovelatomet, som oksygenatomet, har to uparrede elektroner i normal tilstand, så vi kan konkludere med at en valens på to er mulig for svovel. Faktisk har svovel valens II, for eksempel i hydrogensulfidmolekylet H2S.

Som vi kan se, har svovelatomet på det ytre nivået d undernivå med ledige orbitaler. Av denne grunn er svovelatomet i stand til å utvide sine valensevner, i motsetning til oksygen, på grunn av overgangen til eksiterte tilstander. Så når du kobler fra et ensomt elektronpar 3 s- undernivå, svovelatomet får den elektroniske konfigurasjonen av det ytre nivået av følgende form:

I denne tilstanden har svovelatomet 4 uparrede elektroner, noe som forteller oss om muligheten for at svovelatomer viser en valens lik IV. Faktisk har svovel valens IV i molekylene SO 2, SF 4, SOCl 2, etc.

Når du kobler fra det andre ensomme elektronparet på 3 s- undernivå, det eksterne energinivået får følgende konfigurasjon:

I en slik tilstand blir manifestasjonen av valens VI allerede mulig. Et eksempel på forbindelser med VI-valent svovel er SO 3 , H 2 SO 4 , SO 2 Cl 2 etc.

På samme måte kan vi vurdere valensmulighetene til andre kjemiske elementer.

Grader av oksidasjon av grunnstoffer. Hvordan finne oksidasjonstilstander?

1) I et enkelt stoff er oksidasjonstilstanden til ethvert grunnstoff 0. Eksempler: Na 0, H 0 2, P 0 4.

2) Det er nødvendig å huske elementene som er preget av konstante oksidasjonstilstander. Alle er oppført i tabellen.

3) Søket etter oksidasjonstilstandene til de gjenværende elementene er basert på en enkel regel:

I et nøytralt molekyl er summen av oksidasjonstilstandene til alle elementer lik null, og i et ion - ladningen til ionet.

Vurder bruken av denne regelen på enkle eksempler.

Eksempel 1. Det er nødvendig å finne oksidasjonstilstandene til grunnstoffene i ammoniakk (NH 3).

Løsning. Vi vet allerede (se 2) at art. OK. hydrogen er +1. Det gjenstår å finne denne egenskapen for nitrogen. La x være ønsket oksidasjonstilstand. Vi komponerer den enkleste ligningen: x + 3 * (+1) \u003d 0. Løsningen er åpenbar: x \u003d -3. Svar: N -3 H 3 +1.

Eksempel 2. Spesifiser oksidasjonstilstandene til alle atomene i H 2 SO 4-molekylet.

Løsning. Oksydasjonstilstandene til hydrogen og oksygen er allerede kjent: H(+1) og O(-2). Vi setter sammen en ligning for å bestemme graden av oksidasjon av svovel: 2*(+1) + x + 4*(-2) = 0. Ved å løse denne ligningen finner vi: x = +6. Svar: H +1 2 S +6 O -2 4 .

Eksempel 3. Beregn oksidasjonstilstandene til alle grunnstoffene i Al(NO 3) 3-molekylet.

Løsning. Algoritmen forblir uendret. Sammensetningen av "molekylet" av aluminiumnitrat inkluderer ett atom av Al (+3), 9 oksygenatomer (-2) og 3 nitrogenatomer, oksidasjonstilstanden som vi må beregne. Tilsvarende ligning: 1*(+3) + 3x + 9*(-2) = 0. Svar: Al +3 (N +5 O -2 3) 3 .

Eksempel 4. Bestem oksidasjonstilstandene til alle atomene i (AsO 4) 3-ionet.

Løsning. I dette tilfellet vil summen av oksidasjonstilstandene ikke lenger være lik null, men med ladningen til ionet, dvs. -3. Ligning: x + 4*(-2) = -3. Svar: As(+5), O(-2).

Er det mulig å bestemme oksidasjonstilstandene til flere grunnstoffer samtidig ved å bruke en lignende ligning? Hvis vi vurderer dette problemet fra et matematisk synspunkt, vil svaret være negativt. En lineær ligning med to variabler kan ikke ha en unik løsning. Men vi løser ikke bare en ligning!

Eksempel 5. Bestem oksidasjonstilstandene til alle grunnstoffene i (NH 4) 2 SO 4.

Løsning. Oksydasjonstilstandene til hydrogen og oksygen er kjent, men svovel og nitrogen er det ikke. Et klassisk eksempel på et problem med to ukjente! Vi vil betrakte ammoniumsulfat ikke som et enkelt "molekyl", men som en kombinasjon av to ioner: NH 4 + og SO 4 2-. Vi kjenner ladningene til ioner, hver av dem inneholder bare ett atom med en ukjent grad av oksidasjon. Ved å bruke erfaringen fra å løse tidligere problemer, kan vi enkelt finne oksidasjonstilstandene til nitrogen og svovel. Svar: (N -3 H 4 +1) 2S +6 O 4 -2.

Konklusjon: hvis molekylet inneholder flere atomer med ukjente oksidasjonstilstander, prøv å "splitte" molekylet i flere deler.

Eksempel 6. Angi oksidasjonstilstandene til alle grunnstoffene i CH 3 CH 2 OH.

Løsning. Å finne oksidasjonstilstander i organiske forbindelser har sine egne spesifikasjoner. Spesielt er det nødvendig å finne oksidasjonstilstandene separat for hvert karbonatom. Du kan resonnere som følger. Tenk for eksempel på karbonatomet i metylgruppen. Dette C-atomet er koblet til 3 hydrogenatomer og et tilstøtende karbonatom. På C-H-bindingen skifter elektrontettheten mot karbonatomet (fordi elektronegativiteten til C overstiger EO til hydrogen). Hvis denne forskyvningen var fullstendig, ville karbonatomet få en ladning på -3.

C-atomet i -CH 2 OH-gruppen er bundet til to hydrogenatomer (elektrontetthetsforskyvning mot C), ett oksygenatom (elektrontetthetsforskyvning mot O) og ett karbonatom (vi kan anta at forskyvningene i elektrontettheten i denne saken skjer ikke). Oksydasjonstilstanden til karbon er -2 +1 +0 = -1.

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

Copyright Repetitor2000.ru, 2000-2015