Gjendja e oksidimit është ngarkesa e kushtëzuar e një atomi në një përbërje, e llogaritur me supozimin se përbëhet vetëm nga jone. Gjatë përcaktimit të këtij koncepti, supozohet në mënyrë konvencionale se elektronet e lidhjes (valente) lëvizin në atome më elektronegative (shiko Elektronegativiteti), dhe për këtë arsye komponimet përbëhen nga jone të ngarkuar pozitivisht dhe negativisht. Numri i oksidimit mund të ketë vlera zero, negative dhe pozitive, të cilat zakonisht vendosen mbi simbolin e elementit: .
Një gjendje oksidimi zero u caktohet atomeve të elementeve në gjendje të lirë, për shembull: . Ato atome drejt të cilave zhvendoset reja e elektroneve lidhëse (çifti elektronik) kanë gjendje oksidimi negativ. Për fluorin në të gjitha përbërjet e tij është e barabartë me -1. Atomet që dhurojnë elektrone valente tek atomet e tjerë kanë një gjendje oksidimi pozitiv. Për shembull, në metalet alkali dhe alkaline tokësore është përkatësisht e barabartë me dhe në jonet e thjeshta si K, është e barabartë me ngarkesën e jonit. Në shumicën e komponimeve, gjendja e oksidimit të atomeve të hidrogjenit është e barabartë me , por në hidridet e metaleve (përbërjet e tyre me hidrogjen) - dhe të tjerët - është e barabartë me -1. Oksigjeni karakterizohet nga një gjendje oksidimi prej -2, por, për shembull, në kombinim me fluorin do të jetë, dhe në komponimet e peroksidit, etj.) -1. Në disa raste, kjo vlerë mund të shprehet si një fraksion: për hekurin në oksidin e hekurit (II, III) është e barabartë me .
Shuma algjebrike e gjendjeve të oksidimit të atomeve në një përbërje është zero, dhe në një jon kompleks është ngarkesa e jonit. Duke përdorur këtë rregull, ne llogarisim, për shembull, gjendjen e oksidimit të fosforit në acidin ortofosforik. Duke e treguar atë me dhe duke shumëzuar gjendjen e oksidimit të hidrogjenit dhe oksigjenit me numrin e atomeve të tyre në përbërje, marrim ekuacionin: prej nga . Në mënyrë të ngjashme, ne llogarisim gjendjen e oksidimit të kromit në jonin -.
Në komponimet, gjendja e oksidimit të manganit do të jetë në përputhje me rrethanat.
Gjendja më e lartë e oksidimit është vlera më e madhe pozitive e saj. Për shumicën e elementeve, është e barabartë me numrin e grupit në tabelën periodike dhe është një karakteristikë sasiore e rëndësishme e elementit në përbërjet e tij. Vlera më e ulët e gjendjes së oksidimit të një elementi që ndodh në përbërjet e tij zakonisht quhet gjendja më e ulët e oksidimit; të gjitha të tjerat janë të ndërmjetme. Pra, për squfurin, gjendja më e lartë e oksidimit është , më e ulëta është 2 dhe ajo e ndërmjetme është .
Ndryshimi në gjendjet e oksidimit të elementeve sipas grupeve të sistemit periodik pasqyron periodicitetin e ndryshimeve në vetitë e tyre kimike me rritjen e numrit atomik.
Koncepti i gjendjes së oksidimit të elementeve përdoret në klasifikimin e substancave, përshkrimin e vetive të tyre, përpilimin e formulave të përbërjeve dhe emrat e tyre ndërkombëtarë. Por përdoret veçanërisht gjerësisht në studimin e reaksioneve redoks. Koncepti i "gjendjes së oksidimit" përdoret shpesh në kiminë inorganike në vend të konceptit "valencë" (shih Valenca).
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:
Elementi |
Gjendja e oksidimit në pothuajse të gjitha përbërjet |
Përjashtimet |
| hidrogjen H | +1 | Hidridet e metaleve alkaline dhe alkaline tokësore, për shembull: |
| oksigjen O | -2 | Hidrogjeni dhe peroksidet e metaleve: Fluori i oksigjenit - |
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 e valencës së 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 harxhohet 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 lart, 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 jashtëm 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.
Valenceështë një koncept kompleks. Ky term pësoi një transformim të rëndësishëm njëkohësisht me zhvillimin e teorisë së lidhjes kimike. Fillimisht, valenca ishte aftësia e një atomi për të bashkuar ose zëvendësuar një numër të caktuar atomesh ose grupesh atomike të tjera për të formuar një lidhje kimike.
Një masë sasiore e valencës së atomit të një elementi ishte numri i atomeve të hidrogjenit ose oksigjenit (këto elementë konsideroheshin përkatësisht mono- dhe dyvalentë) që elementi bashkon për të formuar një hidrid të formulës EH x ose një oksid të formulës E. n O m.
Kështu, valenca e atomit të azotit në molekulën e amoniakut NH 3 është e barabartë me tre, dhe atomi i squfurit në molekulën H 2 S është i barabartë me dy, pasi valenca e atomit të hidrogjenit është e barabartë me një.
Në përbërjet Na 2 O, BaO, Al 2 O 3, SiO 2, valencat e natriumit, bariumit dhe silikonit janë përkatësisht 1, 2, 3 dhe 4.
Koncepti i valencës u fut në kimi përpara se struktura e atomit të bëhej e njohur, përkatësisht në 1853 nga kimisti anglez Frankland. Tani është vërtetuar se valenca e një elementi është e lidhur ngushtë me numrin e elektroneve të jashtme të atomeve, pasi elektronet e predhave të brendshme të atomeve nuk marrin pjesë në formimin e lidhjeve kimike.
Në teorinë elektronike të lidhjeve kovalente besohet se valenca e një atomi përcaktohet nga numri i elektroneve të tij të paçiftuara në tokë ose gjendje të ngacmuar, duke marrë pjesë në formimin e çifteve të përbashkëta elektronike me elektronet e atomeve të tjera.
Për disa elementë, valenca është një vlerë konstante. Kështu, natriumi ose kaliumi në të gjitha përbërjet janë njëvalente, kalciumi, magnezi dhe zinku janë dyvalent, alumini është trevalent, etj. Por shumica e elementëve kimikë shfaqin valencë të ndryshueshme, e cila varet nga natyra e elementit partner dhe kushtet e procesit. Kështu, hekuri mund të formojë dy komponime me klorin - FeCl 2 dhe FeCl 3, në të cilat valenca e hekurit është përkatësisht 2 dhe 3.
Gjendja e oksidimit- një koncept që karakterizon gjendjen e një elementi në një përbërje kimike dhe sjelljen e tij në reaksionet redoks; numerikisht, gjendja e oksidimit është e barabartë me ngarkesën formale që mund t'i caktohet një elementi, bazuar në supozimin se të gjitha elektronet në secilën prej lidhjeve të tij janë transferuar në një atom më elektronegativ.
Elektronegativiteti- një masë e aftësisë së një atomi për të marrë një ngarkesë negative kur formon një lidhje kimike ose aftësinë e një atomi në një molekulë për të tërhequr elektronet valente të përfshira në formimin e një lidhjeje kimike. Elektronegativiteti nuk është një vlerë absolute dhe llogaritet me metoda të ndryshme. Prandaj, vlerat e elektronegativitetit të dhëna në tekste të ndryshme shkollore dhe libra referimi mund të ndryshojnë.
Tabela 2 tregon elektronegativitetin e disa elementeve kimike në shkallën Sanderson dhe Tabela 3 tregon elektronegativitetin e elementeve në shkallën Pauling.
Vlera e elektronegativitetit jepet nën simbolin e elementit përkatës. Sa më e lartë të jetë vlera numerike e elektronegativitetit të një atomi, aq më elektronegativ është elementi. Më elektronegativ është atomi i fluorit, më pak elektronegativ është atomi i rubidiumit. Në një molekulë të formuar nga atome të dy elementeve kimike të ndryshme, ngarkesa negative formale do të jetë mbi atomin, vlera numerike e elektronegativitetit të të cilit është më e lartë. Kështu, në një molekulë të dioksidit të squfurit SO2, elektronegativiteti i atomit të squfurit është 2.5, dhe elektronegativiteti i atomit të oksigjenit është më i madh - 3.5. Prandaj, ngarkesa negative do të jetë në atomin e oksigjenit, dhe ngarkesa pozitive do të jetë në atomin e squfurit.
Në molekulën e amoniakut NH 3, vlera e elektronegativitetit të atomit të azotit është 3.0 dhe ajo e atomit të hidrogjenit është 2.1. Prandaj, atomi i azotit do të ketë një ngarkesë negative, dhe atomi i hidrogjenit do të ketë një ngarkesë pozitive.
Ju duhet të njihni qartë tendencat e përgjithshme në ndryshimet e elektronegativitetit. Meqenëse një atom i çdo elementi kimik tenton të marrë një konfigurim të qëndrueshëm të shtresës së jashtme elektronike - një guaskë oktet e një gazi inert, elektronegativiteti i elementeve në një periudhë rritet, dhe në një grup elektronegativiteti përgjithësisht zvogëlohet me rritjen e numrit atomik të element. Prandaj, për shembull, squfuri është më elektronegativ në krahasim me fosforin dhe silikonin, dhe karboni është më elektronegativ në krahasim me silikonin.
Kur hartoni formula për komponimet që përbëhen nga dy jometale, më elektronegativi prej tyre vendoset gjithmonë në të djathtë: PCl 3, NO 2. Ka disa përjashtime historike nga ky rregull, për shembull NH 3, PH 3, etj.
Numri i oksidimit zakonisht tregohet nga një numër arab (me një shenjë përpara numrit) i vendosur mbi simbolin e elementit, për shembull:
Për të përcaktuar shkallën e oksidimit të atomeve në përbërjet kimike, ndiqen rregullat e mëposhtme:
- Gjendja e oksidimit të elementeve në substanca të thjeshta është zero.
- Shuma algjebrike e gjendjeve të oksidimit të atomeve në një molekulë është zero.
- Oksigjeni në përbërje shfaq kryesisht një gjendje oksidimi prej –2 (në fluorin e oksigjenit 2 + 2, në peroksidet e metaleve si M 2 O 2 – 1).
- Hidrogjeni në komponime shfaq një gjendje oksidimi prej + 1, me përjashtim të hidrive të metaleve aktive, për shembull, ato alkaline ose tokësore alkaline, në të cilat gjendja e oksidimit të hidrogjenit është – 1.
- Për jonet monoatomike, gjendja e oksidimit është e barabartë me ngarkesën e jonit, për shembull: K + - +1, Ba 2+ - +2, Br – - –1, S 2– - –2, etj.
- Në përbërjet me një lidhje polare kovalente, gjendja e oksidimit të atomit më elektronegativ ka një shenjë minus, dhe atomi më pak elektronegativ ka një shenjë plus.
- Në përbërjet organike, gjendja e oksidimit të hidrogjenit është +1.
Le të ilustrojmë rregullat e mësipërme me disa shembuj.
Shembulli 1. Përcaktoni shkallën e oksidimit të elementeve në oksidet e kaliumit K 2 O, selenit SeO 3 dhe hekurit Fe 3 O 4.
Oksidi i kaliumit K 2 O. Shuma algjebrike e gjendjeve të oksidimit të atomeve në një molekulë është zero. Gjendja e oksidimit të oksigjenit në okside është –2. Le ta shënojmë gjendjen e oksidimit të kaliumit në oksidin e tij si n, pastaj 2n + (–2) = 0 ose 2n = 2, pra n = +1, d.m.th., gjendja e oksidimit të kaliumit është +1.
Oksidi i selenit SeO 3. Molekula SeO 3 është elektrikisht neutrale. Ngarkesa totale negative e tre atomeve të oksigjenit është –2 × 3 = –6. Prandaj, për të reduktuar këtë ngarkesë negative në zero, gjendja e oksidimit të selenit duhet të jetë +6.
molekula Fe3O4 neutrale elektrike. Ngarkesa totale negative e katër atomeve të oksigjenit është –2 × 4 = –8. Për të barazuar këtë ngarkesë negative, ngarkesa totale pozitive në tre atomet e hekurit duhet të jetë +8. Prandaj, një atom hekuri duhet të ketë një ngarkesë prej 8/3 = +8/3.
Duhet theksuar se gjendja e oksidimit të një elementi në një përbërje mund të jetë një numër i pjesshëm. Gjendje të tilla oksidimi fraksionale nuk kanë kuptim kur shpjegohen lidhjet në një përbërje kimike, por mund të përdoren për të ndërtuar ekuacione për reaksionet redoks.
Shembulli 2. Përcaktoni shkallën e oksidimit të elementeve në përbërjet NaClO 3, K 2 Cr 2 O 7.
Molekula NaClO 3 është elektrikisht neutrale. Gjendja e oksidimit të natriumit është +1, gjendja e oksidimit të oksigjenit është -2. Le ta shënojmë gjendjen e oksidimit të klorit si n, pastaj +1 + n + 3 × (–2) = 0, ose +1 + n – 6 = 0, ose n – 5 = 0, pra n = +5. Kështu, gjendja e oksidimit të klorit është +5.
Molekula K 2 Cr 2 O 7 është elektrikisht neutrale. Gjendja e oksidimit të kaliumit është +1, gjendja e oksidimit të oksigjenit është –2. Le të shënojmë gjendjen e oksidimit të kromit si n, pastaj 2 × 1 + 2n + 7 × (–2) = 0, ose +2 + 2n – 14 = 0, ose 2n – 12 = 0, 2n = 12, pra n = +6. Kështu, gjendja e oksidimit të kromit është +6.
Shembulli 3. Le të përcaktojmë shkallën e oksidimit të squfurit në jonin sulfat SO 4 2–. Joni SO 4 2– ka një ngarkesë prej –2. Gjendja e oksidimit të oksigjenit është -2. Le ta shënojmë gjendjen e oksidimit të squfurit si n, pastaj n + 4 × (–2) = –2, ose n – 8 = –2, ose n = –2 – (–8), pra n = +6. Kështu, gjendja e oksidimit të squfurit është +6.
Duhet mbajtur mend se gjendja e oksidimit ndonjëherë nuk është e barabartë me valencën e një elementi të caktuar.
Për shembull, gjendjet e oksidimit të atomit të azotit në molekulën e amoniakut NH 3 ose në molekulën e hidrazinës N 2 H 4 janë përkatësisht –3 dhe –2, ndërsa valenca e azotit në këto komponime është tre.
Gjendja maksimale pozitive e oksidimit për elementët e nëngrupeve kryesore, si rregull, është e barabartë me numrin e grupit (përjashtim: oksigjen, fluor dhe disa elementë të tjerë).
Gjendja maksimale negative e oksidimit është 8 - numri i grupit.
Detyrat e trajnimit
1. Në cilin përbërës gjendja e oksidimit të fosforit është +5?
1) HPO 3
2) H3PO3
3) Li 3 P
4) AlP
2. Në cilin përbërës gjendja e oksidimit të fosforit është e barabartë me –3?
1) HPO 3
2) H3PO3
3) Li 3 PO 4
4) AlP
3. Në cilin përbërës gjendja e oksidimit të azotit është e barabartë me +4?
1) HNO2
2) N 2 O 4
3) N 2 O
4) HNO3
4. Në cilin përbërës gjendja e oksidimit të azotit është e barabartë me –2?
1) NH 3
2) N 2 H 4
3) N 2 O 5
4) HNO2
5. Në cilin përbërës gjendja e oksidimit të squfurit është +2?
1) Na 2 SO 3
2)SO2
3) SCl 2
4) H2SO4
6. Në cilin përbërës gjendja e oksidimit të squfurit është +6?
1) Na 2 SO 3
2) SO 3
3) SCl 2
4) H 2 SO 3
7. Në substancat formulat e të cilave janë CrBr 2, K 2 Cr 2 O 7, Na 2 CrO 4, gjendja e oksidimit të kromit është përkatësisht e barabartë me
1) +2, +3, +6
2) +3, +6, +6
3) +2, +6, +5
4) +2, +6, +6
8. Gjendja minimale negative e oksidimit të një elementi kimik zakonisht është e barabartë me
1) numri i periudhës
3) numri i elektroneve që mungojnë për të plotësuar shtresën e jashtme elektronike
9. Gjendja maksimale pozitive e oksidimit të elementeve kimike të vendosura në nëngrupet kryesore, si rregull, është e barabartë me
1) numri i periudhës
2) numri serial i elementit kimik
3) numri i grupit
4) numri i përgjithshëm i elektroneve në element
10. Fosfori shfaq gjendjen maksimale pozitive të oksidimit në përbërje
1) HPO 3
2) H3PO3
3) Na3P
4) Ca 3 P 2
11. Fosfori shfaq gjendje minimale oksidimi në përbërje
1) HPO 3
2) H3PO3
3) Na 3 PO 4
4) Ca 3 P 2
12. Atomet e azotit në nitritin e amonit, të vendosura në kation dhe anion, shfaqin përkatësisht gjendje oksidimi
1) –3, +3
2) –3, +5
3) +3, –3
4) +3, +5
13. Valenca dhe gjendja e oksidimit të oksigjenit në peroksid hidrogjeni janë përkatësisht të barabarta
1) II, –2
2) II, –1
3) Unë, +4
4) III, –2
14. Valenca dhe shkalla e oksidimit të squfurit në piritin FeS2 janë përkatësisht të barabarta
1) IV, +5
2) II, –1
3) II, +6
4) III, +4
15. Valenca dhe gjendja e oksidimit të atomit të azotit në bromurin e amonit janë përkatësisht të barabarta me
1) IV, –3
2) III, +3
3) IV, –2
4) III, +4
16. Atomi i karbonit shfaq një gjendje oksidimi negativ kur kombinohet me
1) oksigjen
2) natriumi
3) fluor
4) klor
17. shfaq një gjendje konstante oksidimi në përbërjet e tij
1) stroncium
2) hekuri
3) squfuri
4) klor
18. Gjendja e oksidimit +3 në përbërjet e tyre mund të shfaqet
1) klori dhe fluori
2) fosfor dhe klor
3) karboni dhe squfuri
4) oksigjen dhe hidrogjen
19. Gjendja e oksidimit +4 në përbërjet e tyre mund të shfaqet
1) karboni dhe hidrogjeni
2) karboni dhe fosfori
3) karboni dhe kalciumi
4) azoti dhe squfuri
20. Gjendja e oksidimit e barabartë me numrin e grupit në përbërjet e tij shfaqet
1) klor
2) hekuri
3) oksigjen
4) fluor
Ngarkesa formale e një atomi në përbërje është një sasi ndihmëse, ajo zakonisht përdoret në përshkrimet e vetive të elementeve në kimi. Kjo ngarkesë elektrike konvencionale është gjendja e oksidimit. Vlera e tij ndryshon si rezultat i shumë proceseve kimike. Megjithëse ngarkesa është formale, ajo karakterizon qartë vetitë dhe sjelljen e atomeve në reaksionet redoks (ORR).
Oksidimi dhe reduktimi
Në të kaluarën, kimistët përdorën termin "oksidim" për të përshkruar ndërveprimin e oksigjenit me elementë të tjerë. Emri i reaksioneve vjen nga emri latin i oksigjenit - Oxygenium. Më vonë doli se edhe elementë të tjerë oksidohen. Në këtë rast, ato zvogëlohen - fitojnë elektrone. Çdo atom, kur formon një molekulë, ndryshon strukturën e shtresës së saj elektronike të valencës. Në këtë rast, shfaqet një ngarkesë formale, madhësia e së cilës varet nga numri i elektroneve të dhëna ose të pranuara në mënyrë konvencionale. Për të karakterizuar këtë vlerë, më parë është përdorur termi kimik anglez "numri i oksidimit", që përkthehet "numër oksidimi". Kur përdoret, bazohet në supozimin se elektronet lidhëse në molekula ose jone i përkasin një atomi me një vlerë më të lartë elektronegativiteti (EO). Aftësia për të mbajtur elektronet e tyre dhe për t'i tërhequr ato nga atomet e tjera shprehet mirë në jometale të forta (halogjene, oksigjen). Metalet e forta (natriumi, kaliumi, litiumi, kalciumi, elementë të tjerë alkali dhe alkaline tokësore) kanë veti të kundërta.
Përcaktimi i gjendjes së oksidimit
Gjendja e oksidimit është ngarkesa që një atom do të fitonte nëse elektronet që marrin pjesë në formimin e lidhjes do të zhvendoseshin plotësisht në një element më elektronegativ. Ka substanca që nuk kanë strukturë molekulare (halide të metaleve alkali dhe komponime të tjera). Në këto raste, gjendja e oksidimit përkon me ngarkesën e jonit. Ngarkesa konvencionale ose reale tregon se çfarë procesi ka ndodhur përpara se atomet të fitojnë gjendjen e tyre aktuale. Numri pozitiv i oksidimit është numri i përgjithshëm i elektroneve që janë hequr nga atomet. Një numër negativ oksidimi është i barabartë me numrin e elektroneve të fituara. Duke ndryshuar gjendjen e oksidimit të një elementi kimik, gjykohet se çfarë ndodh me atomet e tij gjatë reaksionit (dhe anasjelltas). Ngjyra e një substance përcakton se çfarë ndryshimesh kanë ndodhur në gjendjen e oksidimit. Komponimet e kromit, hekurit dhe një sërë elementësh të tjerë, në të cilët ata shfaqin vlera të ndryshme, janë të ngjyrosura ndryshe.
Vlerat negative, zero dhe pozitive të gjendjes së oksidimit
Substancat e thjeshta formohen nga elementë kimikë me të njëjtën vlerë EO. Në këtë rast, elektronet lidhëse u përkasin të gjitha grimcave strukturore në mënyrë të barabartë. Për rrjedhojë, në substancat e thjeshta elementet nuk karakterizohen nga një gjendje oksidimi (H 0 2, O 0 2, C 0). Kur atomet pranojnë elektrone ose reja e përgjithshme zhvendoset në drejtimin e tyre, ngarkesat zakonisht shkruhen me një shenjë minus. Për shembull, F -1, O -2, C -4. Duke dhuruar elektrone, atomet fitojnë një ngarkesë pozitive reale ose formale. Në oksidin OF 2, atomi i oksigjenit lëshon nga një elektron secili në dy atome të fluorit dhe është në gjendje oksidimi O +2. Në një molekulë ose jon poliatomik, atomet më elektronegative thuhet se marrin të gjitha elektronet lidhëse.
Squfuri është një element që shfaq gjendje të ndryshme valence dhe oksidimi
Elementet kimike të nëngrupeve kryesore shpesh shfaqin një valencë më të ulët të VIII. Për shembull, valenca e squfurit në sulfid hidrogjeni dhe sulfide metalike është II. Një element karakterizohet nga valenca e ndërmjetme dhe më e lartë në gjendjen e ngacmuar, kur atomi heq dorë nga një, dy, katër ose të gjashtë elektronet dhe shfaq përkatësisht valencat I, II, IV, VI. Të njëjtat vlera, vetëm me shenjën minus ose plus, kanë gjendjet e oksidimit të squfurit:
- në sulfurin e fluorit dhuron një elektron: -1;
- në sulfur hidrogjeni vlera më e ulët: -2;
- në gjendje të ndërmjetme dioksidi: +4;
- në trioksid, acid sulfurik dhe sulfate: +6.
Në gjendjen e tij më të lartë të oksidimit, squfuri pranon vetëm elektrone në gjendjen e tij më të ulët, ai shfaq veti të forta reduktuese. Atomet S+4 mund të veprojnë si agjentë reduktues ose agjentë oksidues në përbërje, në varësi të kushteve.
Transferimi i elektroneve në reaksionet kimike
Kur formohet një kristal i klorurit të natriumit, natriumi i dhuron elektrone klorit më elektronegativ. Gjendjet e oksidimit të elementeve përkojnë me ngarkesat e joneve: Na +1 Cl -1. Për molekulat e krijuara nga ndarja dhe zhvendosja e çifteve të elektroneve në një atom më elektronegativ, zbatohet vetëm koncepti i ngarkesës formale. Por mund të supozojmë se të gjitha përbërjet përbëhen nga jone. Pastaj atomet, duke tërhequr elektrone, fitojnë një ngarkesë negative të kushtëzuar, dhe duke i lëshuar ato, një pozitive. Në reaksione ato tregojnë se sa elektrone janë zhvendosur. Për shembull, në molekulën e dioksidit të karbonit C +4 O - 2 2, indeksi i treguar në këndin e sipërm të djathtë të simbolit kimik për karbonin pasqyron numrin e elektroneve të hequra nga atomi. Oksigjeni në këtë substancë karakterizohet nga një gjendje oksidimi prej -2. Indeksi përkatës për shenjën kimike O është numri i elektroneve të shtuara në atom.
Si të llogaritni gjendjet e oksidimit
Numërimi i numrit të elektroneve të dhuruara dhe të fituara nga atomet mund të marrë kohë. Rregullat e mëposhtme e bëjnë këtë detyrë më të lehtë:
- Në substancat e thjeshta, gjendjet e oksidimit janë zero.
- Shuma e oksidimit të të gjithë atomeve ose joneve në një substancë neutrale është zero.
- Në një jon kompleks, shuma e gjendjeve të oksidimit të të gjithë elementëve duhet të korrespondojë me ngarkesën e të gjithë grimcës.
- Një atom më elektronegativ fiton një gjendje oksidimi negativ, i cili shkruhet me një shenjë minus.
- Më pak elementë elektronegativë marrin gjendje pozitive oksidimi dhe shkruhen me një shenjë plus.
- Oksigjeni në përgjithësi shfaq një gjendje oksidimi prej -2.
- Për hidrogjenin, vlera karakteristike është: +1 në hidridet e metaleve gjendet: H-1;
- Fluori është më elektronegativi nga të gjithë elementët, dhe gjendja e tij e oksidimit është gjithmonë -4.
- Për shumicën e metaleve, numrat dhe vlerat e oksidimit janë të njëjta.
Gjendja dhe valenca e oksidimit
Shumica e komponimeve formohen si rezultat i proceseve redoks. Kalimi ose zhvendosja e elektroneve nga një element në tjetrin çon në një ndryshim në gjendjen e tyre të oksidimit dhe valencën. Shpesh këto vlera përkojnë. Shprehja "valencë elektrokimike" mund të përdoret si sinonim për termin "gjendje oksidimi". Por ka përjashtime, për shembull, në jonin e amonit, azoti është katërvalent. Në të njëjtën kohë, atomi i këtij elementi është në gjendje oksidimi -3. Në substancat organike, karboni është gjithmonë katërvalent, por gjendjet e oksidimit të atomit C në metanin CH 4, alkoolin formik CH 3 OH dhe acidin HCOOH kanë vlera të ndryshme: -4, -2 dhe +2.
Reaksionet redoks
Proceset redoks përfshijnë shumë nga proceset më të rëndësishme në industri, teknologji, natyrën e gjallë dhe të pajetë: djegien, gërryerjen, fermentimin, frymëmarrjen ndërqelizore, fotosintezën dhe fenomene të tjera.
Gjatë përpilimit të ekuacioneve OVR, koeficientët zgjidhen duke përdorur metodën e bilancit elektronik, i cili funksionon me kategoritë e mëposhtme:
- gjendjet e oksidimit;
- agjenti reduktues heq dorë nga elektronet dhe oksidohet;
- agjenti oksidues pranon elektrone dhe reduktohet;
- numri i elektroneve të dhëna duhet të jetë i barabartë me numrin e elektroneve të shtuara.
Përvetësimi i elektroneve nga një atom çon në një ulje të gjendjes së tij të oksidimit (reduktimit). Humbja e një ose më shumë elektroneve nga një atom shoqërohet me një rritje të numrit të oksidimit të elementit si rezultat i reaksioneve. Për reaksionet redoks që ndodhin midis joneve të elektroliteve të forta në tretësirat ujore, shpesh përdoret metoda e gjysmë-reaksioneve dhe jo ekuilibri elektronik.
