كيف يختلف التكافؤ عن حالة الأكسدة؟ الكيمياء غير العضوية ما هي حالات الأكسدة وتكافؤ العناصر

ومن بين التفاعلات الكيميائية، بما في ذلك في الطبيعة، تفاعلات الأكسدة والاختزالهي الأكثر شيوعا. وتشمل هذه، على سبيل المثال، عملية التمثيل الضوئي، والتمثيل الغذائي، والعمليات البيولوجية، وكذلك احتراق الوقود، وإنتاج المعادن والعديد من التفاعلات الأخرى. لقد استخدمت البشرية منذ فترة طويلة تفاعلات الأكسدة والاختزال بنجاح لأغراض مختلفة، لكن النظرية الإلكترونية لعمليات الأكسدة والاختزال نفسها ظهرت مؤخرًا - في بداية القرن العشرين.

من أجل الانتقال إلى النظرية الحديثة للحد من الأكسدة، من الضروري إدخال عدة مفاهيم - هذه هي التكافؤ وحالة الأكسدة وهيكل الأصداف الإلكترونية للذرات. أثناء دراسة أقسام مثل العناصر و، واجهنا بالفعل هذه المفاهيم. بعد ذلك، دعونا ننظر إليهم بمزيد من التفصيل.

حالة التكافؤ والأكسدة

التكافؤ- مفهوم معقد نشأ مع مفهوم الرابطة الكيميائية ويتم تعريفه على أنه خاصية الذرات لربط أو استبدال عدد معين من ذرات عنصر آخر، أي. هي قدرة الذرات على تكوين روابط كيميائية في المركبات. في البداية، تم تحديد التكافؤ بواسطة الهيدروجين (تم اعتبار التكافؤ 1) أو الأكسجين (تم اعتبار التكافؤ 2). في وقت لاحق بدأوا في التمييز بين التكافؤ الإيجابي والسلبي. من الناحية الكمية، يتميز التكافؤ الإيجابي بعدد الإلكترونات التي تبرعت بها الذرة، ويتميز التكافؤ السلبي بعدد الإلكترونات التي يجب إضافتها إلى الذرة لتنفيذ قاعدة الثماني (أي استكمال مستوى الطاقة الخارجي). وفي وقت لاحق، بدأ مفهوم التكافؤ أيضًا في الجمع بين طبيعة الروابط الكيميائية التي تنشأ بين الذرات في ارتباطها.

كقاعدة عامة، أعلى تكافؤ للعناصر يتوافق مع رقم المجموعة في الجدول الدوري. ولكن، كما هو الحال مع جميع القواعد، هناك استثناءات: على سبيل المثال، النحاس والذهب يقعان في المجموعة الأولى من الجدول الدوري ويجب أن يكون تكافؤهما مساوياً لرقم المجموعة، أي. 1، ولكن في الواقع أعلى تكافؤ للنحاس هو 2، والذهب هو 3.

حالة الأكسدةيُطلق عليه أحيانًا رقم الأكسدة أو التكافؤ الكهروكيميائي أو حالة الأكسدة وهو مفهوم نسبي. وهكذا، عند حساب حالة الأكسدة، يفترض أن الجزيء يتكون من أيونات فقط، على الرغم من أن معظم المركبات ليست أيونية على الإطلاق. ومن الناحية الكمية، يتم تحديد درجة أكسدة ذرات العنصر في المركب من خلال عدد الإلكترونات المرتبطة بالذرة أو النازح عنها. وبالتالي، في حالة عدم إزاحة الإلكترون، ستكون حالة الأكسدة صفرًا، وعندما تزاح الإلكترونات نحو ذرة معينة تكون سالبة، وعندما تزاح الإلكترونات من ذرة معينة تكون موجبة.

تعريف حالة أكسدة الذراتيجب اتباع القواعد التالية:

1. في جزيئات المواد والمعادن البسيطة، تكون حالة أكسدة الذرات 0.
2. الهيدروجين في جميع المركبات تقريبًا له حالة أكسدة تساوي +1 (وفقط في هيدريدات المعادن النشطة تساوي -1).
3. بالنسبة لذرات الأكسجين في مركباته، فإن حالة الأكسدة النموذجية هي -2 (الاستثناءات: OF 2 وبيروكسيدات المعادن، حالة أكسدة الأكسجين هي +2 و -1، على التوالي).
4. تتمتع ذرات الفلزات القلوية (+1) والفلزات القلوية الترابية (+2) وكذلك الفلور (-1) أيضًا بحالة أكسدة ثابتة
5. في المركبات الأيونية البسيطة تكون حالة الأكسدة متساوية في الحجم وتشير إلى شحنتها الكهربائية.
6. بالنسبة للمركب التساهمي، فإن الذرة الأكثر سالبية كهربية لها حالة أكسدة مع علامة "-"، والذرة الأقل سالبية كهربية لها علامة "+".
7. بالنسبة للمركبات المعقدة، تتم الإشارة إلى حالة أكسدة الذرة المركزية.
8. مجموع حالات الأكسدة للذرات في الجزيء هو صفر.

على سبيل المثال، دعونا نحدد حالة أكسدة Se في المركب H 2 SeO 3

إذن، حالة أكسدة الهيدروجين هي +1، والأكسجين -2، ومجموع حالات الأكسدة هو 0، فلنقم بإنشاء تعبير، مع الأخذ في الاعتبار عدد الذرات في المركب H 2 + Se x O 3 -2:

(+1)2+x+(-2)3=0، من أين

أولئك. ح 2 + سي +4 أو 3 -2

بمعرفة حالة أكسدة عنصر ما في المركب، من الممكن التنبؤ بخصائصه الكيميائية وتفاعله تجاه المركبات الأخرى، وكذلك معرفة ما إذا كان هذا المركب الحد من وكيلأو عامل مؤكسد. تم الكشف عن هذه المفاهيم بالكامل في نظريات الأكسدة والاختزال:

• أكسدةهي عملية فقدان الإلكترونات بواسطة الذرة أو الأيون أو الجزيء مما يؤدي إلى زيادة حالة الأكسدة.

آل 0 -3e - = آل +3 ;

2O -2 -4e - = O 2 ;

2Cl - -2e - = Cl 2

• استعادة -هذه هي العملية التي تكتسب بها الذرة أو الأيون أو الجزيء إلكترونات، مما يؤدي إلى انخفاض في حالة الأكسدة.

كا +2 +2e - = كا 0؛

2H + +2e - =H 2

• عامل مؤكسد- المركبات التي تقبل الإلكترونات أثناء التفاعل الكيميائي، و تقليل الوكلاء- المركبات المانحة للإلكترون. تتأكسد العوامل المختزلة أثناء التفاعل، ويتم تقليل العوامل المؤكسدة.
• جوهر تفاعلات الأكسدة والاختزال– حركة الإلكترونات (أو إزاحة أزواج الإلكترونات) من مادة إلى أخرى، يصاحبها تغير في حالات أكسدة الذرات أو الأيونات. في مثل هذه التفاعلات، لا يمكن أكسدة عنصر واحد دون اختزال العنصر الآخر، وذلك لأن يؤدي نقل الإلكترونات دائمًا إلى الأكسدة والاختزال. وبالتالي، فإن إجمالي عدد الإلكترونات المأخوذة من عنصر واحد أثناء الأكسدة هو نفس عدد الإلكترونات التي اكتسبها عنصر آخر أثناء الاختزال.

لذا، إذا كانت العناصر الموجودة في المركبات في أعلى حالات الأكسدة، فإنها ستظهر خصائص مؤكسدة فقط، نظرًا لأنها لم تعد قادرة على التخلي عن الإلكترونات. على العكس من ذلك، إذا كانت العناصر الموجودة في المركبات في أدنى حالات الأكسدة، فإنها تظهر خواص اختزالية فقط، لأن لم يعد بإمكانهم إضافة الإلكترونات. يمكن لذرات العناصر في حالة الأكسدة المتوسطة، اعتمادًا على ظروف التفاعل، أن تكون عوامل مؤكسدة وعوامل اختزال. لنعطي مثالا: الكبريت في أعلى حالة أكسدة +6 في المركب H 2 SO 4 يمكن أن يظهر خصائص مؤكسدة فقط، في المركب H 2 S - الكبريت في أدنى حالة أكسدة -2 وسيظهر فقط خصائص اختزال، و في المركب H 2 SO 3 الذي يكون في حالة الأكسدة المتوسطة +4، يمكن أن يكون الكبريت عاملًا مؤكسدًا وعاملًا مختزلًا.

استنادا إلى حالات الأكسدة للعناصر، يمكن التنبؤ باحتمال حدوث تفاعل بين المواد. ومن الواضح أنه إذا كان كلا العنصرين في مركباتهما في حالات أكسدة أعلى أو أقل، فإن التفاعل بينهما مستحيل. يكون التفاعل ممكنًا إذا كان أحد المركبين يمكن أن يظهر خصائص مؤكسدة والآخر - خصائص اختزال. على سبيل المثال، في HI وH 2 S، يكون كل من اليود والكبريت في أقل حالات الأكسدة (-1 و-2) ويمكن أن يكونا فقط عوامل اختزال، وبالتالي، لن يتفاعلا مع بعضهما البعض. لكنها سوف تتفاعل بشكل جيد مع H 2 SO 4، الذي يتميز بخصائص مخفضة، لأن الكبريت هنا في أعلى حالات الأكسدة.

يتم عرض أهم عوامل الاختزال والأكسدة في الجدول التالي.

المرممون
ذرات متعادلة	المخطط العام م—شمال شرق →من+ جميع المعادن، بالإضافة إلى الهيدروجين والكربون، وأقوى عوامل الاختزال هي الفلزات القلوية والفلزات القلوية الترابية، وكذلك اللانثانيدات والأكتينيدات. عوامل الاختزال الضعيفة هي معادن نبيلة - Au، Ag، Pt، Ir، Os، Pd، Ru، Rh. في المجموعات الفرعية الرئيسية للجدول الدوري، تزداد قدرة الاختزال للذرات المحايدة مع زيادة العدد الذري.
الأيونات اللافلزية سالبة الشحنة	المخطط العام ه +شمال شرق - → هن- الأيونات سالبة الشحنة هي عوامل اختزال قوية نظرًا لقدرتها على التبرع بالإلكترونات الزائدة وإلكتروناتها الخارجية. وتزداد قوة التخفيض، بنفس الشحنة، بزيادة نصف القطر الذري. على سبيل المثال، I هو عامل اختزال أقوى من Br - وCl - ويمكن أيضًا أن تكون عوامل الاختزال S 2-، Se 2-، Te 2- وغيرها.
أيونات فلزية موجبة الشحنة ذات أقل حالة أكسدة	يمكن لأيونات المعادن ذات حالات الأكسدة المنخفضة أن تظهر خصائص مخفضة إذا كانت تتميز بحالات ذات حالة أكسدة أعلى. على سبيل المثال، Sn 2+ -2e — → Sn 4+ Cr 2+ -e — → Cr 3+ Cu + -e — → Cu 2+
الأيونات والجزيئات المعقدة التي تحتوي على ذرات في حالات الأكسدة المتوسطة	يمكن للأيونات المعقدة أو المعقدة، وكذلك الجزيئات، أن تظهر خصائص اختزالية إذا كانت الذرات المكونة لها في حالة أكسدة متوسطة. على سبيل المثال، SO 3 2-، NO 2 -، AsO 3 3-، 4-، SO 2، CO، NO وغيرها.
	الكربون، أول أكسيد الكربون (II)، الحديد، الزنك، الألومنيوم، القصدير، حامض الكبريتيك، كبريتيت الصوديوم وثنائي كبريتيت، كبريتيد الصوديوم، ثيوكبريتات الصوديوم، الهيدروجين، تيار كهربائي
عامل مؤكسد
ذرات متعادلة	المخطط العام ه + ني- → ه ن- العوامل المؤكسدة هي ذرات العناصر p. اللافلزات النموذجية هي الفلور والأكسجين والكلور. أقوى العوامل المؤكسدة هي الهالوجينات والأكسجين. في المجموعات الفرعية الرئيسية للمجموعات 7 و6 و5 و4، يتناقص النشاط التأكسدي للذرات من الأعلى إلى الأسفل
أيونات معدنية موجبة الشحنة	جميع الأيونات المعدنية المشحونة إيجابيا تظهر خصائص مؤكسدة بدرجات متفاوتة. من بين هذه العوامل المؤكسدة القوية هي الأيونات ذات حالة الأكسدة العالية، على سبيل المثال، Sn 4+، Fe 3+، Cu 2+. تعتبر أيونات المعادن النبيلة، حتى في حالات الأكسدة المنخفضة، عوامل مؤكسدة قوية.
الأيونات والجزيئات المعقدة التي تحتوي على ذرات فلزية في أعلى حالات الأكسدة	العوامل المؤكسدة النموذجية هي المواد التي تحتوي على ذرات معدنية في حالة الأكسدة الأعلى. على سبيل المثال، KMnO4، K2Cr2O7، K2CrO4، HAuCl4.
الأيونات والجزيئات المعقدة التي تحتوي على ذرات غير معدنية في حالة الأكسدة الإيجابية	وهي في الأساس أحماض تحتوي على الأكسجين، بالإضافة إلى الأكاسيد والأملاح المقابلة لها. على سبيل المثال، SO 3، H 2 SO 4، HClO، HClO 3، NaOBr وغيرها. في صف واحد ح 2SO4 →ح 2SeO4 →ح 6تيو6يزداد نشاط الأكسدة من حمض الكبريتيك إلى حمض التيلوريك. في صف واحد حمض الهيدروكلوريك -حمض الهيدروكلوريك 2 -حمض الهيدروكلوريك 3 -حمض الهيدروكلوريك4 حمض الهيدروكلوريك - حمض الهيدروكلوريك 3 - هيو - هيو 3 - هيو 4، H5IO 6 يزداد النشاط التأكسدي من اليمين إلى اليسار، وتزداد الخواص الحمضية من اليسار إلى اليمين.
أهم عوامل الاختزال في التكنولوجيا والممارسة المخبرية	الأكسجين، الأوزون، برمنجنات البوتاسيوم، أحماض الكروميك والثنائي كروميك، حامض النيتريك، حامض النيتروز، حامض الكبريتيك (الخلاصة)، بيروكسيد الهيدروجين، التيار الكهربائي، حمض الهيبوكلوروس، ثاني أكسيد المنغنيز، ثاني أكسيد الرصاص، المبيض، محاليل البوتاسيوم وهيبوكلوريت الصوديوم، البوتاسيوم. هيبوبروميد، هيكسسيانوفيرات البوتاسيوم (III).

فئات ،

السالبية الكهربية (EO) هي قدرة الذرات على جذب الإلكترونات عند الارتباط مع ذرات أخرى .

تعتمد السالبية الكهربية على المسافة بين النواة وإلكترونات التكافؤ، ومدى قرب اكتمال غلاف التكافؤ. كلما كان نصف قطر الذرة أصغر وزاد عدد إلكترونات التكافؤ، كلما زاد EO الخاص بها.

الفلور هو العنصر الأكثر كهربية. أولاً، يحتوي على 7 إلكترونات في غلاف التكافؤ الخاص به (إلكترون واحد فقط مفقود من الثماني)، وثانيًا، غلاف التكافؤ هذا (...2s 2 2p 5) يقع بالقرب من النواة.

ذرات الفلزات القلوية والفلزات الأرضية القلوية هي الأقل سالبية كهربية. لديهم أنصاف أقطار كبيرة وأغلفة الإلكترون الخارجية الخاصة بهم بعيدة عن الاكتمال. من الأسهل عليهم التخلي عن إلكترونات التكافؤ الخاصة بهم إلى ذرة أخرى (عندها يصبح الغلاف الخارجي مكتملًا) بدلاً من "اكتساب" الإلكترونات.

يمكن التعبير عن السالبية الكهربية كميًا ويمكن ترتيب العناصر بترتيب متزايد. غالبًا ما يتم استخدام مقياس السالبية الكهربية الذي اقترحه الكيميائي الأمريكي L. Pauling.

الفرق في السالبية الكهربية للعناصر في المركب ( ΔX) سيسمح لك بالحكم على نوع الرابطة الكيميائية. إذا كانت القيمة ΔX= 0 - اتصال تساهمية غير قطبية.

عندما يصل فرق السالبية الكهربية إلى 2.0، تسمى الرابطة القطبية التساهميةعلى سبيل المثال: رابطة HF في جزيء فلوريد الهيدروجين HF: Δ X = (3.98 - 2.20) = 1.78

تعتبر السندات ذات فرق السالبية الكهربية أكبر من 2.0 أيوني. على سبيل المثال: رابطة Na-Cl في مركب NaCl: Δ X = (3.16 - 0.93) = 2.23.

حالة الأكسدة

حالة الأكسدة (CO) هي الشحنة المشروطة للذرة في الجزيء، ويتم حسابها على افتراض أن الجزيء يتكون من أيونات وهو محايد كهربائيًا بشكل عام.

عند تكوين رابطة أيونية، ينتقل الإلكترون من ذرة أقل سالبية كهربية إلى ذرة أكثر سالبية كهربية، وتفقد الذرات حيادها الكهربائي وتتحول إلى أيونات. تنشأ رسوم عدد صحيح. عندما تتشكل رابطة قطبية تساهمية، لا ينتقل الإلكترون بشكل كامل، بل بشكل جزئي، فتنشأ شحنات جزئية (حمض الهيدروكلوريك في الشكل أدناه). لنتخيل أن الإلكترون قد انتقل بالكامل من ذرة الهيدروجين إلى الكلور، وظهرت شحنة موجبة كاملة قدرها +1 على الهيدروجين، و -1 على الكلور. تسمى هذه الشحنات التقليدية حالة الأكسدة.

يوضح هذا الشكل حالات الأكسدة المميزة للعناصر العشرين الأولى.
ملحوظة. عادةً ما يكون أعلى ثاني أكسيد الكربون مساوياً لرقم المجموعة في الجدول الدوري. تحتوي معادن المجموعات الفرعية الرئيسية على خاصية ثاني أكسيد الكربون واحدة، في حين أن المواد غير المعدنية، كقاعدة عامة، لها تشتت ثاني أكسيد الكربون. لذلك، تشكل اللافلزات عددًا كبيرًا من المركبات ولها خصائص أكثر "تنوعًا" مقارنة بالمعادن.

أمثلة على تحديد حالة الأكسدة

دعونا نحدد حالات أكسدة الكلور في المركبات:

القواعد التي أخذناها في الاعتبار لا تسمح لنا دائمًا بحساب ثاني أكسيد الكربون لجميع العناصر، كما هو الحال في جزيء أمينوبروبان معين.

من الملائم هنا استخدام التقنية التالية:

1) نحن نصور الصيغة الهيكلية للجزيء، والشرطة عبارة عن رابطة، وزوج من الإلكترونات.

2) نحول الشرطة إلى سهم موجه نحو ذرة EO الأكثر. يرمز هذا السهم إلى انتقال الإلكترون إلى الذرة. إذا تم توصيل ذرتين متطابقتين، نترك الخط كما هو - لا يوجد نقل للإلكترونات.

3) نحسب عدد الإلكترونات التي "جاءت" و"غادرت".

على سبيل المثال، دعونا نحسب شحنة ذرة الكربون الأولى. يتم توجيه ثلاثة أسهم نحو الذرة، مما يعني وصول 3 إلكترونات، شحنتها -3.

ذرة الكربون الثانية: أعطاها الهيدروجين إلكترونًا، وأخذ النيتروجين إلكترونًا واحدًا. الشحنة لم تتغير، فهي صفر. إلخ.

التكافؤ

التكافؤ(من اللاتينية valēns "القوة") - قدرة الذرات على تكوين عدد معين من الروابط الكيميائية مع ذرات العناصر الأخرى.

في الأساس، يعني التكافؤ قدرة الذرات على تكوين عدد معين من الروابط التساهمية. إذا كانت الذرة نالإلكترونات غير الزوجية و مأزواج إلكترونات وحيدة، ومن ثم يمكن لهذه الذرة أن تتشكل ن + مروابط تساهمية مع ذرات أخرى، أي. سوف يكون التكافؤ متساويا ن + م. عند تقدير الحد الأقصى للتكافؤ، ينبغي للمرء أن ينطلق من التكوين الإلكتروني للحالة "المتحمسة". على سبيل المثال، الحد الأقصى لتكافؤ ذرة البريليوم والبورون والنيتروجين هو 4 (على سبيل المثال، في Be(OH) 4 2-، BF 4 - وNH 4 +)، الفوسفور - 5 (PCl 5)، الكبريت - 6 ( H 2 SO 4) , الكلور - 7 (Cl 2 O 7).

في بعض الحالات، قد يتطابق التكافؤ عدديًا مع حالة الأكسدة، ولكن بأي حال من الأحوال لا يتطابقان مع بعضهما البعض. على سبيل المثال، في جزيئات N2 وCO يتم تحقيق رابطة ثلاثية (أي أن تكافؤ كل ذرة هو 3)، ولكن حالة أكسدة النيتروجين هي 0، الكربون +2، الأكسجين -2.

في حمض النيتريك، تكون حالة أكسدة النيتروجين +5، بينما لا يمكن أن يكون للنيتروجين تكافؤ أعلى من 4، لأنه يحتوي على 4 مدارات فقط على المستوى الخارجي (ويمكن اعتبار الرابطة مدارات متداخلة). وبشكل عام فإن أي عنصر من عناصر الدورة الثانية لنفس السبب لا يمكن أن يكون له تكافؤ أكبر من 4.

بعض الأسئلة "المعقدة" الأخرى التي غالبًا ما تُرتكب فيها الأخطاء.

يمكن لذرات العناصر الكيميائية المختلفة أن تربط أعدادًا مختلفة من الذرات الأخرى، أي تظهر تكافؤات مختلفة.

يميز التكافؤ قدرة الذرات على الاتحاد مع الذرات الأخرى. الآن، بعد دراسة بنية الذرة وأنواع الروابط الكيميائية، يمكننا النظر في هذا المفهوم بمزيد من التفصيل.

التكافؤ هو عدد الروابط الكيميائية الفردية التي تشكلها الذرة مع الذرات الأخرى في الجزيء. يشير عدد الروابط الكيميائية إلى عدد أزواج الإلكترونات المشتركة. نظرًا لأن أزواج الإلكترونات المشتركة تتشكل فقط في حالة الرابطة التساهمية، فلا يمكن تحديد تكافؤ الذرات إلا في المركبات التساهمية.

في الصيغة الهيكلية للجزيء، يتم تمثيل الروابط الكيميائية بشرطات. عدد الخطوط الممتدة من رمز عنصر معين هو تكافؤه. يمتلك التكافؤ دائمًا قيمة عددية موجبة من I إلى VIII.

كما تتذكر، أعلى تكافؤ للعنصر الكيميائي في الأكسيد عادة ما يكون مساويًا لعدد المجموعة التي يوجد فيها. لتحديد تكافؤ اللافلزات في مركب الهيدروجين، تحتاج إلى طرح رقم المجموعة من 8.

في أبسط الحالات، التكافؤ يساوي عدد الإلكترونات غير المتزاوجة في الذرة، على سبيل المثال، الأكسجين (يحتوي على إلكترونين غير متزاوجين) له تكافؤ II، والهيدروجين (يحتوي على إلكترون واحد غير متزاوج) له تكافؤ I.

لا تحتوي البلورات الأيونية والمعدنية على أزواج مشتركة من الإلكترونات، لذلك بالنسبة لهذه المواد فإن مفهوم التكافؤ كعدد الروابط الكيميائية ليس له معنى. بالنسبة لجميع فئات المركبات، بغض النظر عن نوع الروابط الكيميائية، ينطبق مفهوم أكثر عالمية، وهو ما يسمى حالة الأكسدة.

حالة الأكسدة

هذه هي الشحنة التقليدية للذرة في الجزيء أو البلورة. ويتم حسابه بافتراض أن جميع الروابط القطبية التساهمية هي أيونية بطبيعتها.

على عكس التكافؤ، يمكن أن يكون رقم الأكسدة موجبًا أو سالبًا أو صفرًا. في أبسط المركبات الأيونية، تتطابق حالات الأكسدة مع شحنات الأيونات.

على سبيل المثال، في كلوريد البوتاسيوم KCl (K + Cl - ) البوتاسيوم لديه حالة أكسدة قدرها +1، والكلور -1؛ وفي أكسيد الكالسيوم CaO (Ca +2 O -2)، يظهر الكالسيوم حالة أكسدة قدرها +2، و الأكسجين -2. تنطبق هذه القاعدة على جميع الأكاسيد الأساسية: حيث تكون حالة أكسدة المعدن مساوية لشحنة أيون المعدن (الصوديوم +1، الباريوم +2، الألومنيوم +3)، وحالة أكسدة الأكسجين هي -2. تتم الإشارة إلى حالة الأكسدة برقم عربي يوضع فوق رمز العنصر، على غرار التكافؤ:

النحاس +2 الكلور 2 -1؛ الحديد +2 ق -2

تعتبر حالة أكسدة العنصر في مادة بسيطة تساوي الصفر:

نا 0، يا 2 0، ق 8 0، النحاس 0

دعونا نفكر في كيفية تحديد حالات الأكسدة في المركبات التساهمية.

كلوريد الهيدروجين حمض الهيدروكلوريك هو مادة ذات رابطة تساهمية قطبية. ينتقل زوج الإلكترون المشترك في جزيء حمض الهيدروكلوريك إلى ذرة الكلور، التي لها سالبية كهربية أعلى. نقوم بتحويل رابطة H-Cl عقليًا إلى رابطة أيونية (يحدث هذا بالفعل في محلول مائي)، مما يؤدي إلى تحويل زوج الإلكترون بالكامل إلى ذرة الكلور. سوف تحصل على شحنة -1 والهيدروجين +1. لذلك فإن الكلور الموجود في هذه المادة له حالة أكسدة -1، والهيدروجين +1:

الشحنات الحقيقية وحالات الأكسدة للذرات في جزيء كلوريد الهيدروجين

عدد الأكسدة والتكافؤ هي المفاهيم ذات الصلة. في العديد من المركبات التساهمية، تكون القيمة المطلقة لحالة الأكسدة للعناصر مساوية لتكافؤها. ومع ذلك، هناك العديد من الحالات التي يختلف فيها التكافؤ عن حالة الأكسدة. وهذا أمر نموذجي، على سبيل المثال، بالنسبة للمواد البسيطة، حيث تكون حالة أكسدة الذرات صفرًا، والتكافؤ يساوي عدد أزواج الإلكترونات المشتركة:

س = س.

تكافؤ الأكسجين هو II، وحالة الأكسدة هي 0.

في جزيء بيروكسيد الهيدروجين

ح-ه-ه-ح

الأكسجين ثنائي التكافؤ والهيدروجين أحادي التكافؤ. وفي الوقت نفسه، فإن حالات الأكسدة لكلا العنصرين تساوي 1 في القيمة المطلقة:

ح 2 +1 س 2 -1

يمكن أن يكون لنفس العنصر في مركبات مختلفة حالات أكسدة موجبة وسالبة، اعتمادًا على السالبية الكهربية للذرات المرتبطة به. لنأخذ على سبيل المثال مركبين من الكربون - الميثان CH 4 وفلوريد الكربون (IV) CF 4.

الكربون أكثر سالبية كهربية من الهيدروجين، لذلك في الميثان تنتقل كثافة الإلكترونات في روابط C-H من الهيدروجين إلى الكربون، ولكل من ذرات الهيدروجين الأربع حالة أكسدة قدرها +1، وذرة الكربون هي -4. في المقابل، في جزيء CF4، تنتقل إلكترونات جميع الروابط من ذرة الكربون إلى ذرات الفلور، التي تكون حالة الأكسدة فيها -1، وبالتالي يكون الكربون في حالة الأكسدة +4. تذكر أن عدد الأكسدة للذرة الأكثر سالبية كهربية في المركب يكون دائمًا سالبًا.

نماذج من جزيئات الميثان CH 4 وفلوريد الكربون (IV) CF 4. تتم الإشارة إلى قطبية الروابط بواسطة الأسهم

أي جزيء يكون متعادلًا كهربائيًا، لذا فإن مجموع حالات الأكسدة لجميع الذرات يساوي صفرًا. باستخدام هذه القاعدة، من حالة الأكسدة المعروفة لعنصر واحد في مركب، يمكنك تحديد حالة الأكسدة لعنصر آخر دون اللجوء إلى التفكير في إزاحة الإلكترونات.

على سبيل المثال، لنأخذ أكسيد الكلور (I) Cl 2 O. ننطلق من الحياد الكهربائي للجسيم. تتمتع ذرة الأكسجين في الأكاسيد بحالة أكسدة تبلغ -2، مما يعني أن ذرتي الكلور تحملان شحنة إجمالية قدرها +2. ويترتب على ذلك أن كل واحد منهم لديه شحنة +1، أي أن الكلور لديه حالة أكسدة +1:

Cl 2 +1 O -2

من أجل تحديد علامات حالة الأكسدة للذرات المختلفة بشكل صحيح، يكفي مقارنة السالبية الكهربية الخاصة بها. الذرة ذات السالبية الكهربية الأعلى ستكون لها حالة أكسدة سلبية، والذرة ذات السالبية الكهربية المنخفضة ستكون لها حالة أكسدة موجبة. وفقًا للقواعد المعمول بها، يُكتب رمز العنصر الأكثر سالبية كهربية في المركز الأخير في الصيغة المركبة:

I +1 Cl -1 , O +2 F 2 -1 , P +5 Cl 5 -1

الشحنات الحقيقية وحالات الأكسدة للذرات في جزيء الماء

عند تحديد حالات أكسدة العناصر في المركبات، يتم مراعاة القواعد التالية.

حالة أكسدة العنصر في مادة بسيطة هي صفر.

الفلور هو العنصر الكيميائي الأكثر سالبية كهربية، وبالتالي فإن حالة أكسدة الفلور في جميع المواد باستثناء F2 هي -1.

الأكسجين هو العنصر الأكثر سالبية كهربية بعد الفلور، وبالتالي فإن حالة أكسدة الأكسجين في جميع المركبات باستثناء الفلوريد تكون سلبية: في معظم الحالات تكون -2، وفي بيروكسيد الهيدروجين H 2 O 2 -1.

حالة أكسدة الهيدروجين هي +1 في المركبات التي تحتوي على لا فلزات، -1 في المركبات التي تحتوي على معادن (الهيدريدات)؛ صفر في المادة البسيطة H2.

تكون حالات أكسدة المعادن في المركبات إيجابية دائمًا. عادة ما تكون حالة أكسدة المعادن في المجموعات الفرعية الرئيسية مساوية لرقم المجموعة. غالبًا ما تحتوي معادن المجموعات الفرعية الثانوية على عدة حالات أكسدة.

الحد الأقصى لحالة الأكسدة الإيجابية المحتملة للعنصر الكيميائي تساوي رقم المجموعة (استثناء - Cu +2).

الحد الأدنى لحالة الأكسدة للمعادن هو صفر، ولللافلزات هي المجموعة رقم ناقص ثمانية.

مجموع حالات الأكسدة لجميع الذرات في الجزيء هو صفر.

ملاحة

• حل المسائل المركبة على أساس الخصائص الكمية للمادة
• حل المشاكل. قانون ثبات تكوين المواد. الحسابات باستخدام مفهومي "الكتلة المولية" و"الكمية الكيميائية" للمادة
• حل المسائل الحسابية على أساس الخصائص الكمية للمادة وقوانين القياس الكيميائي
• حل المسائل الحسابية على أساس قوانين الحالة الغازية للمادة
• التكوين الإلكتروني للذرات. هيكل الأغلفة الإلكترونية للذرات في الفترات الثلاث الأولى

فيديو تعليمي 2: حالة أكسدة العناصر الكيميائية

فيديو تعليمي 3: التكافؤ. تحديد التكافؤ

محاضرة: كهرسلبية. حالة الأكسدة وتكافؤ العناصر الكيميائية

كهرسلبية

كهرسلبيةهي قدرة الذرات على جذب الإلكترونات من الذرات الأخرى للانضمام إليها.

من السهل الحكم على السالبية الكهربية لعنصر كيميائي معين باستخدام الجدول. تذكر أنه قيل في أحد دروسنا إنها تزداد عند الانتقال من اليسار إلى اليمين خلال فترات في الجدول الدوري وعند الانتقال من الأسفل إلى الأعلى عبر المجموعات.

على سبيل المثال، تم تكليف مهمة تحديد أي عنصر من السلسلة المقترحة هو الأكثر سالبية كهربية: C (الكربون)، N (النيتروجين)، O (الأكسجين)، S (الكبريت)؟ ننظر إلى الطاولة فنجد أن هذا O، لأنه على اليمين وأعلى من الآخرين.

ما هي العوامل التي تؤثر على السالبية الكهربية؟ هذا:

• نصف قطر الذرة، كلما كان أصغر، كلما زادت السالبية الكهربية.
• يمتلئ غلاف التكافؤ بالإلكترونات، وكلما زاد عدد الإلكترونات، زادت السالبية الكهربية.

من بين جميع العناصر الكيميائية، يعتبر الفلور هو الأكثر سالبية كهربية لأنه يحتوي على نصف قطر ذري صغير و7 إلكترونات في غلاف التكافؤ الخاص به.

تشمل العناصر ذات السالبية الكهربية المنخفضة الفلزات القلوية والفلزات الأرضية القلوية. لديهم أنصاف أقطار كبيرة وعدد قليل جدًا من الإلكترونات في الغلاف الخارجي.

لا يمكن أن تكون قيم السالبية الكهربية للذرة ثابتة، لأن ويعتمد ذلك على العديد من العوامل، بما في ذلك تلك المذكورة أعلاه، وكذلك درجة الأكسدة، والتي يمكن أن تكون مختلفة لنفس العنصر. ولذلك، فمن المعتاد أن نتحدث عن النسبية لقيم الكهربية. يمكنك استخدام المقاييس التالية:

ستحتاج إلى قيم السالبية الكهربية عند كتابة صيغ المركبات الثنائية المكونة من عنصرين. على سبيل المثال، صيغة أكسيد النحاس Cu 2 O - يجب كتابة العنصر الأول أسفل العنصر الذي تكون سالبيته الكهربية أقل.

في لحظة تكوين الرابطة الكيميائية، إذا كان فرق السالبية الكهربية بين العناصر أكبر من 2.0، تتشكل رابطة قطبية تساهمية، وإذا كان أقل من ذلك، تتشكل رابطة أيونية.

حالة الأكسدة

حالة الأكسدة (ثاني أكسيد الكربون)- هذه هي الشحنة المشروطة أو الحقيقية للذرة في المركب: مشروطة - إذا كانت الرابطة تساهمية قطبية، وحقيقية - إذا كانت الرابطة أيونية.

تكتسب الذرة شحنة موجبة عندما تتخلى عن الإلكترونات، وشحنة سالبة عندما تستقبل الإلكترونات.

حالات الأكسدة مكتوبة فوق الرموز بعلامة «+»/«-» . هناك أيضًا مكاتب وسيطة. الحد الأقصى لثاني أكسيد الكربون لعنصر موجب ويساوي رقم المجموعة، والحد الأدنى السالب للمعادن هو صفر، لغير المعادن = (المجموعة رقم – 8). العناصر ذات الحد الأدنى من ثاني أكسيد الكربون تقبل فقط الإلكترونات، والعناصر ذات الحد الأدنى من ثاني أكسيد الكربون تتخلى عن الإلكترونات فقط. يمكن للعناصر التي تحتوي على ثاني أكسيد الكربون الوسيط أن تعطي وتستقبل الإلكترونات.

دعونا نلقي نظرة على بعض القواعد التي ينبغي اتباعها لتحديد ثاني أكسيد الكربون:

ثاني أكسيد الكربون لجميع المواد البسيطة هو صفر.

مجموع ذرات ثاني أكسيد الكربون في الجزيء يساوي أيضًا الصفر، لأن أي جزيء متعادل كهربائيًا.

في المركبات ذات الرابطة التساهمية غير القطبية، يكون ثاني أكسيد الكربون مساويًا للصفر (O 2 0)، ومع الرابطة الأيونية يكون مساويًا لشحنات الأيونات (Na + Cl - الصوديوم CO +1، الكلور -1). تعتبر عناصر ثاني أكسيد الكربون للمركبات ذات الرابطة القطبية التساهمية بمثابة الرابطة الأيونية (H:Cl = H + Cl -، مما يعني H +1 Cl -1).

العناصر الموجودة في المركب التي لها أكبر سالبية كهربية لها حالات أكسدة سلبية، في حين أن العناصر ذات السالبية الكهربية الأقل لها حالات أكسدة موجبة. وبناءً على ذلك، يمكننا أن نستنتج أن المعادن لها حالة أكسدة "+" فقط.

حالات الأكسدة الثابتة:

المعادن القلوية +1.

جميع معادن المجموعة الثانية +2. الاستثناء: زئبق +1، +2.

الألومنيوم +3.

• الهيدروجين +1. الاستثناء: هيدريدات المعادن النشطة NaH، CaH 2، وما إلى ذلك، حيث تكون حالة أكسدة الهيدروجين -1.

  الأكسجين -2. الاستثناء: F 2 -1 O +2 والبيروكسيدات التي تحتوي على المجموعة –O–O–، حيث تكون حالة أكسدة الأكسجين –1.

عندما تتشكل رابطة أيونية، يحدث انتقال معين للإلكترون، من ذرة أقل سالبية كهربية إلى ذرة ذات سالبية أكبر. وأيضًا في هذه العملية تفقد الذرات دائمًا حيادها الكهربائي وتتحول بعد ذلك إلى أيونات. يتم أيضًا تشكيل رسوم عددية. عندما تتشكل رابطة تساهمية قطبية، ينتقل الإلكترون جزئيًا فقط، وبالتالي تنشأ شحنات جزئية.

التكافؤ

التكافؤهي قدرة الذرات على تكوين n - عدد الروابط الكيميائية مع ذرات العناصر الأخرى.

التكافؤ هو أيضًا قدرة الذرة على الاحتفاظ بذرات أخرى بالقرب من نفسها. كما تعلم من دورة الكيمياء المدرسية، ترتبط الذرات المختلفة ببعضها البعض بواسطة إلكترونات من مستوى الطاقة الخارجي. يبحث الإلكترون غير المقترن عن زوج من ذرة أخرى. وتسمى هذه الإلكترونات المستوى الخارجي إلكترونات التكافؤ. وهذا يعني أنه يمكن أيضًا تعريف التكافؤ على أنه عدد أزواج الإلكترونات التي تربط الذرات ببعضها البعض. انظر إلى الصيغة البنائية للماء: H – O – H. كل شرطة هي زوج من الإلكترونات، مما يعني أنها تظهر التكافؤ، أي. الأكسجين هنا له خطين، مما يعني أنه ثنائي التكافؤ، وجزيئات الهيدروجين تأتي من خط واحد لكل منهما، مما يعني أن الهيدروجين أحادي التكافؤ. عند الكتابة، تتم الإشارة إلى التكافؤ بالأرقام الرومانية: O (II)، H (I). يمكن أيضًا الإشارة إليه فوق العنصر.

يمكن أن يكون التكافؤ ثابتًا أو متغيرًا. على سبيل المثال، في القلويات المعدنية يكون ثابتًا ويساوي I. لكن الكلور في المركبات المختلفة يُظهر التكافؤ I، III، V، VII.

كيفية تحديد تكافؤ العنصر؟

دعونا ننظر مرة أخرى إلى الجدول الدوري. تتمتع معادن المجموعات الفرعية الرئيسية بتكافؤ ثابت، لذا فإن معادن المجموعة الأولى لها تكافؤ I، والثانية - II. ومعادن المجموعات الفرعية الجانبية لها تكافؤ متغير. كما أنه متغير بالنسبة لغير المعادن. أعلى تكافؤ للذرة يساوي رقم المجموعة، وأدنى تكافؤ يساوي = رقم المجموعة - 8. صيغة مألوفة. ألا يعني هذا أن التكافؤ يتزامن مع حالة الأكسدة؟ تذكر أن التكافؤ قد يتزامن مع حالة الأكسدة، لكن هذه المؤشرات ليست متطابقة مع بعضها البعض. لا يمكن أن يحتوي التكافؤ على علامة =/-، كما لا يمكن أن يكون صفرًا.

الطريقة الثانية هي تحديد التكافؤ باستخدام الصيغة الكيميائية، إذا كان ثابت التكافؤ لأحد العناصر معروفا. على سبيل المثال، خذ صيغة أكسيد النحاس: CuO. تكافؤ الأكسجين II. نلاحظ أنه بالنسبة لذرة أكسجين واحدة في هذه الصيغة توجد ذرة نحاس واحدة، مما يعني أن تكافؤ النحاس يساوي II. الآن لنأخذ صيغة أكثر تعقيدًا: Fe 2 O 3. تكافؤ ذرة الأكسجين هو II. هناك ثلاث ذرات من هذا القبيل هنا، اضرب 2*3 =6. لقد وجدنا أن هناك 6 تكافؤات لكل ذرتين من الحديد. لنكتشف تكافؤ ذرة الحديد الواحدة: 6:2=3. وهذا يعني أن تكافؤ الحديد هو III.

بالإضافة إلى ذلك، عندما يكون من الضروري تقدير "التكافؤ الأقصى"، ينبغي للمرء دائمًا أن يبدأ من التكوين الإلكتروني الموجود في الحالة "المتحمسة".

حالة التكافؤ والأكسدة هي مفاهيم تستخدم غالبًا في الكيمياء غير العضوية. في العديد من المركبات الكيميائية، تكون قيمة التكافؤ وحالة الأكسدة للعنصر هي نفسها، ولهذا السبب غالبًا ما يتم الخلط بين أطفال المدارس والطلاب. هناك بعض الأشياء المشتركة بين هذه المفاهيم، لكن الاختلافات أكثر أهمية. لفهم كيفية اختلاف هذين المفهومين، من المفيد معرفة المزيد عنهما.

معلومات حالة الأكسدة

حالة الأكسدة هي كمية مساعدة مخصصة لذرة عنصر كيميائي أو مجموعة ذرات، والتي توضح كيفية توزيع أزواج الإلكترونات المشتركة بين العناصر المتفاعلة.

هذه كمية مساعدة ليس لها أي معنى فيزيائي في حد ذاتها. يمكن شرح جوهرها بسهولة بمساعدة الأمثلة:

جزيء ملح الطعام كلوريد الصوديوميتكون من ذرتين - ذرة الكلور وذرة الصوديوم. الرابطة بين هذه الذرات أيونية. يحتوي الصوديوم على إلكترون واحد عند مستوى التكافؤ، مما يعني أنه يتشارك زوجًا إلكترونيًا واحدًا مع ذرة الكلور. من بين هذين العنصرين، يكون الكلور أكثر سالبية كهربية (لديه خاصية خلط أزواج الإلكترونات تجاه نفسه)، ثم يتحرك الزوج المشترك الوحيد من الإلكترونات نحوه. في المركب، العنصر ذو السالبية الكهربية الأعلى لديه حالة أكسدة سلبية، بينما العنصر الأقل سالبية كهربية لديه حالة أكسدة موجبة، وقيمته تساوي عدد أزواج الإلكترونات المشتركة. بالنسبة لجزيء NaCl المعني، فإن حالات أكسدة الصوديوم والكلور ستبدو كما يلي:

يعتبر الكلور الآن، مع زوج من الإلكترونات المزاح إليه، أنيونًا، أي ذرة أضافت إلكترونًا إضافيًا، ويعتبر الصوديوم كاتيونًا، أي ذرة منحت إلكترونًا. لكن عند كتابة حالة الأكسدة تأتي الإشارة أولا، والقيمة العددية تأتي ثانيا، وعند كتابة الشحنة الأيونية يكون العكس.

يمكن تعريف حالة الأكسدة على أنها عدد الإلكترونات التي يفتقر إليها الأيون الموجب للوصول إلى ذرة متعادلة كهربائيا، أو التي يجب أخذها من الأيون السالب لكي يتأكسد إلى ذرة. في هذا المثال، من الواضح أن أيون الصوديوم الموجب يفتقر إلى إلكترون بسبب إزاحة زوج الإلكترونات، وأن أيون الكلور لديه إلكترون واحد إضافي.

حالة الأكسدة لمادة بسيطة (نقية)، بغض النظر عن خصائصها الفيزيائية والكيميائية، هي صفر. فجزيء O2، على سبيل المثال، يتكون من ذرتين من الأكسجين. لديهم نفس قيم السالبية الكهربية، لذلك لا تنتقل الإلكترونات المشتركة إلى أي منهما. وهذا يعني أن زوج الإلكترونات يقع بشكل صارم بين الذرات، وبالتالي فإن حالة الأكسدة ستكون صفرًا.

بالنسبة لبعض الجزيئات، قد يكون من الصعب تحديد أين تذهب الإلكترونات، خاصة إذا كان هناك ثلاثة عناصر أو أكثر. لحساب حالات الأكسدة في مثل هذه الجزيئات، تحتاج إلى استخدام بعض القواعد البسيطة:

1. تتمتع ذرة الهيدروجين دائمًا بحالة أكسدة ثابتة تبلغ +1.
2. بالنسبة للأكسجين هذا الرقم هو -2. الاستثناء الوحيد لهذه القاعدة هو أكاسيد الفلور

ОF 2 و О 2 F 2،

نظرًا لأن الفلور هو العنصر ذو السالبية الكهربية الأعلى، فإنه دائمًا يزيح الإلكترونات المتفاعلة تجاه نفسه. وفقًا للقواعد الدولية، يُكتب العنصر ذو قيمة السالبية الكهربية الأقل أولاً، وبالتالي يأتي الأكسجين أولاً في هذه الأكاسيد.

• إذا قمت بجمع جميع حالات الأكسدة في الجزيء، فستحصل على صفر.
• تتميز ذرات المعدن بحالة الأكسدة الإيجابية.

عند حساب حالات الأكسدة، عليك أن تتذكر أن أعلى حالة أكسدة لعنصر ما تساوي عدد مجموعته، والحد الأدنى هو رقم المجموعة ناقص 8. بالنسبة للكلور، أقصى قيمة ممكنة لحالة الأكسدة هي +7 لأنه في المجموعة السابعة والحد الأدنى هو 7-8 = -1.

معلومات عامة عن التكافؤ

التكافؤ هو عدد الروابط التساهمية التي يمكن أن يشكلها العنصر في مركبات مختلفة.

على عكس حالة الأكسدة، فإن مفهوم التكافؤ له معنى فيزيائي حقيقي.

أعلى مؤشر تكافؤ يساوي رقم المجموعة في الجدول الدوري. يقع الكبريت S في المجموعة السادسة، أي أن الحد الأقصى لتكافؤه هو 6. ولكن يمكن أن يكون أيضًا 2 (H 2 S) أو 4 (SO 2).

تتميز جميع العناصر تقريبًا بالتكافؤ المتغير. ومع ذلك، هناك ذرات تكون هذه القيمة ثابتة لها. وتشمل هذه المعادن القلوية، والفضة، والهيدروجين (التكافؤ دائمًا 1)، والزنك (التكافؤ دائمًا 2)، واللانثانم (التكافؤ دائمًا 3).

ما هو القاسم المشترك بين حالة التكافؤ والأكسدة؟

1. للإشارة إلى كلا الكميتين، يتم استخدام الأعداد الصحيحة الموجبة، والتي يتم كتابتها فوق التسمية اللاتينية للعنصر.
2. أعلى التكافؤ، وكذلك أعلى حالة الأكسدة، يتزامن مع رقم المجموعة للعنصر.
3. تتوافق حالة الأكسدة لأي عنصر في مركب معقد مع القيمة العددية لأحد مؤشرات التكافؤ. على سبيل المثال، الكلور، الموجود في المجموعة السابعة، يمكن أن يكون له تكافؤ 1، 3، 4، 5، 6، أو 7، مما يعني أن حالات الأكسدة المحتملة هي ±1، +3، +4، +5، +6 ، +7.

الاختلافات الرئيسية بين هذه المفاهيم

1. إن مفهوم "التكافؤ" له معنى فيزيائي، لكن عدد الأكسدة هو مصطلح مساعد ليس له أي معنى فيزيائي حقيقي.
2. يمكن أن تكون حالة الأكسدة صفرًا أو أكبر أو أقل من الصفر. التكافؤ أكبر بدقة من الصفر.
3. يمثل التكافؤ عدد الروابط التساهمية، وتمثل حالة الأكسدة توزيع الإلكترونات في المركب.