પદાર્થમાં સલ્ફરના ઓક્સિડેશનની ડિગ્રી. પ્રકૃતિમાં બનવું

ઓક્સિડેશન સ્થિતિ એ સંયોજનમાં અણુનો શરતી ચાર્જ છે, જેની ગણતરી એ ધારણાને આધારે કરવામાં આવે છે કે તેમાં ફક્ત આયનોનો સમાવેશ થાય છે. આ વિભાવનાને વ્યાખ્યાયિત કરતી વખતે, પરંપરાગત રીતે એવું માનવામાં આવે છે કે બંધન (સંયોજકતા) ઇલેક્ટ્રોન વધુ ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવ અણુઓ તરફ જાય છે (જુઓ ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવિટી), અને તેથી સંયોજનોમાં હકારાત્મક અને નકારાત્મક ચાર્જ આયનો હોય છે. ઓક્સિડેશન નંબરમાં શૂન્ય, નકારાત્મક અને હકારાત્મક મૂલ્યો હોઈ શકે છે, જે સામાન્ય રીતે તત્વ પ્રતીકની ઉપર મૂકવામાં આવે છે: .

શૂન્ય ઓક્સિડેશન સ્થિતિ મૂલ્ય મુક્ત સ્થિતિમાં તત્વોના અણુઓને સોંપવામાં આવે છે, ઉદાહરણ તરીકે: . તે અણુઓ કે જેની તરફ કનેક્ટિંગ ઇલેક્ટ્રોન ક્લાઉડ (ઇલેક્ટ્રોન જોડી) શિફ્ટ થાય છે તે નકારાત્મક ઓક્સિડેશન સ્થિતિ ધરાવે છે. તેના તમામ સંયોજનોમાં ફ્લોરિન માટે તે -1 બરાબર છે. જે અણુઓ અન્ય અણુઓને વેલેન્સ ઈલેક્ટ્રોનનું દાન કરે છે તે હકારાત્મક ઓક્સિડેશન સ્થિતિ ધરાવે છે. ઉદાહરણ તરીકે, આલ્કલી અને આલ્કલાઇન પૃથ્વી ધાતુઓમાં તે અનુક્રમે સમાન છે અને K જેવા સરળ આયનોમાં, તે આયનના ચાર્જ સમાન છે. મોટાભાગના સંયોજનોમાં, હાઇડ્રોજન પરમાણુઓની ઓક્સિડેશન સ્થિતિ સમાન હોય છે, પરંતુ મેટલ હાઇડ્રાઇડ્સમાં (તેમના સંયોજનો હાઇડ્રોજન સાથે) - અને અન્ય - તે -1 ની બરાબર હોય છે. ઓક્સિજન -2 ની ઓક્સિડેશન સ્થિતિ દ્વારા વર્ગીકૃત થયેલ છે, પરંતુ, ઉદાહરણ તરીકે, ફ્લોરિન સાથે સંયોજનમાં તે હશે, અને પેરોક્સાઇડ સંયોજનોમાં, વગેરે.) -1. કેટલાક કિસ્સાઓમાં, આ મૂલ્ય અપૂર્ણાંક તરીકે વ્યક્ત કરી શકાય છે: આયર્નમાં આયર્ન (II, III) ઓક્સાઇડ માટે તે બરાબર છે.

સંયોજનમાં અણુઓની ઓક્સિડેશન અવસ્થાઓનો બીજગણિત સરવાળો શૂન્ય છે, અને જટિલ આયનમાં તે આયનનો ચાર્જ છે. આ નિયમનો ઉપયોગ કરીને, અમે ગણતરી કરીએ છીએ, ઉદાહરણ તરીકે, ઓર્થોફોસ્ફોરિક એસિડમાં ફોસ્ફરસની ઓક્સિડેશન સ્થિતિ. સંયોજનમાં તેમના પરમાણુઓની સંખ્યા દ્વારા હાઇડ્રોજન અને ઓક્સિજન માટે ઓક્સિડેશન સ્થિતિને દર્શાવવાથી અને ગુણાકાર કરવાથી, આપણે સમીકરણ મેળવીએ છીએ: ક્યાંથી . એ જ રીતે, આપણે - આયનમાં ક્રોમિયમની ઓક્સિડેશન સ્થિતિની ગણતરી કરીએ છીએ.

સંયોજનોમાં, મેંગેનીઝની ઓક્સિડેશન સ્થિતિ તે મુજબ હશે.

સૌથી વધુ ઓક્સિડેશન સ્થિતિ તેનું સૌથી મોટું હકારાત્મક મૂલ્ય છે. મોટાભાગના તત્વો માટે, તે સામયિક કોષ્ટકમાં જૂથ નંબરની બરાબર છે અને તે તેના સંયોજનોમાં તત્વની એક મહત્વપૂર્ણ માત્રાત્મક લાક્ષણિકતા છે. તત્વની ઓક્સિડેશન સ્થિતિનું સૌથી નીચું મૂલ્ય જે તેના સંયોજનોમાં થાય છે તેને સામાન્ય રીતે સૌથી ઓછી ઓક્સિડેશન સ્થિતિ કહેવામાં આવે છે; અન્ય તમામ મધ્યવર્તી છે. તેથી, સલ્ફર માટે, સૌથી વધુ ઓક્સિડેશન સ્થિતિ છે, સૌથી ઓછી 2 છે, અને મધ્યવર્તી છે.

સામયિક પ્રણાલીના જૂથ દ્વારા તત્વોની ઓક્સિડેશન અવસ્થામાં ફેરફાર તેમના રાસાયણિક ગુણધર્મોમાં થતા ફેરફારોની સામયિકતા પરમાણુ સંખ્યાને પ્રતિબિંબિત કરે છે.

તત્વોની ઓક્સિડેશન સ્થિતિની વિભાવનાનો ઉપયોગ પદાર્થોના વર્ગીકરણમાં, તેમના ગુણધર્મોનું વર્ણન, સંયોજનોના સૂત્રોના સંકલન અને તેમના આંતરરાષ્ટ્રીય નામોમાં થાય છે. પરંતુ તે ખાસ કરીને રેડોક્સ પ્રતિક્રિયાઓના અભ્યાસમાં વ્યાપકપણે ઉપયોગમાં લેવાય છે. અકાર્બનિક રસાયણશાસ્ત્રમાં "વેલેન્સ" (જુઓ વેલેન્સી) ની વિભાવનાને બદલે "ઓક્સિડેશન સ્ટેટ" ની વિભાવનાનો વારંવાર ઉપયોગ થાય છે.

ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવિટી, રાસાયણિક તત્વોના અણુઓના અન્ય ગુણધર્મોની જેમ, તત્વની વધતી અણુ સંખ્યા સાથે સમયાંતરે બદલાય છે:

ઉપરનો ગ્રાફ તત્વની અણુ સંખ્યાના આધારે મુખ્ય પેટાજૂથોના તત્વોની ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવિટીમાં ફેરફારોની સામયિકતા દર્શાવે છે.

સામયિક કોષ્ટકના પેટાજૂથને નીચે ખસેડતી વખતે, રાસાયણિક તત્વોની ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવિટી ઘટે છે, અને જ્યારે તે સમયગાળા સાથે જમણી તરફ જાય છે ત્યારે તે વધે છે.

ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવિટી તત્વોની બિન-ધાતુતાને પ્રતિબિંબિત કરે છે: ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવિટી મૂલ્ય જેટલું ઊંચું છે, તત્વમાં બિન-ધાતુના ગુણધર્મો વધુ છે.

ઓક્સિડેશન સ્થિતિ

સંયોજનમાં તત્વની ઓક્સિડેશન સ્થિતિની ગણતરી કેવી રીતે કરવી?

1) સાદા પદાર્થોમાં રાસાયણિક તત્વોની ઓક્સિડેશન સ્થિતિ હંમેશા શૂન્ય હોય છે.

2) એવા તત્વો છે જે જટિલ પદાર્થોમાં સતત ઓક્સિડેશનની સ્થિતિ દર્શાવે છે:

3) એવા રાસાયણિક તત્વો છે જે મોટાભાગના સંયોજનોમાં સતત ઓક્સિડેશન સ્થિતિ દર્શાવે છે. આ ઘટકોમાં શામેલ છે:

4) અણુમાંના તમામ અણુઓની ઓક્સિડેશન અવસ્થાનો બીજગણિત સરવાળો હંમેશા શૂન્ય હોય છે. આયનમાંના તમામ અણુઓની ઓક્સિડેશન અવસ્થાનો બીજગણિત સરવાળો આયનના ચાર્જ જેટલો હોય છે.

5) સર્વોચ્ચ (મહત્તમ) ઓક્સિડેશન સ્થિતિ જૂથ નંબરની બરાબર છે. અપવાદો કે જે આ નિયમ હેઠળ આવતા નથી તે જૂથ I ના ગૌણ પેટાજૂથના તત્વો, જૂથ VIII ના ગૌણ પેટાજૂથના તત્વો તેમજ ઓક્સિજન અને ફ્લોરિન છે.

રાસાયણિક તત્ત્વો કે જેમનો સમૂહ નંબર તેમની સૌથી વધુ ઓક્સિડેશન સ્થિતિ સાથે મેળ ખાતો નથી (યાદ રાખવું ફરજિયાત)

6) ધાતુઓની સૌથી ઓછી ઓક્સિડેશન સ્થિતિ હંમેશા શૂન્ય હોય છે, અને બિન-ધાતુઓની સૌથી ઓછી ઓક્સિડેશન સ્થિતિ સૂત્ર દ્વારા ગણવામાં આવે છે:

બિન-ધાતુની સૌથી ઓછી ઓક્સિડેશન સ્થિતિ = જૂથ સંખ્યા − 8

ઉપર પ્રસ્તુત નિયમોના આધારે, તમે કોઈપણ પદાર્થમાં રાસાયણિક તત્વની ઓક્સિડેશન સ્થિતિ સ્થાપિત કરી શકો છો.

વિવિધ સંયોજનોમાં તત્વોની ઓક્સિડેશન સ્થિતિ શોધવી

ઉદાહરણ 1

સલ્ફ્યુરિક એસિડમાં તમામ તત્વોની ઓક્સિડેશન સ્થિતિ નક્કી કરો.

ઉકેલ:

ચાલો સલ્ફ્યુરિક એસિડનું સૂત્ર લખીએ:

તમામ જટિલ પદાર્થોમાં હાઇડ્રોજનની ઓક્સિડેશન સ્થિતિ +1 છે (ધાતુના હાઇડ્રાઇડ્સ સિવાય).

તમામ જટિલ પદાર્થોમાં ઓક્સિજનની ઓક્સિડેશન સ્થિતિ -2 છે (પેરોક્સાઇડ્સ અને ઓક્સિજન ફ્લોરાઇડ OF 2 સિવાય). ચાલો જાણીતી ઓક્સિડેશન સ્થિતિઓ ગોઠવીએ:

ચાલો આપણે સલ્ફરની ઓક્સિડેશન સ્થિતિ તરીકે દર્શાવીએ x:

સલ્ફ્યુરિક એસિડ પરમાણુ, કોઈપણ પદાર્થના પરમાણુની જેમ, સામાન્ય રીતે ઇલેક્ટ્રિકલી તટસ્થ હોય છે, કારણ કે પરમાણુમાંના તમામ અણુઓની ઓક્સિડેશન અવસ્થાઓનો સરવાળો શૂન્ય છે. યોજનાકીય રીતે આને નીચે પ્રમાણે દર્શાવી શકાય છે:

તે. અમને નીચેનું સમીકરણ મળ્યું:

ચાલો તેને હલ કરીએ:

આમ, સલ્ફ્યુરિક એસિડમાં સલ્ફરની ઓક્સિડેશન સ્થિતિ +6 છે.

ઉદાહરણ 2

એમોનિયમ ડાયક્રોમેટમાં તમામ તત્વોની ઓક્સિડેશન સ્થિતિ નક્કી કરો.

ઉકેલ:

ચાલો એમોનિયમ ડાયક્રોમેટનું સૂત્ર લખીએ:

અગાઉના કેસની જેમ, આપણે હાઇડ્રોજન અને ઓક્સિજનની ઓક્સિડેશન સ્થિતિઓને ગોઠવી શકીએ છીએ:

જો કે, આપણે જોઈએ છીએ કે એક સાથે બે રાસાયણિક તત્વોની ઓક્સિડેશન અવસ્થાઓ અજાણ છે - નાઇટ્રોજન અને ક્રોમિયમ. તેથી, આપણે અગાઉના ઉદાહરણની જેમ ઓક્સિડેશન અવસ્થાઓ શોધી શકતા નથી (બે ચલો સાથેના એક સમીકરણમાં એક જ ઉકેલ નથી).

ચાલો એ હકીકત તરફ ધ્યાન દોરીએ કે આ પદાર્થ ક્ષારના વર્ગનો છે અને તે મુજબ, આયનીય માળખું ધરાવે છે. પછી આપણે યોગ્ય રીતે કહી શકીએ કે એમોનિયમ ડાયક્રોમેટની રચનામાં NH 4 + cationsનો સમાવેશ થાય છે (આ કેટેશનનો ચાર્જ દ્રાવ્યતા કોષ્ટકમાં જોઈ શકાય છે). પરિણામે, એમોનિયમ ડાયક્રોમેટના સૂત્ર એકમમાં બે સકારાત્મક એકલ ચાર્જ થયેલ NH 4 + કેશન્સનો સમાવેશ થતો હોવાથી, ડાયક્રોમેટ આયનનો ચાર્જ -2 ની બરાબર છે, કારણ કે સમગ્ર પદાર્થ ઇલેક્ટ્રિકલી ન્યુટ્રલ છે. તે. પદાર્થ NH 4 + cations અને Cr 2 O 7 2- anions દ્વારા રચાય છે.

આપણે હાઇડ્રોજન અને ઓક્સિજનની ઓક્સિડેશન સ્થિતિ જાણીએ છીએ. આયનમાંના તમામ તત્વોના અણુઓની ઓક્સિડેશન અવસ્થાનો સરવાળો ચાર્જ જેટલો છે તે જાણીને અને નાઇટ્રોજન અને ક્રોમિયમની ઓક્સિડેશન અવસ્થાઓને આ રીતે સૂચિત કરીને xઅને yતદનુસાર, અમે લખી શકીએ છીએ:

તે. આપણને બે સ્વતંત્ર સમીકરણો મળે છે:

જેનું નિરાકરણ, અમે શોધીએ છીએ xઅને y:

આમ, એમોનિયમ ડાયક્રોમેટમાં નાઈટ્રોજનની ઓક્સિડેશન અવસ્થાઓ -3, હાઇડ્રોજન +1, ક્રોમિયમ +6 અને ઓક્સિજન -2 છે.

તમે કાર્બનિક પદાર્થોમાં તત્વોની ઓક્સિડેશન સ્થિતિ કેવી રીતે નક્કી કરવી તે વાંચી શકો છો.

વેલેન્સ

અણુઓની સંયોજકતા રોમન અંકો દ્વારા સૂચવવામાં આવે છે: I, II, III, વગેરે.

અણુની સંયોજક ક્ષમતાઓ જથ્થા પર આધારિત છે:

1) અનપેયર્ડ ઇલેક્ટ્રોન

2) સંયોજક સ્તરોના ભ્રમણકક્ષામાં એકલા ઇલેક્ટ્રોન જોડી

3) વેલેન્સ સ્તરના ખાલી ઇલેક્ટ્રોન ઓર્બિટલ્સ

હાઇડ્રોજન અણુની સંયોજિત શક્યતાઓ

ચાલો હાઇડ્રોજન અણુના ઇલેક્ટ્રોન ગ્રાફિક સૂત્રનું નિરૂપણ કરીએ:

એવું કહેવામાં આવ્યું છે કે ત્રણ પરિબળો સંયોજક શક્યતાઓને પ્રભાવિત કરી શકે છે - જોડી વગરના ઇલેક્ટ્રોનની હાજરી, બાહ્ય સ્તરમાં એકલા ઇલેક્ટ્રોન જોડીની હાજરી અને બાહ્ય સ્તરમાં ખાલી (ખાલી) ભ્રમણકક્ષાની હાજરી. આપણે બાહ્ય (અને માત્ર) ઉર્જા સ્તર પર એક અનપેયર્ડ ઇલેક્ટ્રોન જોઈએ છીએ. આના આધારે, હાઇડ્રોજનમાં ચોક્કસપણે I ની સંયોજકતા હોઈ શકે છે. જો કે, પ્રથમ ઉર્જા સ્તરમાં માત્ર એક જ સબલેવલ હોય છે - sતે બાહ્ય સ્તર પરના હાઇડ્રોજન અણુમાં ન તો એકલા ઇલેક્ટ્રોન જોડી હોય છે કે ન તો ખાલી ભ્રમણકક્ષા હોય છે.

આમ, હાઇડ્રોજન અણુ પ્રદર્શિત કરી શકે તેવી એકમાત્ર વેલેન્સી I છે.

કાર્બન અણુની વેલેન્સ શક્યતાઓ

ચાલો કાર્બન અણુની ઇલેક્ટ્રોનિક રચનાને ધ્યાનમાં લઈએ. ગ્રાઉન્ડ સ્ટેટમાં, તેના બાહ્ય સ્તરનું ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન નીચે મુજબ છે:

તે. ઉત્તેજિત કાર્બન અણુના બાહ્ય ઉર્જા સ્તરે જમીનની સ્થિતિમાં 2 અનપેયર્ડ ઇલેક્ટ્રોન હોય છે. આ સ્થિતિમાં તે II ની સંયોજકતા પ્રદર્શિત કરી શકે છે. જો કે, કાર્બન અણુ ખૂબ જ સરળતાથી ઉત્તેજિત સ્થિતિમાં જાય છે જ્યારે તેને ઊર્જા આપવામાં આવે છે, અને આ કિસ્સામાં બાહ્ય સ્તરનું ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન આ સ્વરૂપ લે છે:

હકીકત એ છે કે કાર્બન અણુના ઉત્તેજનાની પ્રક્રિયા પર ચોક્કસ માત્રામાં ઉર્જા ખર્ચવામાં આવે છે તે છતાં, ખર્ચ ચાર સહસંયોજક બોન્ડની રચના દ્વારા વળતર કરતાં વધુ છે. આ કારણોસર, વેલેન્સી IV એ કાર્બન અણુની વધુ લાક્ષણિકતા છે. ઉદાહરણ તરીકે, કાર્બનમાં કાર્બન ડાયોક્સાઇડ, કાર્બોનિક એસિડ અને સંપૂર્ણપણે તમામ કાર્બનિક પદાર્થોના પરમાણુઓમાં વેલેન્સી IV હોય છે.

જોડી વગરના ઈલેક્ટ્રોન અને એકલા ઈલેક્ટ્રોન જોડી ઉપરાંત, વેકન્ટ () વેલેન્સ લેવલ ઓર્બિટલ્સની હાજરી પણ વેલેન્સની શક્યતાઓને અસર કરે છે. ભરેલા સ્તરે આવા ઓર્બિટલ્સની હાજરી એ હકીકત તરફ દોરી જાય છે કે અણુ ઇલેક્ટ્રોન જોડીના સ્વીકારકર્તા તરીકે કાર્ય કરી શકે છે, એટલે કે. દાતા-સ્વીકાર મિકેનિઝમ દ્વારા વધારાના સહસંયોજક બોન્ડ બનાવે છે. ઉદાહરણ તરીકે, અપેક્ષાઓથી વિપરીત, કાર્બન મોનોક્સાઇડ પરમાણુ CO માં બોન્ડ બમણું નથી, પરંતુ ત્રણ ગણું છે, જે સ્પષ્ટપણે નીચેના ચિત્રમાં દર્શાવવામાં આવ્યું છે:

નાઇટ્રોજન અણુની સંયોજક શક્યતાઓ

ચાલો નાઇટ્રોજન અણુના બાહ્ય ઊર્જા સ્તર માટે ઇલેક્ટ્રોનિક ગ્રાફિક સૂત્ર લખીએ:

ઉપરના ચિત્રમાંથી જોઈ શકાય છે તેમ, નાઈટ્રોજન પરમાણુ તેની સામાન્ય સ્થિતિમાં 3 અનપેયર્ડ ઈલેક્ટ્રોન ધરાવે છે, અને તેથી તે ધારવું તાર્કિક છે કે તે III ની સંયોજકતા દર્શાવવામાં સક્ષમ છે. ખરેખર, એમોનિયા (NH 3), નાઇટ્રસ એસિડ (HNO 2), નાઇટ્રોજન ટ્રાઇક્લોરાઇડ (NCl 3), વગેરેના પરમાણુઓમાં ત્રણની સંયોજકતા જોવા મળે છે.

ઉપર એવું કહેવામાં આવ્યું હતું કે રાસાયણિક તત્વના અણુની સંયોજકતા ફક્ત જોડી વગરના ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા પર જ નહીં, પરંતુ એકલા ઇલેક્ટ્રોન જોડીની હાજરી પર પણ આધારિત છે. આ એ હકીકતને કારણે છે કે સહસંયોજક રાસાયણિક બંધન માત્ર ત્યારે જ રચાય છે જ્યારે બે અણુઓ એકબીજાને એક ઇલેક્ટ્રોન પ્રદાન કરે છે, પરંતુ જ્યારે એક અણુ ઇલેક્ટ્રોનની એકલી જોડી સાથે - દાતા () તેને ખાલી () સાથે બીજા અણુને પ્રદાન કરે છે ત્યારે પણ બને છે. ) ઓર્બિટલ વેલેન્સ સ્તર (સ્વીકારનાર). તે. નાઇટ્રોજન અણુ માટે, દાતા-સ્વીકાર મિકેનિઝમ દ્વારા રચાયેલા વધારાના સહસંયોજક બંધનને કારણે સંયોજકતા IV પણ શક્ય છે. ઉદાહરણ તરીકે, ચાર સહસંયોજક બોન્ડ્સ, જેમાંથી એક દાતા-સ્વીકાર મિકેનિઝમ દ્વારા રચાય છે, એમોનિયમ કેશનની રચના દરમિયાન જોવા મળે છે:

એ હકીકત હોવા છતાં કે સહસંયોજક બોન્ડ્સમાંથી એક દાતા-સ્વીકાર મિકેનિઝમ અનુસાર રચાય છે, એમોનિયમ કેશનમાંના તમામ N-H બોન્ડ્સ એકદમ સરખા છે અને એકબીજાથી અલગ નથી.

નાઇટ્રોજન અણુ V ની સમાન વેલેન્સી દર્શાવવા માટે સક્ષમ નથી. આ એ હકીકતને કારણે છે કે નાઇટ્રોજન અણુ માટે ઉત્તેજિત સ્થિતિમાં સંક્રમણ કરવું અશક્ય છે, જેમાં બે ઇલેક્ટ્રોન તેમાંથી એકને મુક્ત ભ્રમણકક્ષામાં સંક્રમણ સાથે જોડી દેવામાં આવે છે જે ઊર્જા સ્તરની સૌથી નજીક છે. નાઇટ્રોજન પરમાણુ પાસે નં ડી-સબલેવલ, અને 3s ઓર્બિટલમાં સંક્રમણ ઊર્જાસભર રીતે એટલું ખર્ચાળ છે કે નવા બોન્ડની રચના દ્વારા ઊર્જા ખર્ચ આવરી લેવામાં આવતો નથી. ઘણાને આશ્ચર્ય થશે કે નાઈટ્રોજનની વેલેન્સી શું છે, ઉદાહરણ તરીકે, નાઈટ્રિક એસિડ HNO 3 અથવા નાઈટ્રિક ઑક્સાઈડ N 2 O 5 ના અણુઓમાં? વિચિત્ર રીતે, ત્યાં વેલેન્સી પણ IV છે, જે નીચેના માળખાકીય સૂત્રોમાંથી જોઈ શકાય છે:

ચિત્રમાં ડોટેડ લાઇન કહેવાતા બતાવે છે delocalized π - જોડાણ. આ કારણોસર, ટર્મિનલ NO બોન્ડને "દોઢ બોન્ડ" કહી શકાય. સમાન દોઢ બોન્ડ ઓઝોન O 3, બેન્ઝીન C 6 H 6, વગેરેના પરમાણુમાં પણ હાજર છે.

ફોસ્ફરસની વેલેન્સ શક્યતાઓ

ચાલો આપણે ફોસ્ફરસ અણુના બાહ્ય ઊર્જા સ્તરના ઇલેક્ટ્રોનિક ગ્રાફિક સૂત્રનું નિરૂપણ કરીએ:

જેમ આપણે જોઈએ છીએ, જમીનની સ્થિતિમાં ફોસ્ફરસ અણુના બાહ્ય પડની રચના અને નાઇટ્રોજન અણુ સમાન છે, અને તેથી ફોસ્ફરસ પરમાણુ તેમજ નાઇટ્રોજન અણુ માટે, શક્ય સંયોજકતા સમાન હોય તેવી અપેક્ષા રાખવી તાર્કિક છે. I, II, III અને IV, વ્યવહારમાં અવલોકન કર્યા મુજબ.

જો કે, નાઇટ્રોજનથી વિપરીત, ફોસ્ફરસ અણુ પણ ધરાવે છે ડી-5 ખાલી ઓર્બિટલ્સ સાથે સબલેવલ.

આ સંદર્ભમાં, તે ઉત્તેજિત સ્થિતિમાં સંક્રમણ કરવામાં સક્ષમ છે, ઇલેક્ટ્રોન 3 બાફવું s- ભ્રમણકક્ષા:

આમ, ફોસ્ફરસ અણુ માટે વેલેન્સ V, જે નાઇટ્રોજન માટે અગમ્ય છે, શક્ય છે. ઉદાહરણ તરીકે, ફોસ્ફરસ અણુમાં સંયોજનોના પરમાણુઓમાં પાંચની વેલેન્સી હોય છે જેમ કે ફોસ્ફોરિક એસિડ, ફોસ્ફરસ (V) હલાઇડ્સ, ફોસ્ફરસ (V) ઓક્સાઇડ વગેરે.

ઓક્સિજન અણુની સંયોજિત શક્યતાઓ

ઓક્સિજન અણુના બાહ્ય ઉર્જા સ્તર માટે ઇલેક્ટ્રોન ગ્રાફિક સૂત્રનું સ્વરૂપ છે:

અમે 2જા સ્તર પર બે અનપેયર ઇલેક્ટ્રોન જોઈએ છીએ, અને તેથી ઓક્સિજન માટે વેલેન્સ II શક્ય છે. એ નોંધવું જોઇએ કે ઓક્સિજન અણુની આ સંયોજકતા લગભગ તમામ સંયોજનોમાં જોવા મળે છે. ઉપર, કાર્બન અણુની વેલેન્સી ક્ષમતાઓને ધ્યાનમાં લેતા, અમે કાર્બન મોનોક્સાઇડ પરમાણુની રચનાની ચર્ચા કરી. CO પરમાણુમાં બોન્ડ ત્રણ ગણો છે, તેથી, ત્યાંનો ઓક્સિજન ત્રિસંયોજક છે (ઓક્સિજન એ ઇલેક્ટ્રોન જોડી દાતા છે).

હકીકત એ છે કે ઓક્સિજન પરમાણુમાં બાહ્ય નથી ડી- સબલેવલ, ઇલેક્ટ્રોન પેરિંગ sઅને p-ઓર્બિટલ્સ અશક્ય છે, તેથી જ ઓક્સિજન અણુની સંયોજક ક્ષમતાઓ તેના પેટાજૂથના અન્ય ઘટકોની તુલનામાં મર્યાદિત છે, ઉદાહરણ તરીકે, સલ્ફર.

સલ્ફર અણુની વેલેન્સ શક્યતાઓ

ઉત્તેજિત સ્થિતિમાં સલ્ફર અણુનું બાહ્ય ઊર્જા સ્તર:

સલ્ફર અણુ, ઓક્સિજન અણુની જેમ, સામાન્ય રીતે બે જોડી વગરના ઇલેક્ટ્રોન ધરાવે છે, તેથી આપણે તારણ કાઢી શકીએ કે સલ્ફરમાં બે સંયોજકતા હોઈ શકે છે. ખરેખર, સલ્ફરમાં વેલેન્સી II છે, ઉદાહરણ તરીકે, હાઇડ્રોજન સલ્ફાઇડ પરમાણુ H 2 S માં.

જેમ આપણે જોઈએ છીએ, સલ્ફરનો અણુ બાહ્ય સ્તરે દેખાય છે ડી-ખાલી ઓર્બિટલ્સ સાથે સબલેવલ. આ કારણોસર, સલ્ફર અણુ ઉત્તેજિત સ્થિતિમાં સંક્રમણને કારણે, ઓક્સિજનથી વિપરીત, તેની સંયોજક ક્ષમતાઓને વિસ્તૃત કરવામાં સક્ષમ છે. આમ, એકલા ઈલેક્ટ્રોન જોડીને જોડતી વખતે 3 પી-સુબલેવલ, સલ્ફર અણુ નીચેના સ્વરૂપના બાહ્ય સ્તરનું ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન મેળવે છે:

આ સ્થિતિમાં, સલ્ફર અણુમાં 4 અનપેયર્ડ ઇલેક્ટ્રોન હોય છે, જે અમને કહે છે કે સલ્ફર પરમાણુ IV ની સંયોજકતા પ્રદર્શિત કરી શકે છે. ખરેખર, સલ્ફર SO 2, SF 4, SOCl 2, વગેરે પરમાણુઓમાં વેલેન્સી IV ધરાવે છે.

જ્યારે 3 પર સ્થિત બીજા એકલા ઇલેક્ટ્રોન જોડીને જોડતી વખતે s-સુબલ સ્તર, બાહ્ય ઊર્જા સ્તર રૂપરેખાંકન પ્રાપ્ત કરે છે:

આ સ્થિતિમાં, વેલેન્સી VI નું અભિવ્યક્તિ શક્ય બને છે. VI-વેલેન્ટ સલ્ફર સાથેના સંયોજનોના ઉદાહરણો SO 3, H 2 SO 4, SO 2 Cl 2, વગેરે છે.

એ જ રીતે, આપણે અન્ય રાસાયણિક તત્વોની સંયોજક શક્યતાઓને ધ્યાનમાં લઈ શકીએ છીએ.

વેલેન્સએક જટિલ ખ્યાલ છે. રાસાયણિક બંધનના સિદ્ધાંતના વિકાસ સાથે આ શબ્દમાં એક સાથે નોંધપાત્ર પરિવર્તન આવ્યું. શરૂઆતમાં, વેલેન્સી એ રાસાયણિક બોન્ડ બનાવવા માટે ચોક્કસ સંખ્યામાં અન્ય અણુઓ અથવા અણુ જૂથોને જોડવા અથવા બદલવાની અણુની ક્ષમતા હતી.

તત્વના અણુની સંયોજકતાનું માત્રાત્મક માપ એ હાઇડ્રોજન અથવા ઓક્સિજન અણુઓની સંખ્યા હતી (આ તત્વોને અનુક્રમે મોનો- અને દ્વિભાષી ગણવામાં આવતા હતા) જે તત્વ EH x ફોર્મ્યુલાના હાઇડ્રાઇડ અથવા ફોર્મ્યુલા Eના ઓક્સાઇડ બનાવવા માટે જોડે છે. n ઓ એમ.

આમ, એમોનિયા પરમાણુ NH 3 માં નાઇટ્રોજન અણુનું સંયોજક ત્રણ બરાબર છે, અને H 2 S પરમાણુમાં સલ્ફર અણુ બે બરાબર છે, કારણ કે હાઇડ્રોજન અણુનું સંયોજક એક સમાન છે.

Na 2 O, BaO, Al 2 O 3, SiO 2 સંયોજનોમાં, સોડિયમ, બેરિયમ અને સિલિકોનની સંયોજકતા અનુક્રમે 1, 2, 3 અને 4 છે.

1853માં અંગ્રેજી રસાયણશાસ્ત્રી ફ્રેન્કલેન્ડ દ્વારા અણુની રચના જાણીતી થઈ તે પહેલાં વેલેન્સનો ખ્યાલ રસાયણશાસ્ત્રમાં દાખલ કરવામાં આવ્યો હતો. હવે તે સ્થાપિત થયું છે કે તત્વની સંયોજકતા અણુઓના બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા સાથે નજીકથી સંબંધિત છે, કારણ કે અણુઓના આંતરિક શેલના ઇલેક્ટ્રોન રાસાયણિક બોન્ડની રચનામાં ભાગ લેતા નથી.

સહસંયોજક બોન્ડના ઇલેક્ટ્રોનિક સિદ્ધાંતમાં એવું માનવામાં આવે છે કે અણુની સંયોજકતાઅન્ય અણુઓના ઇલેક્ટ્રોન સાથે સામાન્ય ઇલેક્ટ્રોન જોડીની રચનામાં ભાગ લેતા, જમીન અથવા ઉત્તેજિત સ્થિતિમાં તેના અનપેયર્ડ ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા દ્વારા નક્કી કરવામાં આવે છે.

કેટલાક તત્વો માટે, સંયોજકતા એ સતત મૂલ્ય છે. આમ, તમામ સંયોજનોમાં સોડિયમ અથવા પોટેશિયમ મોનોવેલેન્ટ છે, કેલ્શિયમ, મેગ્નેશિયમ અને જસત દ્વિસંયોજક છે, એલ્યુમિનિયમ ત્રિસંયોજક છે, વગેરે. પરંતુ મોટાભાગના રાસાયણિક તત્વો વેરિયેબલ વેલેન્સી દર્શાવે છે, જે ભાગીદાર તત્વની પ્રકૃતિ અને પ્રક્રિયાની પરિસ્થિતિઓ પર આધાર રાખે છે. આમ, આયર્ન ક્લોરિન સાથે બે સંયોજનો બનાવી શકે છે - FeCl 2 અને FeCl 3, જેમાં આયર્નની સંયોજકતા અનુક્રમે 2 અને 3 છે.

ઓક્સિડેશન સ્થિતિ- એક ખ્યાલ જે રાસાયણિક સંયોજનમાં તત્વની સ્થિતિ અને રેડોક્સ પ્રતિક્રિયાઓમાં તેની વર્તણૂકનું લક્ષણ આપે છે; આંકડાકીય રીતે, ઓક્સિડેશન સ્થિતિ એ ઔપચારિક ચાર્જ જેટલી હોય છે જે તત્વને સોંપી શકાય છે, તે ધારણાના આધારે કે તેના દરેક બોન્ડમાંના તમામ ઇલેક્ટ્રોન વધુ ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવ અણુમાં સ્થાનાંતરિત થયા છે.

ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવિટી- રાસાયણિક બોન્ડ બનાવતી વખતે નકારાત્મક ચાર્જ મેળવવાની અણુની ક્ષમતાનું માપ અથવા રાસાયણિક બોન્ડની રચનામાં સામેલ વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોનને આકર્ષવા માટે પરમાણુમાં અણુની ક્ષમતા. ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવિટી એ ચોક્કસ મૂલ્ય નથી અને તેની ગણતરી વિવિધ પદ્ધતિઓ દ્વારા કરવામાં આવે છે. તેથી, વિવિધ પાઠ્યપુસ્તકો અને સંદર્ભ પુસ્તકોમાં આપવામાં આવેલ ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવિટીના મૂલ્યો અલગ અલગ હોઈ શકે છે.

કોષ્ટક 2 સેન્ડરસન સ્કેલ પર કેટલાક રાસાયણિક તત્વોની ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવિટી બતાવે છે, અને કોષ્ટક 3 પૉલિંગ સ્કેલ પર તત્વોની ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવિટી બતાવે છે.

ઇલેક્ટ્રોનગેટિવિટી મૂલ્ય અનુરૂપ તત્વના પ્રતીકની નીચે આપેલ છે. પરમાણુની વિદ્યુત ઋણાત્મકતાનું સંખ્યાત્મક મૂલ્ય જેટલું ઊંચું હશે, તત્વ તેટલું વધુ ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવ હશે. સૌથી વધુ ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવ ફ્લોરિન અણુ છે, સૌથી ઓછું ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવ રૂબિડિયમ અણુ છે. બે અલગ-અલગ રાસાયણિક તત્વોના અણુઓ દ્વારા રચાયેલા પરમાણુમાં, ઔપચારિક નકારાત્મક ચાર્જ એવા અણુ પર હશે જેનું સંખ્યાત્મક મૂલ્ય ઇલેક્ટ્રોનગેટિવિટી વધારે છે. આમ, સલ્ફર ડાયોક્સાઇડ SO2 ના પરમાણુમાં, સલ્ફર અણુની ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવિટી 2.5 છે, અને ઓક્સિજન પરમાણુની ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવિટી વધારે છે - 3.5. તેથી, નકારાત્મક ચાર્જ ઓક્સિજન અણુ પર હશે, અને હકારાત્મક ચાર્જ સલ્ફર પરમાણુ પર હશે.

એમોનિયા પરમાણુ NH 3 માં, નાઇટ્રોજન અણુનું ઇલેક્ટ્રોનગેટિવિટી મૂલ્ય 3.0 છે, અને હાઇડ્રોજન અણુનું 2.1 છે. તેથી, નાઇટ્રોજન અણુમાં નકારાત્મક ચાર્જ હશે, અને હાઇડ્રોજન અણુમાં હકારાત્મક ચાર્જ હશે.

તમારે ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવિટી ફેરફારોમાં સામાન્ય વલણોને સ્પષ્ટપણે જાણવું જોઈએ. કોઈપણ રાસાયણિક તત્વનો અણુ બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોનિક સ્તરની સ્થિર રૂપરેખા પ્રાપ્ત કરવાનું વલણ ધરાવે છે - એક નિષ્ક્રિય ગેસનો ઓક્ટેટ શેલ, સમયગાળામાં તત્વોની ઇલેક્ટ્રોનગેટિવિટી વધે છે, અને જૂથમાં ઇલેક્ટ્રોનગેટિવિટી સામાન્ય રીતે વધતી અણુ સંખ્યા સાથે ઘટે છે. તત્વ તેથી, ઉદાહરણ તરીકે, ફોસ્ફરસ અને સિલિકોનની તુલનામાં સલ્ફર વધુ ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવ છે, અને સિલિકોનની તુલનામાં કાર્બન વધુ ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવ છે.

બે બિન-ધાતુઓ ધરાવતા સંયોજનો માટે સૂત્રો દોરતી વખતે, તેમાંથી વધુ ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવ હંમેશા જમણી બાજુએ મૂકવામાં આવે છે: PCl 3, NO 2. આ નિયમમાં કેટલાક ઐતિહાસિક અપવાદો છે, ઉદાહરણ તરીકે NH 3, PH 3, વગેરે.

ઓક્સિડેશન નંબર સામાન્ય રીતે તત્વ પ્રતીકની ઉપર સ્થિત અરબી અંક (સંખ્યાની આગળના ચિહ્ન સાથે) દ્વારા સૂચવવામાં આવે છે, ઉદાહરણ તરીકે:

રાસાયણિક સંયોજનોમાં અણુઓની ઓક્સિડેશન સ્થિતિ નક્કી કરવા માટે, નીચેના નિયમોનું પાલન કરવામાં આવે છે:

1. સરળ પદાર્થોમાં તત્વોની ઓક્સિડેશન સ્થિતિ શૂન્ય છે.
2. પરમાણુમાં અણુઓની ઓક્સિડેશન અવસ્થાઓનો બીજગણિત સરવાળો શૂન્ય છે.
3. સંયોજનોમાં ઓક્સિજન મુખ્યત્વે –2 ની ઓક્સિડેશન સ્થિતિ દર્શાવે છે (ઓક્સિજન ફ્લોરાઈડ OF 2 + 2 માં, મેટલ પેરોક્સાઇડ જેમ કે M 2 O 2 –1 માં).
4. સક્રિય ધાતુઓના હાઇડ્રાઇડ્સના અપવાદ સિવાય સંયોજનોમાં હાઇડ્રોજન + 1 ની ઓક્સિડેશન સ્થિતિ દર્શાવે છે, ઉદાહરણ તરીકે, આલ્કલી અથવા આલ્કલાઇન પૃથ્વી, જેમાં હાઇડ્રોજનની ઓક્સિડેશન સ્થિતિ - 1 છે.
5. મોનોએટોમિક આયનો માટે, ઓક્સિડેશન સ્થિતિ આયનના ચાર્જ જેટલી હોય છે, ઉદાહરણ તરીકે: K + - +1, Ba 2+ - +2, Br – – –1, S 2– – –2, વગેરે.
6. સહસંયોજક ધ્રુવીય બંધન ધરાવતા સંયોજનોમાં, વધુ ઈલેક્ટ્રોનેગેટિવ અણુની ઓક્સિડેશન અવસ્થામાં માઈનસ ચિહ્ન હોય છે, અને ઓછા ઈલેક્ટ્રોનેગેટિવ અણુમાં વત્તા ચિહ્ન હોય છે.
7. કાર્બનિક સંયોજનોમાં, હાઇડ્રોજનની ઓક્સિડેશન સ્થિતિ +1 છે.

ચાલો ઉપરના નિયમોને કેટલાક ઉદાહરણો સાથે સમજાવીએ.

ઉદાહરણ 1.પોટેશિયમ K 2 O, સેલેનિયમ SeO 3 અને આયર્ન Fe 3 O 4 ના ઓક્સાઇડમાં તત્વોના ઓક્સિડેશનની ડિગ્રી નક્કી કરો.

પોટેશિયમ ઓક્સાઇડ K 2 O.પરમાણુમાં અણુઓની ઓક્સિડેશન અવસ્થાઓનો બીજગણિત સરવાળો શૂન્ય છે. ઓક્સાઇડમાં ઓક્સિજનની ઓક્સિડેશન સ્થિતિ -2 છે. ચાલો તેના ઓક્સાઇડમાં પોટેશિયમની ઓક્સિડેશન સ્થિતિને n તરીકે દર્શાવીએ, પછી 2n + (–2) = 0 અથવા 2n = 2, તેથી n = +1, એટલે કે, પોટેશિયમની ઓક્સિડેશન સ્થિતિ +1 છે.

સેલેનિયમ ઓક્સાઇડ SeO 3. SeO 3 પરમાણુ ઇલેક્ટ્રિકલી ન્યુટ્રલ છે. ત્રણ ઓક્સિજન અણુઓનો કુલ નકારાત્મક ચાર્જ –2 × 3 = –6 છે. તેથી, આ નકારાત્મક ચાર્જને શૂન્ય સુધી ઘટાડવા માટે, સેલેનિયમની ઓક્સિડેશન સ્થિતિ +6 હોવી આવશ્યક છે.

Fe3O4 પરમાણુવિદ્યુત તટસ્થ. ચાર ઓક્સિજન અણુઓનો કુલ નકારાત્મક ચાર્જ –2 × 4 = –8 છે. આ નકારાત્મક ચાર્જને સમાન કરવા માટે, ત્રણ આયર્ન અણુઓ પરનો કુલ હકારાત્મક ચાર્જ +8 હોવો જોઈએ. તેથી, એક આયર્ન અણુનો ચાર્જ 8/3 = +8/3 હોવો જોઈએ.

તે પર ભાર મૂકવો જોઈએ કે સંયોજનમાં તત્વની ઓક્સિડેશન સ્થિતિ અપૂર્ણાંક સંખ્યા હોઈ શકે છે. રાસાયણિક સંયોજનમાં બંધનને સમજાવતી વખતે આવી અપૂર્ણાંક ઓક્સિડેશન સ્થિતિઓ અર્થપૂર્ણ નથી, પરંતુ તેનો ઉપયોગ રેડોક્સ પ્રતિક્રિયાઓ માટે સમીકરણો બાંધવા માટે થઈ શકે છે.

ઉદાહરણ 2. NaClO 3, K 2 Cr 2 O 7 સંયોજનોમાં તત્વોના ઓક્સિડેશનની ડિગ્રી નક્કી કરો.

NaClO 3 પરમાણુ ઇલેક્ટ્રિકલી ન્યુટ્રલ છે. સોડિયમની ઓક્સિડેશન સ્થિતિ +1 છે, ઓક્સિજનની ઓક્સિડેશન સ્થિતિ -2 છે. ચાલો ક્લોરિનની ઓક્સિડેશન સ્થિતિને n તરીકે દર્શાવીએ, પછી +1 + n + 3 × (–2) = 0, અથવા +1 + n – 6 = 0, અથવા n – 5 = 0, તેથી n = +5. આમ, ક્લોરિનની ઓક્સિડેશન સ્થિતિ +5 છે.

K 2 Cr 2 O 7 પરમાણુ ઇલેક્ટ્રિકલી ન્યુટ્રલ છે. પોટેશિયમની ઓક્સિડેશન સ્થિતિ +1 છે, ઓક્સિજનની ઓક્સિડેશન સ્થિતિ -2 છે. ચાલો આપણે ક્રોમિયમની ઓક્સિડેશન સ્થિતિને n તરીકે દર્શાવીએ, પછી 2 × 1 + 2n + 7 × (–2) = 0, અથવા +2 + 2n – 14 = 0, અથવા 2n – 12 = 0, 2n = 12, તેથી n. = +6. આમ, ક્રોમિયમની ઓક્સિડેશન સ્થિતિ +6 છે.

ઉદાહરણ 3.ચાલો સલ્ફેટ આયન SO 4 2– માં સલ્ફરના ઓક્સિડેશનની ડિગ્રી નક્કી કરીએ. SO 4 2– આયનનો ચાર્જ –2 છે. ઓક્સિજનની ઓક્સિડેશન સ્થિતિ -2 છે. ચાલો સલ્ફરની ઓક્સિડેશન સ્થિતિને n તરીકે દર્શાવીએ, પછી n + 4 × (–2) = –2, અથવા n – 8 = –2, અથવા n = –2 – (–8), તેથી n = +6. આમ, સલ્ફરની ઓક્સિડેશન સ્થિતિ +6 છે.

તે યાદ રાખવું જોઈએ કે ઓક્સિડેશન સ્થિતિ કેટલીકવાર આપેલ તત્વની સંયોજકતા જેટલી હોતી નથી.

ઉદાહરણ તરીકે, એમોનિયા પરમાણુ NH 3 અથવા હાઈડ્રાઈઝિન પરમાણુ N 2 H 4 માં નાઈટ્રોજન અણુની ઓક્સિડેશન સ્થિતિ અનુક્રમે –3 અને –2 છે, જ્યારે આ સંયોજનોમાં નાઈટ્રોજનની વેલેન્સી ત્રણ છે.

મુખ્ય પેટાજૂથોના તત્વો માટે મહત્તમ હકારાત્મક ઓક્સિડેશન સ્થિતિ, એક નિયમ તરીકે, જૂથ નંબર (અપવાદો: ઓક્સિજન, ફ્લોરિન અને કેટલાક અન્ય તત્વો) સમાન છે.

મહત્તમ નકારાત્મક ઓક્સિડેશન સ્થિતિ 8 છે - જૂથ નંબર.

તાલીમ કાર્યો

1. કયા સંયોજનમાં ફોસ્ફરસની ઓક્સિડેશન સ્થિતિ +5 છે?

1) HPO 3
2) H3PO3
3) લિ 3 પી
4) AlP

2. કયા સંયોજનમાં ફોસ્ફરસની ઓક્સિડેશન સ્થિતિ –3 જેટલી હોય છે?

1) HPO 3
2) H3PO3
3) લિ 3 પીઓ 4
4) AlP

3. કયા સંયોજનમાં નાઇટ્રોજનની ઓક્સિડેશન સ્થિતિ +4 જેટલી હોય છે?

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

4. કયા સંયોજનમાં નાઇટ્રોજનની ઓક્સિડેશન સ્થિતિ –2 જેટલી હોય છે?

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

5. કયા સંયોજનમાં સલ્ફરની ઓક્સિડેશન સ્થિતિ +2 છે?

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

6. કયા સંયોજનમાં સલ્ફરની ઓક્સિડેશન સ્થિતિ +6 છે?

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

7. જે પદાર્થોના સૂત્રો CrBr 2, K 2 Cr 2 O 7, Na 2 CrO 4 છે, ક્રોમિયમની ઓક્સિડેશન સ્થિતિ અનુક્રમે સમાન છે

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

8. રાસાયણિક તત્વની લઘુત્તમ નકારાત્મક ઓક્સિડેશન સ્થિતિ સામાન્ય રીતે સમાન હોય છે

1) પીરિયડ નંબર
3) બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોન સ્તરને પૂર્ણ કરવા માટે ખૂટતા ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા

9. મુખ્ય પેટાજૂથોમાં સ્થિત રાસાયણિક તત્વોની મહત્તમ હકારાત્મક ઓક્સિડેશન સ્થિતિ, એક નિયમ તરીકે, સમાન છે

1) પીરિયડ નંબર
2) રાસાયણિક તત્વનો સીરીયલ નંબર
3) જૂથ નંબર
4) તત્વમાં ઇલેક્ટ્રોનની કુલ સંખ્યા

10. ફોસ્ફરસ સંયોજનમાં મહત્તમ હકારાત્મક ઓક્સિડેશન સ્થિતિ દર્શાવે છે

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

11. ફોસ્ફરસ સંયોજનમાં ન્યૂનતમ ઓક્સિડેશન સ્થિતિ દર્શાવે છે

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

12. એમોનિયમ નાઇટ્રાઇટમાં નાઇટ્રોજન પરમાણુ, કેશન અને આયનોમાં સ્થિત છે, અનુક્રમે ઓક્સિડેશન સ્થિતિ દર્શાવે છે

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

13. હાઇડ્રોજન પેરોક્સાઇડમાં ઓક્સિજનની સંયોજકતા અને ઓક્સિડેશન સ્થિતિ અનુક્રમે સમાન છે

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

14. pyrite FeS2 માં સલ્ફરના ઓક્સિડેશનની વેલેન્સ અને ડિગ્રી અનુક્રમે સમાન છે

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

15. એમોનિયમ બ્રોમાઇડમાં નાઇટ્રોજન અણુની વેલેન્સી અને ઓક્સિડેશન સ્થિતિ અનુક્રમે સમાન છે

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

16. જ્યારે કાર્બન અણુ સાથે જોડાય ત્યારે નકારાત્મક ઓક્સિડેશન સ્થિતિ દર્શાવે છે

1) ઓક્સિજન
2) સોડિયમ
3) ફ્લોરિન
4) ક્લોરિન

17. તેના સંયોજનોમાં ઓક્સિડેશનની સતત સ્થિતિ દર્શાવે છે

1) સ્ટ્રોન્ટીયમ
2) લોખંડ
3) સલ્ફર
4) ક્લોરિન

18. તેમના સંયોજનોમાં ઓક્સિડેશન સ્થિતિ +3 પ્રદર્શિત કરી શકે છે

1) ક્લોરિન અને ફ્લોરિન
2) ફોસ્ફરસ અને ક્લોરિન
3) કાર્બન અને સલ્ફર
4) ઓક્સિજન અને હાઇડ્રોજન

19. તેમના સંયોજનોમાં ઓક્સિડેશન સ્થિતિ +4 પ્રદર્શિત કરી શકે છે

1) કાર્બન અને હાઇડ્રોજન
2) કાર્બન અને ફોસ્ફરસ
3) કાર્બન અને કેલ્શિયમ
4) નાઇટ્રોજન અને સલ્ફર

20. તેના સંયોજનોમાં જૂથ નંબરની સમાન ઓક્સિડેશન સ્થિતિ દર્શાવે છે

1) ક્લોરિન
2) લોખંડ
3) ઓક્સિજન
4) ફ્લોરિન

સંયોજનોમાં અણુનો ઔપચારિક ચાર્જ એ સહાયક જથ્થો છે; તેનો ઉપયોગ સામાન્ય રીતે રસાયણશાસ્ત્રમાં તત્વોના ગુણધર્મોના વર્ણનમાં થાય છે. આ પરંપરાગત ઇલેક્ટ્રિક ચાર્જ ઓક્સિડેશન સ્થિતિ છે. ઘણી રાસાયણિક પ્રક્રિયાઓના પરિણામે તેનું મૂલ્ય બદલાય છે. ચાર્જ ઔપચારિક હોવા છતાં, તે રેડોક્સ પ્રતિક્રિયાઓ (ORR) માં અણુઓના ગુણધર્મો અને વર્તનને સ્પષ્ટપણે દર્શાવે છે.

ઓક્સિડેશન અને ઘટાડો

ભૂતકાળમાં, રસાયણશાસ્ત્રીઓ અન્ય તત્વો સાથે ઓક્સિજનની ક્રિયાપ્રતિક્રિયાનું વર્ણન કરવા માટે "ઓક્સિડેશન" શબ્દનો ઉપયોગ કરતા હતા. પ્રતિક્રિયાઓનું નામ ઓક્સિજનના લેટિન નામ પરથી આવે છે - ઓક્સિજનિયમ. પાછળથી તે બહાર આવ્યું કે અન્ય તત્વો પણ ઓક્સિડાઇઝ કરે છે. આ કિસ્સામાં, તેઓ ઘટાડવામાં આવે છે - તેઓ ઇલેક્ટ્રોન મેળવે છે. દરેક અણુ, જ્યારે પરમાણુ બનાવે છે, ત્યારે તેના સંયોજક ઇલેક્ટ્રોન શેલની રચનામાં ફેરફાર કરે છે. આ કિસ્સામાં, ઔપચારિક ચાર્જ દેખાય છે, જેની તીવ્રતા પરંપરાગત રીતે આપવામાં આવેલા અથવા સ્વીકૃત ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા પર આધારિત છે. આ મૂલ્યને દર્શાવવા માટે, અંગ્રેજી રાસાયણિક શબ્દ "ઓક્સિડેશન નંબર" નો ઉપયોગ અગાઉ કરવામાં આવ્યો હતો, જેનો અનુવાદ થાય છે "ઓક્સિડેશન નંબર". તેનો ઉપયોગ કરતી વખતે, તે એવી ધારણા પર આધારિત છે કે પરમાણુઓ અથવા આયનોમાં બંધન ઇલેક્ટ્રોન ઉચ્ચ ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવિટી (EO) મૂલ્ય ધરાવતા અણુ સાથે સંબંધિત છે. તેમના ઇલેક્ટ્રોનને જાળવી રાખવાની અને તેમને અન્ય અણુઓથી આકર્ષિત કરવાની ક્ષમતા મજબૂત નોનમેટલ્સ (હેલોજન, ઓક્સિજન)માં સારી રીતે વ્યક્ત થાય છે. મજબૂત ધાતુઓ (સોડિયમ, પોટેશિયમ, લિથિયમ, કેલ્શિયમ, અન્ય આલ્કલી અને આલ્કલાઇન પૃથ્વી તત્વો) વિરોધી ગુણધર્મો ધરાવે છે.

ઓક્સિડેશન સ્થિતિનું નિર્ધારણ

ઓક્સિડેશન સ્થિતિ એ એવો ચાર્જ છે કે જો બોન્ડની રચનામાં ભાગ લેતા ઇલેક્ટ્રોન સંપૂર્ણપણે વધુ ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવ તત્વમાં સ્થાનાંતરિત થાય તો અણુ પ્રાપ્ત કરશે. એવા પદાર્થો છે કે જેની પાસે પરમાણુ માળખું નથી (આલ્કલી મેટલ હલાઇડ્સ અને અન્ય સંયોજનો). આ કિસ્સાઓમાં, ઓક્સિડેશન સ્થિતિ આયનના ચાર્જ સાથે એકરુપ છે. પરંપરાગત અથવા વાસ્તવિક ચાર્જ બતાવે છે કે અણુઓ તેમની વર્તમાન સ્થિતિ પ્રાપ્ત કરે તે પહેલાં કઈ પ્રક્રિયા થઈ હતી. હકારાત્મક ઓક્સિડેશન નંબર એ અણુઓમાંથી દૂર કરવામાં આવેલા ઇલેક્ટ્રોનની કુલ સંખ્યા છે. નકારાત્મક ઓક્સિડેશન નંબર મેળવેલા ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા જેટલી છે. રાસાયણિક તત્વની ઓક્સિડેશન સ્થિતિને બદલીને, વ્યક્તિ પ્રતિક્રિયા દરમિયાન તેના પરમાણુઓનું શું થાય છે તે નક્કી કરે છે (અને ઊલટું). પદાર્થનો રંગ ઓક્સિડેશન સ્થિતિમાં કયા ફેરફારો થયા છે તે નક્કી કરે છે. ક્રોમિયમ, આયર્ન અને અસંખ્ય અન્ય તત્વોના સંયોજનો, જેમાં તેઓ વિવિધ વેલેન્સી દર્શાવે છે, તે અલગ રીતે રંગીન હોય છે.

નકારાત્મક, શૂન્ય અને હકારાત્મક ઓક્સિડેશન સ્થિતિ મૂલ્યો

સમાન EO મૂલ્ય સાથે રાસાયણિક તત્વો દ્વારા સરળ પદાર્થો રચાય છે. આ કિસ્સામાં, બંધન ઇલેક્ટ્રોન સમાન રીતે તમામ માળખાકીય કણો સાથે સંબંધિત છે. પરિણામે, સરળ પદાર્થોમાં તત્વો ઓક્સિડેશન સ્થિતિ (H 0 2, O 0 2, C 0) દ્વારા વર્ગીકૃત થતા નથી. જ્યારે અણુઓ ઇલેક્ટ્રોન સ્વીકારે છે અથવા સામાન્ય વાદળ તેમની દિશામાં બદલાય છે, ત્યારે ચાર્જ સામાન્ય રીતે ઓછા ચિહ્ન સાથે લખવામાં આવે છે. ઉદાહરણ તરીકે, F-1, O-2, C-4. ઇલેક્ટ્રોનનું દાન કરીને, અણુઓ વાસ્તવિક અથવા ઔપચારિક હકારાત્મક ચાર્જ મેળવે છે. OF2 ઓક્સાઇડમાં, ઓક્સિજન અણુ બે ફ્લોરિન પરમાણુમાં પ્રત્યેક એક ઇલેક્ટ્રોનને આપે છે અને O +2 ઓક્સિડેશન સ્થિતિમાં હોય છે. પરમાણુ અથવા પોલિએટોમિક આયનમાં, વધુ ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવ અણુઓ તમામ બંધન ઇલેક્ટ્રોન પ્રાપ્ત કરે છે.

સલ્ફર એ એક તત્વ છે જે વિવિધ સંયોજકતા અને ઓક્સિડેશન અવસ્થાઓ દર્શાવે છે

મુખ્ય પેટાજૂથોના રાસાયણિક તત્વો ઘણીવાર VIII ની સમાન નીચી વેલેન્સી દર્શાવે છે. ઉદાહરણ તરીકે, હાઇડ્રોજન સલ્ફાઇડ અને મેટલ સલ્ફાઇડમાં સલ્ફરની વેલેન્સી II છે. ઉત્તેજિત અવસ્થામાં એક તત્વ મધ્યવર્તી અને ઉચ્ચતમ સંયોજકતા દ્વારા વર્ગીકૃત થયેલ છે, જ્યારે અણુ એક, બે, ચાર અથવા તમામ છ ઇલેક્ટ્રોન છોડી દે છે અને અનુક્રમે સંયોજક I, II, IV, VI દર્શાવે છે. સમાન મૂલ્યો, માત્ર ઓછા અથવા વત્તા ચિહ્ન સાથે, સલ્ફરની ઓક્સિડેશન સ્થિતિઓ ધરાવે છે:

• ફ્લોરિન સલ્ફાઇડમાં એક ઇલેક્ટ્રોન દાન કરે છે: -1;
• હાઇડ્રોજન સલ્ફાઇડમાં સૌથી ઓછું મૂલ્ય: -2;
• ડાયોક્સાઇડ મધ્યવર્તી સ્થિતિમાં: +4;
• ટ્રાયઓક્સાઇડ, સલ્ફ્યુરિક એસિડ અને સલ્ફેટ્સમાં: +6.

તેની સૌથી વધુ ઓક્સિડેશન સ્થિતિમાં, સલ્ફર તેની નીચલી સ્થિતિમાં માત્ર ઇલેક્ટ્રોન સ્વીકારે છે, તે મજબૂત ઘટાડાના ગુણધર્મો દર્શાવે છે. S+4 અણુઓ પરિસ્થિતિઓના આધારે સંયોજનોમાં ઘટાડતા એજન્ટો અથવા ઓક્સિડાઇઝિંગ એજન્ટ તરીકે કાર્ય કરી શકે છે.

રાસાયણિક પ્રતિક્રિયાઓમાં ઇલેક્ટ્રોનનું સ્થાનાંતરણ

જ્યારે સોડિયમ ક્લોરાઇડ સ્ફટિક બને છે, ત્યારે સોડિયમ વધુ ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવ ક્લોરિન માટે ઇલેક્ટ્રોનનું દાન કરે છે. તત્વોની ઓક્સિડેશન અવસ્થાઓ આયનોના શુલ્ક સાથે સુસંગત છે: Na +1 Cl -1. ઇલેક્ટ્રોન જોડીને વધુ ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવ અણુમાં વહેંચીને અને સ્થાનાંતરિત કરીને બનાવેલા પરમાણુઓ માટે, માત્ર ઔપચારિક ચાર્જનો ખ્યાલ જ લાગુ પડે છે. પરંતુ આપણે ધારી શકીએ કે બધા સંયોજનોમાં આયનો હોય છે. પછી અણુઓ, ઇલેક્ટ્રોનને આકર્ષીને, શરતી નકારાત્મક ચાર્જ મેળવે છે, અને તેમને આપીને, એક સકારાત્મક. પ્રતિક્રિયાઓમાં તેઓ દર્શાવે છે કે કેટલા ઇલેક્ટ્રોન વિસ્થાપિત છે. ઉદાહરણ તરીકે, કાર્બન ડાયોક્સાઇડ પરમાણુ C +4 O - 2 2 માં, કાર્બન માટે રાસાયણિક પ્રતીકના ઉપરના જમણા ખૂણામાં દર્શાવેલ અનુક્રમણિકા અણુમાંથી દૂર કરાયેલા ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યાને પ્રતિબિંબિત કરે છે. આ પદાર્થમાં ઓક્સિજન -2 ની ઓક્સિડેશન સ્થિતિ દ્વારા વર્ગીકૃત થયેલ છે. રાસાયણિક ચિહ્ન O માટે અનુરૂપ અનુક્રમણિકા એ અણુમાં ઉમેરાયેલા ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા છે.

ઓક્સિડેશન સ્ટેટ્સની ગણતરી કેવી રીતે કરવી

અણુઓ દ્વારા દાનમાં અને મેળવેલા ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યાની ગણતરી કરવામાં સમય લાગી શકે છે. નીચેના નિયમો આ કાર્યને સરળ બનાવે છે:

1. સરળ પદાર્થોમાં, ઓક્સિડેશન અવસ્થાઓ શૂન્ય હોય છે.
2. તટસ્થ પદાર્થમાં તમામ અણુઓ અથવા આયનોના ઓક્સિડેશનનો સરવાળો શૂન્ય છે.
3. જટિલ આયનમાં, તમામ તત્વોની ઓક્સિડેશન સ્થિતિઓનો સરવાળો સમગ્ર કણના ચાર્જને અનુરૂપ હોવો જોઈએ.
4. વધુ ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવ અણુ નકારાત્મક ઓક્સિડેશન સ્થિતિ પ્રાપ્ત કરે છે, જે બાદબાકી ચિહ્ન સાથે લખાયેલ છે.
5. ઓછા ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવ તત્વો હકારાત્મક ઓક્સિડેશન સ્થિતિઓ મેળવે છે અને વત્તા ચિહ્ન સાથે લખવામાં આવે છે.
6. ઓક્સિજન સામાન્ય રીતે -2 ની ઓક્સિડેશન સ્થિતિ દર્શાવે છે.
7. હાઇડ્રોજન માટે, લાક્ષણિકતા મૂલ્ય છે: +1; મેટલ હાઇડ્રાઇડ્સમાં તે જોવા મળે છે: H-1.
8. ફ્લોરિન એ તમામ તત્વોમાં સૌથી વધુ ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવ છે, અને તેની ઓક્સિડેશન સ્થિતિ હંમેશા -4 છે.
9. મોટાભાગની ધાતુઓ માટે, ઓક્સિડેશન નંબર અને વેલેન્સી સમાન હોય છે.

ઓક્સિડેશન સ્થિતિ અને વેલેન્સી

મોટાભાગના સંયોજનો રેડોક્સ પ્રક્રિયાઓના પરિણામે રચાય છે. એક તત્વમાંથી બીજા તત્વમાં ઇલેક્ટ્રોનનું સંક્રમણ અથવા વિસ્થાપન તેમની ઓક્સિડેશન સ્થિતિ અને સંયોજકતામાં ફેરફાર તરફ દોરી જાય છે. ઘણીવાર આ મૂલ્યો એકરૂપ થાય છે. શબ્દસમૂહ "ઇલેક્ટ્રોકેમિકલ વેલેન્સ" શબ્દ "ઓક્સિડેશન સ્ટેટ" માટે સમાનાર્થી તરીકે વાપરી શકાય છે. પરંતુ અપવાદો છે, ઉદાહરણ તરીકે, એમોનિયમ આયનમાં, નાઇટ્રોજન ટેટ્રાવેલેન્ટ છે. તે જ સમયે, આ તત્વનો અણુ -3 ઓક્સિડેશન સ્થિતિમાં છે. કાર્બનિક પદાર્થોમાં, કાર્બન હંમેશા ટેટ્રાવેલેન્ટ હોય છે, પરંતુ મિથેન CH 4, ફોર્મિક આલ્કોહોલ CH 3 OH અને એસિડ HCOOH માં C અણુની ઓક્સિડેશન સ્થિતિઓ અલગ અલગ મૂલ્યો ધરાવે છે: -4, -2 અને +2.

રેડોક્સ પ્રતિક્રિયાઓ

રેડોક્સ પ્રક્રિયાઓમાં ઉદ્યોગ, ટેકનોલોજી, જીવંત અને નિર્જીવ પ્રકૃતિની ઘણી મહત્વપૂર્ણ પ્રક્રિયાઓનો સમાવેશ થાય છે: દહન, કાટ, આથો, અંતઃકોશિક શ્વસન, પ્રકાશસંશ્લેષણ અને અન્ય ઘટનાઓ.

OVR સમીકરણોનું સંકલન કરતી વખતે, ઇલેક્ટ્રોનિક સંતુલન પદ્ધતિનો ઉપયોગ કરીને ગુણાંક પસંદ કરવામાં આવે છે, જે નીચેની શ્રેણીઓ સાથે કાર્ય કરે છે:

• ઓક્સિડેશન સ્થિતિઓ;
• ઘટાડનાર એજન્ટ ઇલેક્ટ્રોન છોડી દે છે અને ઓક્સિડાઇઝ્ડ થાય છે;
• ઓક્સિડાઇઝિંગ એજન્ટ ઇલેક્ટ્રોન સ્વીકારે છે અને ઘટાડે છે;
• અપાયેલ ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા ઉમેરવામાં આવેલા ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા જેટલી હોવી જોઈએ.

અણુ દ્વારા ઇલેક્ટ્રોનનું સંપાદન તેની ઓક્સિડેશન સ્થિતિમાં ઘટાડો (ઘટાડો) તરફ દોરી જાય છે. અણુ દ્વારા એક અથવા વધુ ઇલેક્ટ્રોનનું નુકશાન પ્રતિક્રિયાઓના પરિણામે તત્વની ઓક્સિડેશન સંખ્યામાં વધારો સાથે છે. જલીય દ્રાવણમાં મજબૂત ઇલેક્ટ્રોલાઇટ્સના આયનો વચ્ચે થતી રેડોક્સ પ્રતિક્રિયાઓ માટે, ઇલેક્ટ્રોનિક સંતુલનને બદલે અર્ધ-પ્રતિક્રિયાઓની પદ્ધતિનો વારંવાર ઉપયોગ થાય છે.