Si të përcaktohet gjendja e oksidimit? Tabela periodike ju lejon të regjistroni këtë vlerë sasiore për çdo element kimik.

Përkufizimi

Së pari, le të përpiqemi të kuptojmë se çfarë përfaqëson ky term. Gjendja e oksidimit sipas tabelës periodike paraqet numrin e elektroneve që pranohen ose lëshohen nga një element në procesin e bashkëveprimit kimik. Mund të marrë një vlerë negative dhe pozitive.

Lidhja me një tabelë

Si përcaktohet gjendja e oksidimit? Tabela periodike përbëhet nga tetë grupe të renditura vertikalisht. Secila prej tyre ka dy nëngrupe: kryesore dhe dytësore. Për të vendosur metrikë për elementët, duhet të përdorni rregulla të caktuara.

Udhëzimet

Si të llogarisim gjendjen e oksidimit të elementeve? Tabela ju lejon të përballeni plotësisht me këtë problem. Metalet alkaline, të cilat ndodhen në grupin e parë (nëngrupi kryesor), shfaqin një gjendje oksidimi në përbërje, ajo korrespondon me +, e barabartë me valencën e tyre më të lartë. Metalet e grupit të dytë (nëngrupi A) kanë gjendje oksidimi +2.

Tabela ju lejon të përcaktoni këtë vlerë jo vetëm për elementët që shfaqin veti metalike, por edhe për jometalet. Vlera e tyre maksimale do të korrespondojë me valencën më të lartë. Për shembull, për squfurin do të jetë +6, për azotin +5. Si llogaritet shifra minimale (më e ulët) e tyre? Tabela i përgjigjet edhe kësaj pyetjeje. Ju duhet të zbrisni numrin e grupit nga tetë. Për shembull, për oksigjenin do të jetë -2, për azotin -3.

Për substancat e thjeshta që nuk kanë hyrë në ndërveprim kimik me substanca të tjera, treguesi i përcaktuar konsiderohet i barabartë me zero.

Le të përpiqemi të identifikojmë veprimet kryesore që lidhen me rregullimin në komponimet binare. Si të vendosni gjendjen e oksidimit në to? Tabela periodike ndihmon në zgjidhjen e problemit.

Për shembull, le të marrim oksidin e kalciumit CaO. Për kalciumin, i vendosur në nëngrupin kryesor të grupit të dytë, vlera do të jetë konstante, e barabartë me +2. Për oksigjenin, i cili ka veti jo metalike, ky tregues do të jetë një vlerë negative dhe korrespondon me -2. Për të kontrolluar saktësinë e përkufizimit, ne përmbledhim shifrat e marra. Si rezultat, marrim zero, prandaj, llogaritjet janë të sakta.

Le të përcaktojmë tregues të ngjashëm në një përbërje tjetër binar CuO. Meqenëse bakri ndodhet në një nëngrup dytësor (grupi i parë), prandaj, treguesi në studim mund të shfaqë vlera të ndryshme. Prandaj, për ta përcaktuar atë, së pari duhet të identifikoni treguesin për oksigjen.

Jometali i vendosur në fund të formulës binare ka një numër negativ oksidimi. Meqenëse ky element ndodhet në grupin e gjashtë, kur zbresim gjashtë nga tetë, marrim se gjendja e oksidimit të oksigjenit korrespondon me -2. Meqenëse nuk ka indekse në përbërje, prandaj, indeksi i gjendjes së oksidimit të bakrit do të jetë pozitiv, i barabartë me +2.

Si përdoret ndryshe një tabelë kimie? Gjendjet e oksidimit të elementeve në formulat që përbëhen nga tre elementë llogariten gjithashtu duke përdorur një algoritëm specifik. Së pari, këta tregues vendosen në elementin e parë dhe të fundit. Për të parën, ky tregues do të ketë një vlerë pozitive, që korrespondon me valencën. Për elementin më të jashtëm, i cili është një jometal, ky tregues ka një vlerë negative, ai përcaktohet si diferencë (numri i grupit zbritet nga tetë). Kur llogaritet gjendja e oksidimit të një elementi qendror, përdoret një ekuacion matematik. Gjatë llogaritjes, merren parasysh indekset e disponueshme për secilin element. Shuma e të gjitha gjendjeve të oksidimit duhet të jetë zero.

Shembull i përcaktimit në acidin sulfurik

Formula e këtij përbërësi është H2SO4. Hidrogjeni ka një gjendje oksidimi +1, dhe oksigjeni ka një gjendje oksidimi prej -2. Për të përcaktuar gjendjen e oksidimit të squfurit, krijojmë një ekuacion matematikor: + 1 * 2 + X + 4 * (-2) = 0. Gjejmë se gjendja e oksidimit të squfurit korrespondon me +6.

konkluzioni

Duke përdorur rregullat, mund të caktoni koeficientë në reaksionet redoks. Kjo çështje diskutohet në lëndën e kimisë së klasës së nëntë të kurrikulës shkollore. Përveç kësaj, informacioni rreth gjendjeve të oksidimit ju lejon të përfundoni detyrat OGE dhe USE.

Në kimi, termat "oksidim" dhe "reduktim" i referohen reaksioneve në të cilat një atom ose grup atomesh humbet ose fiton elektrone, përkatësisht. Gjendja e oksidimit është një vlerë numerike e caktuar për një ose më shumë atome që karakterizon numrin e elektroneve të rishpërndarë dhe tregon se si këto elektrone shpërndahen midis atomeve gjatë një reaksioni. Përcaktimi i kësaj vlere mund të jetë ose një procedurë e thjeshtë ose mjaft komplekse, në varësi të atomeve dhe molekulave që përbëhen prej tyre. Për më tepër, atomet e disa elementeve mund të kenë disa gjendje oksidimi. Për fat të mirë, ekzistojnë rregulla të thjeshta, të paqarta për përcaktimin e gjendjes së oksidimit për t'i përdorur ato me siguri, mjafton një njohuri e bazave të kimisë dhe algjebrës.

Hapat

Pjesa 1

Përcaktoni nëse substanca në fjalë është elementare. Gjendja e oksidimit të atomeve jashtë një përbërjeje kimike është zero. Ky rregull është i vërtetë si për substancat e formuara nga atome të lira individuale, ashtu edhe për ato që përbëhen nga dy ose molekula poliatomike të një elementi.

• Për shembull, Al(s) dhe Cl 2 kanë një gjendje oksidimi prej 0 sepse të dyja janë në një gjendje elementare të palidhur kimikisht.
• Ju lutemi vini re se forma alotropike e squfurit S8, ose oktasulfuri, pavarësisht strukturës së tij atipike, karakterizohet gjithashtu nga një gjendje oksidimi zero.

1. Përcaktoni nëse substanca në fjalë përbëhet nga jone. Gjendja e oksidimit të joneve është e barabartë me ngarkesën e tyre. Kjo është e vërtetë si për jonet e lira ashtu edhe për ato që janë pjesë e përbërjeve kimike.

   • Për shembull, gjendja e oksidimit të jonit Cl- është -1.
   • Gjendja e oksidimit të jonit Cl në përbërjen kimike NaCl është gjithashtu -1. Meqenëse joni Na, sipas përkufizimit, ka një ngarkesë +1, konkludojmë se joni Cl ka një ngarkesë prej -1, dhe kështu gjendja e tij e oksidimit është -1.

2. Ju lutemi vini re se jonet metalike mund të kenë disa gjendje oksidimi. Atomet e shumë elementëve metalikë mund të jonizohen në shkallë të ndryshme. Për shembull, ngarkesa e joneve të një metali të tillë si hekuri (Fe) është +2 ose +3. Ngarkesa e joneve metalike (dhe gjendja e tyre e oksidimit) mund të përcaktohet nga ngarkesat e joneve të elementeve të tjerë me të cilët metali është pjesë e një përbërjeje kimike; në tekst kjo ngarkesë tregohet me numra romakë: për shembull, hekuri (III) ka një gjendje oksidimi +3.

   • Si shembull, merrni parasysh një përbërje që përmban një jon alumini. Ngarkesa totale e përbërjes AlCl 3 është zero. Meqenëse e dimë se jonet Cl- kanë një ngarkesë prej -1, dhe ka 3 jone të tillë në përbërje, që substanca në fjalë të jetë në përgjithësi neutrale, joni Al duhet të ketë një ngarkesë prej +3. Kështu, në këtë rast, gjendja e oksidimit të aluminit është +3.

3. Gjendja e oksidimit të oksigjenit është -2 (me disa përjashtime). Pothuajse në të gjitha rastet, atomet e oksigjenit kanë një gjendje oksidimi prej -2. Ka disa përjashtime nga ky rregull:

   • Nëse oksigjeni është në gjendjen e tij elementare (O2), gjendja e tij e oksidimit është 0, siç është rasti për substancat e tjera elementare.
   • Nëse përfshihet oksigjeni peroksid, gjendja e tij e oksidimit është -1. Peroksidet janë një grup përbërësish që përmbajnë një lidhje të thjeshtë oksigjen-oksigjen (d.m.th., anionin peroksid O 2-2). Për shembull, në përbërjen e molekulës H 2 O 2 (peroksid hidrogjeni), oksigjeni ka një ngarkesë dhe gjendje oksidimi prej -1.
   • Kur kombinohet me fluorin, oksigjeni ka një gjendje oksidimi +2, lexoni rregullin për fluorin më poshtë.

4. Hidrogjeni ka një gjendje oksidimi +1, me disa përjashtime. Ashtu si me oksigjenin, edhe këtu ka përjashtime. Në mënyrë tipike, gjendja e oksidimit të hidrogjenit është +1 (përveç nëse është në gjendjen elementare H2). Sidoqoftë, në përbërjet e quajtura hidride, gjendja e oksidimit të hidrogjenit është -1.

   • Për shembull, në H2O gjendja e oksidimit të hidrogjenit është +1 sepse atomi i oksigjenit ka një ngarkesë -2 dhe dy ngarkesa +1 nevojiten për neutralitetin e përgjithshëm. Sidoqoftë, në përbërjen e hidridit të natriumit, gjendja e oksidimit të hidrogjenit është tashmë -1, pasi joni Na mbart një ngarkesë prej +1, dhe për neutralitetin e përgjithshëm elektrik, ngarkesa e atomit të hidrogjenit (dhe kështu gjendja e tij e oksidimit) duhet të të jetë e barabartë me -1.

5. Fluori Gjithmonë ka gjendje oksidimi -1. Siç u përmend tashmë, gjendja e oksidimit të disa elementeve (joneve metalike, atomeve të oksigjenit në perokside, etj.) mund të ndryshojë në varësi të një numri faktorësh. Megjithatë, gjendja e oksidimit të fluorit është pa ndryshim -1. Kjo shpjegohet me faktin se ky element ka elektronegativitetin më të lartë - me fjalë të tjera, atomet e fluorit janë më pak të gatshëm të ndahen me elektronet e tyre dhe të tërheqin më aktivisht elektronet e huaja. Kështu, tarifa e tyre mbetet e pandryshuar.

6. Shuma e gjendjeve të oksidimit në një përbërje është e barabartë me ngarkesën e tij. Gjendjet e oksidimit të të gjithë atomeve në një përbërje kimike duhet të shtohen me ngarkesën e atij përbërësi. Për shembull, nëse një përbërje është neutrale, shuma e gjendjeve të oksidimit të të gjithë atomeve të tij duhet të jetë zero; nëse përbërja është një jon poliatomik me ngarkesë -1, shuma e gjendjeve të oksidimit është -1, e kështu me radhë.

   • Kjo është një mënyrë e mirë për të kontrolluar - nëse shuma e gjendjeve të oksidimit nuk është e barabartë me ngarkesën totale të përbërjes, atëherë keni bërë një gabim diku.

   Pjesa 2

   Përcaktimi i gjendjes së oksidimit pa përdorur ligjet e kimisë

   1. Gjeni atome që nuk kanë rregulla strikte në lidhje me numrat e oksidimit. Për disa elementë nuk ka rregulla të vendosura fort për gjetjen e gjendjes së oksidimit. Nëse një atom nuk bie në asnjë nga rregullat e renditura më sipër dhe ju nuk e dini ngarkesën e tij (për shembull, atomi është pjesë e një kompleksi dhe ngarkesa e tij nuk është e specifikuar), ju mund të përcaktoni numrin e oksidimit të një atomi të tillë duke eliminimi. Së pari, përcaktoni ngarkesën e të gjitha atomeve të tjera të përbërjes dhe më pas, nga ngarkesa totale e njohur e përbërjes, llogaritni gjendjen e oksidimit të një atomi të caktuar.

      • Për shembull, në përbërjen Na 2 SO 4 ngarkesa e atomit të squfurit (S) është e panjohur - dimë vetëm se nuk është zero, pasi squfuri nuk është në gjendje elementare. Ky përbërës shërben si një shembull i mirë për të ilustruar metodën algjebrike të përcaktimit të gjendjes së oksidimit.

   2. Gjeni gjendjet e oksidimit të elementeve të mbetur në përbërje. Duke përdorur rregullat e përshkruara më sipër, përcaktoni gjendjet e oksidimit të atomeve të mbetura të përbërjes. Mos harroni për përjashtimet nga rregullat në rastin e atomeve O, H, e kështu me radhë.

      • Për Na 2 SO 4, duke përdorur rregullat tona, gjejmë se ngarkesa (dhe rrjedhimisht gjendja e oksidimit) e jonit Na është +1, dhe për secilin nga atomet e oksigjenit është -2.

   3. Gjeni numrin e panjohur të oksidimit nga ngarkesa e përbërjes. Tani i keni të gjitha të dhënat për të llogaritur lehtësisht gjendjen e dëshiruar të oksidimit. Shkruani një ekuacion, në anën e majtë të të cilit do të jetë shuma e numrit të marrë në hapin e mëparshëm të llogaritjeve dhe gjendja e panjohur e oksidimit, dhe në anën e djathtë - ngarkesa totale e përbërjes. Me fjale te tjera, (Shuma e gjendjeve të njohura të oksidimit) + (gjendja e dëshiruar e oksidimit) = (ngarkesa e përbërjes).

      • Në rastin tonë, zgjidhja Na 2 SO 4 duket si kjo:
        • (Shuma e gjendjeve të njohura të oksidimit) + (gjendja e dëshiruar e oksidimit) = (ngarkesa e përbërjes)
        • -6 + S = 0
        • S = 0 + 6
        • S = 6. Në Na 2 SO 4 squfuri ka gjendje oksidimi 6 .
   • Në komponimet, shuma e të gjitha gjendjeve të oksidimit duhet të jetë e barabartë me ngarkesën. Për shembull, nëse përbërja është një jon diatomik, shuma e gjendjeve të oksidimit të atomeve duhet të jetë e barabartë me ngarkesën totale jonike.
   • Është shumë e dobishme të jesh në gjendje të përdorësh tabelën periodike dhe të dish se ku ndodhen elementët metalikë dhe jo metalikë në të.
   • Gjendja e oksidimit të atomeve në formë elementare është gjithmonë zero. Gjendja e oksidimit të një joni të vetëm është e barabartë me ngarkesën e tij. Elementet e grupit 1A të tabelës periodike, si hidrogjeni, litiumi, natriumi, në formën e tyre elementare kanë gjendje oksidimi +1; Metalet e grupit 2A si magnezi dhe kalciumi kanë një gjendje oksidimi +2 në formën e tyre elementare. Oksigjeni dhe hidrogjeni, në varësi të llojit të lidhjes kimike, mund të kenë 2 gjendje të ndryshme oksidimi.

Para se të studiojmë gjendjet e oksidimit, le të kujtojmë rregullat themelore nga kursi i kimisë dhe fizikës:

• të gjitha substancat formohen nga molekulat, dhe molekulat nga atomet;
• çdo atom është elektrikisht neutral, d.m.th. ka një ngarkesë totale të barabartë me zero;
• ngarkesa zero e një atomi përcaktohet nga i njëjti numër grimcash të ngarkuara pozitivisht dhe negativisht në të;
• grimcat e ngarkuara negativisht brenda atomit - "elektrone" - lëvizin rreth bërthamës së atomit (ngarkesa e një elektroni është "–1");
• ngarkesa totale negative e të gjitha elektroneve në një atom është e barabartë me numrin e tyre;
• grimcat pozitive të një atomi quhen "protone" dhe ndodhen brenda bërthamës së tij, dhe ngarkesa e një protoni është "+1";
• ngarkesa totale pozitive e bërthamës është e barabartë me sasinë totale që përmbahet në të;
• Numri i saktë i protoneve dhe elektroneve në një atom të çdo elementi kimik mund të gjendet duke parë numrin e tij në tabelën periodike:

Elementi nr. = numri i protoneve në një atom = numri i elektroneve në një atom.

Le të shqyrtojmë të gjitha sa më sipër duke përdorur shembujt e oksigjenit (O), hidrogjenit (H), kalciumit (Ca) dhe aluminit (Al).

Në tabelën periodike ka numrin serik "8", që do të thotë se ka tetë protone në bërthamën e tij dhe tetë elektrone lëvizin rreth bërthamës.

Kështu, ngarkesa e bërthamës së atomit të tij është "+8", dhe ngarkesa totale e elektroneve që lëvizin rreth bërthamës së tij është "-8". Ngarkesa totale atomike për një element kimik përcaktohet nga shtimi i të gjitha ngarkesave pozitive dhe negative brenda atomit të tij:

Ai zë vendin e parë në tabelën periodike, dhe për këtë arsye ka një proton në bërthamën e tij, dhe një elektron lëviz rreth bërthamës:

Ndodhet në vendin e njëzetë në tabelën periodike. Kjo do të thotë që atomi i tij përmban njëzet protone dhe elektrone, ngarkesat totale të të cilave janë përkatësisht "+20" dhe "-20".

Sa i përket , vendndodhja e tij në tabelën periodike (numri atomik - 13) tregon trembëdhjetë protone dhe trembëdhjetë elektrone:

Pak për gjendjen e oksidimit

Siç dihet, në koren e tokës elementët kimikë nuk janë vetëm në gjendje të lirë. Atomet e tyre gjithashtu hyjnë në ndërveprime kimike për të formuar substanca komplekse. Kjo është e lehtë për t'u ilustruar duke përdorur shembullin e formimit të oksidit.

Kështu, oksigjeni (O) mund të ndërveprojë me hidrogjenin (H). Në këtë rast, hidrogjeni i jep oksigjenit elektronin e tij të vetëm. Pas kësaj, nuk ka më elektrone të lira në atomin e hidrogjenit, dhe, për rrjedhojë, nuk ka asgjë për të neutralizuar ngarkesën pozitive të bërthamës atomike (e barabartë me "+1"), dhe i gjithë atomi i hidrogjenit fiton një "+1". ” ngarkuar. Kështu, atomi i hidrogjenit elektrikisht neutral shndërrohet në një grimcë të ngarkuar pozitivisht - një proton:

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

Atomi i oksigjenit, i cili në gjendje të lirë gjithashtu ka ngarkesë zero, mund të bashkojë njëkohësisht dy elektrone me vete. Kjo do të thotë se ai reagon njëkohësisht me dy atome hidrogjeni, secili prej të cilëve i jep atij elektronin e vetëm.

Kështu, oksigjeni, i cili kishte tetë protone dhe elektrone përpara se të reagonte me hidrogjenin, fiton dy elektrone të tjera gjatë këtij ndërveprimi kimik. Kjo do të thotë që ngarkesa totale e saj bëhet e barabartë me:

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

Ky shembull ilustron një reaksion në të cilin një atom i një elementi kimik i jep elektronet e tij një atomi të një elementi tjetër kimik. Reaksione të tilla në kimi quhen reaksione redoks.

Besohet se atomi që dhuroi elektrone të oksiduara, dhe atomi që i ka bashkuar është të rikuperuara. Në këtë rast, hidrogjeni u oksidua dhe oksigjeni u reduktua. Ngarkesa që morën të dy atomet si rezultat i reaksionit shkruhet në këndin e sipërm djathtas mbi simbolet e elementeve të tyre kimike.

Gjithashtu duhet pasur parasysh se oksigjeni dhe hidrogjeni janë gaze, që do të thotë se molekulat e tyre përmbajnë dy atome identike. Prandaj, reagimi i plotë midis oksigjenit dhe hidrogjenit duket si ky:

2Н20 + О20 → 2Н2⁺¹О-²

Në këtë rast, ne po flasim për formimin e përbërjeve të tipit X2O, në të cilat dy atome identike të një elementi tjetër i shtohen një atomi oksigjeni për të marrë një molekulë të një substance komplekse. Gjendja e oksidimit "+1" është karakteristikë e elementeve të grupit të parë të tabelës periodike, që i përkasin nëngrupit kryesor.

Gjendja e oksidimit në XO

Në grupin e dytë të tabelës periodike (domethënë në nëngrupin kryesor) ka elementë kimikë, secili atom i të cilave mund t'i japë dy elektrone oksigjenit. Gjatë reaksionit redoks, një atom i tillë do të fitojë një ngarkesë "+2", dhe oksigjeni, si gjithmonë, do të marrë një ngarkesë "-2". Për shembull, reagimi i oksidimit të kalciumit:

2Ca⁰ + O₂⁰→2Ca⁺2O-².

Zinku (Zn), i vendosur në nëngrupin dytësor të grupit të dytë, shfaq të njëjtën gjendje oksidimi si kalciumi, përkatësisht XO:

2Zn⁰ + О₂⁰→2Zn⁺²О⁻²

Numri i oksidimit në X2O3

Një veçori e elementeve të nëngrupit kryesor të grupit të tretë të tabelës periodike është se secili nga atomet e tyre mund t'i japë lehtësisht tre elektrone atomit të oksigjenit. Megjithatë, një atom oksigjen mund të pranojë vetëm dy elektrone.

Rrjedhimisht, kështu do të duket raporti i atomeve në një molekulë oksidi për elementët e grupit të tretë duke përdorur oksid alumini si shembull:

• nëse një atom alumini mund të heqë dorë nga tre elektrone, atëherë dy atome alumini do të heqin dorë nga gjashtë elektrone (tre secili);
• një atom oksigjeni mund të pranojë vetëm dy elektrone, por meqenëse dy atome alumini heqin dorë nga gjashtë elektrone, atëherë tre atome oksigjeni mund t'i pranojnë plotësisht ato;
• Duhet mbajtur mend se molekula e oksigjenit është diatomike, që do të thotë se secili prej atomeve të oksigjenit do të marrë dy elektrone nga atomet e aluminit:

4Al⁰ + 3O20 → 2Al2⁺3O3-²

Kështu, katër atome alumini do të marrin pjesë në këtë reaksion kimik, i cili do t'i japë dymbëdhjetë elektrone gjashtë atomeve (ose tre molekulave) të oksigjenit. Si rezultat i reagimit, çdo atomi të aluminit do t'i mungojnë tre elektrone për të arritur ngarkesën zero, që do të thotë se ngarkesa pozitive e bërthamës do të fillojë të mbizotërojë mbi ngarkesën negative të elektroneve:

13 (ngarkesa e bërthamës së atomit Al nuk ka ndryshuar) -10 (elektrone të mbetura pas reaksionit) = (+3).

Gjendja e oksidimit në XO2

Këtë gjendje oksidimi e shfaqin elementët kimikë të vendosur në nëngrupin kryesor të grupit të katërt të tabelës periodike. Secili prej atomeve të tyre mund të heqë dorë nga katër elektrone në të njëjtën kohë, dhe meqenëse molekula e oksigjenit është diatomike, secili nga atomet e oksigjenit do të pranojë vetëm dy elektrone.

Le të shqyrtojmë një reaksion të ngjashëm redoks duke përdorur shembullin e bashkëveprimit të oksigjenit me karbonin:

С⁰ + О₂⁰ → С⁺4О₂⁻²

Ky reagim ilustron djegien e një trupi të ngurtë (thëngjillit) në prani të një gazi (oksigjeni). Prandaj, molekula e oksigjenit është diatomike, dhe molekula e karbonit është monotomike. Klikoni për të mësuar se si ndodh oksidimi i metaleve të ndryshme.

Gjendjet e oksidimit në X2O5 dhe XO3

Disa elementë të nëngrupit kryesor të grupit të pestë karakterizohen nga një gjendje oksidimi (+5), domethënë, ata mund të japin pesë elektrone në atomin e oksigjenit menjëherë. Për shembull, reagimi i djegies së fosforit në prani të oksigjenit:

4Р⁰ + 5О₂⁰ → 2Р2⁺5О5-².

Disa elementë të grupit të gjashtë mund të heqin dorë nga gjashtë elektrone menjëherë, pas së cilës gjendja e tyre e oksidimit bëhet e barabartë (+6). Për shembull, reagimi midis squfurit dhe oksigjenit:

2S⁰ + 3O₂⁰ → 2S⁺6O₃⁻²

Elektronegativiteti, si vetitë e tjera të atomeve të elementeve kimike, ndryshon periodikisht me rritjen e numrit atomik të elementit:

Grafiku i mësipërm tregon periodicitetin e ndryshimeve në elektronegativitetin e elementeve të nëngrupeve kryesore në varësi të numrit atomik të elementit.

Kur lëvizni poshtë një nëngrupi të tabelës periodike, elektronegativiteti i elementeve kimike zvogëlohet, dhe kur lëviz në të djathtë përgjatë periudhës rritet.

Elektronegativiteti pasqyron jometalitetin e elementeve: sa më e lartë të jetë vlera e elektronegativitetit, aq më shumë veti jometalike ka elementi.

Gjendja e oksidimit

Si të llogaritet gjendja e oksidimit të një elementi në një përbërje?

1) Gjendja e oksidimit të elementeve kimike në substanca të thjeshta është gjithmonë zero.

2) Ka elementë që shfaqin një gjendje konstante oksidimi në substanca komplekse:

3) Ka elemente kimike që shfaqin një gjendje konstante oksidimi në shumicën dërrmuese të përbërjeve. Këto elemente përfshijnë:

4) Shuma algjebrike e gjendjeve të oksidimit të të gjithë atomeve në një molekulë është gjithmonë zero. Shuma algjebrike e gjendjeve të oksidimit të të gjithë atomeve në një jon është e barabartë me ngarkesën e jonit.

5) Gjendja më e lartë (maksimale) e oksidimit është e barabartë me numrin e grupit. Përjashtim që nuk bëjnë pjesë në këtë rregull janë elementët e nëngrupit dytësor të grupit I, elementët e nëngrupit dytësor të grupit VIII, si dhe oksigjeni dhe fluori.

Elemente kimike, numri i grupit të të cilëve nuk përkon me gjendjen e tyre më të lartë të oksidimit (të detyrueshme për t'u mbajtur mend)

6) Gjendja më e ulët e oksidimit të metaleve është gjithmonë zero, dhe gjendja më e ulët e oksidimit të jometaleve llogaritet me formulën:

gjendja më e ulët e oksidimit të jometalit = numri i grupit - 8

Bazuar në rregullat e paraqitura më sipër, mund të vendosni gjendjen e oksidimit të një elementi kimik në çdo substancë.

Gjetja e gjendjeve të oksidimit të elementeve në përbërje të ndryshme

Shembulli 1

Përcaktoni gjendjen e oksidimit të të gjithë elementëve në acidin sulfurik.

Zgjidhja:

Le të shkruajmë formulën e acidit sulfurik:

Gjendja e oksidimit të hidrogjenit në të gjitha substancat komplekse është +1 (përveç hidrideve metalike).

Gjendja e oksidimit të oksigjenit në të gjitha substancat komplekse është -2 (përveç peroksideve dhe fluorit të oksigjenit prej 2). Le të renditim gjendjet e njohura të oksidimit:

Le të shënojmë gjendjen e oksidimit të squfurit si x:

Molekula e acidit sulfurik, si molekula e çdo substance, është përgjithësisht neutrale elektrike, sepse shuma e gjendjeve të oksidimit të të gjithë atomeve në një molekulë është zero. Skematikisht kjo mund të përshkruhet si më poshtë:

ato. kemi marrë ekuacionin e mëposhtëm:

Le ta zgjidhim:

Kështu, gjendja e oksidimit të squfurit në acidin sulfurik është +6.

Shembulli 2

Përcaktoni gjendjen e oksidimit të të gjithë elementëve në dikromatin e amonit.

Zgjidhja:

Le të shkruajmë formulën e dikromatit të amonit:

Si në rastin e mëparshëm, ne mund të rregullojmë gjendjet e oksidimit të hidrogjenit dhe oksigjenit:

Megjithatë, ne shohim se gjendjet e oksidimit të dy elementeve kimike në të njëjtën kohë janë të panjohura - azoti dhe kromi. Prandaj, ne nuk mund të gjejmë gjendje oksidimi të ngjashme me shembullin e mëparshëm (një ekuacion me dy ndryshore nuk ka një zgjidhje të vetme).

Le të tërheqim vëmendjen për faktin se kjo substancë i përket klasës së kripërave dhe, në përputhje me rrethanat, ka një strukturë jonike. Atëherë me të drejtë mund të themi se përbërja e dikromatit të amonit përfshin kationet NH 4 + (ngarkesa e këtij kationi mund të shihet në tabelën e tretshmërisë). Rrjedhimisht, meqenëse njësia e formulës së dikromatit të amonit përmban dy katione NH 4 + të ngarkuar pozitivisht, ngarkesa e jonit të dikromatit është e barabartë me -2, pasi substanca në tërësi është elektrikisht neutrale. ato. substancën e formojnë kationet NH 4 + dhe anionet Cr 2 O 7 2-.

Ne i dimë gjendjet e oksidimit të hidrogjenit dhe oksigjenit. Duke ditur se shuma e gjendjeve të oksidimit të atomeve të të gjithë elementëve në një jon është e barabartë me ngarkesën, dhe duke treguar gjendjet e oksidimit të azotit dhe kromit si x Dhe y në përputhje me rrethanat, ne mund të shkruajmë:

ato. marrim dy ekuacione të pavarura:

Duke zgjidhur atë, ne gjejmë x Dhe y:

Kështu, në dikromatin e amonit gjendjet e oksidimit të azotit janë -3, hidrogjeni +1, kromi +6 dhe oksigjeni -2.

Mund të lexoni se si të përcaktoni gjendjet e oksidimit të elementeve në substancat organike.

Valence

Valenca e atomeve tregohet me numra romakë: I, II, III, etj.

Aftësitë valore të një atomi varen nga sasia:

1) elektrone të paçiftuara

2) çiftet e vetme të elektroneve në orbitalet e niveleve të valencës

3) orbitalet elektronike boshe të nivelit të valencës

Mundësitë e valencës së atomit të hidrogjenit

Le të përshkruajmë formulën grafike elektronike të atomit të hidrogjenit:

Është thënë se tre faktorë mund të ndikojnë në mundësitë e valencës - prania e elektroneve të paçiftuara, prania e çifteve të vetme elektronike në nivelin e jashtëm dhe prania e orbitaleve vakante (boshe) në nivelin e jashtëm. Ne shohim një elektron të paçiftuar në nivelin e jashtëm (dhe të vetëm) të energjisë. Bazuar në këtë, hidrogjeni mund të ketë patjetër një valencë prej I. Megjithatë, në nivelin e parë të energjisë ekziston vetëm një nënnivel - s, ato. Atomi i hidrogjenit në nivelin e jashtëm nuk ka as çifte të vetme elektronesh dhe as orbitale boshe.

Kështu, e vetmja valencë që mund të shfaqë një atom hidrogjeni është I.

Mundësitë e valencës së atomit të karbonit

Le të shqyrtojmë strukturën elektronike të atomit të karbonit. Në gjendjen bazë, konfigurimi elektronik i nivelit të tij të jashtëm është si më poshtë:

ato. në gjendjen bazë në nivelin e jashtëm energjetik të atomit të karbonit të pangacmuar ka 2 elektrone të paçiftuar. Në këtë gjendje mund të shfaqë një valencë prej II. Sidoqoftë, atomi i karbonit shumë lehtë kalon në një gjendje të ngacmuar kur i jepet energji, dhe konfigurimi elektronik i shtresës së jashtme në këtë rast merr formën:

Përkundër faktit se një sasi e caktuar energjie shpenzohet në procesin e ngacmimit të atomit të karbonit, shpenzimi kompensohet më shumë nga formimi i katër lidhjeve kovalente. Për këtë arsye, valenca IV është shumë më karakteristike për atomin e karbonit. Për shembull, karboni ka valencë IV në molekulat e dioksidit të karbonit, acidit karbonik dhe absolutisht të gjitha substancave organike.

Përveç elektroneve të paçiftuara dhe çifteve të vetme të elektroneve, prania e orbitaleve vakante të nivelit ()valencës ndikon gjithashtu në mundësitë e valencës. Prania e orbitaleve të tilla në nivelin e mbushur çon në faktin se atomi mund të veprojë si një pranues i çiftit elektronik, d.m.th. formojnë lidhje kovalente shtesë nëpërmjet një mekanizmi dhurues-pranues. Për shembull, në kundërshtim me pritjet, në molekulën e monoksidit të karbonit CO lidhja nuk është e dyfishtë, por e trefishtë, siç tregohet qartë në ilustrimin e mëposhtëm:

Mundësitë e valencës së atomit të azotit

Le të shkruajmë formulën grafike elektronike për nivelin e energjisë së jashtme të atomit të azotit:

Siç mund të shihet nga ilustrimi i mësipërm, atomi i azotit në gjendjen e tij normale ka 3 elektrone të paçiftëzuara, dhe për këtë arsye është logjike të supozohet se ai është i aftë të shfaqë një valencë prej III. Në të vërtetë, një valencë prej tre vërehet në molekulat e amoniakut (NH 3), acidit azotik (HNO 2), triklorurit të azotit (NCl 3), etj.

U tha më lart se valenca e një atomi të një elementi kimik varet jo vetëm nga numri i elektroneve të paçiftuara, por edhe nga prania e çifteve të vetme të elektroneve. Kjo për faktin se një lidhje kimike kovalente mund të formohet jo vetëm kur dy atome sigurojnë njëri-tjetrin me një elektron, por edhe kur një atom me një palë të vetme elektronesh - dhuruesi () ia siguron atë një atomi tjetër me një vakant ( ) niveli i valencës orbitale (pranuesi). ato. Për atomin e azotit, valenca IV është gjithashtu e mundur për shkak të një lidhjeje kovalente shtesë të formuar nga mekanizmi dhurues-pranues. Për shembull, katër lidhje kovalente, njëra prej të cilave është formuar nga një mekanizëm dhurues-pranues, vërehen gjatë formimit të një kationi të amonit:

Përkundër faktit se njëra prej lidhjeve kovalente formohet sipas mekanizmit dhurues-pranues, të gjitha lidhjet N-H në kationin e amonit janë absolutisht identike dhe nuk ndryshojnë nga njëra-tjetra.

Atomi i azotit nuk është në gjendje të shfaqë një valencë të barabartë me V. Kjo për faktin se është e pamundur që një atom azoti të kalojë në një gjendje të ngacmuar, në të cilën dy elektrone çiftëzohen me kalimin e njërit prej tyre në një orbital të lirë që është më afër nivelit të energjisë. Atomi i azotit nuk ka d-nënnivel, dhe kalimi në orbitalin 3s është energjikisht aq i shtrenjtë sa që kostot e energjisë nuk mbulohen nga formimi i lidhjeve të reja. Shumë mund të pyesin veten, cila është valenca e azotit, për shembull, në molekulat e acidit nitrik HNO 3 ose oksidit nitrik N 2 O 5? Mjaft e çuditshme, valenca atje është gjithashtu IV, siç mund të shihet nga formulat strukturore të mëposhtme:

Vija me pika në ilustrim tregon të ashtuquajturat të delokalizuara π -lidhje. Për këtë arsye, obligacionet terminale NO mund të quhen "obligacione një e gjysmë". Lidhje të ngjashme një e gjysmë janë të pranishme edhe në molekulën e ozonit O 3, benzenit C 6 H 6, etj.

Mundësitë e valencës së fosforit

Le të përshkruajmë formulën grafike elektronike të nivelit të energjisë së jashtme të atomit të fosforit:

Siç e shohim, struktura e shtresës së jashtme të atomit të fosforit në gjendjen bazë dhe atomit të azotit është e njëjtë, dhe për këtë arsye është logjike të pritet për atomin e fosforit, si dhe për atomin e azotit, valenca të mundshme të barabarta me I, II, III dhe IV, siç vërehet në praktikë.

Sidoqoftë, ndryshe nga azoti, atomi i fosforit gjithashtu ka d-nënnivel me 5 orbitale të lira.

Në këtë drejtim, ai është i aftë të kalojë në një gjendje të ngacmuar, duke avulluar elektronet 3 s-orbitalet:

Kështu, valenca V për atomin e fosforit, i cili është i paarritshëm për azotin, është i mundur. Për shembull, atomi i fosforit ka një valencë prej pesë në molekulat e komponimeve të tilla si acidi fosforik, halidet e fosforit (V), oksidi i fosforit (V), etj.

Mundësitë e valencës së atomit të oksigjenit

Formula grafike elektronike për nivelin e jashtëm të energjisë së një atomi oksigjeni ka formën:

Ne shohim dy elektrone të paçiftuar në nivelin e 2-të, dhe për këtë arsye valenca II është e mundur për oksigjenin. Duhet të theksohet se kjo valencë e atomit të oksigjenit vërehet pothuajse në të gjitha përbërjet. Më sipër, kur kemi marrë parasysh aftësitë valente të atomit të karbonit, kemi diskutuar formimin e molekulës së monoksidit të karbonit. Lidhja në molekulën e CO është e trefishtë, prandaj, oksigjeni atje është trevalent (oksigjeni është një dhurues i çiftit elektronik).

Për faktin se atomi i oksigjenit nuk ka një të jashtme d-nënniveli, çiftimi i elektroneve s Dhe p- orbitalet janë të pamundura, kjo është arsyeja pse aftësitë e valencës së atomit të oksigjenit janë të kufizuara në krahasim me elementët e tjerë të nëngrupit të tij, për shembull, squfurin.

Mundësitë e valencës së atomit të squfurit

Niveli i jashtëm i energjisë i një atomi squfuri në një gjendje të pangacmuar:

Atomi i squfurit, si atomi i oksigjenit, normalisht ka dy elektrone të paçiftëzuara, kështu që mund të konkludojmë se valenca prej dy është e mundur për squfurin. Në të vërtetë, squfuri ka valencë II, për shembull, në molekulën e sulfurit të hidrogjenit H 2 S.

Siç e shohim, atomi i squfurit shfaqet në nivelin e jashtëm d-nënnivel me orbitale të lira. Për këtë arsye, atomi i squfurit është në gjendje të zgjerojë aftësitë e tij valente, ndryshe nga oksigjeni, për shkak të kalimit në gjendje të ngacmuara. Kështu, kur çiftohet një çift elektronik i vetëm 3 fq-nënnivel, atomi i squfurit merr konfigurimin elektronik të nivelit të jashtëm të formës së mëposhtme:

Në këtë gjendje, atomi i squfurit ka 4 elektrone të paçiftëzuara, gjë që na tregon se atomet e squfurit mund të shfaqin një valencë prej IV. Në të vërtetë, squfuri ka valencë IV në molekulat SO 2, SF 4, SOCl 2, etj.

Kur çiftoni çiftin e dytë të vetëm elektronik të vendosur në 3 s-nënnivel, niveli i jashtëm i energjisë fiton konfigurimin:

Në këtë gjendje, manifestimi i valencës VI bëhet i mundur. Shembuj të përbërjeve me squfur VI-valent janë SO 3, H 2 SO 4, SO 2 Cl 2, etj.

Në mënyrë të ngjashme, ne mund të konsiderojmë mundësitë e valencës së elementeve të tjerë kimikë.

Tabela. Gjendjet e oksidimit të elementeve kimike.

Tabela. Gjendjet e oksidimit të elementeve kimike.

Vlerësimi i artikullit: