Hvordan er valens forskjellig fra oksidasjonstilstand? Uorganisk kjemi Hva er oksidasjonstilstandene og valensen til grunnstoffene

Blant kjemiske reaksjoner, inkludert i naturen, redoksreaksjoner er de vanligste. Disse inkluderer for eksempel fotosyntese, metabolisme, biologiske prosesser, samt forbrenning av drivstoff, produksjon av metaller og mange andre reaksjoner. Redoksreaksjoner har lenge vært vellykket brukt av menneskeheten til forskjellige formål, men selve den elektroniske teorien om redoksprosesser dukket opp ganske nylig - på begynnelsen av det 20. århundre.

For å gå videre til den moderne teorien om oksidasjonsreduksjon, er det nødvendig å introdusere flere konsepter - disse er valens, oksidasjonstilstand og struktur av elektroniske skall av atomer. Mens vi studerte seksjoner som , elementer og , har vi allerede møtt disse konseptene. Deretter, la oss se på dem mer detaljert.

Valens og oksidasjonstilstand

Valence- et komplekst konsept som oppsto sammen med begrepet en kjemisk binding og er definert som egenskapen til atomer til å feste eller erstatte et visst antall atomer av et annet grunnstoff, dvs. er atomers evne til å danne kjemiske bindinger i forbindelser. Til å begynne med ble valens bestemt av hydrogen (valens ble tatt til å være 1) eller oksygen (valens ble tatt til å være 2). Senere begynte de å skille mellom positiv og negativ valens. Kvantitativt karakteriseres positiv valens av antall elektroner donert av et atom, og negativ valens er karakterisert ved antall elektroner som må legges til atomet for å implementere oktettregelen (dvs. fullføring av det eksterne energinivået). Senere begynte begrepet valens også å kombinere naturen til de kjemiske bindingene som oppstår mellom atomer i deres forbindelse.

Som regel tilsvarer den høyeste valensen av grunnstoffer gruppenummeret i det periodiske systemet. Men, som med alle regler, er det unntak: for eksempel er kobber og gull i den første gruppen av det periodiske systemet, og deres valens må være lik gruppenummeret, dvs. 1, men i virkeligheten er den høyeste valensen av kobber 2, og gull er 3.

Oksidasjonstilstand noen ganger kalt oksidasjonstall, elektrokjemisk valens eller oksidasjonstilstand og er et relativt begrep. Ved beregning av oksidasjonstilstanden antas det således at molekylet kun består av ioner, selv om de fleste forbindelser ikke er ioniske i det hele tatt. Kvantitativt bestemmes graden av oksidasjon av atomene til et element i en forbindelse av antall elektroner festet til atomet eller fortrengt fra atomet. Således, i fravær av elektronforskyvning, vil oksidasjonstilstanden være null, når elektroner forskyves mot et gitt atom vil den være negativ, og når elektroner forskyves fra et gitt atom vil den være positiv.

Definere oksidasjonstilstand for atomer følgende regler må følges:

I molekyler av enkle stoffer og metaller er oksidasjonstilstanden til atomer 0.
Hydrogen i nesten alle forbindelser har en oksidasjonstilstand lik +1 (og bare i hydrider av aktive metaller lik -1).
For oksygenatomer i dets forbindelser er den typiske oksidasjonstilstanden -2 (unntak: OF 2 og metallperoksider, oksidasjonstilstanden til oksygen er henholdsvis +2 og -1).
Atomene til alkali (+1) og jordalkalimetaller (+2) samt fluor (-1) har også en konstant oksidasjonstilstand
I enkle ioniske forbindelser er oksidasjonstilstanden lik størrelse og tegn til dens elektriske ladning.
For en kovalent forbindelse har det mer elektronegative atomet en oksidasjonstilstand med et "-"-tegn, og det mindre elektronegative atomet har et "+"-tegn.
For komplekse forbindelser er oksidasjonstilstanden til sentralatomet indikert.
Summen av oksidasjonstilstandene til atomene i et molekyl er null.

La oss for eksempel bestemme oksidasjonstilstanden til Se i forbindelsen H 2 SeO 3

Så, oksidasjonstilstanden til hydrogen er +1, oksygen -2, og summen av alle oksidasjonstilstander er 0, la oss lage et uttrykk som tar hensyn til antall atomer i forbindelsen H 2 + Se x O 3 -2:

(+1)2+x+(-2)3=0, hvorav

de. H2 + Se +403-2

Ved å vite hva oksidasjonstilstanden til et grunnstoff i en forbindelse er, er det mulig å forutsi dets kjemiske egenskaper og reaktivitet overfor andre forbindelser, samt om denne forbindelsen er reduksjonsmiddel eller oksidasjonsmiddel. Disse konseptene er fullstendig avslørt i oksidasjons-reduksjonsteorier:

Oksidasjon er prosessen med tap av elektroner av et atom, ion eller molekyl, som fører til en økning i oksidasjonstilstanden.

Alo-3e- = Al+3;

20-2-4e- = 02;

2Cl - -2e - = Cl2

Gjenoppretting - Dette er prosessen der et atom, ion eller molekyl får elektroner, noe som resulterer i en reduksjon i oksidasjonstilstand.

Ca+2+2e- = Cao;

2H + +2e - =H2

Oksidasjonsmidler– forbindelser som aksepterer elektroner under en kjemisk reaksjon, og reduksjonsmidler– elektrondonerende forbindelser. Reduksjonsmidler oksideres under en reaksjon, og oksidasjonsmidler reduseres.
Essensen av redoksreaksjoner– bevegelse av elektroner (eller forskyvning av elektronpar) fra ett stoff til et annet, ledsaget av en endring i oksidasjonstilstandene til atomer eller ioner. I slike reaksjoner kan det ene grunnstoffet ikke oksideres uten å redusere det andre, pga Overføring av elektroner forårsaker alltid både oksidasjon og reduksjon. Dermed er det totale antallet elektroner tatt bort fra ett grunnstoff under oksidasjon det samme som antallet elektroner som oppnås av et annet grunnstoff under reduksjon.

Så hvis elementene i forbindelser er i deres høyeste oksidasjonstilstander, vil de bare vise oksiderende egenskaper, på grunn av det faktum at de ikke lenger kan gi fra seg elektroner. Tvert imot, hvis elementene i forbindelsene er i sine laveste oksidasjonstilstander, så viser de bare reduserende egenskaper, fordi de kan ikke lenger legge til elektroner. Atomer av grunnstoffer i en mellomliggende oksidasjonstilstand, avhengig av reaksjonsforholdene, kan være både oksidasjonsmidler og reduksjonsmidler. La oss gi et eksempel: svovel i sin høyeste oksidasjonstilstand +6 i forbindelsen H 2 SO 4 kan kun oppvise oksiderende egenskaper, i forbindelsen H 2 S - er svovel i sin laveste oksidasjonstilstand -2 og vil kun oppvise reduserende egenskaper, og i forbindelsen H 2 SO 3 som er i den mellomliggende oksidasjonstilstanden +4, kan svovel være både et oksidasjonsmiddel og et reduksjonsmiddel.

Basert på oksidasjonstilstandene til grunnstoffene kan sannsynligheten for en reaksjon mellom stoffer forutsies. Det er klart at hvis begge elementene i deres forbindelser er i høyere eller lavere oksidasjonstilstander, så er en reaksjon mellom dem umulig. En reaksjon er mulig hvis en av forbindelsene kan vise oksiderende egenskaper, og den andre - reduserende egenskaper. For eksempel, i HI og H 2 S, er både jod og svovel i sine laveste oksidasjonstilstander (-1 og -2) og kan bare være reduksjonsmidler, derfor vil de ikke reagere med hverandre. Men de vil samhandle godt med H 2 SO 4, som er preget av reduserende egenskaper, pga svovel her er i sin høyeste oksidasjonstilstand.

De viktigste reduksjons- og oksidasjonsmidlene er presentert i følgende tabell.

Restauratører
Nøytrale atomer	Generell ordning M—ne →Mn+ Alle metaller, samt hydrogen og karbon De kraftigste reduksjonsmidlene er alkali- og jordalkalimetaller, samt lantanider og aktinider. Svake reduksjonsmidler er edelmetaller - Au, Ag, Pt, Ir, Os, Pd, Ru, Rh. I hovedundergruppene i det periodiske systemet øker den reduserende evnen til nøytrale atomer med økende atomnummer.
negativt ladede ikke-metallioner	Generell ordning E +ne - → En- Negativt ladede ioner er sterke reduksjonsmidler på grunn av at de kan donere både overflødige elektroner og deres ytre elektroner. Den reduserende kraften, med samme ladning, øker med økende atomradius. For eksempel er I et sterkere reduksjonsmiddel enn Br - og Cl - Reduksjonsmidler kan også være S 2-, Se 2-, Te 2- og andre.
positivt ladede metallioner med lavest oksidasjonstilstand	Metallioner med lavere oksidasjonstilstander kan utvise reduserende egenskaper hvis de er karakterisert ved tilstander med høyere oksidasjonstilstand. For eksempel, Sn 2+ -2e — → Sn 4+ Cr 2+ -e — → Cr 3+ Cu + -e — → Cu 2+
Komplekse ioner og molekyler som inneholder atomer i mellomliggende oksidasjonstilstander	Komplekse eller komplekse ioner, så vel som molekyler, kan vise reduserende egenskaper hvis atomene deres er i en mellomliggende oksidasjonstilstand. For eksempel, SO 3 2-, NO 2 -, AsO 3 3-, 4-, SO 2, CO, NO og andre.
	Karbon, karbonmonoksid (II), jern, sink, aluminium, tinn, svovelsyre, natriumsulfitt og bisulfitt, natriumsulfid, natriumtiosulfat, hydrogen, elektrisk strøm
Oksidasjonsmidler
Nøytrale atomer	Generell ordning E + ne- → E n- Oksidasjonsmidler er atomer av p-elementer. Typiske ikke-metaller er fluor, oksygen, klor. De sterkeste oksidasjonsmidlene er halogener og oksygen. I hovedundergruppene til gruppe 7, 6, 5 og 4 avtar den oksidative aktiviteten til atomer fra topp til bunn
positivt ladede metallioner	Alle positivt ladede metallioner viser oksiderende egenskaper i varierende grad. Av disse er de kraftigste oksidasjonsmidlene ioner med høy oksidasjonstilstand, for eksempel Sn 4+, Fe 3+, Cu 2+. Edelmetallioner, selv i lave oksidasjonstilstander, er sterke oksidasjonsmidler.
Komplekse ioner og molekyler som inneholder metallatomer i høyeste oksidasjonstilstand	Typiske oksidasjonsmidler er stoffer som inneholder metallatomer i den høyeste oksidasjonstilstanden. For eksempel KMnO4, K2Cr2O7, K2CrO4, HAuCl4.
Komplekse ioner og molekyler som inneholder ikke-metallatomer i en tilstand av positiv oksidasjonstilstand	Dette er hovedsakelig oksygenholdige syrer, samt deres tilsvarende oksider og salter. For eksempel SO 3, H 2 SO 4, HClO, HClO 3, NaOBr og andre. På rad H 2SO4 →H 2SeO4 →H 6TeO6 oksiderende aktivitet øker fra svovelsyre til tellursyre. På rad HClO -HClO 2 -HClO 3 -HClO4 HBrO - HBrO 3 - HIO - HIO 3 - HIO 4 , H5IO 6 oksidativ aktivitet øker fra høyre til venstre, og sure egenskaper øker fra venstre til høyre.
De viktigste reduksjonsmidlene i teknologi og laboratoriepraksis	Oksygen, ozon, kaliumpermanganat, krom- og dikromsyre, salpetersyre, salpetersyre, svovelsyre (konsentrert), hydrogenperoksid, elektrisk strøm, underklorsyre, mangandioksid, blydioksid, blekemiddel, løsninger av kalium og natriumhypokloritt, kalium hypobromid, kaliumheksacyanoferrat (III).

Kategorier ,

Elektronegativitet (EO) er atomers evne til å tiltrekke seg elektroner når de binder seg til andre atomer .

Elektronegativitet avhenger av avstanden mellom kjernen og valenselektronene, og hvor nær valensskallet skal fullføres. Jo mindre radius til et atom og jo flere valenselektroner, jo høyere er EO.

Fluor er det mest elektronegative grunnstoffet. For det første har den 7 elektroner i valensskallet (bare 1 elektron mangler fra oktetten) og for det andre er dette valensskallet (...2s 2 2p 5) plassert nær kjernen.

Atomene til alkali- og jordalkalimetaller er de minst elektronegative. De har store radier og deres ytre elektronskall er langt fra komplette. Det er mye lettere for dem å gi fra seg valenselektronene sine til et annet atom (da blir det ytre skallet komplett) enn å "vinne" elektroner.

Elektronegativitet kan uttrykkes kvantitativt og elementene kan rangeres i økende rekkefølge. Elektronegativitetsskalaen foreslått av den amerikanske kjemikeren L. Pauling brukes oftest.

Forskjellen i elektronegativitet til elementer i en forbindelse ( ΔX) lar deg bedømme typen kjemisk binding. Hvis verdien ΔX= 0 – tilkobling kovalent ikke-polar.

Når elektronegativitetsforskjellen er opp til 2,0, kalles bindingen kovalent polar, for eksempel: H-F-binding i et hydrogenfluoridmolekyl HF: Δ X = (3,98 - 2,20) = 1,78

Bindinger med en elektronegativitetsforskjell større enn 2,0 vurderes ionisk. For eksempel: Na-Cl-binding i NaCl-forbindelse: Δ X = (3,16 - 0,93) = 2,23.

Oksidasjonstilstand

Oksidasjonstilstand (CO) er den betingede ladningen til et atom i et molekyl, beregnet under antagelsen om at molekylet består av ioner og generelt er elektrisk nøytralt.

Når en ionisk binding dannes, går et elektron fra et mindre elektronegativt atom til et mer elektronegativt, atomene mister sin elektriske nøytralitet og blir til ioner. heltallsladninger oppstår. Når en kovalent polar binding dannes, overføres ikke elektronet helt, men delvis, så det oppstår partielle ladninger (HCl i figuren under). La oss forestille oss at elektronet er fullstendig overført fra hydrogenatomet til klor, og en hel positiv ladning på +1 har dukket opp på hydrogen, og -1 på klor. Slike konvensjonelle ladninger kalles oksidasjonstilstanden.

Denne figuren viser oksidasjonstilstandene som er karakteristiske for de første 20 grunnstoffene.
Merk. Den høyeste CO er vanligvis lik gruppenummeret i det periodiske systemet. Metaller i hovedundergruppene har en karakteristisk CO, mens ikke-metaller som regel har en spredning av CO. Derfor danner ikke-metaller et stort antall forbindelser og har mer "mangfoldige" egenskaper sammenlignet med metaller.

Eksempler på å bestemme oksidasjonstilstanden

La oss bestemme oksidasjonstilstandene til klor i forbindelsene:

Reglene som vi har vurdert tillater oss ikke alltid å beregne CO til alle grunnstoffer, slik som i et gitt aminopropanmolekyl.

Her er det praktisk å bruke følgende teknikk:

1) Vi skildrer strukturformelen til molekylet, bindestreken er en binding, et elektronpar.

2) Vi gjør bindestreken til en pil rettet mot det mer EO-atomet. Denne pilen symboliserer overgangen fra et elektron til et atom. Hvis to like atomer er koblet sammen, lar vi linjen være som den er - det er ingen overføring av elektroner.

3) Vi teller hvor mange elektroner som "kom" og "forlot".

La oss for eksempel beregne ladningen til det første karbonatomet. Tre piler er rettet mot atomet, som betyr at 3 elektroner har ankommet, ladning -3.

Andre karbonatom: hydrogen ga det et elektron, og nitrogen tok ett elektron. Ladningen er ikke endret, den er null. Etc.

Valence

Valence(fra latin valēns "har styrke") - atomers evne til å danne et visst antall kjemiske bindinger med atomer av andre elementer.

I utgangspunktet betyr valens atomenes evne til å danne et visst antall kovalente bindinger. Hvis et atom har n uparrede elektroner og m ensomme elektronpar, så kan dette atomet dannes n+m kovalente bindinger med andre atomer, dvs. dens valens vil være lik n+m. Når man estimerer den maksimale valensen, bør man gå videre fra den elektroniske konfigurasjonen av den "spente" tilstanden. For eksempel er den maksimale valensen til et beryllium-, bor- og nitrogenatom 4 (for eksempel i Be(OH) 4 2-, BF 4 - og NH 4 +), fosfor - 5 (PCl 5), svovel - 6 ( H 2 SO 4), klor - 7 (Cl 2 O 7).

I noen tilfeller kan valensen numerisk falle sammen med oksidasjonstilstanden, men de er på ingen måte identiske med hverandre. For eksempel, i N2- og CO-molekyler realiseres en trippelbinding (det vil si at valensen til hvert atom er 3), men oksidasjonstilstanden til nitrogen er 0, karbon +2, oksygen -2.

I salpetersyre er oksidasjonstilstanden til nitrogen +5, mens nitrogen ikke kan ha en valens høyere enn 4, fordi den kun har 4 orbitaler på ytre nivå (og bindingen kan betraktes som overlappende orbitaler). Og generelt kan ikke ethvert element i den andre perioden av samme grunn ha en valens som er større enn 4.

Noen flere "vanskelige" spørsmål der det ofte gjøres feil.

Atomer av forskjellige kjemiske elementer kan feste forskjellig antall andre atomer, dvs. ha forskjellige valenser.

Valens karakteriserer atomers evne til å kombinere med andre atomer. Nå, etter å ha studert strukturen til atomet og typene kjemiske bindinger, kan vi vurdere dette konseptet mer detaljert.

Valens er antallet kjemiske enkeltbindinger som et atom danner med andre atomer i et molekyl. Antall kjemiske bindinger refererer til antall delte elektronpar. Siden delte elektronpar kun dannes i tilfelle av en kovalent binding, kan valensen til atomer bare bestemmes i kovalente forbindelser.

I strukturformelen til et molekyl er kjemiske bindinger representert med bindestreker. Antall linjer som strekker seg fra symbolet til et gitt element er dets valens. Valens har alltid en positiv heltallsverdi fra I til VIII.

Som du husker, er den høyeste valensen til et kjemisk grunnstoff i et oksid vanligvis lik tallet på gruppen det finnes i. For å bestemme valensen til et ikke-metall i en hydrogenforbindelse, må du trekke gruppenummeret fra 8.

I de enkleste tilfellene er valens lik antall uparrede elektroner i atomet, så for eksempel oksygen (inneholder to uparede elektroner) har valens II, og hydrogen (inneholder ett uparet elektron) har valens I.

Ioniske og metalliske krystaller har ikke felles elektronpar, så for disse stoffene gir ikke begrepet valens som antall kjemiske bindinger mening. For alle klasser av forbindelser, uavhengig av type kjemiske bindinger, er et mer universelt konsept aktuelt, som kalles oksidasjonstilstanden.

Oksidasjonstilstand

Dette er den konvensjonelle ladningen på et atom i et molekyl eller en krystall. Det beregnes ved å anta at alle kovalente polare bindinger er ioniske.

I motsetning til valens, kan oksidasjonstallet være positivt, negativt eller null. I de enkleste ioniske forbindelsene faller oksidasjonstilstandene sammen med ladningene til ionene.

For eksempel, i kaliumklorid KCl (K + Cl - ) har kalium en oksidasjonstilstand på +1, og klor -1; i kalsiumoksid CaO (Ca +2 O -2) har kalsium en oksidasjonstilstand på +2, og oksygen -2. Denne regelen gjelder for alle grunnleggende oksider: i dem er oksidasjonstilstanden til metallet lik ladningen til metallionet (natrium +1, barium +2, aluminium +3), og oksidasjonstilstanden til oksygen er -2. Oksydasjonstilstanden er indikert med et arabisk tall, som er plassert over symbolet på elementet, lik valens:

Cu+2Cl2-1; Fe +2S -2

Oksydasjonstilstanden til et grunnstoff i et enkelt stoff tas lik null:

Na 0, O 2 0, S 8 0, Cu 0

La oss vurdere hvordan oksidasjonstilstander i kovalente forbindelser bestemmes.

Hydrogenklorid HCl er et stoff med en polar kovalent binding. Det vanlige elektronparet i HCl-molekylet flyttes til kloratomet, som har høyere elektronegativitet. Vi transformerer mentalt H-Cl-bindingen til en ionisk (dette skjer faktisk i en vandig løsning), og forskyver elektronparet fullstendig til kloratomet. Den vil få en ladning på -1, og hydrogen +1. Derfor har klor i dette stoffet en oksidasjonstilstand på -1, og hydrogen +1:

Reelle ladninger og oksidasjonstilstander for atomer i et hydrogenkloridmolekyl

Oksidasjonstall og valens er relaterte begreper. I mange kovalente forbindelser er den absolutte verdien av oksidasjonstilstanden til elementene lik deres valens. Det er imidlertid flere tilfeller hvor valensen er forskjellig fra oksidasjonstilstanden. Dette er for eksempel typisk for enkle stoffer, der oksidasjonstilstanden til atomer er null, og valensen er lik antall vanlige elektronpar:

O=O.

Valensen til oksygen er II, og oksidasjonstilstanden er 0.

I et hydrogenperoksidmolekyl

H-O-O-H

oksygen er toverdig og hydrogen er monovalent. Samtidig er oksidasjonstilstandene til begge grunnstoffene lik 1 i absolutt verdi:

H2+102-1

Det samme elementet i forskjellige forbindelser kan ha både positive og negative oksidasjonstilstander, avhengig av elektronegativiteten til atomene knyttet til det. Tenk for eksempel på to karbonforbindelser - metan CH 4 og karbonfluorid (IV) CF 4.

Karbon er mer elektronegativt enn hydrogen, så i metan blir elektrontettheten til C–H-bindingene forskjøvet fra hydrogen til karbon, og hvert av de fire hydrogenatomene har en oksidasjonstilstand på +1, og karbonatomet er -4. I motsetning til dette, i CF4-molekylet, blir elektronene til alle bindinger forskjøvet fra karbonatomet til fluoratomene, hvis oksidasjonstilstand er -1, derfor er karbon i +4-oksidasjonstilstanden. Husk at oksidasjonstallet til det mest elektronegative atomet i en forbindelse alltid er negativt.

Modeller av metan CH 4 og karbon(IV) fluorid CF 4 molekyler. Polariteten til bindinger er indikert med piler

Ethvert molekyl er elektrisk nøytralt, så summen av oksidasjonstilstandene til alle atomer er null. Ved å bruke denne regelen, fra den kjente oksidasjonstilstanden til ett element i en forbindelse, kan du bestemme oksidasjonstilstanden til et annet uten å ty til resonnement om forskyvning av elektroner.

Som et eksempel, la oss ta klor(I)oksid Cl 2 O. Vi går ut fra den elektriske nøytraliteten til partikkelen. Oksygenatomet i oksider har en oksidasjonstilstand på –2, noe som betyr at begge kloratomene har en total ladning på +2. Det følger at hver av dem har en +1 ladning, dvs. klor har en oksidasjonstilstand på +1:

Cl2+10-2

For å plassere tegnene på oksidasjonstilstanden til forskjellige atomer riktig, er det nok å sammenligne deres elektronegativitet. Et atom med høyere elektronegativitet vil ha en negativ oksidasjonstilstand, og et atom med lavere elektronegativitet vil ha en positiv oksidasjonstilstand. I henhold til etablerte regler er symbolet på det mest elektronegative elementet skrevet på siste plass i den sammensatte formelen:

I +1 Cl-1, O +2 F2-1, P +5 Cl 5-1

Reelle ladninger og oksidasjonstilstander for atomer i et vannmolekyl

Når du bestemmer oksidasjonstilstandene til elementer i forbindelser, overholdes følgende regler.

Oksydasjonstilstanden til et grunnstoff i et enkelt stoff er null.

Fluor er det mest elektronegative kjemiske elementet, derfor er oksidasjonstilstanden til fluor i alle stoffer unntatt F2 -1.

Oksygen er det mest elektronegative elementet etter fluor, derfor er oksidasjonstilstanden til oksygen i alle forbindelser unntatt fluorider negativ: i de fleste tilfeller er det -2, og i hydrogenperoksyd H 2 O 2 -1.

Oksydasjonstilstanden til hydrogen er +1 i forbindelser med ikke-metaller, -1 i forbindelser med metaller (hydrider); null i det enkle stoffet H 2.

Oksydasjonstilstandene til metaller i forbindelser er alltid positive. Oksydasjonstilstanden til metaller i hovedundergruppene er vanligvis lik gruppetallet. Metaller fra sekundære undergrupper har ofte flere oksidasjonstilstander.

Den maksimale mulige positive oksidasjonstilstanden til et kjemisk grunnstoff er lik gruppetallet (unntak – Cu +2).

Minste oksidasjonstilstand for metaller er null, og den for ikke-metaller er gruppenummer minus åtte.

Summen av oksidasjonstilstandene til alle atomene i et molekyl er null.

Navigasjon

Løse kombinerte problemer basert på kvantitative egenskaper ved et stoff
Problemløsning. Loven om konstans i sammensetningen av stoffer. Beregninger som bruker begrepene "molar masse" og "kjemisk mengde" av et stoff
Løse regneoppgaver basert på kvantitative egenskaper ved materie og støkiometriske lover
Løse beregningsproblemer basert på lovene for materiens gasstilstand
Elektronisk konfigurasjon av atomer. Strukturen til elektronskallene til atomene i de tre første periodene

Videoopplæring 2: Oksidasjonstilstand for kjemiske elementer

Videoopplæring 3: Valence. Bestemmelse av valens

Foredrag: Elektronegativitet. Oksidasjonstilstand og valens av kjemiske elementer

Elektronegativitet

Elektronegativitet er atomers evne til å tiltrekke seg elektroner fra andre atomer for å bli med dem.

Det er lett å bedømme elektronegativiteten til et bestemt kjemisk element ved hjelp av tabellen. Husk, i en av leksjonene våre ble det sagt at den øker når man beveger seg fra venstre til høyre gjennom perioder i det periodiske systemet og når man beveger seg fra bunn til topp gjennom grupper.

For eksempel ble oppgaven gitt å bestemme hvilket grunnstoff fra den foreslåtte serien som er mest elektronegativt: C (karbon), N (nitrogen), O (oksygen), S (svovel)? Vi ser på tabellen og finner at dette er O, fordi han er til høyre og høyere enn de andre.

Hvilke faktorer påvirker elektronegativitet? Dette:

Radiusen til et atom, jo mindre det er, jo høyere er elektronegativiteten.
Valensskallet er fylt med elektroner; jo flere elektroner det er, jo høyere er elektronegativiteten.

Av alle de kjemiske grunnstoffene er fluor det mest elektronegative fordi det har en liten atomradius og 7 elektroner i valensskallet.

Elementer med lav elektronegativitet inkluderer alkali- og jordalkalimetaller. De har store radier og svært få elektroner i det ytre skallet.

Elektronegativitetsverdiene til et atom kan ikke være konstante, fordi det avhenger av mange faktorer, inkludert de som er oppført ovenfor, samt graden av oksidasjon, som kan være forskjellig for samme grunnstoff. Derfor er det vanlig å snakke om relativiteten til elektronegativitetsverdier. Du kan bruke følgende skalaer:

Du trenger elektronegativitetsverdier når du skriver formler for binære forbindelser som består av to elementer. For eksempel, formelen for kobberoksid Cu 2 O - det første elementet skal skrives ned den hvis elektronegativitet er lavere.

I øyeblikket for dannelse av en kjemisk binding, hvis elektronegativitetsforskjellen mellom elementene er større enn 2,0, dannes en kovalent polar binding; hvis mindre, dannes en ionisk binding.

Oksidasjonstilstand

Oksidasjonstilstand (CO)- dette er den betingede eller reelle ladningen til et atom i en forbindelse: betinget - hvis bindingen er polar kovalent, reell - hvis bindingen er ionisk.

Et atom får en positiv ladning når det gir fra seg elektroner, og en negativ ladning når det tar imot elektroner.

Oksidasjonstilstander er skrevet over symbolene med et tegn «+»/«-» . Det er også mellomliggende CO-er. Maksimal CO for et grunnstoff er positiv og lik gruppenummer, og minimum negativ for metaller er null, for ikke-metaller = (Gruppe nr. – 8). Elementer med maksimal CO aksepterer bare elektroner, og elementer med minimum CO gir bare fra seg elektroner. Grunnstoffer som har mellomliggende CO kan både gi og motta elektroner.

La oss se på noen regler som bør følges for å bestemme CO:

CO for alle enkle stoffer er null.

Summen av alle CO-atomer i et molekyl er også lik null, siden ethvert molekyl er elektrisk nøytralt.

I forbindelser med en kovalent upolar binding er CO lik null (O 2 0), og med en ionisk binding er det lik ladningene til ionene (Na + Cl - natrium CO +1, klor -1). CO-elementer av forbindelser med en kovalent polar binding anses som med en ionisk binding (H:Cl = H + Cl -, som betyr H +1 Cl -1).

Grunnstoffer i en forbindelse som har størst elektronegativitet har negative oksidasjonstilstander, mens de med minst elektronegativitet har positive oksidasjonstilstander. Basert på dette kan vi konkludere med at metaller bare har en "+" oksidasjonstilstand.

Konstante oksidasjonstilstander:

Alkalimetaller +1.

Alle metaller i den andre gruppen +2. Unntak: Hg +1, +2.

Aluminium +3.

Hydrogen +1. Unntak: hydrider av aktive metaller NaH, CaH 2, etc., hvor oksidasjonstilstanden til hydrogen er –1.
Oksygen -2. Unntak: F 2 -1 O +2 og peroksider som inneholder –O–O–-gruppen, hvor oksidasjonstilstanden til oksygen er –1.

Når en ionisk binding dannes, skjer en viss overføring av elektron, fra et mindre elektronegativt atom til et atom med større elektronegativitet. I denne prosessen mister atomer alltid elektrisk nøytralitet og blir deretter til ioner. Heltallsladninger dannes også. Når en polar kovalent binding dannes, overføres elektronet bare delvis, slik at partielle ladninger oppstår.

Valence

Valenceer atomenes evne til å danne n - antall kjemiske bindinger med atomer til andre grunnstoffer.

Valens er også evnen til et atom til å holde andre atomer nær seg selv. Som du vet fra skolens kjemikurs, er forskjellige atomer bundet til hverandre av elektroner fra det ytre energinivået. Et uparet elektron søker et par fra et annet atom. Disse elektronene på ytre nivå kalles valenselektroner. Dette betyr at valens også kan defineres som antall elektronpar som forbinder atomer med hverandre. Se på strukturformelen til vann: H – O – H. Hver strek er et elektronpar, som betyr at den viser valensen, dvs. oksygen her har to linjer, som betyr at det er toverdig, hydrogenmolekyler kommer fra en linje hver, som betyr at hydrogen er enverdig. Når du skriver, er valens indikert med romertall: O (II), H (I). Kan også angis over elementet.

Valens kan være konstant eller variabel. For eksempel, i metallalkalier er det konstant og lik I. Men klor i forskjellige forbindelser viser valens I, III, V, VII.

Hvordan bestemme valensen til et element?

La oss se på det periodiske systemet igjen. Metaller i hovedundergruppene har en konstant valens, så metaller i den første gruppen har valens I, den andre - II. Og metaller fra sideundergrupper har variabel valens. Den er også variabel for ikke-metaller. Den høyeste valensen til et atom er lik gruppenummer, den laveste er lik = gruppenummer - 8. En kjent formulering. Betyr ikke dette at valensen faller sammen med oksidasjonstilstanden? Husk at valens kan falle sammen med oksidasjonstilstanden, men disse indikatorene er ikke identiske med hverandre. Valens kan ikke ha et =/--tegn, og kan heller ikke være null.

Den andre metoden er å bestemme valens ved hjelp av en kjemisk formel, hvis den konstante valensen til ett av elementene er kjent. Ta for eksempel formelen for kobberoksid: CuO. Oksygenvalens II. Vi ser at for ett oksygenatom i denne formelen er det ett kobberatom, som betyr at kobberets valens er lik II. La oss nå ta en mer komplisert formel: Fe 2 O 3. Valensen til oksygenatomet er II. Det er tre slike atomer her, multipliser 2*3 =6. Vi fant at det er 6 valenser per to jernatomer. La oss finne ut valensen til ett jernatom: 6:2=3. Dette betyr at valensen til jern er III.

I tillegg, når det er nødvendig å estimere "maksimal valens", bør man alltid starte fra den elektroniske konfigurasjonen som er tilstede i "eksitert" tilstand.

Valens og oksidasjonstilstand er begreper som ofte brukes i uorganisk kjemi. I mange kjemiske forbindelser er valensverdien og oksidasjonstilstanden til et grunnstoff den samme, og derfor blir skolebarn og elever ofte forvirrede. Disse konseptene har noen ting til felles, men forskjellene er mer betydelige. For å forstå hvordan disse to konseptene er forskjellige, er det verdt å lære mer om dem.

Informasjon om oksidasjonstilstand

Oksydasjonstilstanden er en hjelpemengde tilordnet et atom i et kjemisk element eller en gruppe av atomer, som viser hvordan delte elektronpar er fordelt mellom interagerende elementer.

Dette er en hjelpemengde som ikke har noen fysisk betydning som sådan. Dens essens kan enkelt forklares ved hjelp av eksempler:

Bordsaltmolekyl NaCl består av to atomer - et kloratom og et natriumatom. Bindingen mellom disse atomene er ionisk. Natrium har 1 elektron på valensnivået, noe som betyr at det deler ett elektronpar med kloratomet. Av disse to grunnstoffene er klor mer elektronegativt (har egenskapen til å blande elektronpar mot seg selv), da vil det eneste vanlige elektronparet skifte mot det. I en forbindelse har et element med høyere elektronegativitet en negativ oksidasjonstilstand, mens et mindre elektronegativt element har en positiv oksidasjonstilstand, og verdien er lik antall delte elektronpar. For det aktuelle NaCl-molekylet vil oksidasjonstilstandene til natrium og klor se slik ut:

Klor, med et elektronpar forskjøvet til det, regnes nå som et anion, det vil si et atom som har tilført et ekstra elektron, og natrium regnes som et kation, det vil si et atom som har donert et elektron. Men når du skriver oksidasjonstilstanden, kommer tegnet først, og den numeriske verdien kommer på andreplass, og når du skriver den ioniske ladningen, er det omvendt.

Oksydasjonstilstanden kan defineres som antall elektroner som et positivt ion mangler for å nå et elektrisk nøytralt atom, eller som må tas fra et negativt ion for å oksidere til et atom. I dette eksemplet er det åpenbart at det positive natriumionet mangler et elektron på grunn av forskyvningen av elektronparet, og klorionet har ett ekstra elektron.

Oksydasjonstilstanden til et enkelt (rent) stoff, uavhengig av dets fysiske og kjemiske egenskaper, er null. O2-molekylet består for eksempel av to oksygenatomer. De har samme elektronegativitetsverdier, så de delte elektronene skifter ikke til noen av dem. Dette betyr at elektronparet er strengt tatt mellom atomene, så oksidasjonstilstanden vil være null.

For noen molekyler kan det være vanskelig å fastslå hvor elektronene går, spesielt hvis det er tre eller flere grunnstoffer. For å beregne oksidasjonstilstandene i slike molekyler, må du bruke noen få enkle regler:

Hydrogenatomet har nesten alltid en konstant oksidasjonstilstand på +1..
For oksygen er dette tallet -2. Det eneste unntaket fra denne regelen er fluoroksider

ОF 2 og О 2 F 2,

Siden fluor er grunnstoffet med høyest elektronegativitet, forskyver det alltid interagerende elektroner mot seg selv. I følge internasjonale regler skrives elementet med lavere elektronegativitetsverdi først, derfor kommer oksygen først i disse oksidene.

Legger du sammen alle oksidasjonstilstandene i et molekyl får du null.
Metallatomer er preget av en positiv oksidasjonstilstand.

Når du beregner oksidasjonstilstander, må du huske at den høyeste oksidasjonstilstanden til et grunnstoff er lik antallet på dets gruppe, og minimum er gruppetallet minus 8. For klor er den maksimalt mulige verdien av oksidasjonstilstanden +7 , fordi den er i 7. gruppe, og minimum er 7-8 = -1.

Generell informasjon om valens

Valens er antallet kovalente bindinger som et grunnstoff kan danne i forskjellige forbindelser.

I motsetning til oksidasjonstilstanden har begrepet valens en reell fysisk betydning.

Den høyeste valensindeksen er lik gruppenummeret i det periodiske systemet. Svovel S er lokalisert i den 6. gruppen, det vil si at dens maksimale valens er 6. Men det kan også være 2 (H 2 S) eller 4 (SO 2).

Nesten alle elementer er preget av variabel valens. Imidlertid er det atomer som denne verdien er konstant for. Disse inkluderer alkalimetaller, sølv, hydrogen (deres valens er alltid 1), sink (valens er alltid 2), lantan (valens er alltid 3).

Hva har valens og oksidasjonstilstand til felles?

For å betegne begge mengdene brukes positive heltall, som er skrevet over den latinske betegnelsen på elementet.
Den høyeste valensen, så vel som den høyeste oksidasjonstilstanden, faller sammen med gruppenummeret til grunnstoffet.
Oksydasjonstilstanden til ethvert element i en kompleks forbindelse faller sammen med den numeriske verdien til en av valensindikatorene. For eksempel kan klor, som er i den 7. gruppen, ha en valens på 1, 3, 4, 5, 6 eller 7, noe som betyr at de mulige oksidasjonstilstandene er ±1, +3, +4, +5, +6 , +7.

De viktigste forskjellene mellom disse konseptene

Begrepet "valens" har en fysisk betydning, men oksidasjonstall er et hjelpebegrep som ikke har noen reell fysisk betydning.
Oksydasjonstilstanden kan være null, større eller mindre enn null. Valens er strengt tatt større enn null.
Valens representerer antall kovalente bindinger, og oksidasjonstilstand representerer fordelingen av elektroner i forbindelsen.