Kaip nustatyti oksidacijos būseną? Periodinė lentelė leidžia įrašyti šią kiekybinę bet kurio cheminio elemento vertę.

Apibrėžimas

Pirmiausia pabandykime suprasti, ką reiškia šis terminas. Oksidacijos būsena pagal periodinę lentelę parodo elektronų, kuriuos cheminės sąveikos procese elementas priima arba atsisako, skaičių. Jis gali įgyti neigiamą ir teigiamą vertę.

Susiejimas su lentele

Kaip nustatoma oksidacijos būsena? Periodinę lentelę sudaro aštuonios vertikaliai išdėstytos grupės. Kiekvienas iš jų turi du pogrupius: pagrindinį ir antrinį. Norėdami nustatyti elementų metriką, turite naudoti tam tikras taisykles.

Instrukcijos

Kaip apskaičiuoti elementų oksidacijos būsenas? Lentelė leidžia visiškai susidoroti su šia problema. Šarminiai metalai, esantys pirmoje grupėje (pagrindiniame pogrupyje), junginiuose turi oksidacijos būseną, ji atitinka +, lygų jų didžiausiam valentiškumui. Antrosios grupės (A pogrupio) metalai turi +2 oksidacijos laipsnį.

Lentelėje galite nustatyti šią vertę ne tik elementams, pasižymintiems metalinėmis savybėmis, bet ir nemetalams. Didžiausia jų vertė atitiks didžiausią valentingumą. Pavyzdžiui, sierai bus +6, azotui +5. Kaip apskaičiuojamas jų minimalus (mažiausias) skaičius? Lentelė taip pat atsako į šį klausimą. Iš aštuonių reikia atimti grupės numerį. Pavyzdžiui, deguoniui jis bus -2, azotui -3.

Paprastoms medžiagoms, kurios nebuvo cheminės sąveikos su kitomis medžiagomis, nustatytas rodiklis laikomas lygiu nuliui.

Pabandykime nustatyti pagrindinius veiksmus, susijusius su išdėstymu dvejetainiuose junginiuose. Kaip juose nustatyti oksidacijos būseną? Periodinė lentelė padeda išspręsti problemą.

Pavyzdžiui, paimkime kalcio oksidą CaO. Kalcio, esančio pagrindiniame antrosios grupės pogrupyje, vertė bus pastovi, lygi +2. Deguoniui, kuris turi nemetalinių savybių, šis indikatorius bus neigiamas ir atitinka -2. Siekdami patikrinti apibrėžimo teisingumą, apibendriname gautus skaičius. Dėl to gauname nulį, todėl skaičiavimai yra teisingi.

Panašius rodiklius nustatykime kitame dvejetainiame junginyje CuO. Kadangi varis yra antriniame pogrupyje (pirmoje grupėje), todėl tiriamas rodiklis gali turėti skirtingas reikšmes. Todėl norėdami jį nustatyti, pirmiausia turite nustatyti deguonies indikatorių.

Nemetalas, esantis dvejetainės formulės pabaigoje, turi neigiamą oksidacijos skaičių. Kadangi šis elementas yra šeštoje grupėje, iš aštuonių atėmus šešis, gauname, kad deguonies oksidacijos būsena atitinka -2. Kadangi junginyje nėra indeksų, vario oksidacijos būsenos indeksas bus teigiamas, lygus +2.

Kaip dar naudojama chemijos lentelė? Elementų oksidacijos būsenos formulėse, susidedančiose iš trijų elementų, taip pat apskaičiuojamos naudojant specifinį algoritmą. Pirma, šie rodikliai yra pirmame ir paskutiniame elemente. Pirmuoju atveju šis rodiklis turės teigiamą reikšmę, atitinkančią valentiškumą. Tolimiausiam elementui, kuris yra nemetalas, šis rodiklis turi neigiamą reikšmę, jis nustatomas kaip skirtumas (grupės numeris atimamas iš aštuonių). Apskaičiuojant centrinio elemento oksidacijos laipsnį, naudojama matematinė lygtis. Skaičiuojant atsižvelgiama į turimus kiekvieno elemento indeksus. Visų oksidacijos būsenų suma turi būti lygi nuliui.

Nustatymo sieros rūgštyje pavyzdys

Šio junginio formulė yra H2SO4. Vandenilio oksidacijos būsena yra +1, o deguonies - -2. Sieros oksidacijos laipsniui nustatyti sukuriame matematinę lygtį: + 1 * 2 + X + 4 * (-2) = 0. Nustatome, kad sieros oksidacijos laipsnis atitinka +6.

Išvada

Naudodamiesi taisyklėmis, galite priskirti redokso reakcijų koeficientus. Šis klausimas aptariamas mokyklinio ugdymo programos devintos klasės chemijos kurse. Be to, informacija apie oksidacijos būsenas leidžia atlikti OGE ir USE užduotis.

Chemijoje terminai „oksidacija“ ir „redukcija“ reiškia reakcijas, kurių metu atomas arba atomų grupė atitinkamai praranda arba įgyja elektronus. Oksidacijos būsena yra skaitinė vertė, priskirta vienam ar keliems atomams, apibūdinanti perskirstytų elektronų skaičių ir parodanti, kaip šie elektronai pasiskirsto tarp atomų reakcijos metu. Šios vertės nustatymas gali būti paprastas arba gana sudėtingas procesas, priklausomai nuo atomų ir iš jų susidedančių molekulių. Be to, kai kurių elementų atomai gali turėti kelias oksidacijos būsenas. Laimei, yra paprastos, nedviprasmiškos oksidacijos būsenos nustatymo taisyklės, norint jas saugiai naudoti, pakanka chemijos ir algebros pagrindų žinių.

Žingsniai

1 dalis

Nustatykite, ar nagrinėjama medžiaga yra elementinė. Atomų oksidacijos būsena už cheminio junginio ribų yra lygi nuliui. Ši taisyklė galioja ir medžiagoms, susidariusioms iš atskirų laisvųjų atomų, ir toms, kurios susideda iš dviejų ar daugiaatominių vieno elemento molekulių.

• Pavyzdžiui, Al(s) ir Cl2 oksidacijos būsena yra 0, nes abu yra chemiškai nesusietos elementinės būsenos.
• Atkreipkite dėmesį, kad alotropinei sieros S8 formai arba oktasierai, nepaisant netipiškos struktūros, taip pat būdinga nulinė oksidacijos būsena.

1. Nustatykite, ar atitinkama medžiaga susideda iš jonų. Jonų oksidacijos būsena yra lygi jų krūviui. Tai galioja tiek laisviesiems jonams, tiek tiems, kurie yra cheminių junginių dalis.

   • Pavyzdžiui, Cl - jono oksidacijos laipsnis yra -1.
   • Cl jono oksidacijos laipsnis cheminiame junginyje NaCl taip pat yra -1. Kadangi pagal apibrėžimą Na jono krūvis yra +1, darome išvadą, kad Cl jono krūvis yra -1, taigi jo oksidacijos būsena yra -1.

2. Atkreipkite dėmesį, kad metalo jonai gali turėti keletą oksidacijos būsenų. Daugelio metalinių elementų atomai gali būti jonizuojami įvairiu laipsniu. Pavyzdžiui, metalo, pavyzdžiui, geležies (Fe), jonų krūvis yra +2 arba +3. Metalo jonų krūvį (ir jų oksidacijos laipsnį) galima nustatyti pagal kitų elementų, su kuriais metalas yra cheminio junginio dalis, jonų krūvius; tekste šis krūvis žymimas romėniškais skaitmenimis: pavyzdžiui, geležies (III) oksidacijos laipsnis yra +3.

   • Kaip pavyzdį apsvarstykite junginį, kuriame yra aliuminio jonų. Bendras AlCl 3 junginio krūvis yra lygus nuliui. Kadangi žinome, kad Cl - jonų krūvis yra -1, o junginyje yra 3 tokie jonai, kad nagrinėjama medžiaga būtų apskritai neutrali, Al jonų krūvis turi būti +3. Taigi šiuo atveju aliuminio oksidacijos laipsnis yra +3.

3. Deguonies oksidacijos būsena yra -2 (su kai kuriomis išimtimis). Beveik visais atvejais deguonies atomų oksidacijos būsena yra -2. Yra keletas šios taisyklės išimčių:

   • Jei deguonis yra elementinėje būsenoje (O2), jo oksidacijos būsena yra 0, kaip ir kitų elementinių medžiagų atveju.
   • Jei įtraukiamas deguonis peroksidas, jo oksidacijos laipsnis yra -1. Peroksidai yra junginių grupė, turinti paprastą deguonies ir deguonies ryšį (ty peroksido anijoną O 2 -2). Pavyzdžiui, H 2 O 2 (vandenilio peroksido) molekulės sudėtyje deguonies įkrova ir oksidacijos būsena yra -1.
   • Kai deguonis yra derinamas su fluoru, jo oksidacijos būsena yra +2, skaitykite toliau pateiktą fluoro taisyklę.

4. Vandenilio oksidacijos būsena yra +1, išskyrus kai kurias išimtis. Kaip ir deguonies atveju, čia taip pat yra išimčių. Paprastai vandenilio oksidacijos būsena yra +1 (nebent jis yra elementinėje būsenoje H2). Tačiau junginiuose, vadinamuose hidridais, vandenilio oksidacijos būsena yra -1.

   • Pavyzdžiui, H2O vandenilio oksidacijos būsena yra +1, nes deguonies atomas turi -2 krūvį, o bendram neutralumui reikia dviejų +1 krūvių. Tačiau natrio hidrido sudėtyje vandenilio oksidacijos būsena jau yra -1, nes Na jonas turi +1 krūvį, o bendram elektriniam neutralumui užtikrinti turi būti vandenilio atomo krūvis (taigi ir jo oksidacijos būsena). būti lygus -1.

5. Fluoras Visada jo oksidacijos būsena yra -1. Kaip jau minėta, kai kurių elementų (metalo jonų, deguonies atomų peroksiduose ir kt.) oksidacijos būsena gali skirtis priklausomai nuo daugelio veiksnių. Tačiau fluoro oksidacijos laipsnis visada yra -1. Tai paaiškinama tuo, kad šis elementas pasižymi didžiausiu elektronegatyvumu – kitaip tariant, fluoro atomai mažiausiai nori išsiskirti su savo elektronais ir aktyviausiai pritraukia svetimus elektronus. Taigi jų mokestis nesikeičia.

6. Junginio oksidacijos būsenų suma lygi jo krūviui. Visų cheminio junginio atomų oksidacijos būsenos turi sudaryti to junginio krūvį. Pavyzdžiui, jei junginys yra neutralus, visų jo atomų oksidacijos būsenų suma turi būti lygi nuliui; jei junginys yra poliatominis jonas, kurio krūvis yra -1, oksidacijos būsenų suma yra -1 ir pan.

   • Tai geras būdas patikrinti – jei oksidacijos būsenų suma nelygi bendram junginio krūviui, vadinasi, kažkur suklydote.

   2 dalis

   Oksidacijos laipsnio nustatymas nenaudojant chemijos dėsnių

   1. Raskite atomus, kuriems nėra griežtų taisyklių, susijusių su oksidacijos skaičiais. Kai kuriems elementams nėra tvirtai nustatytų oksidacijos būsenos nustatymo taisyklių. Jei atomui netaikoma nė viena iš aukščiau išvardytų taisyklių ir jūs nežinote jo krūvio (pavyzdžiui, atomas yra komplekso dalis ir jo krūvis nenurodytas), tokio atomo oksidacijos būseną galite nustatyti pagal pašalinimas. Pirmiausia nustatykite visų kitų junginio atomų krūvį, o tada pagal žinomą bendrą junginio krūvį apskaičiuokite tam tikro atomo oksidacijos būseną.

      • Pavyzdžiui, junginyje Na 2 SO 4 sieros atomo (S) krūvis nežinomas – žinome tik tai, kad jis nėra nulis, nes siera nėra elementinės būsenos. Šis junginys yra geras pavyzdys, iliustruojantis algebrinį oksidacijos būsenos nustatymo metodą.

   2. Raskite likusių junginio elementų oksidacijos būsenas. Naudodami aukščiau aprašytas taisykles, nustatykite likusių junginio atomų oksidacijos būsenas. Nepamirškite apie taisyklių išimtis, taikomas O, H atomams ir pan.

      • Na 2 SO 4 atveju, naudodamiesi mūsų taisyklėmis, mes nustatome, kad Na jono krūvis (taigi ir oksidacijos būsena) yra +1, o kiekvienam deguonies atomui jis yra -2.

   3. Raskite nežinomą oksidacijos skaičių pagal junginio krūvį. Dabar turite visus duomenis, kad galėtumėte lengvai apskaičiuoti norimą oksidacijos būseną. Užrašykite lygtį, kurios kairėje bus ankstesniame skaičiavimo etape gauto skaičiaus ir nežinomos oksidacijos laipsnio suma, o dešinėje - bendras junginio krūvis. Kitaip tariant, (žinomų oksidacijos būsenų suma) + (pageidaujama oksidacijos būsena) = (junginio krūvis).

      • Mūsų atveju Na 2 SO 4 tirpalas atrodo taip:
        • (žinomų oksidacijos būsenų suma) + (pageidaujama oksidacijos būsena) = (junginio krūvis)
        • -6 + S = 0
        • S = 0 + 6
        • S = 6. Na 2 SO 4 siera turi oksidacijos būseną 6 .
   • Junginiuose visų oksidacijos būsenų suma turi būti lygi krūviui. Pavyzdžiui, jei junginys yra dviatominis jonas, atomų oksidacijos būsenų suma turi būti lygi bendram jonų krūviui.
   • Labai naudinga mokėti naudotis periodine lentele ir žinoti, kur joje yra metaliniai ir nemetaliniai elementai.
   • Atomų oksidacijos būsena elementinėje formoje visada yra lygi nuliui. Vieno jono oksidacijos būsena yra lygi jo krūviui. Periodinės lentelės 1A grupės elementai, tokie kaip vandenilis, litis, natris, jų elementinėje formoje turi +1 oksidacijos laipsnį; 2A grupės metalų, tokių kaip magnis ir kalcis, jų elementinės formos oksidacijos būsena yra +2. Deguonis ir vandenilis, priklausomai nuo cheminės jungties tipo, gali turėti 2 skirtingas oksidacijos būsenas.

Prieš tyrinėdami oksidacijos būsenas, prisiminkime pagrindines chemijos ir fizikos kurso taisykles:

• visos medžiagos susidaro iš molekulių, o molekulės iš atomų;
• bet kuris atomas yra elektriškai neutralus, t.y. bendras įkrovimas lygus nuliui;
• nulinį atomo krūvį lemia vienodas teigiamai ir neigiamai įkrautų dalelių skaičius jame;
• neigiamai įkrautos dalelės atomo viduje - „elektronai“ - juda aplink atomo branduolį (vieno elektrono krūvis yra „–1“);
• bendras neigiamas visų elektronų krūvis atome lygus jų skaičiui;
• teigiamos atomo dalelės vadinamos „protonais“ ir yra jo branduolio viduje, o vieno protono krūvis yra „+1“;
• bendras teigiamas branduolio krūvis yra lygus bendram jame esančiam kiekiui;
• Tikslų protonų ir elektronų skaičių bet kurio cheminio elemento atome galima rasti pažvelgus į jo skaičių periodinėje lentelėje:

Elemento Nr. = protonų skaičius atome = elektronų skaičius atome.

Panagrinėkime visa tai, kas išdėstyta pirmiau, naudodami deguonies (O), vandenilio (H), kalcio (Ca) ir aliuminio (Al) pavyzdžius.

Periodinėje lentelėje jis turi eilės numerį „8“, o tai reiškia, kad jo branduolyje yra aštuoni protonai, o aplink branduolį juda aštuoni elektronai.

Taigi jo atomo branduolio krūvis yra „+8“, o bendras aplink jo branduolį judančių elektronų krūvis yra „-8“. Bendras cheminio elemento atominis krūvis nustatomas pridedant visus jo atomo viduje esančius teigiamus ir neigiamus krūvius:

Jis užima pirmąją vietą periodinėje lentelėje, todėl jo branduolyje yra vienas protonas, o vienas elektronas juda aplink branduolį:

Jis yra dvidešimtoje periodinės lentelės vietoje. Tai reiškia, kad jo atome yra dvidešimt protonų ir elektronų, kurių bendras krūvis yra atitinkamai „+20“ ir „-20“:

Kalbant apie , jo vieta periodinėje lentelėje (atominis skaičius - 13) rodo trylika protonų ir trylika elektronų:

Šiek tiek apie oksidacijos būseną

Kaip žinoma, žemės plutoje cheminiai elementai yra ne tik laisvos būklės. Jų atomai taip pat dalyvauja cheminėje sąveikoje, sudarydami sudėtingas medžiagas. Tai lengva iliustruoti naudojant oksido susidarymo pavyzdį.

Taigi deguonis (O) gali sąveikauti su vandeniliu (H). Šiuo atveju vandenilis atiduoda vienintelį savo elektroną deguoniui. Po to vandenilio atome nebelieka laisvų elektronų, todėl nėra ko neutralizuoti teigiamo atomo branduolio krūvio (lygus „+1“), o visas vandenilio atomas įgauna „+1“. “ mokestis. Taigi elektriškai neutralus vandenilio atomas virsta teigiamai įkrauta dalele - protonu:

(+1) + (-1) - (-1)= (+1).

Deguonies atomas, kuris laisvoje būsenoje taip pat turi nulinį krūvį, gali vienu metu prie savęs prijungti du elektronus. Tai reiškia, kad jis vienu metu reaguoja su dviem vandenilio atomais, kurių kiekvienas suteikia jam vienintelį elektroną.

Taigi deguonis, prieš reaguodamas su vandeniliu turėjęs aštuonis protonus ir elektronus, šios cheminės sąveikos metu įgyja dar du elektronus. Tai reiškia, kad jo bendras mokestis tampa lygus:

(+8)+(-8)+(-2)=(-2).

Šis pavyzdys iliustruoja reakciją, kai vieno cheminio elemento atomas atiduoda savo elektronus kito cheminio elemento atomui. Tokios reakcijos chemijoje vadinamos redokso reakcijomis.

Manoma, kad atomas, kuris paaukojo elektronus oksiduotas, o juos sujungęs atomas yra atsigavo. Šiuo atveju vandenilis buvo oksiduotas ir deguonis redukuotas. Viršutiniame dešiniajame kampe virš jų cheminių elementų simbolių užrašytas krūvis, kurį gavo abu atomai dėl reakcijos.

Taip pat reikėtų atsižvelgti į tai, kad deguonis ir vandenilis yra dujos, o tai reiškia, kad jų molekulėse yra du identiški atomai. Todėl visa reakcija tarp deguonies ir vandenilio atrodo taip:

2Н₂⁰ + О₂⁰ → 2Н₂⁺¹О⁻²

Šiuo atveju kalbame apie X2O tipo junginių susidarymą, kai prie vieno deguonies atomo pridedami du identiški kito elemento atomai, kad būtų gauta sudėtingos medžiagos molekulė. Oksidacijos būsena „+1“ būdinga periodinės lentelės pirmosios grupės elementams, priklausantiems pagrindiniam pogrupiui.

Oksidacijos būsena XO

Antroje periodinės lentelės grupėje (būtent jos pagrindiniame pogrupyje) yra cheminių elementų, kurių kiekvienas atomas gali atiduoti du elektronus deguoniui. Redokso reakcijos metu toks atomas įgis „+2“, o deguonis, kaip visada, – „–2“. Pavyzdžiui, kalcio oksidacijos reakcija:

2Ca⁰ + O₂⁰ → 2Ca⁺²O⁻².

Cinkas (Zn), esantis antriniame antrosios grupės pogrupyje, turi tokią pačią oksidacijos būseną kaip ir kalcis, būtent XO:

2Zn⁰ + О₂⁰ → 2Zn⁺²О⁻²

Oksidacijos skaičius X2O3

Trečios periodinės lentelės grupės pagrindinio pogrupio elementų ypatumas yra tas, kad kiekvienas jų atomas gali lengvai atiduoti tris elektronus deguonies atomui. Tačiau vienas deguonies atomas gali priimti tik du elektronus.

Vadinasi, taip atrodys atomų santykis oksido molekulėje trečiosios grupės elementams, naudojant aliuminio oksidą kaip pavyzdį:

• jei vienas aliuminio atomas gali atiduoti tris elektronus, tai du aliuminio atomai atiduos šešis elektronus (po tris);
• vienas deguonies atomas gali priimti tik du elektronus, bet kadangi du aliuminio atomai atiduoda šešis elektronus, tai trys deguonies atomai gali juos visiškai priimti;
• Reikėtų prisiminti, kad deguonies molekulė yra dviatomė, o tai reiškia, kad kiekvienas iš deguonies atomų gaus du elektronus iš aliuminio atomų:

4Al⁰ + 3O₂⁰ → 2Al2⁺³O3⁻²

Taigi šioje cheminėje reakcijoje dalyvaus keturi aliuminio atomai, kurie šešiems deguonies atomams (arba trims molekulėms) duos dvylika elektronų. Dėl reakcijos kiekvienam aliuminio atomui trūks trijų elektronų, kad jis pasiektų nulinį krūvį, o tai reiškia, kad teigiamas branduolio krūvis pradės vyrauti prieš neigiamą elektronų krūvį:

13 (Al atomo branduolio krūvis nepasikeitė) -10 (po reakcijos likę elektronai) = (+3).

Oksidacijos būsena XO₂

Šią oksidacijos būseną parodo cheminiai elementai, esantys pagrindiniame ketvirtosios periodinės lentelės grupės pogrupyje. Kiekvienas jų atomas vienu metu gali atiduoti keturis elektronus, o kadangi deguonies molekulė yra dviatomė, kiekvienas iš deguonies atomų priims tik po du elektronus.

Panagrinėkime panašią redokso reakciją, naudodami deguonies sąveikos su anglimi pavyzdį:

С⁰ + О₂⁰ → С⁺⁴О₂⁻²

Ši reakcija iliustruoja kietos medžiagos (anglies) degimą esant dujoms (deguoniui). Todėl deguonies molekulė yra dviatomė, o anglies molekulė yra vienaatomė. Spustelėkite norėdami sužinoti, kaip vyksta įvairių metalų oksidacija.

Oksidacijos būsenos X₂O5 ir XO3

Kai kuriems penktosios grupės pagrindinio pogrupio elementams būdinga oksidacijos būsena (+5), tai yra, jie vienu metu gali atiduoti penkis elektronus deguonies atomui. Pavyzdžiui, fosforo degimo reakcija esant deguoniui:

4Р⁰ + 5О₂⁰ → 2Р₂⁺⁵О₅⁻².

Kai kurie šeštosios grupės elementai gali vienu metu atiduoti šešis elektronus, po to jų oksidacijos būsena tampa lygi (+6). Pavyzdžiui, sieros ir deguonies reakcija:

2S⁰ + 3O₂⁰ → 2S⁺⁶O₃⁻²

Elektronegatyvumas, kaip ir kitos cheminių elementų atomų savybės, periodiškai kinta didėjant elemento atominiam skaičiui:

Aukščiau pateiktame grafike parodytas pagrindinių pogrupių elementų elektronegatyvumo pokyčių periodiškumas, priklausomai nuo elemento atominio skaičiaus.

Judant žemyn periodinės lentelės pogrupiu, cheminių elementų elektronegatyvumas mažėja, o judant į dešinę išilgai periodo – didėja.

Elektronegatyvumas atspindi elementų nemetališkumą: kuo didesnė elektronegatyvumo reikšmė, tuo elementas turi daugiau nemetalinių savybių.

Oksidacijos būsena

Kaip apskaičiuoti junginio elemento oksidacijos laipsnį?

1) Paprastų medžiagų cheminių elementų oksidacijos laipsnis visada lygus nuliui.

2) Yra elementų, kurie turi pastovią oksidacijos būseną sudėtingose ​​medžiagose:

3) Yra cheminių elementų, kurių daugumos junginių oksidacijos būsena yra pastovi. Šie elementai apima:

4) Visų molekulėje esančių atomų oksidacijos būsenų algebrinė suma visada lygi nuliui. Visų jonų atomų oksidacijos būsenų algebrinė suma lygi jono krūviui.

5) Aukščiausia (maksimali) oksidacijos būsena yra lygi grupės skaičiui. Išimtys, kurioms ši taisyklė netaikoma, yra I grupės antrinio pogrupio elementai, VIII grupės antrinio pogrupio elementai, taip pat deguonis ir fluoras.

Cheminiai elementai, kurių grupės numeris nesutampa su didžiausia oksidacijos būsena (privaloma atsiminti)

6) Žemiausia metalų oksidacijos būsena visada lygi nuliui, o žemiausia nemetalų oksidacijos būsena apskaičiuojama pagal formulę:

žemiausia nemetalų oksidacijos būsena = grupės skaičius − 8

Remdamiesi aukščiau pateiktomis taisyklėmis, galite nustatyti bet kurios medžiagos cheminio elemento oksidacijos būseną.

Elementų oksidacijos būsenų nustatymas įvairiuose junginiuose

1 pavyzdys

Nustatykite visų sieros rūgšties elementų oksidacijos laipsnius.

Sprendimas:

Parašykime sieros rūgšties formulę:

Vandenilio oksidacijos laipsnis visose sudėtingose ​​medžiagose yra +1 (išskyrus metalų hidridus).

Deguonies oksidacijos laipsnis visose sudėtingose ​​medžiagose yra -2 (išskyrus peroksidus ir deguonies fluoridą OF 2). Sutvarkykime žinomas oksidacijos būsenas:

Sieros oksidacijos būseną pažymėkime kaip x:

Sieros rūgšties molekulė, kaip ir bet kurios medžiagos molekulė, paprastai yra elektriškai neutrali, nes visų molekulėje esančių atomų oksidacijos būsenų suma lygi nuliui. Schematiškai tai gali būti pavaizduota taip:

Tie. gavome tokią lygtį:

Išspręskime:

Taigi sieros oksidacijos laipsnis sieros rūgštyje yra +6.

2 pavyzdys

Nustatykite visų amonio dichromato elementų oksidacijos laipsnį.

Sprendimas:

Parašykime amonio dichromato formulę:

Kaip ir ankstesniu atveju, mes galime išdėstyti vandenilio ir deguonies oksidacijos būsenas:

Tačiau matome, kad dviejų cheminių elementų oksidacijos būsenos iš karto nežinomos – azoto ir chromo. Todėl negalime rasti oksidacijos būsenų panašiai kaip ankstesniame pavyzdyje (viena lygtis su dviem kintamaisiais neturi vieno sprendimo).

Atkreipkime dėmesį į tai, kad ši medžiaga priklauso druskų klasei ir atitinkamai turi joninę struktūrą. Tada galime pagrįstai teigti, kad amonio dichromato sudėtis apima NH 4 + katijonus (šio katijono krūvį galima pamatyti tirpumo lentelėje). Vadinasi, kadangi amonio dichromato formulės vienete yra du teigiami vieno krūvio NH 4 + katijonai, dichromato jono krūvis yra lygus -2, nes visa medžiaga yra elektriškai neutrali. Tie. medžiagą sudaro NH 4 + katijonai ir Cr 2 O 7 2- anijonai.

Žinome vandenilio ir deguonies oksidacijos būsenas. Žinant, kad visų jonų elementų atomų oksidacijos būsenų suma yra lygi krūviui, ir nurodant azoto bei chromo oksidacijos būsenas kaip x Ir y atitinkamai galime rašyti:

Tie. gauname dvi nepriklausomas lygtis:

Kurį išspręsdami randame x Ir y:

Taigi amonio dichromate azoto oksidacijos būsenos yra -3, vandenilio +1, chromo +6 ir deguonies -2.

Galite perskaityti, kaip nustatyti organinių medžiagų elementų oksidacijos būsenas.

Valencija

Atomų valentingumas žymimas romėniškais skaitmenimis: I, II, III ir kt.

Atomo valentingumo galimybės priklauso nuo kiekio:

1) nesuporuoti elektronai

2) pavienės elektronų poros valentinių lygių orbitose

3) tuščios valentinio lygio elektronų orbitalės

Vandenilio atomo valentingumo galimybės

Pavaizduokime vandenilio atomo elektroninę grafinę formulę:

Sakoma, kad valentingumo galimybes gali paveikti trys veiksniai – nesuporuotų elektronų buvimas, vienišų elektronų porų buvimas išoriniame lygyje ir laisvų (tuščių) orbitalių buvimas išoriniame lygyje. Išoriniame (ir vieninteliame) energijos lygyje matome vieną nesuporuotą elektroną. Remiantis tuo, vandenilis tikrai gali turėti I valentiškumą. Tačiau pirmame energijos lygyje yra tik vienas polygis - s, tie. Vandenilio atomas išoriniame lygyje neturi nei pavienių elektronų porų, nei tuščių orbitų.

Taigi vienintelis vandenilio atomo valentingumas yra I.

Anglies atomo valentingumo galimybės

Panagrinėkime anglies atomo elektroninę struktūrą. Pagrindinėje būsenoje išorinio lygio elektroninė konfigūracija yra tokia:

Tie. pagrindinėje būsenoje nesužadinto anglies atomo išoriniame energijos lygyje yra 2 nesuporuoti elektronai. Šioje būsenoje jis gali turėti II valentingumą. Tačiau anglies atomas labai lengvai pereina į sužadinimo būseną, kai jam perduodama energija, o išorinio sluoksnio elektroninė konfigūracija šiuo atveju yra tokia:

Nepaisant to, kad tam tikras energijos kiekis išleidžiamas anglies atomo sužadinimo procesui, išlaidas daugiau nei kompensuoja keturių kovalentinių ryšių susidarymas. Dėl šios priežasties IV valentingumas yra daug būdingesnis anglies atomui. Pavyzdžiui, anglies dioksido, anglies rūgšties ir absoliučiai visų organinių medžiagų molekulėse anglis turi IV valentingumą.

Be nesuporuotų elektronų ir vienišų elektronų porų, laisvų ()valentinių orbitalių buvimas taip pat turi įtakos valentingumo galimybėms. Tokių orbitalių buvimas užpildytame lygyje lemia tai, kad atomas gali veikti kaip elektronų poros akceptorius, t.y. sudaryti papildomus kovalentinius ryšius per donoro-akceptoriaus mechanizmą. Pavyzdžiui, priešingai nei tikėtasi, anglies monoksido molekulėje CO ryšys yra ne dvigubas, o trigubas, kaip aiškiai parodyta šioje iliustracijoje:

Azoto atomo valentingumo galimybės

Parašykime elektroninę grafinę azoto atomo išorinės energijos lygio formulę:

Kaip matyti iš aukščiau esančios iliustracijos, azoto atomas normalioje būsenoje turi 3 nesuporuotus elektronus, todėl logiška manyti, kad jis gali parodyti III valentiškumą. Iš tiesų, amoniako (NH 3), azoto rūgšties (HNO 2), azoto trichlorido (NCl 3) ir kt. molekulėse stebimas trijų valentų kiekis.

Aukščiau buvo pasakyta, kad cheminio elemento atomo valentingumas priklauso ne tik nuo nesuporuotų elektronų skaičiaus, bet ir nuo vienišų elektronų porų buvimo. Taip yra dėl to, kad kovalentinis cheminis ryšys gali susidaryti ne tik tada, kai du atomai aprūpina vienas kitą vienu elektronu, bet ir tada, kai vienas atomas su viena elektronų pora – donoras () suteikia jį kitam atomui su laisvu ( ) orbitos valentingumo lygis (akceptorius). Tie. Azoto atomui valentingumas IV galimas ir dėl papildomo kovalentinio ryšio, susidariusio pagal donoro-akceptoriaus mechanizmą. Pavyzdžiui, susidarant amonio katijonui, stebimos keturios kovalentinės jungtys, iš kurių vieną sudaro donoro-akceptoriaus mechanizmas:

Nepaisant to, kad viena iš kovalentinių jungčių susidaro pagal donoro-akceptoriaus mechanizmą, visos N-H jungtys amonio katijone yra absoliučiai identiškos ir viena nuo kitos nesiskiria.

Azoto atomas negali turėti valentingumo, lygaus V. Taip yra dėl to, kad azoto atomui neįmanoma pereiti į sužadintą būseną, kurioje du elektronai yra suporuoti, vienam iš jų pereinant į laisvą orbitą, kuri yra arčiausiai energijos lygio. Azoto atomas neturi d-sublygio, o perėjimas į 3s orbitą energetiškai yra toks brangus, kad energijos sąnaudos nepadengiamos formuojant naujas jungtis. Daugeliui gali kilti klausimas, koks yra azoto valentingumas, pavyzdžiui, azoto rūgšties HNO 3 arba azoto oksido N 2 O 5 molekulėse? Kaip bebūtų keista, valentingumas ten taip pat yra IV, kaip matyti iš šių struktūrinių formulių:

Punktyrinė linija iliustracijoje rodo vadinamąjį delokalizuotas π - ryšys. Dėl šios priežasties terminalinės NO obligacijos gali būti vadinamos „pusantros obligacijos“. Panašios pusantro jungtys taip pat yra ozono O 3, benzeno C 6 H 6 ir kt.

Fosforo valentingumo galimybės

Pavaizduokime fosforo atomo išorinės energijos lygio elektroninę grafinę formulę:

Kaip matome, pagrindinės būsenos fosforo atomo ir azoto atomo išorinio sluoksnio struktūra yra tokia pati, todėl logiška tikėtis fosforo atomo, kaip ir azoto atomo, galimų valentų, lygių I, II, III ir IV, kaip pastebėta praktikoje.

Tačiau, skirtingai nuo azoto, fosforo atomas taip pat turi d-poaukštis su 5 laisvomis orbitalėmis.

Šiuo atžvilgiu jis gali pereiti į sužadintą būseną, garuodamas elektronus 3 s- orbitos:

Taigi fosforo atomo, kuris yra nepasiekiamas azotui, valentingumas V yra įmanomas. Pavyzdžiui, fosforo atomo valentingumas yra penkis junginių, tokių kaip fosforo rūgštis, fosforo (V) halogenidai, fosforo (V) oksidas ir kt., molekulėse.

Deguonies atomo valentingumo galimybės

Deguonies atomo išorinės energijos lygio elektroninė grafinė formulė yra tokia:

2 lygyje matome du nesuporuotus elektronus, todėl deguoniui galimas II valentingumas. Reikėtų pažymėti, kad šis deguonies atomo valentingumas stebimas beveik visuose junginiuose. Aukščiau, svarstydami anglies atomo valentingumo galimybes, aptarėme anglies monoksido molekulės susidarymą. CO molekulėje ryšys yra trigubas, todėl ten esantis deguonis yra trivalentis (deguonis yra elektronų poros donoras).

Dėl to, kad deguonies atomas neturi išorinio d-polygis, elektronų poravimas s Ir p- orbitos neįmanoma, todėl deguonies atomo valentingumo galimybės yra ribotos, palyginti su kitais jo pogrupio elementais, pavyzdžiui, siera.

Sieros atomo valentingumo galimybės

Išorinis sieros atomo energijos lygis nesužadintoje būsenoje:

Sieros atomas, kaip ir deguonies atomas, paprastai turi du nesuporuotus elektronus, todėl galime daryti išvadą, kad sieros valentingumas yra dviejų. Iš tiesų, sieros valentingumas II, pavyzdžiui, vandenilio sulfido molekulėje H2S.

Kaip matome, sieros atomas atsiranda išoriniame lygyje d-polygis su laisvomis orbitomis. Dėl šios priežasties sieros atomas gali išplėsti savo valentingumo galimybes, skirtingai nei deguonis, dėl perėjimo į sužadintas būsenas. Taigi, suporuojant vienišą elektronų porą 3 p-polygis, sieros atomas įgyja tokios formos išorinio lygio elektroninę konfigūraciją:

Šioje būsenoje sieros atomas turi 4 nesuporuotus elektronus, o tai rodo, kad sieros atomai gali turėti IV valentingumą. Iš tiesų, siera turi IV valentingumą molekulėse SO 2, SF 4, SOCl 2 ir kt.

Suporuojant antrąją vienišą elektronų porą, esančią 3 s-polygis, išorinis energijos lygis įgyja konfigūraciją:

Šioje būsenoje tampa įmanoma VI valentingumo pasireiškimas. Junginių su VI-valente siera pavyzdžiai yra SO 3, H 2 SO 4, SO 2 Cl 2 ir kt.

Panašiai galime apsvarstyti ir kitų cheminių elementų valentingumo galimybes.

Lentelė. Cheminių elementų oksidacijos būsenos.

Lentelė. Cheminių elementų oksidacijos būsenos.

Straipsnio įvertinimas: