Electronegativitatea este capacitatea unui atom dintr-un element chimic dintr-un compus de a atrage electroni de la alți atomi asociați cu acesta. elemente chimice.

Electronegativitatea, ca și alte proprietăți ale atomilor elementelor chimice, se modifică periodic odată cu creșterea numărului atomic al elementului:

Graficul de mai sus arată periodicitatea modificărilor electronegativității elementelor principalelor subgrupe în funcție de numărul atomic al elementului.

La deplasarea în jos a unui subgrup al tabelului periodic, electronegativitatea elementelor chimice scade, iar atunci când se deplasează spre dreapta de-a lungul perioadei, crește.

Electronegativitatea reflectă nemetalicitatea elementelor: cu cât valoarea electronegativității este mai mare, cu atât elementul are mai multe proprietăți nemetalice.

Stare de oxidare

Starea de oxidare este sarcina condiționată a unui atom al unui element chimic dintr-un compus, calculată pe baza ipotezei că toate legăturile din molecula sa sunt ionice, adică. toate perechile de electroni de legătură sunt mutate la atomi cu electronegativitate mai mare.

Cum se calculează starea de oxidare a unui element dintr-un compus?

1) Starea de oxidare a elementelor chimice din substanțele simple este întotdeauna zero.

2) Există elemente care prezintă o stare constantă de oxidare în substanțele complexe:

3) Există elemente chimice care prezintă o stare de oxidare constantă în marea majoritate a compușilor. Aceste elemente includ:

Element	Starea de oxidare în aproape toți compușii	Excepții
hidrogen H	+1	Hidruri de metale alcaline și alcalino-pământoase, de exemplu:
oxigen O	-2	Hidrogen și peroxizi metalici: fluorura de oxigen -

4) Suma algebrică a stărilor de oxidare ale tuturor atomilor dintr-o moleculă este întotdeauna zero. Suma algebrică a stărilor de oxidare ale tuturor atomilor dintr-un ion este egală cu sarcina ionului.

5) Cea mai mare (maximă) stare de oxidare este egală cu numărul grupului. Excepții care nu se încadrează în această regulă sunt elementele din subgrupul secundar al grupului I, elementele din subgrupul secundar al grupului VIII, precum și oxigenul și fluorul.

Elemente chimice al căror număr de grup nu coincide cu cea mai mare stare de oxidare (obligatoriu de reținut)

6) Cea mai scăzută stare de oxidare a metalelor este întotdeauna zero, iar cea mai scăzută stare de oxidare a nemetalelor este calculată prin formula:

cea mai scăzută stare de oxidare a nemetalului = numărul grupului - 8

Pe baza regulilor prezentate mai sus, puteți stabili starea de oxidare a unui element chimic din orice substanță.

Găsirea stărilor de oxidare ale elementelor din diverși compuși

Exemplul 1

Determinați stările de oxidare ale tuturor elementelor din acidul sulfuric.

Soluţie:

Să scriem formula acidului sulfuric:

Starea de oxidare a hidrogenului în toate substanțele complexe este +1 (cu excepția hidrurilor metalice).

Starea de oxidare a oxigenului în toate substanțele complexe este -2 (cu excepția peroxizilor și a fluorurii de oxigen OF 2). Să aranjam stările de oxidare cunoscute:

Să notăm starea de oxidare a sulfului ca x:

Molecula de acid sulfuric, ca și molecula oricărei substanțe, este în general neutră din punct de vedere electric, deoarece suma stărilor de oxidare ale tuturor atomilor dintr-o moleculă este zero. Schematic, aceasta poate fi reprezentată după cum urmează:

Aceste. am obtinut urmatoarea ecuatie:

Hai sa o rezolvam:

Astfel, starea de oxidare a sulfului în acid sulfuric este +6.

Exemplul 2

Determinați starea de oxidare a tuturor elementelor din dicromat de amoniu.

Soluţie:

Să scriem formula dicromatului de amoniu:

Ca și în cazul precedent, putem aranja stările de oxidare ale hidrogenului și oxigenului:

Cu toate acestea, vedem că stările de oxidare a două elemente chimice simultan sunt necunoscute - azotul și cromul. Prin urmare, nu putem găsi stări de oxidare similar cu exemplul anterior (o ecuație cu două variabile nu are o singură soluție).

Să atragem atenția asupra faptului că această substanță aparține clasei de săruri și, în consecință, are o structură ionică. Apoi putem spune pe bună dreptate că compoziția dicromatului de amoniu include cationi NH 4 + (sarcina acestui cation poate fi văzută în tabelul de solubilitate). În consecință, deoarece unitatea de formulă a dicromatului de amoniu conține doi cationi NH 4 + încărcați individual pozitiv, sarcina ionului dicromat este egală cu -2, deoarece substanța în ansamblu este neutră din punct de vedere electric. Aceste. substanţa este formată din cationi NH 4 + şi anioni Cr 2 O 7 2-.

Cunoaștem stările de oxidare ale hidrogenului și oxigenului. Știind că suma stărilor de oxidare ale atomilor tuturor elementelor dintr-un ion este egală cu sarcina și notând stările de oxidare ale azotului și cromului ca xŞi yîn consecință, putem scrie:

Aceste. obținem două ecuații independente:

Rezolvând care, găsim xŞi y:

Astfel, în dicromatul de amoniu stările de oxidare ale azotului sunt -3, hidrogen +1, crom +6 și oxigen -2.

Cum se determină stările de oxidare ale elementelor în materie organică ah, o poți citi.

Valenţă

Valenţă - numărul de legături chimice în care se formează un atom al unui element compus chimic.

Valența atomilor este indicată prin cifre romane: I, II, III etc.

Capacitățile de valență ale unui atom depind de cantitatea:

1) electroni nepereche

2) perechi de electroni singuri în orbitalii nivelurilor de valență

3) orbitali de electroni gol ai nivelului de valență

Posibilitățile de valență ale atomului de hidrogen

Să descriem formula grafică electronică a atomului de hidrogen:

S-a spus că pe posibilități de valență trei factori pot influența - prezența electronilor nepereche, prezența perechilor de electroni singuri la nivelul exterior și prezența orbitalilor liberi (goali) la nivelul exterior. Vedem un electron nepereche la nivelul de energie exterior (și singurul). Pe baza acestui fapt, hidrogenul poate avea cu siguranță o valență de I. Cu toate acestea, în primul nivel de energie există un singur subnivel - s, aceste. Atomul de hidrogen de la nivelul exterior nu are nici perechi de electroni singuri, nici orbitali goali.

Astfel, singura valență pe care o poate prezenta un atom de hidrogen este I.

Posibilitățile de valență ale atomului de carbon

Să luăm în considerare structura electronică a atomului de carbon. În starea de bază, configurația electronică a nivelului său exterior este următoarea:

Aceste. în starea fundamentală la nivelul energetic exterior al atomului de carbon neexcitat există 2 electroni nepereche. În această stare poate prezenta o valență de II. Cu toate acestea, atomul de carbon intră foarte ușor într-o stare excitată atunci când îi este transmisă energie, iar configurația electronică a stratului exterior în acest caz ia forma:

În ciuda faptului că o anumită cantitate de energie este cheltuită pentru procesul de excitare a atomului de carbon, cheltuiala este mai mult decât compensată de formarea a patru legături covalente. Din acest motiv, valența IV este mult mai caracteristică atomului de carbon. Deci, de exemplu, carbonul are valență IV în moleculele de dioxid de carbon, acid carbonicși absolut toate substanțele organice.

Pe lângă electronii neperechi și perechile de electroni singuri, prezența orbitalilor de nivel de valență vacante afectează și posibilitățile de valență. Prezența unor astfel de orbitali la nivelul umplut duce la faptul că atomul poate acționa ca un acceptor de perechi de electroni, adică. formează legături covalente suplimentare printr-un mecanism donor-acceptor. De exemplu, contrar așteptărilor, în molecula de monoxid de carbon CO legătura nu este dublă, ci triplă, așa cum se arată clar în următoarea ilustrație:

Rezumând informațiile despre capacitățile de valență ale atomului de carbon:

1) Valențele II, III, IV sunt posibile pentru carbon

2) Cea mai comună valență a carbonului în compușii IV

3) În molecula de monoxid de carbon CO există o legătură triplă (!), cu una dintre cele trei legături formate conform mecanismului donor-acceptor

Posibilitățile de valență ale atomului de azot

Să scriem formula grafică electronică pentru nivelul de energie externă al atomului de azot:

După cum se poate vedea din ilustrația de mai sus, atomul de azot în starea sa normală are 3 electroni nepereche și, prin urmare, este logic să presupunem că este capabil să prezinte o valență de III. Într-adevăr, se observă o valență de trei în moleculele de amoniac (NH 3), acid azotat (HNO 2), triclorura de azot (NCl 3) etc.

S-a spus mai sus că valența unui atom al unui element chimic depinde nu numai de numărul de electroni nepereche, ci și de prezența perechilor de electroni singuri. Acest lucru se datorează faptului că o legătură chimică covalentă se poate forma nu numai atunci când doi atomi se asigură unul altuia cu un electron, ci și atunci când un atom cu o pereche de electroni singuratică - donor () îl oferă altui atom cu un vacant ( ) nivelul de valență orbital (acceptor). Aceste. Pentru atomul de azot, valența IV este posibilă și datorită unei legături covalente suplimentare formate de mecanismul donor-acceptor. De exemplu, în timpul formării unui cation de amoniu sunt observate patru legături covalente, dintre care una este formată printr-un mecanism donor-acceptor:

În ciuda faptului că una dintre legăturile covalente se formează conform mecanismului donor-acceptor, toate Conexiuni N-Hîn cationul de amoniu sunt absolut identice și nu diferă în niciun fel unul de celălalt.

Atomul de azot nu este capabil să prezinte o valență egală cu V. Acest lucru se datorează faptului că este imposibil ca un atom de azot să treacă la o stare excitată, în care doi electroni sunt împerecheați cu tranziția unuia dintre ei la un orbital liber care este cel mai apropiat ca nivel de energie. Atomul de azot are nr d-subnivel, iar trecerea la orbitalul 3s este atât de costisitoare din punct de vedere energetic încât costurile energetice nu sunt acoperite prin formarea de noi legături. Mulți s-ar putea întreba, care este valența azotului, de exemplu, în moleculele de acid azotic HNO 3 sau oxidul de azot N 2 O 5? În mod ciudat, valența acolo este și IV, așa cum se poate vedea din următoarele formule structurale:

Linia punctată din ilustrație arată așa-numitul delocalizat π -conexiune. Din acest motiv, legăturile terminale NO pot fi numite „o legătură și jumătate”. Legături similare de una și jumătate sunt prezente și în molecula de ozon O 3, benzen C 6 H 6 etc.

i>Rezumând informațiile despre capacitățile de valență ale atomului de azot:

1) Pentru azot sunt posibile valențele I, II, III și IV

2) Valenta V azotul nu!

3) În moleculele de acid azotic și oxid de azot N 2 O 5, azotul are o valență IV+5 (!) .

4) În compușii în care atomul de azot este tetravalent, una dintre legăturile covalente se formează conform mecanismului donor-acceptor (săruri de amoniu NH 4 +, acid azoticși etc.).

Posibilitățile de valență ale fosforului

Să descriem formula grafică electronică a nivelului de energie externă al atomului de fosfor:

După cum vedem, structura stratului exterior al atomului de fosfor în starea fundamentală și a atomului de azot este aceeași și, prin urmare, este logic să ne așteptăm pentru atomul de fosfor, precum și pentru atomul de azot, valențe posibile egale cu I, II, III și IV, așa cum se observă în practică.

Cu toate acestea, spre deosebire de azot, atomul de fosfor are și el d-subnivel cu 5 orbitali liberi.

În acest sens, este capabil să treacă la o stare excitată, aburând electronii 3 s-orbitali:

Astfel, valența V pentru atomul de fosfor, care este inaccesibil la azot, este posibilă. De exemplu, atomul de fosfor are o valență de cinci în molecule de compuși precum acid fosforic, halogenuri de fosfor (V), oxid de fosfor (V) etc.

Posibilitățile de valență ale atomului de oxigen

Formula grafică electronică pentru nivelul de energie externă al unui atom de oxigen are forma:

Vedem doi electroni nepereche la al 2-lea nivel și, prin urmare, valența II este posibilă pentru oxigen. Trebuie remarcat faptul că această valență a atomului de oxigen se observă în aproape toți compușii. Mai sus, luând în considerare capacitățile de valență ale atomului de carbon, am discutat despre formarea moleculei de monoxid de carbon. Legătura din molecula de CO este triplă, prin urmare, oxigenul de acolo este trivalent (oxigenul este un donor de pereche de electroni).

Datorită faptului că atomul de oxigen nu are un extern d-subnivel, pereche de electroni sŞi p- orbitalii este imposibil, motiv pentru care capacitățile de valență ale atomului de oxigen sunt limitate în comparație cu alte elemente din subgrupul său, de exemplu, sulful.

Astfel, oxigenul are aproape întotdeauna o valență de II, dar în unele particule este trivalent, în special în molecula de monoxid de carbon C≡O. În cazul în care oxigenul are valența III, una dintre legăturile covalente se formează conform mecanismului donor-acceptor.

Posibilitățile de valență ale atomului de sulf

Nivelul de energie extern al unui atom de sulf într-o stare neexcitată:

Atomul de sulf, ca și atomul de oxigen, are în mod normal doi electroni nepereche, deci putem concluziona că sulful poate avea o valență de doi. Într-adevăr, sulful are valența II, de exemplu, în molecula de hidrogen sulfurat H2S.

După cum vedem, atomul de sulf apare la nivel extern d-subnivel cu orbitali liberi. Din acest motiv, atomul de sulf este capabil să-și extindă capacitățile de valență, spre deosebire de oxigen, datorită trecerii la stările excitate. Astfel, la împerecherea unei perechi de electroni singuri 3 p-subnivelul pe care îl dobândeşte atomul de sulf configuratie electronica nivel extern de următoarea formă:

În această stare, atomul de sulf are 4 electroni nepereche, ceea ce ne spune că atomii de sulf pot prezenta o valență de IV. Într-adevăr, sulful are valență IV în moleculele SO 2 , SF 4 , SOCl 2 etc.

La împerecherea celei de-a doua perechi de electroni singuri situată la 3 s-subnivel, nivelul energetic extern capătă configurația:

În această stare devine posibilă manifestarea valenței VI. Exemple de compuși cu sulf VI-valent sunt SO 3 , H 2 SO 4 , SO 2 Cl 2 etc.

În mod similar, putem lua în considerare posibilitățile de valență ale altor elemente chimice.

Selectați categoria Cărți Matematică Fizică Controlul accesului și managementul Siguranță împotriva incendiilor Furnizori de echipamente utile Instrumente de măsură Măsurarea umidității - furnizori în Federația Rusă. Măsurarea presiunii.. Gaz lichefiat. NGL. GNL. Propan-butan. Oxigen O2 (refrigerant R732) Uleiuri și lubrifianți Metan CH4 (refrigerant R50) Proprietățile apei. Monoxid de carbon CO. monoxid de carbon. Dioxid de carbon CO2. (Refrigerant R744). oteluri Minerale din fontă. Azbest. Produse alimentare și materii prime alimentare. Proprietăți, etc. Link către o altă secțiune a proiectului. Cauciucuri, materiale plastice, elastomeri, polimeri. Descrierea detaliată a elastomerilor PU, TPU, X-PU, H-PU, XH-PU, S-PU, XS-PU, T-PU, G-PU (CPU), NBR, H-NBR, FPM, EPDM, MVQ , TFE/P, POM, PA-6, TPFE-1, TPFE-2, TPFE-3, TPFE-4, TPFE-5 (PTFE modificat), Rezistența materialelor. Sopromat. Materiale de construcție. Proprietăți fizice, mecanice și termice. Beton. Soluție concretă. Soluţie. Accesorii pentru constructii. Oțel și altele. Tabelele de aplicabilitate materiale. Rezistenta chimica. Aplicabilitatea temperaturii. Rezistenta la coroziune. Materiale de etanșare - etanșanți pentru îmbinări. PTFE (fluoroplastic-4) și materiale derivate. bandă FUM.- clasa a VII-a. Logica matematică. . Formule de reducere a funcțiilor trigonometrice. Identități trigonometrice. Familie, copii, recreere, îmbrăcăminte și locuințe. Greutate specifică. Densitate în vrac. Rezolvarea ecuațiilor. Ecuații pătratice și biquadratice. Formule. Metode. Rezolvarea ecuațiilor diferențiale Exemple de soluții de ecuații diferențiale obișnuite de ordin mai mare decât prima. Exemple de soluții la cele mai simple = solubile analitic ecuații diferențiale ordinare de ordinul întâi. Sisteme de coordonate. Carteziană dreptunghiulară, polară, cilindrice și sferică. Bidimensional și tridimensional. Sisteme numerice. Numere și cifre (reale, complexe, ....). Tabelele sistemelor numerice. Seriile de putere ale lui Taylor, Maclaurin (=McLaren) și seria Fourier periodică. Extinderea funcțiilor în serie. solutii apoaseși valoarea pH-ului solvenților organici. tabele pH. Arderea și exploziile. Oxidare și reducere. Clase, categorii, denumiri de pericol (toxicitate).

chimicale

Tabelul periodic al elementelor chimice de D.I. Mendeleev. Tabel periodic.

Densitatea solvenților organici (g/cm3) în funcție de temperatură. 0-100 °C. Proprietățile soluțiilor. Constante de disociere, aciditate, bazicitate. Solubilitate. Amestecuri. Constantele termice ale substantelor. Entalpii. Entropie. Energii Gibbs... (link către directorul chimic al proiectului) Inginerie electrică Regulatoare Sisteme de alimentare garantată și neîntreruptă. Sisteme de expediere și control Sisteme de cablare structurată Centre de date Masă. Starile de oxidare ale elementelor chimice. Masă. Starile de oxidare ale elementelor chimice. Stare de oxidare este sarcina condiționată a atomilor unui element chimic dintr-un compus, calculată din ipoteza că toate legăturile sunt de tip ionic. Stările de oxidare pot avea o valoare pozitivă, negativă sau zero, prin urmare suma algebrică a stărilor de oxidare ale elementelor dintr-o moleculă, ținând cont de numărul de atomi ai acestora, este egală cu 0, iar într-un ion - sarcina ionului . Stările de oxidare ale metalelor din compuși sunt întotdeauna pozitive. Cea mai mare stare de oxidare corespunde numărului de grup tabel periodic, unde se află acest element (excepțiile sunt: Au +3. (eu grup), Cu +2 (II), din grupa VIII starea de oxidare +8 poate fi găsită doar în osmiu Os și ruteniu Ru Stările de oxidare ale nemetalelor depind de atomul la care este conectat: dacă cu un atom de metal, atunci starea de oxidare este negativă; dacă este vorba de un atom nemetal, atunci starea de oxidare poate fi fie pozitivă, fie negativă. Depinde de electronegativitatea atomilor elementelor.

Superior

grad negativ Oxidarea nemetalelor poate fi determinată scăzând din 8 numărul grupului în care se află elementul, adică. cel mai înalt grad pozitiv Densitatea solvenților organici (g/cm3) în funcție de temperatură. 0-100 °C. 7 oxidarea este egală cu numărul de electroni din stratul exterior, care corespunde numărului de grup. Stările de oxidare ale substanțelor simple sunt 0, indiferent dacă este un metal sau un nemetal. 89 Tabel: Elemente cu stări de oxidare constante. 13 Masă. Stările de oxidare ale elementelor chimice în ordine alfabetică. Element 95 Nume N -III, 0, +I, II, III, IV, V 18 As 85 Al Aluminiu 56 A.m 4 Americiu 0, + II, III, IV 97 Ar 5 La -I, 0, +I, V 107 Ba 35 Fi Beriliu 23 V Bk 83 B 1 -III, 0, +III Bh 74 Br -I, 0, +I, V, VII 64 0, + II, III, IV, V Bi 31 H 72 -I, 0, +I 2 W 32 Tungsten germaniu 67 Ho 66 Dy Disprosiu 105 Db 63 UE 26 Fe 79 Au 49 În 77 Ir 39 Y 70 Yb Iterbiu 53 eu Beriliu 48 CD 19 LA 98 Cf Californiu 20 Ca 54 Xe 0, + II, IV, VI, VIII 8 O Oxigen -II, I, 0, +II 27 Co 36 Kr 14 Si -IV, 0, +11, IV 96 Cm 57 La 3 Li 103 Lr Lawrence 71 Lu 12 Mg 25 Mn Mangan 0, +II, IV, VI, VIII 29 Cu 109 Mt Meitnerium 101 MD Mendeleviu 42 lu Molibden 33 Ca — III, 0, +III, V 11 N / A 60 Nd 10 Ne 93 Np Neptuniu 0, +III, IV, VI, VII 28 Ni 41 Nb 102 Nu 50 Sn 76 tabel periodic 0, +IV, VI, VIII 46 Pd Paladiu 91 Pa. Protactiniu 61 P.m Prometiu 84 Po 59 Rg Praseodimiu 78 Pt 94 P.U. Plutoniu 0, +III, IV, V, VI 88 Ra 37 Rb 75 Re 104 Rf Rutherfordium 45 Rh 86 Rn 0, + II, IV, VI, VIII 44 Au +3 0, +II, IV, VI, VIII 80 Hg 16 S -II, 0, +IV, VI 47 Ag 51 Sb 21 Sc 34 Se -II, 0,+IV, VI 106 Sg Seaborgium 62 Sm 38 Sr Stronţiu 82 Pb 81 Тl 73 Ta 52 Te -II, 0, +IV, VI 65 Tb 43 Tc Tehnețiu 22 Ti -III, 0, +I, II, III, IV, V 90 Th 69 Tm 6 C -IV, I, 0, +II, IV 92 U 100 Fm 15 P -III, 0, +I, III, V 87 pr 9 F - eu, 0 108 Hs 17 Cl 24 Cr 0, + II, III, VI 55 Cs 58 Ce 30 Zn 40 Zr zirconiu 99 ES Einsteiniu 68 Er

Masă. Stările de oxidare ale elementelor chimice după număr. Oxidarea nemetalelor poate fi determinată scăzând din 8 numărul grupului în care se află elementul, adică. cel mai înalt grad pozitiv Densitatea solvenților organici (g/cm3) în funcție de temperatură. 0-100 °C. 1 -III, 0, +III Bh 2 W 3 Li 4 Americiu 0, + II, III, IV 5 La -I, 0, +I, V 6 C -IV, I, 0, +II, IV 7 oxidarea este egală cu numărul de electroni din stratul exterior, care corespunde numărului de grup. Stările de oxidare ale substanțelor simple sunt 0, indiferent dacă este un metal sau un nemetal. 8 O Oxigen -II, I, 0, +II 9 F - eu, 0 10 Ne 11 N / A 12 Mg 13 Masă. Stările de oxidare ale elementelor chimice în ordine alfabetică. Element 14 Si -IV, 0, +11, IV 15 P -III, 0, +I, III, V 16 S -II, 0, +IV, VI 17 Cl -I, 0, +I, III, IV, V, VI, VII 18 As 19 LA 20 Ca 21 Sc 22 Ti -III, 0, +I, II, III, IV, V 23 V Bk 24 Cr 0, + II, III, VI 25 Mn Mangan 0, +II, IV, VI, VIII 26 Fe 27 Co 28 Ni 29 Cu 30 Zn 31 H 32 Tungsten germaniu 33 Ca — III, 0, +III, V 34 Se -II, 0,+IV, VI 35 Fi Beriliu 36 Kr 37 Rb 38 Sr Stronţiu 39 Y 40 Zr zirconiu 41 Nb 42 lu Molibden 43 Tc Tehnețiu 44 Au +3 0, +II, IV, VI, VIII 45 Rh 46 Pd Paladiu 47 Ag 48 CD 49 În 50 Sn 51 Sb 52 Te -II, 0, +IV, VI 53 eu Beriliu 54 Xe 0, + II, IV, VI, VIII 55 Cs 56 A.m 57 La 58 Ce 59 Rg Praseodimiu 60 Nd 61 P.m Prometiu 62 Sm 63 UE 64 0, + II, III, IV, V Bi 65 Tb 66 Dy Disprosiu 67 Ho 68 Er 69 Tm 70 Yb Iterbiu 71 Lu 72 -I, 0, +I 73 Ta 74 Br -I, 0, +I, V, VII 75 Re 76 tabel periodic 0, +IV, VI, VIII 77 Ir 78 Pt 79 Au 80 Hg 81 Тl 82 Pb 83 B 84 Po 85 Al Aluminiu 86 Rn 0, + II, IV, VI, VIII 87 pr 88 Ra 89 Tabel: Elemente cu stări de oxidare constante. 90 Th 91 Pa. Protactiniu 92 U 93 Np Neptuniu 0, +III, IV, VI, VII 94 P.U. Plutoniu 0, +III, IV, V, VI 95 Nume N -III, 0, +I, II, III, IV, V 96 Cm 97 Ar 98 Cf Californiu 99 ES Einsteiniu 100 Fm 101 MD Mendeleviu 102 Nu 103 Lr Lawrence 104 Rf Rutherfordium 105 Db 106 Sg Seaborgium 107 Ba 108 Hs 109 Mt Meitnerium

Evaluare articol:

Multe manuale școlare și manuale învață cum să creeze formule pentru valențe, chiar și pentru compuși cu legături ionice. Pentru a simplifica procedura de elaborare a formulelor, acest lucru, în opinia noastră, este acceptabil. Dar trebuie să înțelegeți că acest lucru nu este în întregime corect din cauza motivelor de mai sus.

Un concept mai universal este conceptul de stare de oxidare. Pe baza valorilor stărilor de oxidare ale atomilor, precum și a valorilor valenței, se poate compila formule chimiceși scrieți unitățile de formulă.

Densitatea solvenților organici (g/cm3) în funcție de temperatură. 0-100 °C.- aceasta este sarcina condiționată a unui atom dintr-o particulă (moleculă, ion, radical), calculată prin aproximarea că toate legăturile din particule sunt ionice.

Înainte de a determina stările de oxidare, este necesar să se compare electronegativitatea atomilor legați. Un atom cu o valoare de electronegativitate mai mare are o stare de oxidare negativă, iar un atom cu o electronegativitate mai mică are o stare de oxidare pozitivă.

Pentru a compara în mod obiectiv valorile electronegativității atomilor la calcularea stărilor de oxidare, în 2013 IUPAC a recomandat utilizarea scalei Allen.

* Deci, de exemplu, conform scalei Allen, electronegativitatea azotului este 3,066, iar clorul este 2,869.

Să ilustrăm definiția de mai sus cu exemple. Să compunem formula structurală a unei molecule de apă.

Legăturile polare covalente O-H sunt indicate cu albastru.

Să ne imaginăm că ambele legături nu sunt covalente, ci ionice. Dacă ar fi ionici, atunci un electron s-ar transfera de la fiecare atom de hidrogen la atomul de oxigen mai electronegativ. Să notăm aceste tranziții cu săgeți albastre.

*In aceastaDe exemplu, săgeata servește pentru a ilustra vizual transferul complet de electroni și nu pentru a ilustra efectul inductiv.

Este ușor de observat că numărul de săgeți indică numărul de electroni transferați, iar direcția lor indică direcția transferului de electroni.

Există două săgeți îndreptate către atomul de oxigen, ceea ce înseamnă că doi electroni sunt transferați către atomul de oxigen: 0 + (-2) = -2. Pe atomul de oxigen se formează o sarcină de -2. Aceasta este starea de oxidare a oxigenului într-o moleculă de apă.

Fiecare atom de hidrogen pierde un electron: 0 - (-1) = +1. Aceasta înseamnă că atomii de hidrogen au o stare de oxidare de +1.

Suma stărilor de oxidare este întotdeauna egală cu sarcina totală a particulei.

De exemplu, suma stărilor de oxidare dintr-o moleculă de apă este egală cu: +1(2) + (-2) = 0. Molecula este o particulă neutră din punct de vedere electric.

Dacă calculăm stările de oxidare dintr-un ion, atunci suma stărilor de oxidare este egală în mod corespunzător cu sarcina acestuia.

Valoarea stării de oxidare este de obicei indicată în colțul din dreapta sus al simbolului elementului. În plus, semnul este scris în fața numărului. Dacă semnul vine după număr, atunci aceasta este sarcina ionului.

De exemplu, S -2 este un atom de sulf în starea de oxidare -2, S 2- este un anion de sulf cu o sarcină de -2.

S +6 O -2 4 2- - valorile stărilor de oxidare ale atomilor din anionul sulfat (sarcina ionului este evidențiată cu verde).

Acum luați în considerare cazul în care compusul are legături mixte: Na2SO4. Legătura dintre anionul sulfat și cationii de sodiu este ionică, legăturile dintre atomul de sulf și atomii de oxigen din ionul sulfat sunt covalente polare. Să notăm formula grafică a sulfatului de sodiu și să folosim săgeți pentru a indica direcția tranziției electronilor.

*Formula structurală afișează ordinea legăturilor covalente dintr-o particulă (moleculă, ion, radical). Formulele structurale sunt utilizate numai pentru particulele cu legături covalente. Pentru particulele cu legături ionice, conceptul de formulă structurală nu are sens. Dacă particula conține legături ionice, atunci se folosește o formulă grafică.

Vedem că șase electroni părăsesc atomul de sulf central, ceea ce înseamnă că starea de oxidare a sulfului este 0 - (-6) = +6.

Atomii terminali de oxigen primesc fiecare doi electroni, ceea ce înseamnă că stările lor de oxidare sunt 0 + (-2) = -2

Atomii de oxigen care formează punte acceptă fiecare doi electroni și au o stare de oxidare de -2.

De asemenea, este posibil să se determine gradul de oxidare folosind o formulă structural-grafică, unde legăturile covalente sunt indicate prin liniuțe și este indicată sarcina ionilor.

În această formulă, atomii de oxigen de legătură au deja sarcini negative unice și un electron suplimentar le vine de la atomul de sulf -1 + (-1) = -2, ceea ce înseamnă că stările lor de oxidare sunt egale cu -2.

Gradul de oxidare al ionilor de sodiu este egal cu sarcina lor, adică. +1.

Să determinăm stările de oxidare ale elementelor din superoxidul de potasiu (superoxid). Pentru a face acest lucru, să creăm o formulă grafică pentru superoxidul de potasiu și să arătăm redistribuirea electronilor cu o săgeată. Legătura O-O este o legătură covalentă nepolară, deci nu indică redistribuirea electronilor.

* Anionul superoxid este un ion radical. Sarcina formală a unui atom de oxigen este -1, iar celălalt, cu electron nepereche, 0.

Vedem că starea de oxidare a potasiului este +1. Starea de oxidare a atomului de oxigen scris vizavi de potasiu în formulă este -1. Starea de oxidare a celui de-al doilea atom de oxigen este 0.

În același mod, puteți determina gradul de oxidare folosind formula structural-grafică.

Cercurile indică sarcinile formale ale ionului de potasiu și ale unuia dintre atomii de oxigen. În acest caz, valorile sarcinilor formale coincid cu valorile stărilor de oxidare.

Deoarece ambii atomi de oxigen din anionul superoxid au sensuri diferite stări de oxidare, putem calcula starea medie aritmetică de oxidare oxigen.

Acesta va fi egal cu / 2 = - 1/2 = -0,5.

Valorile pentru stările de oxidare medii aritmetice sunt de obicei indicate în formule brute sau unități de formulă pentru a arăta că suma stărilor de oxidare este egală cu sarcina totală a sistemului.

Pentru cazul superoxidului: +1 + 2(-0,5) = 0

Este ușor să determinați stările de oxidare folosind formule electron-punct, în care perechile de electroni singuri și electronii legăturilor covalente sunt indicați prin puncte.

Oxigenul este un element din grupa VIA, prin urmare atomul său are 6 electroni de valență. Să ne imaginăm că legăturile dintr-o moleculă de apă sunt ionice, în acest caz atomul de oxigen ar primi un octet de electroni.

Starea de oxidare a oxigenului este în mod corespunzător egală cu: 6 - 8 = -2.

Atomi de hidrogen: 1 - 0 = +1

Capacitatea de a determina stările de oxidare folosind formule grafice este de neprețuit pentru înțelegerea esenței acestui concept și această abilitate va fi necesară în curs chimie organică. Dacă avem de-a face cu substante anorganice, atunci trebuie să puteți determina stările de oxidare folosind formule moleculare și unități de formulă.

Pentru a face acest lucru, în primul rând trebuie să înțelegeți că stările de oxidare pot fi constante și variabile. Elementele care prezintă stări constante de oxidare trebuie reținute.

Orice element chimic se caracterizează prin stări de oxidare superioare și inferioare.

Cea mai scăzută stare de oxidare- aceasta este sarcina pe care o dobandeste un atom ca urmare a primirii cantitate maxima electroni către stratul exterior de electroni.

Având în vedere acest lucru, cea mai scăzută stare de oxidare are o valoare negativă, cu excepția metalelor, ai căror atomi nu acceptă niciodată electroni din cauza valorilor scăzute ale electronegativității. Metalele au cea mai scăzută stare de oxidare de 0.

Majoritatea nemetalelor din principalele subgrupuri încearcă să-și umple stratul exterior de electroni cu până la opt electroni, după care atomul capătă o configurație stabilă ( regula octetului). Prin urmare, pentru a determina cea mai scăzută stare de oxidare, este necesar să înțelegem câți electroni de valență îi lipsesc unui atom pentru a ajunge la octet.

De exemplu, azotul este un element din grupa VA, ceea ce înseamnă că atomul de azot are cinci electroni de valență. Atomul de azot este cu trei electroni mai puțin de octet. Aceasta înseamnă că cea mai scăzută stare de oxidare a azotului este: 0 + (-3) = -3

Pentru a plasa corect stări de oxidare, trebuie să ții cont de patru reguli.

1) Într-o substanță simplă, starea de oxidare a oricărui element este 0. Exemple: Na 0, H 0 2, P 0 4.

2) Ar trebui să vă amintiți elementele care sunt caracteristice stări constante de oxidare. Toate sunt enumerate în tabel.

3) Cea mai mare stare de oxidare a unui element, de regulă, coincide cu numărul grupului în care se află elementul (de exemplu, fosforul este în grupul V, cel mai mare s.d. al fosforului este +5). Excepții importante: F, O.

4) Căutarea stărilor de oxidare ale altor elemente se bazează pe regula simpla:

Într-o moleculă neutră, suma stărilor de oxidare ale tuturor elementelor este zero, iar într-un ion - sarcina ionului.

Câteva exemple simple pentru determinarea stărilor de oxidare

Exemplul 1. Este necesar să se găsească stările de oxidare ale elementelor din amoniac (NH 3).

Soluţie. Știm deja (vezi 2) că art. BINE. hidrogenul este +1. Rămâne de găsit această caracteristică pentru azot. Fie x starea de oxidare dorită. Creăm cea mai simplă ecuație: x + 3 (+1) = 0. Soluția este evidentă: x = -3. Răspuns: N-3H3+1.

Exemplul 2. Indicați stările de oxidare ale tuturor atomilor din molecula de H 2 SO 4.

Soluţie. Sunt deja cunoscute stările de oxidare ale hidrogenului și oxigenului: H(+1) și O(-2). Creăm o ecuație pentru a determina starea de oxidare a sulfului: 2 (+1) + x + 4 (-2) = 0. Rezolvând această ecuație, găsim: x = +6. Răspuns: H +1 2 S +6 O -2 4.

Exemplul 3. Calculați stările de oxidare ale tuturor elementelor din molecula de Al(NO 3) 3.

Soluţie. Algoritmul rămâne neschimbat. Compoziția „moleculei” de azotat de aluminiu include un atom de Al (+3), 9 atomi de oxigen (-2) și 3 atomi de azot, a căror stare de oxidare trebuie să o calculăm. Ecuația corespunzătoare este: 1 (+3) + 3x + 9 (-2) = 0. Răspuns: Al +3 (N +5 O -2 3) 3.

Exemplul 4. Determinați stările de oxidare ale tuturor atomilor din ionul (AsO 4) 3-.

Soluţie. În acest caz, suma stărilor de oxidare nu va mai fi egală cu zero, ci cu sarcina ionului, adică -3. Ecuația: x + 4 (-2) = -3. Răspuns: As(+5), O(-2).

Ce trebuie făcut dacă stările de oxidare a două elemente sunt necunoscute

Este posibil să se determine stările de oxidare ale mai multor elemente deodată folosind o ecuație similară? Dacă luăm în considerare această problemă din punct de vedere matematic, răspunsul va fi negativ. Ecuație liniară cu două variabile nu poate avea o soluție unică. Dar rezolvăm mai mult decât o ecuație!

Exemplul 5. Determinați stările de oxidare ale tuturor elementelor din (NH 4 ) 2 SO 4.

Soluţie. Sunt cunoscute stările de oxidare ale hidrogenului și oxigenului, dar sulful și azotul nu sunt. Un exemplu clasic de problemă cu două necunoscute! Vom considera sulfatul de amoniu nu ca o singură „moleculă”, ci ca o combinație de doi ioni: NH 4 + și SO 4 2-. Încărcăturile ionilor ne sunt cunoscute, fiecare dintre ele conține doar un atom cu o stare de oxidare necunoscută. Folosind experiența acumulată în rezolvarea problemelor anterioare, putem găsi cu ușurință stările de oxidare ale azotului și sulfului. Răspuns: (N-3H4+1)2S+6O4-2.

Concluzie: dacă o moleculă conține mai mulți atomi cu stări de oxidare necunoscute, încercați să „împarți” molecula în mai multe părți.

Cum să aranjezi stările de oxidare în compușii organici

Exemplul 6. Indicați stările de oxidare ale tuturor elementelor din CH 3 CH 2 OH.

Soluţie. Găsirea stărilor de oxidare în compuși organici are specificul ei. În special, este necesar să se găsească separat stările de oxidare pentru fiecare atom de carbon. Puteți raționa după cum urmează. Luați în considerare, de exemplu, atomul de carbon din gruparea metil. Acest atom de C este conectat la 3 atomi de hidrogen și un atom de carbon vecin. De Conexiuni S-N are loc o deplasare a densității electronilor către atomul de carbon (deoarece electronegativitatea lui C depășește EO a hidrogenului). Dacă această deplasare ar fi completă, atomul de carbon ar dobândi o sarcină de -3.

Atomul de C din grupa -CH 2 OH este legat de doi atomi de hidrogen (o schimbare a densității electronilor către C), un atom de oxigen (o schimbare a densității electronilor către O) și un atom de carbon (se poate presupune că deplasarea în densitatea electronică în acest caz nu se întâmplă). Starea de oxidare a carbonului este -2 +1 +0 = -1.

Răspuns: C-3H+13C-1H+12O-2H+1.

Nu confundați conceptele de „valență” și „stare de oxidare”!

Numărul de oxidare este adesea confundat cu valenţă. Nu face această greșeală. Voi enumera principalele diferențe:

• starea de oxidare are semn (+ sau -), valența nu;
• starea de oxidare poate fi nulă chiar și în substanță complexă, valența egală cu zero înseamnă, de regulă, că un atom al unui element dat nu este conectat la alți atomi (nu vom discuta aici despre niciun fel de compuși de incluziune și alte „exotice”);
• stare de oxidare - concept formal, care capătă sens real numai în compușii cu legături ionice, conceptul de „valență”, dimpotrivă, este cel mai convenabil aplicat în raport cu compușii covalenti.

Starea de oxidare (mai precis, modulul său) este adesea egală numeric cu valența, dar și mai des aceste valori NU coincid. De exemplu, starea de oxidare a carbonului din CO2 este +4; valența lui C este de asemenea egală cu IV. Dar în metanol (CH 3 OH), valența carbonului rămâne aceeași, iar starea de oxidare a lui C este egală cu -1.

Un scurt test pe tema „Starea de oxidare”

Acordați câteva minute pentru a verifica înțelegerea dvs. despre acest subiect. Trebuie să răspunzi la cinci întrebări simple. Noroc!