Negativt oxidationstillstånd för väte i en förening. Elektronnegativitet

För att bestämma den villkorade laddningen av atomer i redoxreaktioner, använd oxidationstabellen kemiska grundämnen. Beroende på atomens egenskaper kan ett element uppvisa ett positivt eller negativt oxidationstillstånd.

Vad är oxidationstal

Den villkorliga laddningen av grundämnenas atomer i komplexa ämnen kallas oxidationstillståndet. Laddningsvärdet för atomer registreras i redoxreaktioner för att förstå vilket grundämne som är ett reduktionsmedel och vilket som är ett oxidationsmedel.

Oxidationstillståndet är relaterat till elektronegativitet, vilket visar atomers förmåga att acceptera eller ge upp elektroner. Ju högre elektronegativitetsvärdet är, desto större förmåga har en atom att förlora elektroner i reaktioner.

Ris. 1. Elektronegativitetsserie.

Oxidationstillståndet kan ha tre värden:

• noll- atomen är i vila (alla enkla ämnen har ett oxidationstillstånd på 0);
• positiv- atomen ger upp elektroner och är ett reduktionsmedel (alla metaller, vissa icke-metaller);
• negativ- atomen tar emot elektroner och är ett oxidationsmedel (de flesta icke-metaller).

Till exempel är oxidationstillstånden i reaktionen av natrium med klor som följer:

2Na0 + Cl20 → 2Na +1 Cl-1

Vid reaktion av metaller med icke-metaller är metallen alltid reduktionsmedlet och icke-metallen är oxidationsmedlet.

Hur man avgör

Det finns en tabell som visar alla möjliga oxidationstillstånd för grundämnen.

namn	Symbol	Oxidationstillstånd
Beryllium
		1, 0, +1, +2, +3
		4, -3, -2, -1, 0, +2, +4
		3, -2, -1, 0, +1, +2, +3, +4, +5
Syre		2, -1, 0, +1, +2
Aluminium
		1, 0, +1, +3, +5, +7, sällan +2 och +4
Mangan		2, +3, +4, +6, +7
		2, +3, sällan +4 och +6
		2, +3, sällan +4
		2, sällan +1, +3, +4
		1, +2, sällan +3
		3, sällan +2
Germanium
		3, +3, +5, sällan +2
		2, +4, +6, sällan +2
		1, +1, +5, sällan +3, +4
Strontium
Zirkonium		4, sällan +2, +3
		3, +5, sällan +2, +4
Molybden		3, +6, sällan +2, +3, +5
Teknetium
		3, +4, +8, sällan +2, +6, +7
		4, sällan +2, +3, +6
Palladium		2, +4, sällan +6
		1, sällan +2, +3
		2, sällan +1
		3, sällan +1, +2
		3, +3, +5, sällan +4
		2, +4, +6, sällsynt
		1, +1, +5, +7, sällan +3, +4
Praseodym
Prometium
		3, sällan +2
		3, sällan +2
Gadolinium
Dysprosium
		3, sällan +2
Ytterbium		3, sällan +2
		5, sällan +3, +4
Volfram		6, sällan +2, +3, +4, +5
		2, +4, +6, +7, sällan -1, +1, +3, +5
		3, +4, +6, +8, sällan +2
		3, +4, +6, sällan +1, +2
		2, +4, +6, sällan +1, +3
		1, +3, sällan +2
		1, +3, sällan +2
		3, sällan +3, +2, +4, +5
		2, +4, sällan -2, +6

Eller använd den här versionen av tabellen i dina lektioner.

Ris. 2. Tabell över oxidationstillstånd.

Dessutom kan oxidationstillstånden för kemiska element bestämmas från Mendeleevs periodiska system:

• den högsta graden (maximalt positiv) sammanfaller med gruppnumret;
• för att bestämma minimivärdet för oxidationstillståndet subtraheras åtta från grupptalet.

Ris. 3. Periodiska systemet.

De flesta icke-metaller har positiva och negativa oxidationstillstånd. Till exempel är kisel i grupp IV, vilket betyder att dess maximala oxidationstillstånd är +4 och minimum -4. I föreningar av icke-metaller (SO 3 , CO 2 , SiC) är oxidationsmedlet en icke-metall med ett negativt oxidationstillstånd eller med ett högt elektronegativitetsvärde. Till exempel, i föreningen PCl 3, har fosfor ett oxidationstillstånd på +3, klor -1. Elektronegativiteten för fosfor är 2,19, klor är 3,16.

Den andra regeln fungerar inte för alkali- och jordalkalimetaller, som alltid har ett positivt oxidationstillstånd lika med gruppnumret. Undantag är magnesium och beryllium (+1, +2). Har också ett konstant oxidationstillstånd:

• aluminium (+3);
• zink (+2);
• kadmium (+2).

De återstående metallerna har ett variabelt oxidationstillstånd. I de flesta reaktioner fungerar de som ett reduktionsmedel. I sällsynta fall kan de vara oxidationsmedel med negativt oxidationstillstånd.

Fluor är det mest kraftfulla oxidationsmedlet. Dess oxidationstillstånd är alltid -1.

Vad har vi lärt oss?

Från 8:e klass lektionen lärde vi oss om graden av oxidation. Detta är ett konventionellt värde som visar hur många elektroner en atom kan ge upp eller acceptera under en kemisk reaktion. Värdet är relaterat till elektronegativitet. Oxidationsmedel tar emot elektroner och har ett negativt oxidationstillstånd, medan reduktionsmedel donerar elektroner och uppvisar ett positivt oxidationstillstånd. De flesta metaller är reduktionsmedel med konstant eller variabelt oxidationstillstånd. Icke-metaller kan uppvisa oxiderande och reducerande egenskaper beroende på vilket ämne de reagerar med.

Testa på ämnet

Utvärdering av rapporten

Genomsnittligt betyg: 4.7. Totalt antal mottagna betyg: 146.

Video tutorial 2: Oxidationstillstånd för kemiska grundämnen

Video tutorial 3: Valens. Bestämning av valens

Föreläsning: Elektronnegativitet. Oxidationstillstånd och valens av kemiska element

Elektronnegativitet

Elektronnegativitetär atomers förmåga att attrahera elektroner från andra atomer för att förena dem.

Det är lätt att bedöma elektronegativiteten för ett visst kemiskt element med hjälp av tabellen. Kom ihåg, i en av våra lektioner sades det att det ökar när du flyttar från vänster till höger över perioder i det periodiska systemet och när du flyttar från botten till toppen genom grupper.

Till exempel gavs uppgiften att bestämma vilket grundämne från den föreslagna serien som är mest elektronegativt: C (kol), N (kväve), O (syre), S (svavel)? Vi tittar på tabellen och finner att detta är O, eftersom han är till höger och högre än de andra.

Vilka faktorer påverkar elektronegativitet? Detta:

• En atoms radie, ju mindre den är, desto högre är elektronegativiteten.
• Valensskalet är fyllt med elektroner, ju fler elektroner desto högre elektronegativitet.

Av alla kemiska grundämnen är fluor det mest elektronegativa eftersom det har en liten atomradie och 7 elektroner i sitt valensskal.

Element med låg elektronegativitet inkluderar alkali- och jordalkalimetaller. De har stora radier och väldigt få elektroner i det yttre skalet.

Elektronegativitetsvärdena för en atom kan inte vara konstanta, eftersom det beror på många faktorer, inklusive de som anges ovan, såväl som graden av oxidation, som kan vara olika för samma grundämne. Därför är det vanligt att prata om relativiteten för elektronegativitetsvärden. Du kan använda följande skalor:

Du behöver elektronegativitetsvärden när du skriver formler för binära föreningar som består av två element. Till exempel, formeln för kopparoxid Cu 2 O - det första elementet ska skrivas ner det vars elektronegativitet är lägre.

I bildningsögonblicket kemisk bindning om elektronegativitetsskillnaden mellan grundämnen är större än 2,0 bildas en polär kovalent bindning om mindre, en jonbindning.

Oxidationstillstånd

Oxidationstillstånd (CO)- detta är den villkorade eller reella laddningen av en atom i en förening: villkorlig - om bindningen är polär kovalent, reell - om bindningen är jonisk.

En atom får en positiv laddning när den ger upp elektroner och en negativ laddning när den tar emot elektroner.

Oxidationstillstånd skrivs ovanför symbolerna med ett tecken «+»/«-» . Det finns också mellanliggande CO. Den maximala CO för ett grundämne är positiv och lika med gruppnummer, och den minsta negativa för metaller är noll, för icke-metaller = (Grupp nr – 8). Element med maximal CO accepterar bara elektroner, och element med minimal CO avger bara elektroner. Grundämnen som har mellanliggande CO kan både ge och ta emot elektroner.

Låt oss titta på några regler som bör följas för att bestämma CO:

CO för alla enkla ämnen är noll.

Summan av alla CO-atomer i en molekyl är också lika med noll, eftersom vilken molekyl som helst är elektriskt neutral.

I föreningar med en kovalent opolär bindning är CO lika med noll (O 2 0), och med en jonbindning är det lika med jonernas laddningar (Na + Cl - natrium CO +1, klor -1). CO-element av föreningar med en kovalent polär bindning anses vara med en jonbindning (H:Cl = H + Cl -, vilket betyder H +1 Cl -1).

Grundämnen i en förening som har störst elektronegativitet har negativa oxidationstillstånd, medan de med minst elektronegativitet har positiva oxidationstillstånd. Baserat på detta kan vi dra slutsatsen att metaller endast har ett "+" oxidationstillstånd.

Konstanta oxidationstillstånd:

Alkalimetaller +1.

Alla metaller i den andra gruppen +2. Undantag: Hg +1, +2.

Aluminium +3.

• Väte +1. Undantag: hydrider av aktiva metaller NaH, CaH 2, etc., där oxidationstillståndet för väte är –1.

  Syre –2. Undantag: F 2 -1 O +2 och peroxider som innehåller gruppen –O–O–, där oxidationstillståndet för syre är –1.

När bildas den jonbindning, sker en viss övergång av en elektron, från en mindre elektronegativ atom till en atom med större elektronegativitet. Också i denna process förlorar atomer alltid elektrisk neutralitet och förvandlas därefter till joner. Heltalsladdningar bildas också. När en polär kovalent bindning bildas överförs elektronen endast delvis, så partiella laddningar uppstår.

Valens

Valensär atomernas förmåga att bilda n - antalet kemiska bindningar med atomer från andra grundämnen.

Valens är också en atoms förmåga att hålla andra atomer nära sig själv. Som du vet från skolkurs Inom kemin är olika atomer kopplade till varandra med elektroner från den yttre energinivån. En oparad elektron söker ett par från en annan atom. Dessa elektroner på yttre nivå kallas valenselektroner. Detta betyder att valens också kan definieras som antalet elektronpar som förbinder atomer med varandra. Titta på vattens strukturformel: H – O – H. Varje streck är ett elektronpar, vilket betyder att det visar valensen, d.v.s. syre här har två linjer, vilket betyder att det är tvåvärt, vätemolekyler kommer från en linje vardera, vilket betyder att väte är envärd. Vid skrivning indikeras valens med romerska siffror: O (II), H (I). Kan också anges ovanför elementet.

Valens kan vara konstant eller variabel. Till exempel, i metallalkalier är den konstant och lika med I. Men klor i olika föreningar uppvisar valenserna I, III, V, VII.

Hur bestämmer man valensen av ett element?

Låt oss återigen titta på det periodiska systemet. Metaller i huvudundergrupperna har en konstant valens, så metaller i den första gruppen har valens I, den andra - II. Och metaller i sidoundergrupper har variabel valens. Den är även variabel för icke-metaller. Den högsta valensen av en atom är lika med gruppnummer, den lägsta är lika med = gruppnummer - 8. En bekant formulering. Betyder inte detta att valensen sammanfaller med oxidationstillståndet? Kom ihåg att valens kan sammanfalla med oxidationstillståndet, men dessa indikatorer är inte identiska med varandra. Valens kan inte ha ett =/--tecken och kan inte heller vara noll.

Det andra sättet att bestämma valens genom kemisk formel, om den konstanta valensen för ett av elementen är känd. Ta till exempel formeln för kopparoxid: CuO. Syrevalens II. Vi ser att det för en syreatom i denna formel finns en kopparatom, vilket betyder att kopparvalensen är lika med II. Låt oss nu ta en mer komplicerad formel: Fe 2 O 3. Valensen för syreatomen är II. Det finns tre sådana atomer här, multiplicera 2*3 =6. Vi fann att det finns 6 valenser per två järnatomer. Låt oss ta reda på valensen av en järnatom: 6:2=3. Detta betyder att valensen för järn är III.

Dessutom, när det är nödvändigt att uppskatta den "maximala valensen", bör man alltid utgå från den elektroniska konfigurationen som finns i det "exciterade" tillståndet.

Definition

Elektronegativitet (EO) $\chi$(chi) är en kvantitet som kännetecknar förmågan hos en atom i ett element att attrahera elektroner till sig själv när de bildar en kemisk bindning med andra atomer.

Det moderna konceptet med atomers elektronegativitet introducerades av den amerikanske vetenskapsmannen Linus Pauling 1932. Teoretisk definition elektronegativitet utvecklades senare. Den amerikanske fysikern Robert Mulliken föreslog att man skulle beräkna elektronegativitet som halva summan av joniseringspotentialen och elektronaffiniteten:

$\chi_(\textrm(M)) = \dfrac (I + A_e)(2),$

där $I$ är joniseringspotentialen, $A_e$ är elektronaffinitetsenergin.

Utöver Mulliken-skalan som beskrivs ovan finns det mer än 20 olika andra elektronegativitetsskalor (vars beräkning av värdena baseras på olika egenskaper hos ämnen), inklusive L. Pauling-skalan (baserad på bindningsenergin under bildandet av ett komplext ämne från enkla), Allred-skalan Rokhov (baserat på den elektrostatiska kraften som verkar på en extern elektron), etc.

För närvarande finns det många sätt att kvantifiera elektronegativiteten hos en atom. Elektronegativitetsvärden för element beräknade olika sätt, som regel inte sammanfaller även när korrektionsfaktorer införs. Men de allmänna trenderna i förändringar i $\chi$ med Periodiska systemetär sparade. Detta kan illustreras genom att jämföra de två mest använda skalorna - Pauling och Allred-Rochow ( djärv EO-värden på Pauling-skalan är markerade med teckensnitt, kursiv- enligt Allred-Rochov-skalan; $s$-element är markerade i rosa, $p$-element är i gult, $d$-element är i grönt, $f$-element är i blått):

Strängt taget kan ett element inte tilldelas konstant elektronegativitet. En atoms elektronegativitet beror på många faktorer, i synnerhet på atomens valenstillstånd, det formella oxidationstillståndet, typen av förening, koordinationsnummer, arten av liganderna som utgör atomens miljö i molekylen systemet och några andra.

Elektronegativitet är relaterad till redoxaktiviteten hos ett element. Följaktligen, ju större elektronegativitet ett element är, desto starkare är dess oxiderande egenskaper.

Ju närmare elektronskalet för en given atom är elektronskalet hos en inert gas, desto högre är dess elektronegativitet. Med andra ord, i perioder När den yttre energinivån är fylld med elektroner (det vill säga från vänster till höger), ökar elektronegativiteten, när gruppantalet och antalet elektroner i den yttre energinivån ökar.

Ju längre valenselektronerna är från kärnan, desto svagare hålls de och desto lägre är atomens förmåga att attrahera ytterligare elektroner. Således, i grupper elektronegativiteten ökar med minskande atomradie, det vill säga från botten till toppen. Grundämnet med högst elektronegativitet är fluor och grundämnet med minst är cesium. Typiska icke-metaller har alltså höga elektronegativitetsvärden, medan typiska metaller har låga elektronegativitetsvärden.

VALENS AV KEMISKA ELEMENT

Valens kännetecknar förmågan hos atomer i ett givet kemiskt element att bilda kemiska bindningar.

Valens bestämmer antalet kemiska bindningar genom vilka en atom är ansluten till andra atomer i en molekyl.

Tidigare definierades valens som antalet atomer av ett monovalent grundämne som en atom av ett givet grundämne kombineras med. Således anses väte vara ett monovalent grundämne. I $HBr$-molekylen är bromatomen kombinerad med en väteatom, och svavelatomen i $H_2S$-molekylen kombineras med två väteatomer. Följaktligen är brom i $HBr$ envärt, och svavel i $H_2S$ är tvåvärt. Valensvärden för olika element kan variera från ett till åtta. Sålunda, i perklorsyra $HClO_4$ är grundämnet väte monovalent, syre är tvåvärt, klor är heptavalent. I xenonoxiden $XeO_4$-molekylen når xenonvalensen ett värde på åtta. Allt detta visas tydligt av följande strukturformler, som visar ordningen för bindning av atomer i en molekyl med varandra i enlighet med deras valenser (med varje valensenhet som motsvarar en valenslinje):

Definition

För närvarande under valens förstå antalet elektronpar med vilka en given atom är kopplad till andra atomer.

Valens(eller kovalens) bestäms av antalet kovalenta bindningar som bildas av en given atom i en förening. I detta fall beaktas både kovalenta bindningar bildade av utbytesmekanismen och kovalenta bindningar bildade av donator-acceptormekanismen.

Valence har inga tecken!

Eftersom det finns två mekanismer för bildandet av en kovalent bindning (elektronparningsmekanismen och donator-acceptormekanismen), beror atomernas valensförmåga på:

• antalet oparade elektroner i en given atom;
• från närvaron av lediga atomära orbitaler i den yttre nivån;
• på antalet ensamma elektronpar.

Valensen av element i den första perioden kan inte överstiga I, valensen av element i den andra perioden kan inte överstiga IV. Från och med den tredje perioden kan valensen av element öka till VIII (till exempel $XeO_4$) i enlighet med numret på gruppen där elementet är beläget.

Låt oss till exempel överväga valensmöjligheterna för atomer av ett antal element.

VALENSMÖJLIGHETER FÖR VÄTE

Väteatomen har en enkel valenselektron, vilket återspeglas av den elektroniska formeln $1s^1$ eller grafisk formel:

På grund av denna oparade elektron kan en väteatom endast bilda en kovalent bindning med någon annan atom genom mekanismen för parning (eller delning) av elektroner. Väteatomen har inga andra valensmöjligheter. Därför uppvisar väte en enda valens av I.

VALENSMÖJLIGHETER AV FOSFOR

Grundämnet fosfor är i den tredje perioden, i huvudundergruppen av den femte gruppen. Den elektroniska konfigurationen av dess valenselektroner är $3s^23p^3$ eller

Eftersom fosfor är en analog av kväve, kan fosfor också uppvisa valenserna I, II, III och IV. Men eftersom lediga $3d$ orbitaler är tillgängliga för element från den tredje perioden, kan fosforatomen gå in i ett exciterat tillstånd genom att överföra en av $s$ elektronerna till $d$ undernivån:

Således kan en fosforatom bilda fem kovalenta bindningar genom en utbytesmekanism. Fosfor uppvisar den maximala valensen V i molekylerna $PF_5$, $H_3PO_4$, $POCl_3$, etc.:

OXIDATIONSTILLSTÅND

Definition

Oxidationstillståndär den villkorade laddningen av en atom i en förening, förutsatt att alla bindningar i denna förening är joniska (det vill säga alla bindande elektronpar är helt förskjutna mot atomen i det mer elektronegativa elementet).

Oxidationstalet är med andra ord ett tal som anger hur många elektroner en atom ger upp (+ laddning) eller accepterar (– laddning) när den bildar en kemisk bindning med en annan atom.

Till skillnad från valens har oxidationstalet ett tecken - det kan vara negativt, noll eller positivt.

För att beräkna oxidationstillstånden för atomer i en förening finns det ett antal enkla regler:

• Oxidationstillståndet för ett grundämne i ett enkelt ämne antas vara noll. Om ett ämne är i ett atomärt tillstånd, är oxidationstillståndet för dess atomer också noll.
• Ett antal grundämnen uppvisar ett konstant oxidationstillstånd i föreningar. Bland dem finns fluor (−1), alkalimetaller (+1), alkaliska jordartsmetaller, beryllium, magnesium och zink (+2), aluminium (+3).
• Syre uppvisar som regel ett oxidationstillstånd på −2, med undantag för peroxiderna $H_2O_2$ (−1), superoxiderna $MO_2$ ($-\frac(1)(2)$), ozoniderna $M^IO_3 ,\ M^(II )(O_3)_2$ ($-\frac(1)(3)$) och syrefluorid $OF_2$ (+2).
• Väte i kombination med metaller (i hydrider) uppvisar ett oxidationstillstånd på -1, och i föreningar med icke-metaller, som regel, +1 (förutom $SiH_4,\ B_2H_6$).
• Den algebraiska summan av oxidationstillstånden för alla atomer i en molekyl måste vara lika med noll, och i en komplex jon - laddningen av denna jon.

Högsta positiva oxidationstillstånd lika, som regel, gruppnumret för elementet i det periodiska systemet.

Således uppvisar svavel (ett grundämne i grupp VIA) det högsta oxidationstillståndet +6, kväve (ett grundämne i grupp V) - det högsta oxidationstillståndet +5, mangan - övergångselement Grupp VIIB - högsta oxidationstillstånd +7. Denna regel gäller inte element i sidoundergruppen i den första gruppen, vars oxidationstillstånd vanligtvis överstiger +1, samt element i sidoundergruppen i grupp VIII. Grundämnena syre och fluor visar inte heller sina högsta oxidationstillstånd lika med grupptalet.

Lägsta negativa oxidationstillstånd för icke-metalliska element bestäms genom att subtrahera gruppnumret från talet 8.

Således uppvisar svavel (ett grundämne i grupp VIA) det lägsta oxidationstillståndet -2, kväve (ett grundämne i grupp V) - det lägsta oxidationstillståndet -3.

Baserat på ovanstående regler kan du hitta oxidationstillståndet för ett grundämne i vilket ämne som helst.

$+1 + x = 0 \hspace(1,5cm) +2 + 2x = 0 \hspace(1,5cm) +3 + 3x = 0$

$x = - 1 \hspace(2,3 cm) x = - 1 \hspace(2,6 cm) x = - 1$

$\overset(x)(Cl\overset(-2)(O_3))^(-1)$

Den formella laddningen av en atom i föreningar är en hjälpmängd den används vanligtvis i beskrivningar av grundämnens egenskaper i kemi. Denna konventionella elektriska laddning är oxidationstillståndet. Dess värde förändras som ett resultat av många kemiska processer. Även om laddningen är formell, karakteriserar den tydligt egenskaperna och beteendet hos atomer i redoxreaktioner (ORR).

Oxidation och reduktion

Tidigare använde kemister termen "oxidation" för att beskriva interaktionen mellan syre och andra grundämnen. Namnet på reaktionerna kommer från det latinska namnet för syre - Oxygenium. Senare visade det sig att även andra grundämnen oxiderar. I det här fallet reduceras de - de får elektroner. Varje atom, när den bildar en molekyl, ändrar strukturen på dess valens elektronskal. I detta fall uppträder en formell laddning, vars storlek beror på antalet konventionellt givna eller accepterade elektroner. För att karakterisera detta värde användes tidigare den engelska kemiska termen "oxidation number", som översatt betyder "oxidation number". När man använder det är det baserat på antagandet att bindningselektronerna i molekyler eller joner tillhör en atom med ett högre elektronegativitetsvärde (EO). Förmågan att behålla sina elektroner och attrahera dem från andra atomer uttrycks väl i starka icke-metaller (halogener, syre). Starka metaller (natrium, kalium, litium, kalcium, andra alkali- och jordalkalielement) har motsatta egenskaper.

Bestämning av oxidationstillstånd

Oxidationstillståndet är laddningen som en atom skulle förvärva om elektronerna som deltar i bildningen av bindningen helt förflyttades till ett mer elektronegativt element. Det finns ämnen som inte har en molekylstruktur (alkalimetallhalider och andra föreningar). I dessa fall sammanfaller oxidationstillståndet med jonens laddning. Den konventionella eller verkliga laddningen visar vilken process som inträffade innan atomerna fick sitt nuvarande tillstånd. Det positiva oxidationstalet är det totala antalet elektroner som har tagits bort från atomerna. Ett negativt oxidationstal är lika med antalet fångade elektroner. Genom att ändra ett kemiskt elements oxidationstillstånd bedömer man vad som händer med dess atomer under reaktionen (och vice versa). Färgen på ett ämne avgör vilka förändringar som har skett i oxidationstillståndet. Föreningar av krom, järn och ett antal andra grundämnen, i vilka de uppvisar olika valens, är olika färgade.

Negativa, noll- och positiva oxidationsvärden

Enkla ämnen bildas av kemiska grundämnen med samma EO-värde. I detta fall tillhör bindningselektronerna alla strukturella partiklar lika. Följaktligen har grundämnena i enkla ämnen inte ett oxidationstillstånd (H 0 2, O 0 2, C 0). När atomer accepterar elektroner eller det allmänna molnet skiftar i deras riktning, skrivs laddningar vanligtvis med ett minustecken. Till exempel F-1, O-2, C-4. Genom att donera elektroner får atomer en verklig eller formell positiv laddning. I OF2-oxiden ger syreatomen upp en elektron vardera till två fluoratomer och är i O+2-oxidationstillståndet. I en molekyl eller polyatomisk jon sägs de mer elektronegativa atomerna ta emot alla bindningselektroner.

Svavel är ett grundämne som uppvisar olika valens- och oxidationstillstånd

Kemiska element i huvudundergrupperna uppvisar ofta en lägre valens lika med VIII. Till exempel är valensen av svavel i vätesulfid och metallsulfider II. Ett grundämne kännetecknas av mellanliggande och högsta valens i exciterat tillstånd, när atomen ger upp en, två, fyra eller alla sex elektroner och uppvisar valenserna I, II, IV, VI respektive. Samma värden, endast med ett minus- eller plustecken, har svavelets oxidationstillstånd:

• i fluor sulfid donerar en elektron: -1;
• i svavelväte det lägsta värdet: -2;
• i dioxidmellantillstånd: +4;
• i trioxid, svavelsyra och sulfater: +6.

I sitt högsta oxidationstillstånd accepterar svavel endast elektroner i sitt lägre tillstånd, det uppvisar starka reducerande egenskaper. S+4-atomer kan fungera som reduktionsmedel eller oxidationsmedel i föreningar, beroende på förhållandena.

Överföring av elektroner i kemiska reaktioner

När en kristall bildas bordssalt natrium donerar elektroner till det mer elektronegativa kloret. Oxidationstillstånden för grundämnen sammanfaller med jonernas laddningar: Na +1 Cl -1. För molekyler som skapats genom att dela och flytta elektronpar till en mer elektronegativ atom är endast begreppet formell laddning tillämpligt. Men vi kan anta att alla föreningar består av joner. Sedan får atomerna, genom att attrahera elektroner, en betingad negativ laddning och genom att ge bort dem en positiv. I reaktioner anger de hur många elektroner som är förskjutna. Till exempel, i koldioxidmolekylen C +4 O - 2 2, återspeglar indexet som anges i det övre högra hörnet av den kemiska symbolen för kol antalet elektroner som avlägsnats från atomen. Syre i detta ämne kännetecknas av ett oxidationstillstånd på -2. Motsvarande index för det kemiska tecknet O är antalet tillsatta elektroner i atomen.

Hur man beräknar oxidationstillstånd

Att räkna antalet elektroner som doneras och erhålls av atomer kan vara tidskrävande. Följande regler gör denna uppgift enklare:

1. I enkla ämnen är oxidationstillstånden noll.
2. Summan av oxidationen av alla atomer eller joner i ett neutralt ämne är noll.
3. I en komplex jon måste summan av oxidationstillstånden för alla grundämnen motsvara laddningen av hela partikeln.
4. En mer elektronegativ atom får ett negativt oxidationstillstånd, vilket skrivs med ett minustecken.
5. Mindre elektronegativa element får positiva oxidationstillstånd och skrivs med ett plustecken.
6. Syre uppvisar i allmänhet ett oxidationstillstånd på -2.
7. För väte är det karakteristiska värdet: +1 i metallhydrider finns det: H-1;
8. Fluor är det mest elektronegativa av alla grundämnen, och dess oxidationstillstånd är alltid -4.
9. För de flesta metaller är oxidationstalen och valenserna desamma.

Oxidationstillstånd och valens

De flesta föreningar bildas som ett resultat av redoxprocesser. Övergången eller förskjutningen av elektroner från ett element till ett annat leder till en förändring i deras oxidationstillstånd och valens. Ofta sammanfaller dessa värden. Frasen "elektrokemisk valens" kan användas som en synonym för termen "oxidationstillstånd". Men det finns undantag, till exempel i ammoniumjonen är kväve fyrvärt. Samtidigt är atomen i detta element i -3-oxidationstillståndet. I organiska ämnen är kol alltid fyrvärt, men oxidationstillstånden för C-atomen i metan CH 4, myralkohol CH 3 OH och sur HCOOH har olika värden: -4, -2 och +2.

Redoxreaktioner

Redoxprocesser omfattar många av de viktigaste processerna inom industri, teknik, boende och livlös natur: förbränning, korrosion, fermentering, intracellulär andning, fotosyntes och andra fenomen.

Vid sammanställning av OVR-ekvationer väljs koefficienter med den elektroniska balansmetoden, som fungerar med följande kategorier:

• oxidationstillstånd;
• reduktionsmedlet avger elektroner och oxideras;
• oxidationsmedlet tar emot elektroner och reduceras;
• antalet avgivna elektroner måste vara lika med antalet tillsatta elektroner.

En atoms förvärv av elektroner leder till en minskning av dess oxidationstillstånd (reduktion). Förlusten av en eller flera elektroner av en atom åtföljs av en ökning av elementets oxidationstal som ett resultat av reaktioner. För ORR som flyter mellan joner av starka elektrolyter i vattenlösningar, inte elektronisk balans och halvreaktionsmetoden.

Kemiförberedelse för cancer och DPA
Omfattande upplaga

DEL OCH

ALLMÄN KEMI

KEMISK BINDNING OCH ÄMNETS STRUKTUR

Oxidationstillstånd

Oxidationstillståndet är den villkorade laddningen på en atom i en molekyl eller kristall som skulle uppstå på den när alla polära bindningar som skapas av den var joniska till sin natur.

Till skillnad från valens kan oxidationstillstånd vara positivt, negativt eller noll. I enkla joniska föreningar sammanfaller oxidationstillståndet med jonernas laddningar. Till exempel i natriumklorid NaCl (Na + Cl-) Natrium har ett oxidationstillstånd på +1, och klor -1, i kalciumoxid CaO (Ca +2 O -2) Kalcium uppvisar ett oxidationstillstånd på +2, och Oxysen - -2. Denna regel gäller för alla grundläggande oxider: oxidationstillståndet för ett metallelement är lika med laddningen av metalljonen (Natrium +1, Barium +2, Aluminium +3), och oxidationstillståndet för syre är -2. Oxidationstillståndet indikeras av arabiska siffror, som placeras ovanför elementets symbol, som valens, och laddningens tecken indikeras först och sedan dess numeriska värde:

Om modulen för oxidationstillståndet är lika med ett, kan talet "1" utelämnas och endast tecknet kan skrivas: Na + Cl-.

Oxidationstal och valens är relaterade begrepp. I många föreningar sammanfaller det absoluta värdet av grundämnenas oxidationstillstånd med deras valens. Det finns dock många fall där valensen skiljer sig från oxidationstillståndet.

I enkla ämnen - icke-metaller finns det en kovalent icke-polär bindning, det delade elektronparet förskjuts till en av atomerna, därför är oxidationstillståndet för element i enkla ämnen alltid noll. Men atomerna är anslutna till varandra, det vill säga de uppvisar en viss valens, som till exempel i syre är valensen av syre II, och i kväve är valensen av kväve III:

I väteperoxidmolekylen är valensen för syre också II, och den för väte är I:

Fastställande av möjliga examina oxidation av grundämnen

Oxidationen säger att grundämnen kan uppvisa i olika föreningar kan i de flesta fall bestämmas av strukturen på den yttre elektroniska nivån eller av grundämnets plats i det periodiska systemet.

Atomer av metalliska element kan bara donera elektroner, så de uppvisar positiva oxidationstillstånd i föreningar. Dess absoluta värde i många fall (förutom d -element) är lika med antalet elektroner i den yttre nivån, det vill säga gruppnumret i det periodiska systemet. Atomer d -element kan också donera elektroner från en högre nivå, nämligen från ofyllda d -orbitaler. Därför för d -element, att bestämma alla möjliga oxidationstillstånd är mycket svårare än för s- och p-element. Man kan säkert säga att majoriteten d -element uppvisar ett oxidationstillstånd på +2 på grund av elektroner i den yttre elektronnivån, och det maximala oxidationstillståndet är i de flesta fall lika med grupptalet.

Atomer av icke-metalliska element kan uppvisa både positiva och negativa oxidationstillstånd, beroende på atomen av vilket element de bildar en bindning med. Om ett element är mer elektronegativt, uppvisar det ett negativt oxidationstillstånd, och om det är mindre elektronegativt, uppvisar det ett positivt oxidationstillstånd.

Det absoluta värdet av oxidationstillståndet för icke-metalliska element kan bestämmas av strukturen hos det yttre elektroniska skiktet. En atom kan ta emot så många elektroner att åtta elektroner finns på dess yttre nivå: icke-metalliska element i grupp VII accepterar en elektron och uppvisar ett oxidationstillstånd av -1, grupp VI - två elektroner och uppvisar ett oxidationstillstånd av - 2 osv.

Icke-metalliska element kan avge annat nummer elektroner: maximalt så många som finns på den yttre energinivån. Med andra ord är det maximala oxidationstillståndet för icke-metalliska element lika med gruppnumret. På grund av cirkulationen av elektroner på den yttre nivån av atomer, antalet oparade elektroner som en atom kan donera till kemiska reaktioner, kan vara olika, så icke-metalliska element är kapabla att detektera olika mellanvärden av oxidationstillståndet.

Möjliga oxidationstillstånd s- och p-element

PS-gruppen
Högsta oxidationstillstånd
Mellanliggande oxidationstillstånd
Lägre oxidationstillstånd

Bestämning av oxidationstillstånd i föreningar

Varje elektriskt neutral molekyl, därför måste summan av oxidationstillstånden för atomerna i alla grundämnen vara lika med noll. Låt oss bestämma graden av oxidation i svavel(I) V) oxid SO 2 taofosfor (V) sulfid P 2 S 5.

Svavel(IV)oxid SO 2 bildas av atomer av två grundämnen. Av dessa har syre den största elektronegativiteten, därför kommer syreatomer att ha negativ grad oxidation. För syre är det lika med -2. I detta fall har svavel ett positivt oxidationstillstånd. Svavel kan uppvisa olika oxidationstillstånd i olika föreningar, så i det här fallet måste det beräknas. I en molekyl SO 2 två syreatomer med ett oxidationstillstånd på -2, så den totala laddningen av syreatomerna är -4. För att molekylen ska vara elektriskt neutral måste svavelatomen fullständigt neutralisera laddningen av båda syreatomerna, därför är svavelets oxidationstillstånd +4:

I molekylen finns fosfor ( V) sulfid P2S5 Det mer elektronegativa elementet är svavel, det vill säga det uppvisar ett negativt oxidationstillstånd, och fosfor har ett positivt oxidationstillstånd. För svavel är det negativa oxidationstillståndet endast 2. Tillsammans bär de fem svavelatomerna en negativ laddning på -10. Därför måste två fosforatomer neutralisera denna laddning med en total laddning på +10. Eftersom det finns två fosforatomer i molekylen måste var och en ha ett oxidationstillstånd på +5:

Det är svårare att beräkna oxidationstillståndet i icke-binära föreningar - salter, baser och syror. Men för detta bör du också använda principen om elektrisk neutralitet, och kom också ihåg att i de flesta föreningar är oxidationstillståndet för syre -2, väte +1.

Låt oss titta på detta med hjälp av kaliumsulfat som ett exempel. K2SO4. Oxidationstillståndet för kalium i föreningar kan bara vara +1, och syre -2:

Med hjälp av principen om elektrisk neutralitet beräknar vi svavelets oxidationstillstånd:

2(+1) + 1 (x) + 4 (-2) = 0, varav x = +6.

Vid bestämning av oxidationstillstånden för grundämnen i föreningar bör följande regler följas:

1. Oxidationstillstånd för elementet i enkel sak lika med noll.

2. Fluor är det mest elektronegativa kemiska elementet, därför är oxidationstillståndet för Fluor i alla föreningar lika med -1.

3. Syre är det mest elektronegativa grundämnet efter fluor, därför är oxidationstillståndet för syre i alla föreningar utom fluorider negativt: i de flesta fall är det -2 och i peroxider - -1.

4. Oxidationstillståndet för väte i de flesta föreningar är +1, och i föreningar med metallelement (hydrider) - -1.

5. Oxidationstillståndet för metaller i föreningar är alltid positivt.

6. Ett mer elektronegativt element har alltid ett negativt oxidationstillstånd.

7. Summan av oxidationstillstånden för alla atomer i en molekyl är noll.