DEFINÍCIA
Oxidačný stav- toto je kvantifikácia stav atómu chemického prvku v zlúčenine na základe jeho elektronegativity.
Preberá kladné aj záporné hodnoty. Na označenie oxidačného stavu prvku v zlúčenine musíte nad jeho symbol umiestniť arabskú číslicu so zodpovedajúcim znamienkom („+“ alebo „-“).
Malo by sa pamätať na to, že stupeň oxidácie je množstvo, ktoré nemá fyzický zmysel, pretože neodráža skutočný náboj atómu. Tento koncept je však veľmi široko používaný v chémii.
Tabuľka oxidačného stavu chemických prvkov
Maximálne pozitívne a minimálne negatívny stupeň oxidácia môže byť stanovená pomocou periodickej tabuľky D.I. Mendelejev. Rovnajú sa číslu skupiny, v ktorej sa prvok nachádza, a rozdielu medzi hodnotou „najvyššieho“ oxidačného stavu a číslu 8, resp.
Ak uvažujeme chemické zlúčeniny konkrétnejšie, v látkach s nepolárnymi väzbami je oxidačný stav prvkov nulový (N 2, H 2, Cl 2).
Oxidačný stav kovov v elementárnom stave je nulový, pretože distribúcia hustoty elektrónov v nich je rovnomerná.
V jednoduchých iónových zlúčeninách je oxidačný stav ich základných prvkov nabíjačka, keďže pri tvorbe týchto zlúčenín dochádza takmer k úplnému prechodu elektrónov z jedného atómu na druhý: Na +1 I -1, Mg +2 Cl -1 2, Al +3 F -1 3, Zr +4 Br - 1 4.
Pri určovaní stupňa oxidácie prvkov v zlúčeninách s polárnymi kovalentnými väzbami sa porovnávajú hodnoty ich elektronegativity. Pretože pri vytváraní chemickej väzby sú elektróny premiestnené na atómy viacerých elektronegatívnych prvkov, tieto majú v zlúčeninách negatívny oxidačný stav.
Existujú prvky, pre ktoré je charakteristická len jedna hodnota oxidačného stavu (fluór, kovy skupín IA a IIA atď.). Fluór, charakteristický najvyššia hodnota elektronegativita, v zlúčeninách má vždy konštantný negatívny oxidačný stav (-1).
Prvky alkalických zemín a prvkov alkalických zemín, ktoré sa vyznačujú relatívne nízkou hodnotou elektronegativity, majú vždy kladný oxidačný stav, ktorý sa rovná (+1) a (+2).
Existujú však aj také chemické prvky, ktoré sa vyznačujú niekoľkými hodnotami stupňa oxidácie (síra - (-2), 0, (+2), (+4), (+6) atď. .
Aby bolo možné ľahšie zapamätať si, koľko a aké oxidačné stavy sú charakteristické pre konkrétny chemický prvok, používajú sa tabuľky oxidačných stavov. chemické prvky, ktoré vyzerajú takto:
|
Sériové číslo |
ruština / angličtina titul |
chemický symbol |
Oxidačný stav |
|
Vodík |
|||
|
Hélium / hélium |
|||
|
Lítium / Lítium |
|||
|
Beryllium / Beryllium |
|||
|
(-1), 0, (+1), (+2), (+3) |
|||
|
Uhlík / Uhlík |
(-4), (-3), (-2), (-1), 0, (+2), (+4) |
||
|
Dusík / Dusík |
(-3), (-2), (-1), 0, (+1), (+2), (+3), (+4), (+5) |
||
|
Kyslík / Kyslík |
(-2), (-1), 0, (+1), (+2) |
||
|
Fluór / Fluór |
|||
|
Sodík |
|||
|
Horčík / Horčík |
|||
|
hliník |
|||
|
Kremík / kremík |
(-4), 0, (+2), (+4) |
||
|
Fosfor / Fosfor |
(-3), 0, (+3), (+5) |
||
|
Síra |
(-2), 0, (+4), (+6) |
||
|
Chlór / Chlór |
(-1), 0, (+1), (+3), (+5), (+7), zriedka (+2) a (+4) |
||
|
Argón / Argón |
|||
|
Draslík / Draslík |
|||
|
Vápnik / vápnik |
|||
|
Scandium / Scandium |
|||
|
Titán / titán |
(+2), (+3), (+4) |
||
|
Vanád / Vanád |
(+2), (+3), (+4), (+5) |
||
|
Chróm / Chróm |
(+2), (+3), (+6) |
||
|
Mangán / Mangán |
(+2), (+3), (+4), (+6), (+7) |
||
|
Železo / Železo |
(+2), (+3), zriedka (+4) a (+6) |
||
|
Kobalt / kobalt |
(+2), (+3), zriedka (+4) |
||
|
Nikel / Nikel |
(+2), zriedka (+1), (+3) a (+4) |
||
|
Meď |
+1, +2, zriedkavé (+3) |
||
|
Gálium / Gálium |
(+3), zriedkavé (+2) |
||
|
Germánium / Germánium |
(-4), (+2), (+4) |
||
|
Arzén / Arzén |
(-3), (+3), (+5), zriedka (+2) |
||
|
Selén / Selén |
(-2), (+4), (+6), zriedka (+2) |
||
|
Bróm / bróm |
(-1), (+1), (+5), zriedka (+3), (+4) |
||
|
Krypton / Krypton |
|||
|
Rubidium / Rubidium |
|||
|
Stroncium / Stroncium |
|||
|
Ytrium / Ytrium |
|||
|
Zirkónium / zirkónium |
(+4), zriedka (+2) a (+3) |
||
|
Niób / niób |
(+3), (+5), zriedka (+2) a (+4) |
||
|
Molybdén / molybdén |
(+3), (+6), zriedka (+2), (+3) a (+5) |
||
|
Technecium / Technecium |
|||
|
Ruthenium / Ruthenium |
(+3), (+4), (+8), zriedka (+2), (+6) a (+7) |
||
|
Rhodium |
(+4), zriedka (+2), (+3) a (+6) |
||
|
Paládium / Paládium |
(+2), (+4), zriedka (+6) |
||
|
Striebro / Striebro |
(+1), zriedka (+2) a (+3) |
||
|
Kadmium / Kadmium |
(+2), zriedkavé (+1) |
||
|
Indium / Indium |
(+3), zriedka (+1) a (+2) |
||
|
Cín / Cín |
(+2), (+4) |
||
|
Antimón / Antimón |
(-3), (+3), (+5), zriedka (+4) |
||
|
Telúr / Telúr |
(-2), (+4), (+6), zriedka (+2) |
||
|
(-1), (+1), (+5), (+7), zriedka (+3), (+4) |
|||
|
Xenón / Xenón |
|||
|
Cézium / Cézium |
|||
|
Bárium / Bárium |
|||
|
Lanthanum / Lanthanum |
|||
|
Cerium / Cerium |
(+3), (+4) |
||
|
Praseodym / Praseodymium |
|||
|
Neodym / Neodym |
(+3), (+4) |
||
|
Promethium / Promethium |
|||
|
Samária / Samárium |
(+3), zriedkavé (+2) |
||
|
Europium / Europium |
(+3), zriedkavé (+2) |
||
|
Gadolinium / Gadolinium |
|||
|
Terbium / Terbium |
(+3), (+4) |
||
|
Dysprosium / dysprosium |
|||
|
Holmium / Holmium |
|||
|
Erbium / Erbium |
|||
|
Thulium / Thulium |
(+3), zriedkavé (+2) |
||
|
Ytterbium / Ytterbium |
(+3), zriedkavé (+2) |
||
|
Lutétium / Lutétium |
|||
|
Hafnium / Hafnium |
|||
|
Tantal / Tantal |
(+5), zriedka (+3), (+4) |
||
|
Volfrám / Volfrám |
(+6), zriedkavé (+2), (+3), (+4) a (+5) |
||
|
Rhenium / Rhenium |
(+2), (+4), (+6), (+7), zriedka (-1), (+1), (+3), (+5) |
||
|
Osmium / Osmium |
(+3), (+4), (+6), (+8), zriedka (+2) |
||
|
Iridium / Iridium |
(+3), (+4), (+6), zriedka (+1) a (+2) |
||
|
Platina / Platina |
(+2), (+4), (+6), zriedka (+1) a (+3) |
||
|
Zlato / zlato |
(+1), (+3), zriedka (+2) |
||
|
Ortuť / Ortuť |
(+1), (+2) |
||
|
Pás / tálium |
(+1), (+3), zriedka (+2) |
||
|
Olovo / Olovo |
(+2), (+4) |
||
|
Bizmut / Bizmut |
(+3), zriedka (+3), (+2), (+4) a (+5) |
||
|
Polónium / Polónium |
(+2), (+4), zriedka (-2) a (+6) |
||
|
Astatín / Astatín |
|||
|
Radón / Radón |
|||
|
Francium / Francium |
|||
|
Rádium / Rádium |
|||
|
Actinium / Actinium |
|||
|
Tórium / Tórium |
|||
|
Proactinium / Protaktinium |
|||
|
Urán / Urán |
(+3), (+4), (+6), zriedka (+2) a (+5) |
Príklady riešenia problémov
PRÍKLAD 1
- Oxidačný stav fosforu vo fosfíne je (-3) a v kyseline fosforečnej - (+5). Zmena oxidačného stavu fosforu: +3 → +5, t.j. prvá odpoveď.
- Oxidačný stav chemického prvku v jednoduchá záležitosť rovná sa nule. Oxidačný stav fosforu v oxidovej kompozícii P 2 O 5 je rovný (+5). Zmena oxidačného stavu fosforu: 0 → +5, t.j. tretia odpoveď.
- Oxidačný stav fosforu v kyseline so zložením HP03 je (+5) a H3P02 je (+1). Zmena oxidačného stavu fosforu: +5 → +1, t.j. piata odpoveď.
PRÍKLAD 2
| Cvičenie | Oxidačný stupeň (-3) uhlíka v zlúčenine: a) CH3CI; b) C2H2; c) HCOH; d) C2H6. |
| Riešenie | Aby sme dali správnu odpoveď na položenú otázku, budeme striedavo určovať stupeň oxidácie uhlíka v každej z navrhovaných zlúčenín. a) oxidačný stav vodíka je (+1) a chlóru - (-1). Pre "x" berieme stupeň oxidácie uhlíka: x + 3 x 1 + (-1) = 0; Odpoveď je nesprávna. b) oxidačný stav vodíka je (+1). Pre "y" berieme stupeň oxidácie uhlíka: 2xy + 2x1 = 0; Odpoveď je nesprávna. c) oxidačný stav vodíka je (+1) a kyslíka - (-2). Zoberme si za "z" oxidačný stav uhlíka: 1 + z + (-2) +1 = 0: Odpoveď je nesprávna. d) oxidačný stav vodíka je (+1). Zoberme si za „a“ oxidačný stav uhlíka: 2×a + 6×1 = 0; Správna odpoveď. |
| Odpoveď | Možnosť (d) |
Existuje niekoľko jednoduchých pravidiel na výpočet oxidačných stavov:
- Berie sa oxidačný stav prvku v zložení jednoduchej látky nula. Ak je látka v atómovom stave, potom je oxidačný stav jej atómov tiež nulový.
- Množstvo prvkov vykazuje v zlúčeninách konštantný oxidačný stav. Medzi nimi je fluór (−1), alkalické kovy (+1), kovy alkalických zemín, berýlium, horčík a zinok (+2), hliník (+3).
- Kyslík vo všeobecnosti vykazuje oxidačný stav -2, s výnimkou peroxidov $H_2O_2$ (-1) a fluoridu kyslíka $OF_2$ (+2).
- Vodík v kombinácii s kovmi (v hydridoch) vykazuje oxidačný stav -1 a v zlúčeninách s nekovmi spravidla +1 (okrem $SiH_4, B_2H_6$).
- Algebraický súčet oxidačných stavov všetkých atómov v molekule sa musí rovnať nule a v komplexnom ióne náboj tohto iónu.
- Najvyšší kladný oxidačný stav sa zvyčajne rovná skupinovému číslu prvku v periodickom systéme. Takže síra (prvok skupiny VIA) vykazuje najvyšší oxidačný stupeň +6, dusík (prvok skupiny V) - najvyšší oxidačný stupeň +5, mangán - prechodný prvok skupiny VIIB - najvyšší oxidačný stupeň +7. Toto pravidlo neplatí pre prvky vedľajšej podskupiny prvej skupiny, ktorých oxidačné stavy zvyčajne presahujú +1, ako aj pre prvky vedľajšej podskupiny skupiny VIII. Taktiež prvky kyslík a fluór nevykazujú svoje vyššie oxidačné stavy, rovné číslu skupiny.
- Najnižší negatívny oxidačný stav pre nekovové prvky sa určí odčítaním čísla skupiny od 8. Takže síra (prvok skupiny VIA) vykazuje najnižší oxidačný stav -2, dusík (prvok skupiny V) - najnižší oxidačný stav -3.
Na základe vyššie uvedených pravidiel môžete nájsť oxidačný stav prvku v akejkoľvek látke.
Nájdite oxidačný stav síry v kyselinách:
a) H$_2$SO$_3$,
b) H$_2$S$_2$O$_5$,
c) H$_2$S$_3$O$_(10)$.
Riešenie
Oxidačný stav vodíka je +1, kyslíka -2. Označme oxidačný stav síry ako x. Potom môžete napísať:
$\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
Teda v prvých dvoch kyselinách je oxidačný stav síry rovnaký a rovný +4, v poslednej kyseline +6.
Nájdite oxidačný stav chlóru v zlúčeninách:
b) $Ca(ClO_4)_2$,
c) $Al(ClO_2)_3$.
Riešenie
Najprv zistíme náboj komplexných iónov, medzi ktoré patrí chlór, pričom nezabúdame, že molekula ako celok je elektricky neutrálna.
$\hmedzera(1,5cm)\presah(+1)(H)\presah(ClO_3) \hmedzera(2,5cm) \presah(+2)(Ca)\prekrytý((ClO_4)_2) \hmedzera(2,5 cm) \overset(+3)(Al)\overbrace((ClO_2)_3) $
$\hmedzera(1,5 cm)$+1 +x = 0 $\hmedzera(2,3 cm)$ +2 +2x = 0 $\hmedzera(2,5 cm)$ +3 + 3x = 0
$\hmedzera(1,5 cm)$x = - 1 $\hmedzera (2,7 cm)$ x = - 1 $\hmedzera (2,9 cm)$ x = - 1
$\hspace(1,5cm)(\overset(x)(Cl) \overset(-2)(O_3))^(-1) \hspace(2,4cm) (\overset(x)(Cl) \overset(- 2)(O_4))^(-1) \hmedzera(2,7 cm) (\overset(x)(Cl) \overset(-2)(O_2))^(-1)$
1 \cdot x + 2\cdot (-2) = -1$
$\hmedzera (1,5 cm) x = +5 \hmedzera (2,8 cm) x = +7 \hmedzera (3,2 cm) x = +3$
ALGORITMUS NA VÝPOČET VALENCIE PRVKU V LÁTKE
Číselné hodnoty oxidačného stavu a valencie sa často zhodujú. V niektorých zlúčeninách, napríklad v jednoduchých látkach, sa však ich hodnoty môžu líšiť.
Molekula dusíka je teda tvorená dvoma atómami dusíka spojenými trojitou väzbou. Väzba je tvorená tromi zdieľanými elektrónovými pármi v dôsledku prítomnosti troch nespárovaných elektrónov na 2p podúrovni atómu dusíka. To znamená, že valencia dusíka je tri. Zároveň je $N_2$ jednoduchá látka, čo znamená, že oxidačný stav tejto molekuly je nulový.
Podobne v molekule kyslíka je valencia dva a oxidačný stav je 0; v molekule vodíka je valencia I, oxidačný stav je 0.
Rovnako ako v jednoduchých látkach sa oxidačný stav a valencia často líšia Organické zlúčeniny. Toto bude podrobnejšie diskutované v téme "RWR v organickej chémii".
Ak chcete určiť valenciu v komplexných zlúčeninách, musíte najprv zostaviť štruktúrny vzorec. V štruktúrnom vzorci je jedna chemická väzba reprezentovaná jednou "pomlčkou".
Pri vytváraní grafických vzorcov je potrebné vziať do úvahy niekoľko faktorov:
Definícia
Elektronegativita (EO) $\chi$(chi) - hodnota, ktorá charakterizuje schopnosť atómu prvku priťahovať elektróny k sebe, keď sa vytvorí chemická väzba s inými atómami.
Moderný koncept elektronegativity atómov predstavil americký vedec Linus Pauling v roku 1932. Teoretická definícia elektronegativity bola vyvinutá neskôr. Americký fyzik Robert Mulliken navrhol vypočítať elektronegativitu ako polovicu súčtu ionizačného potenciálu a elektrónovej afinity:
$\chi_(\textrm(M)) = \dfrac (I + A_e)(2),$
kde $I$ je ionizačný potenciál, $A_e$ je energia elektrónovej afinity.
Okrem vyššie opísanej Mullikenovy škály existuje viac ako 20 rôznych iných škál elektronegativity (založených na výpočte hodnôt, ktorých hodnoty sú založené na rôznych vlastnostiach látok), vrátane škály L. Paulinga (na základe väzbová energia pri tvorbe komplexnej látky z jednoduchých), Allred-Rochov (na základe elektrostatickej sily pôsobiacej na vonkajší elektrón) atď.
V súčasnosti existuje mnoho spôsobov, ako kvantifikovať veľkosť elektronegativity atómu. Hodnoty elektronegativity prvkov vypočítané rôznymi metódami sa spravidla nezhodujú ani so zavedením korekčných faktorov. Všeobecné trendy v zmene $\chi$ podľa Periodického systému sú však zachované. Dá sa to ilustrovať porovnaním dvoch najpoužívanejších stupníc – podľa Paulinga a podľa Allreda-Rochova ( tučný písmo označuje hodnoty EC na Paulingovej stupnici, kurzívou- podľa Allred-Rokhovovej stupnice; $s$-elements ružová, $p$-elements žltá, $d$-elements zelená, $f$-elements modrá):
Presne povedané, prvku nemožno pripísať trvalú elektronegativitu. Elektronegativita atómu závisí od mnohých faktorov, najmä od valenčného stavu atómu, formálneho oxidačného stavu, typu zlúčeniny, koordinačného čísla, povahy ligandov, ktoré tvoria prostredie atómu v molekulárny systém a niektoré ďalšie.
Elektronegativita súvisí s redoxnou aktivitou prvku. V súlade s tým, čím väčšia je elektronegativita prvku, tým silnejšie sú jeho oxidačné vlastnosti.
Čím bližšie je elektrónový obal daného atómu elektrónový obal inertný plyn, tým vyššia je jeho elektronegativita. Inými slovami, v obdobiach keď je vonkajšia energetická hladina naplnená elektrónmi (teda zľava doprava), elektronegativita sa zvyšuje, ako sa zvyšuje počet skupín a počet elektrónov na vonkajšej energetickej hladine.
Čím ďalej sú valenčné elektróny od jadra, tým slabšie sú držané a tým nižšia je schopnosť atómu priťahovať k sebe ďalšie elektróny. Touto cestou, v skupinách elektronegativita rastie so znižovaním atómový polomer t.j. zdola nahor. Prvok s najvyššou elektronegativitou je fluór a prvkom s najnižšou je cézium. Typické nekovy tak majú vysoké hodnoty elektronegativity, zatiaľ čo typické kovy majú nízke hodnoty.
VALENCIA CHEMICKÝCH PRVKOV
Valence charakterizuje schopnosť atómov daného chemického prvku vytvárať chemické väzby.
Valence určuje počet chemických väzieb, ktorými je atóm spojený s inými atómami v molekule.
Predtým bola valencia definovaná ako počet atómov jednomocného prvku, s ktorým je spojený jeden atóm tohto prvku. Vodík sa teda považuje za jednomocný prvok. V molekule $HBr$ sa atóm brómu spája s jedným atómom vodíka a atóm síry v molekule $H_2S$ sa spája s dvoma atómami vodíka. Preto je bróm v $HBr$ jednomocný a síra v $H_2S$ je dvojmocná. Valenčné hodnoty pre rôzne prvky sa môže meniť od jedného do osem. V kyseline chloristej $HClO_4$ je teda prvok vodík jednomocný, kyslík je dvojmocný a chlór je sedemmocný. V molekule xenónového oxidu $XeO_4$ dosahuje valencia xenónu osem. Toto všetko jasne demonštrujú nasledujúce štruktúrne vzorce, ktoré znázorňujú poradie väzieb atómov v molekule navzájom podľa ich valencií (s jedným valenčným prvočíslom zodpovedajúcim každej valenčnej jednotke):
Definícia
Aktuálne pod valencia pochopiť počet elektrónových párov, ktorými je daný atóm viazaný k iným atómom.
Valence(alebo kovalencia) určené číslom Kovalentné väzby tvorené daným atómom v zlúčenine. V tomto prípade sa berú do úvahy kovalentné väzby tvorené mechanizmom výmeny a kovalentné väzby tvorené mechanizmom donor-akceptor.
Valency nemá žiadne znamenie!
Keďže existujú dva mechanizmy tvorby kovalentnej väzby (mechanizmus párovania elektrónov a mechanizmus donor-akceptor), valenčné schopnosti atómov závisia od:
- počet nepárových elektrónov v danom atóme;
- od dostupnosti voľných miest atómové orbitály vo vonkajšej úrovni;
- na počte nezdieľaných elektrónových párov.
Valencia prvkov prvej periódy nemôže presiahnuť I, valencia prvkov druhej periódy nemôže presiahnuť IV. Počnúc treťou periódou sa valencia prvkov môže zvýšiť na VIII (napríklad $XeO_4$) v súlade s číslom skupiny, v ktorej sa prvok nachádza.
Zoberme si napríklad valenčné možnosti atómov viacerých prvkov.
VALENČNÉ SCHOPNOSTI VODÍKA
Atóm vodíka má jeden valenčný elektrón, čo sa odráža v elektrónovom vzorci $1s^1$ alebo v grafickom vzorci:
Vďaka tomuto nepárovému elektrónu môže atóm vodíka vytvoriť iba jednu kovalentnú väzbu s ktorýmkoľvek iným atómom mechanizmom párovania (alebo socializácie) elektrónov. Pre atóm vodíka neexistujú žiadne iné valenčné možnosti. Preto vodík vykazuje jednu valenciu rovnajúcu sa I.
VALENČNÉ MOŽNOSTI FOSFORU
Prvok fosfor je v tretej perióde, v hlavnej podskupine piatej skupiny. Elektrónová konfigurácia jeho valenčných elektrónov je $3s^23p^3$ resp
Ako analóg dusíka môže fosfor tiež vykazovať valencie I, II, III a IV. Ale keďže pre prvky tretej periódy sú k dispozícii voľné $3d$-orbitály, atóm fosforu môže prejsť do excitovaného stavu prenesením jedného z $s$-elektrónov do $d$-podúrovne:
Atóm fosforu teda môže tvoriť päť kovalentných väzieb mechanizmom výmeny. Fosfor vykazuje maximálnu valenciu V v molekulách $PF_5$, $H_3PO_4$, $POCl_3$ atď.:
STUPEŇ OXIDÁCIE
Definícia
Oxidačný stav je podmienený náboj atómu v zlúčenine za predpokladu, že všetky väzby v tejto zlúčenine sú iónové (t.j. všetky väzbové elektrónové páry sú úplne posunuté smerom k atómu elektronegatívnejšieho prvku).
Inými slovami, oxidačný stav je číslo, ktoré ukazuje, koľko elektrónov atóm odovzdal (+ náboj) alebo prijal (– náboj), keď sa vytvorila chemická väzba s iným atómom.
Na rozdiel od valencie má oxidačný stav znamienko - môže byť negatívny, nulový alebo pozitívny.
Na výpočet oxidačných stavov atómov v zlúčenine existuje niekoľko jednoduchých pravidiel:
- Predpokladá sa, že oxidačný stav prvku v jednoduchej látke je nulový. Ak je látka v atómovom stave, potom je oxidačný stav jej atómov tiež nulový.
- Množstvo prvkov vykazuje v zlúčeninách konštantný oxidačný stav. Medzi nimi je fluór (−1), alkalické kovy (+1), kovy alkalických zemín, berýlium, horčík a zinok (+2), hliník (+3).
- Kyslík má spravidla oxidačný stav -2, s výnimkou peroxidov $H_2O_2$ (-1), superoxidov $MO_2$ ($-\frac(1)(2)$), ozonidov $M^IO_3 ,\ M^(II)(O_3)_2$ ($-\frac(1)(3)$) a fluorid kyslíka $OF_2$ (+2).
- Vodík v kombinácii s kovmi (v hydridoch) vykazuje oxidačný stav -1 a v zlúčeninách s nekovmi spravidla +1 (okrem $SiH_4,\ B_2H_6$).
- Algebraický súčet oxidačných stavov všetkých atómov v molekule sa musí rovnať nule a v komplexnom ióne náboj tohto iónu.
Najvyšší pozitívny oxidačný stav sa spravidla rovná skupinovému číslu prvku v periodickej sústave.
Takže síra (prvok skupiny VIA) vykazuje najvyšší oxidačný stupeň +6, dusík (prvok skupiny V) - najvyšší oxidačný stupeň +5, mangán - prechodný prvok skupiny VIIB - najvyšší oxidačný stupeň +7. Toto pravidlo neplatí pre prvky vedľajšej podskupiny prvej skupiny, ktorých oxidačné stavy zvyčajne presahujú +1, ako aj pre prvky vedľajšej podskupiny skupiny VIII. Taktiež prvky kyslík a fluór nevykazujú svoje vyššie oxidačné stavy, rovné číslu skupiny.
Najnižší negatívny oxidačný stav pre nekovové prvky sa určí odčítaním čísla skupiny od 8.
Síra (prvok skupiny VIA) teda vykazuje najnižší oxidačný stupeň -2, dusík (prvok skupiny V) - najnižší oxidačný stupeň -3.
Na základe vyššie uvedených pravidiel môžete nájsť oxidačný stav prvku v akejkoľvek látke.
$+1 + x = 0 \hmedzera (1,5 cm) +2 + 2x = 0 \hmedzera (1,5 cm) +3 + 3x = 0$
$x = - 1 \hmedzera (2,3 cm) x = - 1 \hmedzera (2,6 cm) x = - 1$
$\overset(x)(Cl\overset(-2)(O_3))^(-1)$
Chemický prvok v zlúčenine vypočítaný z predpokladu, že všetky väzby sú iónové.
Oxidačné stavy môžu mať kladnú, zápornú alebo nulovú hodnotu, preto je algebraický súčet oxidačných stavov prvkov v molekule, berúc do úvahy počet ich atómov, 0 a v ióne je náboj iónu.
1. Oxidačné stavy kovov v zlúčeninách sú vždy kladné.
2. Najvyššiemu oxidačnému stavu zodpovedá číslo skupiny periodický systém, kde sa tento prvok nachádza (výnimkou je: Au+3(ja skupina), Cu+2(II), zo skupiny VIII, oxidačný stav +8 môže byť len v osmie Os a ruténium Ru.
3. Oxidačné stavy nekovov závisia od toho, ku ktorému atómu je pripojený:
- ak s atómom kovu, potom je oxidačný stav negatívny;
- ak s nekovovým atómom, potom oxidačný stav môže byť pozitívny aj negatívny. Závisí od elektronegativity atómov prvkov.
4. Najvyšší negatívny oxidačný stav nekovov možno určiť tak, že od 8 odčítame číslo skupiny, v ktorej sa tento prvok nachádza, t.j. najvyšší kladný oxidačný stav sa rovná počtu elektrónov na vonkajšej vrstve, čo zodpovedá číslu skupiny.
5. Oxidačné stavy jednoduchých látok sú 0 bez ohľadu na to, či ide o kov alebo nekov.
Prvky s konštantnými oxidačnými stavmi.
|
Prvok |
Charakteristický oxidačný stav |
Výnimky |
|
Hydridy kovov: LIH-1 |
||
|
oxidačný stav nazývaný podmienený náboj častice za predpokladu, že väzba je úplne prerušená (má iónový charakter). H- Cl = H + + Cl - , Komunikácia v kyselina chlorovodíková kovalentná polárna. Elektrónový pár je viac zaujatý smerom k atómu Cl - , pretože je to viac elektronegatívny celý prvok. Ako určiť stupeň oxidácie?Elektronegativita je schopnosť atómov priťahovať elektróny z iných prvkov. Oxidačný stav je uvedený nad prvkom: Br 2 0 , Na0, O +2 F2-1,K + Cl - atď. Môže byť negatívny aj pozitívny. Oxidačný stav jednoduchej látky (neviazaný, voľný stav) je nulový. Oxidačný stav kyslíka vo väčšine zlúčenín je -2 (výnimkou sú peroxidy H202, kde je -1 a zlúčeniny s fluórom - O +2 F 2 -1 , O 2 +1 F 2 -1 ). - Oxidačný stav jednoduchý monatomický ión sa rovná jeho náboju: Na + , Ca +2 . Vodík vo svojich zlúčeninách má oxidačný stav +1 (výnimkou sú hydridy - Na + H - a typ pripojenia C +4 H 4 -1 ). Vo väzbách kov-nekov má atóm, ktorý má najvyššiu elektronegativitu, negatívny oxidačný stav (údaje o elektronegativite sú uvedené na Paulingovej stupnici): H + F - , Cu + Br - , Ca +2 (NIE 3 ) - atď. Pravidlá určovania stupňa oxidácie v chemických zlúčeninách.Zoberme si spojenie KMnO 4 , je potrebné určiť oxidačný stav atómu mangánu. zdôvodnenie:
K+MnXO 4 -2 Nechaj X- nám neznámy stupeň oxidácie mangánu. Počet atómov draslíka je 1, mangánu - 1, kyslíka - 4. Je dokázané, že molekula ako celok je elektricky neutrálna, takže jej celkový náboj sa musí rovnať nule. 1*(+1) + 1*(X) + 4(-2) = 0, X = +7, Oxidačný stav mangánu v manganistane draselnom je teda +7. Zoberme si ďalší príklad oxidu Fe203. Je potrebné určiť oxidačný stav atómu železa. zdôvodnenie:
2*(X) + 3*(-2) = 0, Záver: oxidačný stav železa v tomto oxide je +3. Príklady. Určte oxidačné stavy všetkých atómov v molekule. 1. K2Cr207. Oxidačný stav K+1, kyslík O-2. Dané indexy: O=(-2)x7=(-14), K=(+1)x2=(+2). Pretože algebraický súčet oxidačných stavov prvkov v molekule, berúc do úvahy počet ich atómov, je 0, potom sa počet kladných oxidačných stavov rovná počtu záporných. Oxidačné stavy K+O=(-14)+(+2)=(-12). Z toho vyplýva, že počet kladných mocnín atómu chrómu je 12, ale v molekule sú 2 atómy, čo znamená, že na atóm pripadá (+12):2=(+6). odpoveď: K2+Cr2+607-2. 2.(As04) 3-. AT tento prípad súčet oxidačných stavov sa už nebude rovnať nule, ale náboju iónu, t.j. - 3. Zostavme rovnicu: x+4×(- 2)= - 3 . odpoveď: (As +504-2) 3-. |
Témy USE kodifikátor: Elektronegativita. Stupeň oxidácie a mocenstvo chemických prvkov.
Keď atómy interagujú a tvoria sa, elektróny medzi nimi sú vo väčšine prípadov rozložené nerovnomerne, pretože vlastnosti atómov sa líšia. Viac elektronegatívny atóm k sebe silnejšie priťahuje elektrónovú hustotu. Atóm, ktorý k sebe pritiahol elektrónovú hustotu, získava čiastočný záporný náboj. δ — , jej „partnerom“ je čiastočný kladný náboj δ+ . Ak rozdiel v elektronegativite atómov tvoriacich väzbu nepresahuje 1,7, nazývame väzbu kovalentná polárna . Ak je rozdiel v elektronegativite chemická väzba, presahuje 1,7, potom takémuto spojeniu hovoríme iónový .
Oxidačný stav je pomocný podmienený náboj atómu prvku v zlúčenine vypočítaný z predpokladu, že všetky zlúčeniny sú zložené z iónov (všetky polárne väzby sú iónové).
Čo znamená „podmienečné obvinenie“? Jednoducho súhlasíme s tým, že veci trochu zjednodušíme: akékoľvek polárne väzby budeme považovať za úplne iónové a budeme uvažovať o tom, že elektrón úplne opustí alebo príde z jedného atómu na druhý, aj keď to tak v skutočnosti nie je. A podmienečne elektrón opustí menej elektronegatívny atóm pre viac elektronegatívny.
Napríklad, vo väzbe H-Cl veríme, že vodík podmienečne "dal" elektrón a jeho náboj sa stal +1 a chlór "prijal" elektrón a jeho náboj sa stal -1. V skutočnosti na týchto atómoch nie sú žiadne také celkové náboje.
Iste máte otázku – prečo vymýšľať niečo, čo neexistuje? Toto nie je zákerný plán chemikov, všetko je jednoduché: takýto model je veľmi pohodlný. Pri zostavovaní sú užitočné myšlienky o oxidačnom stave prvkov klasifikácia chemických látok opisujúc ich vlastnosti, formulovať zlúčeniny a nomenklatúru. Obzvlášť často sa pri práci používajú oxidačné stavy redoxné reakcie.
Oxidačné stavy sú vyššie, nižšie a medziprodukt.
Vyššie oxidačný stav sa rovná číslu skupiny so znamienkom plus.
podradný je definované ako číslo skupiny mínus 8.
A medziprodukt oxidačný stav je takmer akékoľvek celé číslo v rozsahu od najnižší stupeň oxidácia na najvyššiu.
Napríklad dusík je charakterizovaný: najvyšším oxidačným stavom je +5, najnižším 5 - 8 \u003d -3 a strednými oxidačnými stavmi sú od -3 do +5. Napríklad v hydrazíne N2H4 je oxidačný stav dusíka stredný, -2.
Najčastejšie oxidačný stav atómov v komplexné látky označené najskôr znamienkom, potom napríklad číslom +1, +2, -2 atď. Pokiaľ ide o náboj iónu (za predpokladu, že ión v zlúčenine skutočne existuje), najprv uveďte číslo a potom znamienko. Napríklad: Ca2+, C032-.
Na zistenie oxidačných stavov použite nasledovné predpisov :
- Oxidačný stav atómov v jednoduché látky sa rovná nule;
- AT neutrálne molekuly algebraický súčet oxidačných stavov je nula, pre ióny sa tento súčet rovná náboju iónu;
- Oxidačný stav alkalických kovov (prvky I. skupiny hlavnej podskupiny) v zlúčeninách je +1, oxidačný stav kovy alkalických zemín (prvky II. skupiny hlavnej podskupiny) v zlúčeninách je +2; oxidačný stav hliník v zlúčeninách je +3;
- Oxidačný stav vodík v zlúčeninách s kovmi (- NaH, CaH 2 atď.) sa rovná -1 ; v zlúčeninách s nekovmi () +1 ;
- Oxidačný stav kyslík rovná sa -2 . Výnimka tvoria peroxidy- zlúčeniny obsahujúce skupinu -О-О-, kde je oxidačný stav kyslíka -1 a niektoré ďalšie zlúčeniny ( superoxidy, ozonidy, fluoridy kyslíka OF 2 atď.);
- Oxidačný stav fluór vo všetkých zložitých látkach sa rovná -1 .
Vyššie uvedené sú situácie, keď uvažujeme o stupni oxidácie konštantný . Pre všetky ostatné chemické prvky oxidačný stav — premenlivý a závisí od poradia a typu atómov v zlúčenine.
Príklady:
Cvičenie: určiť oxidačné stavy prvkov v molekule dvojchrómanu draselného: K 2 Cr 2 O 7.
Riešenie: oxidačný stav draslíka je +1, oxidačný stav chrómu sa označuje ako X, oxidačný stav kyslíka -2. Súčet všetkých oxidačných stavov všetkých atómov v molekule je 0. Dostaneme rovnicu: +1*2+2*x-2*7=0. Vyriešime to, dostaneme oxidačný stav chrómu +6.
V binárnych zlúčeninách je viac elektronegatívny prvok charakterizovaný negatívnym oxidačným stavom, menej elektronegatívny prvok je charakterizovaný pozitívnym.
poznač si to koncept oxidačného stavu je veľmi podmienený! Oxidačný stav neukazuje skutočný náboj atómu a nemá skutočný fyzikálny význam.. Ide o zjednodušený model, ktorý efektívne funguje, keď potrebujeme napríklad vyrovnať koeficienty v rovnici chemická reakcia alebo na algoritmizáciu klasifikácie látok.
Oxidačný stav nie je valencia! Oxidačný stav a valencia sa v mnohých prípadoch nezhodujú. Napríklad valencia vodíka v jednoduchej látke H2 je I a oxidačný stav podľa pravidla 1 je 0.
Toto sú základné pravidlá, ktoré vám vo väčšine prípadov pomôžu určiť oxidačný stav atómov v zlúčeninách.
V niektorých situáciách môže byť pre vás ťažké určiť oxidačný stav atómu. Poďme sa pozrieť na niektoré z týchto situácií a ako ich vyriešiť:
- V dvojitých (soľných) oxidoch je stupeň na atóme spravidla dva oxidačné stavy. Napríklad v oxide železa Fe 3 O 4 má železo dva oxidačné stavy: +2 a +3. Ktorý uviesť? Obaja. Pre zjednodušenie môže byť táto zlúčenina reprezentovaná ako soľ: Fe (Fe02)2. V tomto prípade tvorí zvyšok kyseliny atóm s oxidačným stavom +3. Alebo dvojitý oxid môže byť reprezentovaný takto: FeO * Fe 2 O 3.
- V peroxozlúčeninách sa spravidla mení stupeň oxidácie atómov kyslíka spojených kovalentnými nepolárnymi väzbami. Napríklad v peroxide vodíka H 2 O 2 a peroxidoch alkalických kovov je oxidačný stav kyslíka -1, pretože jedna z väzieb je kovalentná nepolárna (H-O-O-H). Ďalším príkladom je kyselina peroxomonosírová (Caro acid) H 2 SO 5 (pozri obrázok) obsahuje dva atómy kyslíka s oxidačným stavom -1, zvyšné atómy s oxidačným stavom -2, takže nasledujúci zápis bude zrozumiteľnejší: H 2S03 (02). Známe sú aj peroxozlúčeniny chrómu - napríklad peroxid chrómu (VI) CrO (O 2) 2 alebo CrO 5 a mnohé ďalšie.
- Ďalším príkladom zlúčenín s nejednoznačnými oxidačnými stavmi sú superoxidy (NaO 2) a soli podobné ozonidy KO 3 . V tomto prípade je vhodnejšie hovoriť o molekulovom ióne O 2 s nábojom -1 a O 3 s nábojom -1. Štruktúru takýchto častíc popisujú niektoré modely, ktoré v ruštine učebných osnov absolvovať prvé kurzy chemických univerzít: MO LCAO, metóda superpozície valenčných schém a pod.
- V organických zlúčeninách nie je koncept oxidačného stavu veľmi vhodný na použitie, pretože existuje medzi atómami uhlíka veľké číslo kovalentné nepolárne väzby. Ak však nakreslíte štruktúrny vzorec molekuly, oxidačný stav každého atómu možno určiť aj typom a počtom atómov, s ktorými je tento atóm priamo viazaný. Napríklad pre primárne atómy uhlíka v uhľovodíkoch je oxidačný stav -3, pre sekundárny -2, pre terciárne atómy -1, pre kvartérne - 0.
Precvičme si určovanie oxidačného stavu atómov v organických zlúčeninách. Aby ste to dosiahli, musíte nakresliť úplný štruktúrny vzorec atómu a vybrať atóm uhlíka s jeho bezprostredným prostredím - atómy, s ktorými je priamo spojený.
- Na zjednodušenie výpočtov môžete použiť tabuľku rozpustnosti - sú tam uvedené náboje najbežnejších iónov. Na väčšine ruské skúšky v chémii (USE, GIA, DVI) je povolené použitie tabuľky rozpustnosti. Ide o hotový cheat sheet, ktorý v mnohých prípadoch dokáže ušetriť veľa času.
- Pri výpočte oxidačného stavu prvkov v zložitých látkach uvádzame najskôr oxidačné stavy prvkov, ktoré určite poznáme (prvky s konštantným oxidačným stavom) a oxidačný stav prvkov s premenlivým oxidačným stavom označujeme x. Súčet všetkých nábojov všetkých častíc sa rovná nule v molekule alebo sa rovná náboju iónu v ióne. Z týchto údajov je ľahké vytvoriť a vyriešiť rovnicu.
