APIBRĖŽIMAS
Oksidacijos būsena- tai yra kiekybinis įvertinimas cheminio elemento atomo būsena junginyje, pagrįsta jo elektronegatyvumu.
Tam reikia ir teigiamų, ir neigiamų vertybių. Norėdami nurodyti junginio elemento oksidacijos būseną, virš jo simbolio turite įdėti arabišką skaitmenį su atitinkamu ženklu ("+" arba "-").
Reikėtų prisiminti, kad oksidacijos laipsnis yra kiekis, kurio nėra fizinis pojūtis, nes jis neatspindi tikrojo atomo krūvio. Tačiau ši sąvoka labai plačiai naudojama chemijoje.
Cheminių elementų oksidacijos būsenos lentelė
Maksimalus teigiamas ir minimumas neigiama galia Oksidaciją galima nustatyti naudojant periodinę D.I. lentelę. Mendelejevas. Jie yra lygūs grupės, kurioje yra elementas, skaičiui ir skirtumui tarp „didžiausios“ oksidacijos būsenos vertės ir skaičiaus 8.
Jei svarstysime cheminiai junginiai konkrečiau, medžiagose su nepoliniais ryšiais elementų oksidacijos būsena lygi nuliui (N 2, H 2, Cl 2).
Metalų oksidacijos būsena elementarioje būsenoje yra lygi nuliui, nes elektronų tankio pasiskirstymas juose yra vienodas.
Paprastuose joniniuose junginiuose juos sudarančių elementų oksidacijos būsena yra elektros krūvis, kadangi susidarant šiems junginiams vyksta beveik visiškas elektronų perėjimas iš vieno atomo į kitą: Na +1 I -1, Mg +2 Cl -1 2, Al +3 F -1 3, Zr +4 Br - 1 4.
Nustatant elementų oksidacijos laipsnį junginiuose su poliniais kovalentiniais ryšiais, lyginamos jų elektronegatyvumo vertės. Kadangi susidarant cheminiam ryšiui elektronai pasislenka į daugiau elektronneigiamų elementų atomus, pastarieji junginiuose turi neigiamą oksidacijos būseną.
Yra elementų, kuriems būdinga tik viena oksidacijos būsenos reikšmė (fluoras, IA ir IIA grupių metalai ir kt.). Fluoras, būdingas didžiausia vertė elektronegatyvumas, junginiuose jis visada turi pastovią neigiamą oksidacijos būseną (-1).
Šarminių ir šarminių žemių elementai, kuriems būdinga santykinai maža elektronegatyvumo vertė, visada turi teigiamą oksidacijos būseną, lygią atitinkamai (+1) ir (+2).
Tačiau yra ir tokių cheminių elementų, kuriems būdingos kelios oksidacijos laipsnio reikšmės (siera - (-2), 0, (+2), (+4), (+6) ir kt.) .
Tam, kad būtų lengviau atsiminti, kiek ir kokių oksidacijos būsenų būdinga konkrečiam cheminiam elementui, naudojamos oksidacijos būsenų lentelės. cheminiai elementai, kurie atrodo taip:
|
Serijos numeris |
Rusų / Anglų titulą |
cheminis simbolis |
Oksidacijos būsena |
|
Vandenilis |
|||
|
Helis / helis |
|||
|
Litis / Litis |
|||
|
Berilis / berilis |
|||
|
(-1), 0, (+1), (+2), (+3) |
|||
|
Anglis / anglis |
(-4), (-3), (-2), (-1), 0, (+2), (+4) |
||
|
Azotas / Azotas |
(-3), (-2), (-1), 0, (+1), (+2), (+3), (+4), (+5) |
||
|
Deguonis / deguonis |
(-2), (-1), 0, (+1), (+2) |
||
|
Fluoras / Fluoras |
|||
|
Natrio |
|||
|
Magnis / Magnis |
|||
|
Aliuminis |
|||
|
Silicis / Silicis |
(-4), 0, (+2), (+4) |
||
|
Fosforas / Fosforas |
(-3), 0, (+3), (+5) |
||
|
Siera |
(-2), 0, (+4), (+6) |
||
|
Chloras / Chloras |
(-1), 0, (+1), (+3), (+5), (+7), retai (+2) ir (+4) |
||
|
Argonas / Argonas |
|||
|
Kalis / Kalis |
|||
|
Kalcis / kalcis |
|||
|
Scandium / Scandium |
|||
|
Titanas / Titanas |
(+2), (+3), (+4) |
||
|
Vanadis / Vanadis |
(+2), (+3), (+4), (+5) |
||
|
Chromas / Chromas |
(+2), (+3), (+6) |
||
|
Manganas / Manganas |
(+2), (+3), (+4), (+6), (+7) |
||
|
Geležis / Geležis |
(+2), (+3), retai (+4) ir (+6) |
||
|
Kobaltas / Kobaltas |
(+2), (+3), retai (+4) |
||
|
Nikelis / Nikelis |
(+2), retai (+1), (+3) ir (+4) |
||
|
Varis |
+1, +2, retas (+3) |
||
|
Galis / Galis |
(+3), retas (+2) |
||
|
Germanis / germanis |
(-4), (+2), (+4) |
||
|
Arsenas / Arsenas |
(-3), (+3), (+5), retai (+2) |
||
|
Selenas / Selenas |
(-2), (+4), (+6), retai (+2) |
||
|
Bromas / Bromas |
(-1), (+1), (+5), retai (+3), (+4) |
||
|
Kriptonas / kriptonas |
|||
|
Rubidis / Rubidis |
|||
|
Stroncis / Stroncis |
|||
|
Itris / itris |
|||
|
Cirkonis / Cirkonis |
(+4), retai (+2) ir (+3) |
||
|
Niobis / niobis |
(+3), (+5), retai (+2) ir (+4) |
||
|
Molibdenas / Molibdenas |
(+3), (+6), retai (+2), (+3) ir (+5) |
||
|
Technecis / Technecis |
|||
|
Rutenis / rutenis |
(+3), (+4), (+8), retai (+2), (+6) ir (+7) |
||
|
Rodis |
(+4), retai (+2), (+3) ir (+6) |
||
|
Paladis / Paladis |
(+2), (+4), retai (+6) |
||
|
Sidabras / Sidabras |
(+1), retai (+2) ir (+3) |
||
|
Kadmis / kadmis |
(+2), retas (+1) |
||
|
Indis / Indis |
(+3), retai (+1) ir (+2) |
||
|
Alavas / Skardinė |
(+2), (+4) |
||
|
Stibis / Stibis |
(-3), (+3), (+5), retai (+4) |
||
|
Telūras / Telūras |
(-2), (+4), (+6), retai (+2) |
||
|
(-1), (+1), (+5), (+7), retai (+3), (+4) |
|||
|
Ksenonas / Ksenonas |
|||
|
Cezis / Cezis |
|||
|
Baris / Baris |
|||
|
Lantanas / Lantanas |
|||
|
Ceris / Ceris |
(+3), (+4) |
||
|
Prazeodimis / Prazeodimis |
|||
|
Neodimis / neodimis |
(+3), (+4) |
||
|
Prometis / Prometis |
|||
|
Samarija / Samarija |
(+3), retas (+2) |
||
|
Europium / Europium |
(+3), retas (+2) |
||
|
Gadolinis / Gadolinis |
|||
|
Terbis / Terbis |
(+3), (+4) |
||
|
Disprosium / Disprosium |
|||
|
Holmium / Holmium |
|||
|
Erbis / Erbis |
|||
|
Tulis / Tulis |
(+3), retas (+2) |
||
|
Iterbis / Iterbis |
(+3), retas (+2) |
||
|
Liutetis / Liutetis |
|||
|
Hafnis / Hafnis |
|||
|
Tantalas / tantalas |
(+5), retai (+3), (+4) |
||
|
Volframas / Volframas |
(+6), retai (+2), (+3), (+4) ir (+5) |
||
|
Renis / Renis |
(+2), (+4), (+6), (+7), retai (-1), (+1), (+3), (+5) |
||
|
Osmis / Osmis |
(+3), (+4), (+6), (+8), retai (+2) |
||
|
Iridiumas / Iridiumas |
(+3), (+4), (+6), retai (+1) ir (+2) |
||
|
Platina / platina |
(+2), (+4), (+6), retai (+1) ir (+3) |
||
|
Auksas / Auksas |
(+1), (+3), retai (+2) |
||
|
Merkurijus / Merkurijus |
(+1), (+2) |
||
|
Juosmuo / Talis |
(+1), (+3), retai (+2) |
||
|
Švinas / Švinas |
(+2), (+4) |
||
|
Bismutas / Bismutas |
(+3), retai (+3), (+2), (+4) ir (+5) |
||
|
Polonis / Polonis |
(+2), (+4), retai (-2) ir (+6) |
||
|
Astatinas / Astatinas |
|||
|
Radonas / Radonas |
|||
|
Francium / Francium |
|||
|
Radis / Radis |
|||
|
Actinium / Actinium |
|||
|
Toris / Toris |
|||
|
Proactinium / Protactinium |
|||
|
Uranas / Uranas |
(+3), (+4), (+6), retai (+2) ir (+5) |
Problemų sprendimo pavyzdžiai
1 PAVYZDYS
- Fosforo oksidacijos laipsnis fosfine yra (-3), o fosforo rūgštyje - (+5). Fosforo oksidacijos laipsnio pokytis: +3 → +5, t.y. pirmas atsakymas.
- Cheminio elemento oksidacijos būsena paprastas dalykas lygus nuliui. Fosforo oksidacijos būsena oksido kompozicijoje P 2 O 5 yra lygi (+5). Fosforo oksidacijos laipsnio pokytis: 0 → +5, t.y. trečias atsakymas.
- Fosforo oksidacijos laipsnis HPO 3 sudėties rūgštyje yra (+5), o H 3 PO 2 - (+1). Fosforo oksidacijos laipsnio pokytis: +5 → +1, t.y. penktas atsakymas.
2 PAVYZDYS
| Pratimas | Oksidacijos laipsnis (-3) anglies junginyje turi: a) CH3Cl; b) C2H2; c) HCOH; d) C2H6. |
| Sprendimas | Norėdami teisingai atsakyti į pateiktą klausimą, pakaitomis nustatysime anglies oksidacijos laipsnį kiekviename iš siūlomų junginių. a) vandenilio oksidacijos laipsnis yra (+1), o chloro - (-1). „x“ laikome anglies oksidacijos laipsnį: x + 3 × 1 + (-1) =0; Atsakymas neteisingas. b) vandenilio oksidacijos laipsnis yra (+1). „y“ laikome anglies oksidacijos laipsnį: 2×y + 2×1 = 0; Atsakymas neteisingas. c) vandenilio oksidacijos laipsnis yra (+1), o deguonies - (-2). Paimkime „z“ anglies oksidacijos būseną: 1 + z + (-2) +1 = 0: Atsakymas neteisingas. d) vandenilio oksidacijos laipsnis yra (+1). Paimkime "a" anglies oksidacijos būseną: 2×a + 6×1 = 0; Teisingas atsakymas. |
| Atsakymas | d variantas |
Yra keletas paprastų oksidacijos būsenų skaičiavimo taisyklių:
- Paimama elemento oksidacijos būsena paprastos medžiagos sudėtyje nulis. Jei medžiaga yra atominėje būsenoje, tada jos atomų oksidacijos būsena taip pat lygi nuliui.
- Kai kurie elementai turi pastovią junginių oksidacijos būseną. Tarp jų yra fluoras (-1), šarminiai metalai (+1), šarminiai žemės metalai, berilis, magnis ir cinkas (+2), aliuminis (+3).
- Deguonies oksidacijos būsena paprastai yra –2, išskyrus peroksidus $H_2O_2$ (−1) ir deguonies fluoridą $OF_2$ (+2).
- Vandenilio kartu su metalais (hidriduose) oksidacijos būsena yra –1, o junginiuose su nemetalais, kaip taisyklė, +1 (išskyrus $SiH_4, B_2H_6$).
- Visų molekulėje esančių atomų oksidacijos būsenų algebrinė suma turi būti lygi nuliui, o kompleksiniame jone – šio jono krūviui.
- Didžiausia teigiama oksidacijos būsena paprastai yra lygi elemento grupės skaičiui periodinėje sistemoje. Taigi siera (VIA grupės elementas) turi aukščiausią oksidacijos laipsnį +6, azotas (V grupės elementas) - aukščiausią oksidacijos laipsnį +5, manganas - VIIB grupės pereinamąjį elementą - aukščiausią oksidacijos laipsnį +7. Ši taisyklė netaikoma pirmosios grupės antrinio pogrupio elementams, kurių oksidacijos laipsniai dažniausiai viršija +1, taip pat VIII grupės antrinio pogrupio elementams. Be to, elementai deguonis ir fluoras neturi aukštesnės oksidacijos būsenos, lygios grupės skaičiui.
- Žemiausia neigiama nemetalinių elementų oksidacijos būsena nustatoma atėmus grupės skaičių iš 8. Taigi, sieros (VIA grupės elemento) oksidacijos laipsnis yra žemiausia -2, azoto (V grupės elementas) - mažiausia oksidacijos būsena -3.
Remdamiesi aukščiau pateiktomis taisyklėmis, galite rasti bet kurios medžiagos elemento oksidacijos būseną.
Raskite sieros oksidacijos būseną rūgštyse:
a) H$_2$SO$_3$,
b) H$_2$S$_2$O$_5$,
c) H$_2$S$_3$O$_(10)$.
Sprendimas
Vandenilio oksidacijos būsena yra +1, deguonies -2. Sieros oksidacijos būseną pažymėkime x. Tada galite parašyti:
$\overset(+1)(H)_2\overset(x)(S)\overset(-2)(O_3) $
$2\cdot$(+1) + x + 3$\cdot$(−2) = 0 x = +4
$\overset(+1)(H)_2\overset(x)(S)_2\overset(-2)(O_5)$
2$\cdot$(+1) + 2x + 5$\cdot$(−2) = 0 x = +4
$\overset(+1)(H)_2\overset(x)(S)_3\overset(-2)(O_10)$
2$\cdot$(+1) + 3x + 10$\cdot$(−2) = 0 x = +6
Taigi pirmosiose dviejose rūgštyse sieros oksidacijos būsena yra tokia pati ir lygi +4, paskutinėje rūgštyje +6.
Raskite chloro oksidacijos būseną junginiuose:
b) $Ca(ClO_4)_2$,
c) $Al(ClO_2)_3$.
Sprendimas
Pirma, mes randame sudėtingų jonų, įskaitant chlorą, krūvį, nepamiršdami, kad visa molekulė yra elektriškai neutrali.
$\htarpas (1,5 cm)\overset(+1)(H)\overset(ClO_3) \hspace(2,5cm) \overset(+2)(Ca)\overestrace((ClO_4)_2) \hspace(2,5cm) \overset(+3)(Al)\overbrace((ClO_2)_3) $
$\htarpas (1,5 cm) $+1 +x = 0 $\htarpas (2,3 cm) $ +2 +2x = 0 $\htarpas (2,5 cm) $ +3 + 3x = 0
$\htarpas (1,5 cm) $x = - 1 $\htarpas (2,7 cm) $ x = - 1 $\htarpas (2,9 cm) $ x = - 1
$\hspace(1,5cm)(\overset(x)(Cl) \overset(-2)(O_3))^(-1) \hspace(2,4cm) (\overset(x)(Cl) \overset(- 2)(O_4))^(-1) \htarpas(2,7 cm) (\overset(x)(Cl) \overset(-2)(O_2))^(-1)$
$\htarpas (0,5 cm)1 \ctaškas x + 3\ctaškas (–2) = -1 \htarpas (0,9 cm)1 \ctaškas x + 4\ctaškas (–2) = -1 \htarpas (1,2 cm)1 \cdot x + 2\cdot (−2) = -1$
$\htarpas (1,5 cm) x = +5 \h tarpas (2,8 cm) x = +7 \h tarpas (3,2 cm) x = +3 $
JUNGINIO ELEMENTO VALENTĖS APSKAIČIAVIMO ALGORITMAS
Dažnai oksidacijos būsenos ir valentingumo skaitinės vertės sutampa. Tačiau kai kuriuose junginiuose, pavyzdžiui, paprastose medžiagose, jų vertės gali skirtis.
Taigi azoto molekulę sudaro du azoto atomai, sujungti triguba jungtimi. Ryšį sudaro trys bendros elektronų poros, nes azoto atomo 2p polygyje yra trys nesuporuoti elektronai. Tai yra, azoto valentingumas yra trys. Tuo pačiu metu $N_2$ yra paprasta medžiaga, o tai reiškia, kad šios molekulės oksidacijos būsena yra lygi nuliui.
Panašiai deguonies molekulėje valentingumas yra du, o oksidacijos būsena yra 0; vandenilio molekulėje valentingumas yra I, oksidacijos būsena yra 0.
Kaip ir paprastose medžiagose, oksidacijos būsena ir valentingumas dažnai skiriasi organiniai junginiai. Plačiau apie tai bus kalbama temoje „RWR organinėje chemijoje“.
Norėdami nustatyti sudėtingų junginių valentiškumą, pirmiausia turite sukurti struktūrinė formulė. Struktūrinėje formulėje viena cheminė jungtis pavaizduota vienu „brūkšneliu“.
Kuriant grafines formules reikia atsižvelgti į keletą veiksnių:
Apibrėžimas
Elektronegatyvumas (EO) $\chi$(chi) - reikšmė, apibūdinanti elemento atomo gebėjimą pritraukti elektronus į save, kai susidaro cheminis ryšys su kitais atomais.
Šiuolaikinę atomų elektronegatyvumo koncepciją 1932 m. pristatė amerikiečių mokslininkas Linusas Paulingas. Teorinis elektronegatyvumo apibrėžimas buvo sukurtas vėliau. Amerikiečių fizikas Robertas Mullikenas pasiūlė elektronegatyvumą apskaičiuoti kaip pusę jonizacijos potencialo ir elektronų afiniteto sumos:
$\chi_(\textrm(M)) = \dfrac (I + A_e)(2),$
kur $I$ – jonizacijos potencialas, $A_e$ – elektronų afiniteto energija.
Be aukščiau aprašytos Mulliken skalės, yra daugiau nei 20 skirtingų kitų elektronegatyvumo skalių (kurių verčių apskaičiavimu grindžiamos skirtingomis medžiagų savybėmis), įskaitant L. Paulingo skalę (remiantis surišimo energija formuojant sudėtingą medžiagą iš paprastų), Allred-Rokhov (remiantis elektrostatine jėga, veikiančia išorinį elektroną) ir kt.
Šiuo metu yra daug būdų kiekybiškai įvertinti atomo elektronegatyvumo dydį. Elementų elektronegatyvumo vertės, apskaičiuotos skirtingais metodais, paprastai nesutampa net įvedus pataisos koeficientus. Tačiau išsaugomos bendros $\chi$ kitimo tendencijos pagal Periodinę sistemą. Tai galima iliustruoti palyginus dvi plačiausiai naudojamas skales – pagal Pauling ir pagal Allred-Rochov ( drąsusšriftas nurodo EB reikšmes Paulingo skalėje, kursyvu- pagal Allred-Rokhov skalę; $s$-elementai rožine spalva, $p$-elementai geltona, $d$-elementai žalia spalva, $f$-elementai mėlyna):
Griežtai kalbant, elementui negalima priskirti nuolatinio elektronegatyvumo. Atomo elektronegatyvumas priklauso nuo daugelio veiksnių, visų pirma nuo atomo valentinės būsenos, formalios oksidacijos būsenos, junginio tipo, koordinacinio skaičiaus, ligandų, sudarančių atomo aplinką, pobūdžio. molekulinė sistema ir kai kurios kitos.
Elektronegatyvumas yra susijęs su elemento redokso aktyvumu. Atitinkamai, kuo didesnis elemento elektronegatyvumas, tuo stipresnės jo oksidacinės savybės.
Kuo arčiau tam tikro atomo elektronų apvalkalas elektronų apvalkalas inertinės dujos, tuo didesnis jų elektronegatyvumas. Kitaip tariant, laikotarpiais Kai išorinis energijos lygis yra užpildytas elektronais (ty iš kairės į dešinę), elektronegatyvumas didėja, nes didėja grupės skaičius ir elektronų skaičius išoriniame energijos lygyje.
Kuo toliau nuo branduolio yra valentiniai elektronai, tuo silpniau jie laikomi ir tuo mažesnis atomo gebėjimas pritraukti į save papildomų elektronų. Šiuo būdu, grupėse elektronegatyvumas didėja mažėjant atominis spindulys t.y. iš apačios į viršų. Elementas, kurio elektronegatyvumas yra didžiausias, yra fluoras, o mažiausias yra cezis. Taigi tipiški nemetalai turi dideles elektronegatyvumo vertes, o tipiški metalai – žemas.
CHEMINIŲ ELEMENTŲ VALENCIJA
Valencija apibūdina tam tikro cheminio elemento atomų gebėjimą sudaryti cheminius ryšius.
Valencija nustato cheminių ryšių, kuriais atomas yra prijungtas prie kitų molekulės atomų, skaičių.
Anksčiau valentingumas buvo apibrėžiamas kaip vienavalenčio elemento atomų skaičius, su kuriuo yra prijungtas vienas šio elemento atomas. Taigi vandenilis laikomas vienvalenčiu elementu. $HBr$ molekulėje bromo atomas susijungia su vienu vandenilio atomu, o sieros atomas molekulėje $H_2S$ susijungia su dviem vandenilio atomais. Todėl bromas $HBr$ yra vienavalentis, o siera $H_2S$ yra dvivalentė. Valencijos vertės įvairių elementų gali skirtis nuo vieno iki aštuonių. Taigi perchloro rūgštyje $HClO_4$ elementas vandenilis yra vienavalentis, deguonis – dvivalentis, o chloras – septyniavalentis. Ksenono oksido $XeO_4$ molekulėje ksenono valentingumas siekia aštuonis. Visa tai aiškiai parodo šios struktūrinės formulės, parodančios molekulės atomų jungimosi vienas su kitu tvarką pagal jų valentingumą (su vienu valentingumo pirmu, atitinkančiu kiekvieną valentingumo vienetą):
Apibrėžimas
Šiuo metu pagal valentingumas suprasti elektronų porų, kuriomis tam tikras atomas yra prijungtas prie kitų atomų, skaičių.
Valencija(arba kovalentiškumas) nustatoma pagal skaičių kovalentiniai ryšiai kurį sudaro tam tikras junginio atomas. Čia atsižvelgiama tiek į kovalentinius ryšius, kuriuos sudaro mainų mechanizmas, tiek į kovalentinius ryšius, suformuotus donoro-akceptoriaus mechanizmo.
Valencija neturi ženklo!
Kadangi yra du kovalentinio ryšio susidarymo mechanizmai (elektronų poravimo mechanizmas ir donoro-akceptoriaus mechanizmas), atomų valentingumo galimybės priklauso nuo:
- nesuporuotų elektronų skaičius tam tikrame atome;
- nuo laisvų vietų atominės orbitalės išoriniame lygyje;
- apie nepasidalintų elektronų porų skaičių.
Pirmojo periodo elementų valentingumas negali viršyti I, antrojo periodo elementų valentingumas negali viršyti IV. Nuo trečiojo periodo elementų valentingumas gali padidėti iki VIII (pavyzdžiui, $XeO_4$) pagal grupės, kurioje yra elementas, skaičių.
Apsvarstykite, pavyzdžiui, daugelio elementų atomų valentingumo galimybes.
VANDENILIO VALENCINĖS GALIMYBĖS
Vandenilio atomas turi vieną valentinį elektroną, kurį atspindi elektroninė formulė $1s^1$ arba grafinė formulė:
Dėl šio nesuporuoto elektrono vandenilio atomas gali sudaryti tik vieną kovalentinį ryšį su bet kuriuo kitu atomu elektronų poravimosi (arba socializacijos) mechanizmu. Kitų vandenilio atomo valentingumo galimybių nėra. Todėl vandenilis pasižymi vienu valentiškumu, lygiu I.
FOSFORO VALENTINĖS GALIMYBĖS
Elementas fosforas yra trečiajame periode, penktosios grupės pagrindiniame pogrupyje. Jo valentinių elektronų elektroninė konfigūracija yra $3s^23p^3$ arba
Fosforas, kaip azoto analogas, taip pat gali turėti I, II, III ir IV valentingumo. Tačiau kadangi trečiojo periodo elementams yra laisvų $3d$-orbitalių, fosforo atomas gali pereiti į sužadinimo būseną, perkeldamas vieną iš $s$-elektronų į $d$-polygį:
Taigi, fosforo atomas mainų mechanizmu gali sudaryti penkias kovalentines jungtis. Fosforas pasižymi didžiausiu valentiškumu V molekulėse $PF_5$, $H_3PO_4$, $POCl_3$ ir kt.:
OKSIDACIJOS LAIPSNIS
Apibrėžimas
Oksidacijos būsena yra sąlyginis junginio atomo krūvis, darant prielaidą, kad visi to junginio ryšiai yra joniniai (t. y. visos jungiančios elektronų poros yra visiškai pasislinkusios link labiau elektronegatyvesnio elemento atomo).
Kitaip tariant, oksidacijos būsena yra skaičius, rodantis, kiek elektronų atomas atsisakė (+ krūvis) arba gavo (– krūvis), kai susidarė cheminis ryšys su kitu atomu.
Skirtingai nuo valentingumo, oksidacijos būsena turi ženklą – ji gali būti neigiama, nulinė arba teigiama.
Norint apskaičiuoti junginio atomų oksidacijos būsenas, reikia laikytis kelių paprastų taisyklių:
- Laikoma, kad paprastos medžiagos elemento oksidacijos laipsnis yra lygus nuliui. Jei medžiaga yra atominėje būsenoje, tada jos atomų oksidacijos būsena taip pat lygi nuliui.
- Kai kurie elementai turi pastovią junginių oksidacijos būseną. Tarp jų yra fluoras (-1), šarminiai metalai (+1), šarminiai žemės metalai, berilis, magnis ir cinkas (+2), aliuminis (+3).
- Paprastai deguonies oksidacijos būsena yra –2, išskyrus peroksidus $H_2O_2$ (−1), superoksidus $MO_2$ ($-\frac(1)(2)$), ozonidus $M^IO_3 ,\ M^(II )(O_3)_2$ ($-\frac(1)(3)$) ir deguonies fluoridas $OF_2$ (+2).
- Vandenilio kartu su metalais (hidriduose) oksidacijos laipsnis yra –1, o junginiuose su nemetalais, kaip taisyklė, +1 (išskyrus $SiH_4,\ B_2H_6$).
- Visų molekulėje esančių atomų oksidacijos būsenų algebrinė suma turi būti lygi nuliui, o kompleksiniame jone – šio jono krūviui.
Aukščiausia teigiama oksidacijos būsena paprastai lygus elemento grupės numeriui periodinėje sistemoje.
Taigi siera (VIA grupės elementas) turi aukščiausią oksidacijos laipsnį +6, azotas (V grupės elementas) - aukščiausią oksidacijos laipsnį +5, manganas - VIIB grupės pereinamąjį elementą - aukščiausią oksidacijos laipsnį +7. Ši taisyklė netaikoma pirmosios grupės antrinio pogrupio elementams, kurių oksidacijos laipsniai dažniausiai viršija +1, taip pat VIII grupės antrinio pogrupio elementams. Be to, elementai deguonis ir fluoras neturi aukštesnės oksidacijos būsenos, lygios grupės skaičiui.
Žemiausia neigiama oksidacijos būsena nemetaliniams elementams jis nustatomas iš 8 atėmus grupės numerį.
Taigi, siera (VIA grupės elementas) pasižymi žemiausia oksidacijos būsena -2, azoto (V grupės elementas) - žemiausia oksidacijos laipsniu -3.
Remdamiesi aukščiau pateiktomis taisyklėmis, galite rasti bet kurios medžiagos elemento oksidacijos būseną.
+1 $ + x = 0 \h tarpo (1,5 cm) +2 + 2x = 0 \h tarpo (1,5 cm) +3 + 3x = 0 $
$x = - 1 \htarpas (2,3 cm) x = - 1 \htarpas (2,6 cm) x = - 1 $
$\overset(x)(Cl\overset(-2)(O_3))^(-1)$
Cheminis elementas junginyje, apskaičiuojamas darant prielaidą, kad visos jungtys yra joninės.
Oksidacijos būsenos gali turėti teigiamą, neigiamą arba nulinę reikšmę, todėl elementų oksidacijos būsenų algebrinė suma molekulėje, atsižvelgiant į jų atomų skaičių, yra 0, o jone – jono krūvis.
1. Metalų oksidacijos būsenos junginiuose visada yra teigiamos.
2. Didžiausia oksidacijos laipsnis atitinka grupės numerį periodinė sistema, kur yra šis elementas (išimtis yra: Au+3(I grupė), Cu+2(II), iš VIII grupės, oksidacijos laipsnis +8 gali būti tik osmyje Os ir rutenis Ru.
3. Nemetalų oksidacijos laipsniai priklauso nuo to, su kuriuo atomu jie yra prijungti:
- jei su metalo atomu, tada oksidacijos būsena yra neigiama;
- jei su nemetaliniu atomu, tai oksidacijos būsena gali būti ir teigiama, ir neigiama. Tai priklauso nuo elementų atomų elektronegatyvumo.
4. Didžiausią neigiamą nemetalų oksidacijos laipsnį galima nustatyti iš 8 atėmus grupės, kurioje yra šis elementas, skaičių, t.y. didžiausia teigiama oksidacijos būsena yra lygi elektronų skaičiui ant išorinio sluoksnio, kuris atitinka grupės skaičių.
5. Paprastų medžiagų oksidacijos laipsniai yra 0, nepriklausomai nuo to, ar tai metalas, ar nemetalas.
Elementai su pastovia oksidacijos būsena.
|
Elementas |
Būdinga oksidacijos būsena |
Išimtys |
|
Metalo hidridai: LIH-1 |
||
|
oksidacijos būsena vadinamas sąlyginiu dalelės krūviu, darant prielaidą, kad ryšys visiškai nutrūkęs (turi joninį pobūdį). H- Cl = H + + Cl - , Bendravimas viduje vandenilio chlorido rūgštis kovalentinis polinis. Elektronų pora yra labiau nukreipta į atomą Cl - , nes tai labiau elektronneigiamas visas elementas. Kaip nustatyti oksidacijos laipsnį?Elektronegatyvumas yra atomų gebėjimas pritraukti elektronus iš kitų elementų. Oksidacijos būsena nurodyta virš elemento: Br 2 0 , Na 0 , O +2 F 2 -1 ,K + Cl - ir tt Tai gali būti neigiama ir teigiama. Paprastos medžiagos oksidacijos laipsnis (nesusirišęs, laisva būsena) lygi nuliui. Daugumos junginių deguonies oksidacijos būsena yra -2 (išimtis yra peroksidai H 2 O 2, kur jis yra -1 ir junginiai su fluoru - O +2 F 2 -1 , O 2 +1 F 2 -1 ). - Oksidacijos būsena paprastas monatominis jonas yra lygus jo krūviui: Na + , Ca +2 . Vandenilio junginiuose oksidacijos būsena yra +1 (išimtis yra hidridai - Na + H - ir tipo jungtis C +4 H 4 -1 ). Metalo ir nemetalų jungtyse atomas, kurio elektronegatyvumas yra didžiausias, turi neigiamą oksidacijos būseną (elektronegatyvumo duomenys pateikiami pagal Paulingo skalę): H + F - , Cu + Br - , Ca +2 (NE 3 ) - ir tt Oksidacijos laipsnio nustatymo cheminiuose junginiuose taisyklės.Paimkime ryšį KMnO 4 , būtina nustatyti mangano atomo oksidacijos laipsnį. Samprotavimas:
K+MnXO 4 -2 Leisti X- mums nežinomas mangano oksidacijos laipsnis. Kalio atomų skaičius yra 1, mangano - 1, deguonies - 4. Įrodyta, kad molekulė kaip visuma yra elektriškai neutrali, todėl jos bendras krūvis turi būti lygus nuliui. 1*(+1) + 1*(X) + 4(-2) = 0, X = +7, Vadinasi, mangano oksidacijos būsena kalio permanganate = +7. Paimkime kitą oksido pavyzdį Fe2O3. Būtina nustatyti geležies atomo oksidacijos laipsnį. Samprotavimas:
2*(X) + 3*(-2) = 0, Išvada: geležies oksidacijos laipsnis šiame okside yra +3. Pavyzdžiai. Nustatykite visų molekulėje esančių atomų oksidacijos laipsnius. 1. K2Cr2O7. Oksidacijos būsena K+1, deguonis O -2. Pateikti indeksai: O=(-2)×7=(-14), K=(+1)×2=(+2). Nes elementų oksidacijos būsenų molekulėje algebrinė suma, atsižvelgiant į jų atomų skaičių, lygi 0, tada teigiamų oksidacijos būsenų skaičius lygus neigiamų. Oksidacijos būsenos K+O=(-14)+(+2)=(-12). Iš to išplaukia, kad chromo atomo teigiamų galių skaičius yra 12, tačiau molekulėje yra 2 atomai, vadinasi, vienam atomui yra (+12):2=(+6). Atsakymas: K 2 + Cr 2 +6 O 7 -2. 2.(AsO 4) 3-. AT Ši byla oksidacijos būsenų suma bus lygi nebe nuliui, o jono krūviui, t.y. - 3. Sudarykite lygtį: x+4×(- 2)= - 3 . Atsakymas: (Kaip +5 O 4 -2) 3-. |
Temos NAUDOKITE kodifikatorių: Elektronegatyvumas. Cheminių elementų oksidacijos laipsnis ir valentingumas.
Kai atomai sąveikauja ir susidaro, elektronai tarp jų dažniausiai pasiskirsto netolygiai, nes skiriasi atomų savybės. Daugiau elektronneigiamas atomas stipriau pritraukia prie savęs elektronų tankį. Atomas, pritraukęs prie savęs elektronų tankį, įgyja dalinį neigiamą krūvį. δ — , jo „partneris“ yra dalinis teigiamas krūvis δ+ . Jei ryšį sudarančių atomų elektronegatyvumo skirtumas neviršija 1,7, ryšiu vadiname kovalentinis polinis . Jeigu elektronegatyvumo formavimosi skirtumas cheminis ryšys, viršija 1,7, tada tokį ryšį vadiname joninės .
Oksidacijos būsena yra junginyje esančio elemento atomo pagalbinis sąlyginis krūvis, apskaičiuojamas darant prielaidą, kad visi junginiai sudaryti iš jonų (visi poliniai ryšiai yra joniniai).
Ką reiškia „sąlyginis mokestis“? Tiesiog susitariame, kad viską šiek tiek supaprastinsime: bet kokius polinius ryšius laikysime visiškai joniniais, ir laikysime, kad elektronas visiškai palieka arba ateina iš vieno atomo į kitą, net jei iš tikrųjų taip nėra. Ir sąlyginai elektronas palieka mažiau elektronneigiamą atomą labiau elektroneigiamam.
Pavyzdžiui, H-Cl ryšyje manome, kad vandenilis sąlyginai „davė“ elektroną, ir jo krūvis tapo +1, o chloras „priėmė“ elektroną, o jo krūvis tapo -1. Tiesą sakant, tokių bendrų šių atomų krūvių nėra.
Žinoma, jums kyla klausimas – kam išrasti tai, ko nėra? Tai nėra klastingas chemikų planas, viskas paprasta: toks modelis labai patogus. Idėjos apie elementų oksidacijos būseną naudingos kompiliuojant klasifikacija cheminių medžiagų, aprašant jų savybes, formuluojant junginius ir nomenklatūrą. Ypač dažnai oksidacijos būsenos naudojamos dirbant su redokso reakcijos.
Oksidacijos būsenos yra aukštesnė, žemesnė ir tarpinis.
Aukščiau oksidacijos būsena yra lygi grupės skaičiui su pliuso ženklu.
prastesnis apibrėžiamas kaip grupės skaičius atėmus 8.
Ir tarpinis Oksidacijos būsena yra beveik bet koks sveikasis skaičius diapazone nuo žemiausias laipsnis oksidacija iki aukščiausios.
Pavyzdžiui, azotui būdinga: didžiausia oksidacijos būsena yra +5, žemiausia 5 - 8 \u003d -3, o tarpinės oksidacijos būsenos yra nuo -3 iki +5. Pavyzdžiui, hidrazine N 2 H 4 azoto oksidacijos būsena yra tarpinė, -2.
Dažniausiai atomų oksidacijos būsena sudėtingos medžiagos pirmiausia žymimas ženklu, tada, pavyzdžiui, skaičiumi +1, +2, -2 ir tt Kalbant apie jono krūvį (darant prielaidą, kad jonas iš tikrųjų egzistuoja junginyje), pirmiausia nurodykite skaičių, tada ženklą. Pavyzdžiui: Ca 2+ , CO 3 2- .
Norėdami sužinoti oksidacijos būsenas, naudokite toliau pateiktą informaciją reglamentas :
- Atomų oksidacijos būsena paprastos medžiagos yra lygus nuliui;
- AT neutralios molekulės algebrinė oksidacijos būsenų suma lygi nuliui, jonams ši suma lygi jono krūviui;
- Oksidacijos būsena šarminių metalų (pagrindinio pogrupio I grupės elementai) junginiuose yra +1, oksidacijos laipsnis šarminių žemių metalų (pagrindinio pogrupio II grupės elementai) junginiuose yra +2; oksidacijos būsena aliuminio junginiuose jis yra +3;
- Oksidacijos būsena vandenilis junginiuose su metalais (- NaH, CaH 2 ir kt.) yra lygus -1 ; junginiuose su nemetalais () +1 ;
- Oksidacijos būsena deguonies yra lygus -2 . Išimtis sudaryti peroksidai- junginiai, turintys -О-О- grupę, kur yra deguonies oksidacijos būsena -1 ir kai kurie kiti junginiai ( superoksidai, ozonidai, deguonies fluoridai OF 2 ir kt.);
- Oksidacijos būsena fluoras visose sudėtingose medžiagose yra lygus -1 .
Pirmiau nurodytos situacijos, kai atsižvelgiame į oksidacijos laipsnį pastovus . Visų kitų cheminių elementų oksidacijos būsena — kintamasis, ir priklauso nuo junginio atomų eilės ir tipo.
Pavyzdžiai:
Pratimas: nustatyti elementų oksidacijos laipsnius kalio dichromato molekulėje: K 2 Cr 2 O 7.
Sprendimas: kalio oksidacijos laipsnis yra +1, chromo oksidacijos laipsnis žymimas kaip X, deguonies oksidacijos laipsnis -2. Visų molekulėje esančių atomų visų oksidacijos būsenų suma lygi 0. Gauname lygtį: +1*2+2*x-2*7=0. Išsprendžiame, gauname chromo oksidacijos būseną +6.
Dvejetainiuose junginiuose labiau elektroneigiamam elementui būdinga neigiama oksidacijos būsena, mažiau elektroneigiamam – teigiama.
Prisimink tai oksidacijos būsenos samprata yra labai sąlyginė! Oksidacijos būsena nerodo tikrojo atomo krūvio ir neturi realios fizinės reikšmės.. Tai supaprastintas modelis, kuris efektyviai veikia, kai reikia, pavyzdžiui, išlyginti lygties koeficientus cheminė reakcija, arba medžiagų klasifikavimo algoritmizavimui.
Oksidacijos būsena nėra valentingumas! Oksidacijos būsena ir valentingumas daugeliu atvejų nesutampa. Pavyzdžiui, vandenilio valentingumas paprastoje medžiagoje H 2 yra I, o oksidacijos būsena pagal 1 taisyklę yra 0.
Tai yra pagrindinės taisyklės, kurios daugeliu atvejų padės nustatyti junginių atomų oksidacijos būseną.
Kai kuriais atvejais gali būti sunku nustatyti atomo oksidacijos būseną. Pažvelkime į kai kurias iš šių situacijų ir kaip jas išspręsti:
- Dvigubuose (į druską panašiuose) oksiduose atomo laipsnis, kaip taisyklė, yra dvi oksidacijos būsenos. Pavyzdžiui, geležies okside Fe 3 O 4 geležis turi dvi oksidacijos būsenas: +2 ir +3. Kurį nurodyti? Abu. Supaprastinant, šis junginys gali būti pavaizduotas kaip druska: Fe (FeO 2) 2. Šiuo atveju rūgšties liekana sudaro atomą, kurio oksidacijos laipsnis yra +3. Arba dvigubas oksidas gali būti pavaizduotas taip: FeO * Fe 2 O 3.
- Perokso junginiuose deguonies atomų, sujungtų kovalentinėmis nepolinėmis jungtimis, oksidacijos laipsnis, kaip taisyklė, keičiasi. Pavyzdžiui, vandenilio perokside H 2 O 2 ir šarminių metalų peroksiduose deguonies oksidacijos būsena yra -1, nes vienas iš jungčių yra kovalentinis nepolinis (H-O-O-H). Kitas pavyzdys – peroksomonosulfato rūgštis (Caro rūgštis) H 2 SO 5 (žr. paveikslą) turi du deguonies atomus, kurių oksidacijos būsena yra -1, likusių atomų oksidacijos būsena -2, todėl toks įrašas bus suprantamesnis: H 2 SO 3 (O2). Taip pat žinomi chromo perokso junginiai – pavyzdžiui, chromo (VI) peroksidas CrO (O 2) 2 arba CrO 5 ir daugelis kitų.
- Kitas junginių, turinčių dviprasmiškas oksidacijos būsenas, pavyzdys yra superoksidai (NaO 2) ir į druskas panašūs ozonidai KO 3 . Šiuo atveju tikslingiau kalbėti apie molekulinį joną O 2, kurio krūvis yra -1, ir O 3, kurio krūvis yra -1. Tokių dalelių struktūrą apibūdina kai kurie modeliai, kurie rusiškai mokymo planas išlaikyti pirmuosius chemijos universitetų kursus: MO LCAO, valentinių schemų superpozicijos metodą ir kt.
- Organiniuose junginiuose oksidacijos būsenos sąvoką naudoti nelabai patogu, nes tarp anglies atomų egzistuoja didelis skaičius kovalentiniai nepoliniai ryšiai. Tačiau, jei nubrėžiate molekulės struktūrinę formulę, kiekvieno atomo oksidacijos būseną taip pat galima nustatyti pagal atomų, su kuriais šis atomas yra tiesiogiai sujungtas, tipą ir skaičių. Pavyzdžiui, pirminių anglies atomų angliavandeniliuose oksidacijos būsena yra -3, antrinių -2, tretinių atomų -1, ketvirtinių - 0.
Praktikuokime nustatyti atomų oksidacijos laipsnį organiniuose junginiuose. Norėdami tai padaryti, turite nubrėžti visą atomo struktūrinę formulę ir pasirinkti anglies atomą su jo artimiausia aplinka - atomais, su kuriais jis yra tiesiogiai susijęs.
- Norėdami supaprastinti skaičiavimus, galite naudoti tirpumo lentelę – joje nurodyti dažniausiai pasitaikančių jonų krūviai. Ant daugumos Rusijos egzaminai chemijoje (USE, GIA, DVI) leidžiama naudoti tirpumo lentelę. Tai paruoštas cheat lapas, kuris daugeliu atvejų gali sutaupyti daug laiko.
- Skaičiuodami elementų oksidacijos laipsnį sudėtingose medžiagose, pirmiausia nurodome tiksliai žinomų elementų (elementų, kurių oksidacijos laipsnis yra pastovus), o elementų, kurių oksidacijos būsena yra kintama, oksidacijos būsena žymima x. Visų dalelių visų krūvių suma yra lygi nuliui molekulėje arba lygi jono krūviui jone. Iš šių duomenų nesunku sudaryti ir išspręsti lygtį.
