Si ndryshon valenca nga gjendja e oksidimit? Kimia inorganike Cilat janë gjendjet e oksidimit dhe valenca e elementeve

Ndër reaksionet kimike, duke përfshirë natyrën, reaksionet redoks janë më të zakonshmet. Këto përfshijnë, për shembull, fotosintezën, metabolizmin, proceset biologjike, si dhe djegien e karburantit, prodhimin e metaleve dhe shumë reaksione të tjera. Reaksionet redoks janë përdorur prej kohësh me sukses nga njerëzimi për qëllime të ndryshme, por vetë teoria elektronike e proceseve redoks u shfaq mjaft kohët e fundit - në fillim të shekullit të 20-të.

Për të kaluar në teorinë moderne të oksidimit-reduktimit, është e nevojshme të futen disa koncepte - këto janë valenca, gjendja e oksidimit dhe struktura e predhave elektronike të atomeve. Gjatë studimit të seksioneve të tilla si , elementet dhe , ne kemi hasur tashmë këto koncepte. Tjetra, le t'i shikojmë ato në më shumë detaje.

Valenca dhe gjendja e oksidimit

Valence- një koncept kompleks që lindi së bashku me konceptin e një lidhjeje kimike dhe përkufizohet si veti e atomeve për të bashkuar ose zëvendësuar një numër të caktuar atomesh të një elementi tjetër, d.m.th. është aftësia e atomeve për të formuar lidhje kimike në komponime. Fillimisht, valenca u përcaktua nga hidrogjeni (valenca e tij u mor si 1) ose oksigjeni (valenca u mor 2). Më vonë ata filluan të bëjnë dallimin midis valencës pozitive dhe negative. Në mënyrë sasiore, valenca pozitive karakterizohet nga numri i elektroneve të dhuruara nga një atom, dhe valenca negative karakterizohet nga numri i elektroneve që duhet t'i shtohen atomit për të zbatuar rregullin e oktetit (d.m.th., përfundimi i nivelit të energjisë së jashtme). Më vonë, koncepti i valencës gjithashtu filloi të kombinonte natyrën e lidhjeve kimike që lindin midis atomeve në lidhjen e tyre.

Si rregull, valenca më e lartë e elementeve korrespondon me numrin e grupit në tabelën periodike. Por, si me të gjitha rregullat, ka përjashtime: për shembull, bakri dhe ari janë në grupin e parë të tabelës periodike dhe valenca e tyre duhet të jetë e barabartë me numrin e grupit, d.m.th. 1, por në realitet valenca më e lartë e bakrit është 2, dhe ari është 3.

Gjendja e oksidimit nganjëherë quhet numri i oksidimit, valenca elektrokimike ose gjendja e oksidimit dhe është një koncept relativ. Kështu, gjatë llogaritjes së gjendjes së oksidimit, supozohet se molekula përbëhet vetëm nga jone, megjithëse shumica e komponimeve nuk janë aspak jonike. Në mënyrë sasiore, shkalla e oksidimit të atomeve të një elementi në një përbërje përcaktohet nga numri i elektroneve të bashkangjitur në atom ose të zhvendosur nga atomi. Kështu, në mungesë të zhvendosjes së elektroneve, gjendja e oksidimit do të jetë zero, kur elektronet zhvendosen drejt një atomi të caktuar, do të jetë negative, dhe kur elektronet zhvendosen nga një atom i caktuar, do të jetë pozitive.

Përcaktimi gjendja e oksidimit të atomeve duhet të ndiqen rregullat e mëposhtme:

Në molekulat e substancave të thjeshta dhe metaleve, gjendja e oksidimit të atomeve është 0.
Hidrogjeni në pothuajse të gjitha përbërjet ka një gjendje oksidimi të barabartë me +1 (dhe vetëm në hidridet e metaleve aktive të barabartë me -1).
Për atomet e oksigjenit në përbërjet e tij, gjendja tipike e oksidimit është -2 (përjashtimet: NGA 2 dhe peroksidet e metaleve, gjendja e oksidimit të oksigjenit është përkatësisht +2 dhe -1).
Atomet e metaleve të alkalit (+1) dhe tokës alkaline (+2), si dhe fluorit (-1) gjithashtu kanë një gjendje të vazhdueshme oksidimi
Në përbërjet e thjeshta jonike, gjendja e oksidimit është e barabartë në madhësi dhe shenjë me ngarkesën e saj elektrike.
Për një përbërje kovalente, atomi më elektronegativ ka një gjendje oksidimi me një shenjë "-" dhe ai më pak elektronegativ ka një shenjë "+".
Për komponimet komplekse, tregohet gjendja e oksidimit të atomit qendror.
Shuma e gjendjeve të oksidimit të atomeve në një molekulë është zero.

Për shembull, le të përcaktojmë gjendjen e oksidimit të Se në përbërjen H 2 SeO 3

Pra, gjendja e oksidimit të hidrogjenit është +1, oksigjeni -2, dhe shuma e të gjitha gjendjeve të oksidimit është 0, le të krijojmë një shprehje, duke marrë parasysh numrin e atomeve në përbërjen H 2 + Sex O 3 -2:

(+1)2+x+(-2)3=0, prej nga

ato. H 2 + Se +4 O 3 -2

Duke ditur se cila është gjendja e oksidimit të një elementi në një përbërje, është e mundur të parashikohen vetitë e tij kimike dhe reaktiviteti ndaj përbërjeve të tjera, si dhe nëse ky përbërës është agjent reduktues ose agjent oksidues. Këto koncepte janë zbuluar plotësisht në teoritë e oksidim-reduktimit:

Oksidimiështë procesi i humbjes së elektroneve nga një atom, jon ose molekulë, që çon në një rritje të gjendjes së oksidimit.

Al 0 -3e - = Al +3;

2O -2 -4e - = O2;

2Cl - -2e - = Cl 2

Rimëkëmbja - Ky është procesi me të cilin një atom, jon ose molekulë fiton elektrone, duke rezultuar në një ulje të gjendjes së oksidimit.

Ca +2 +2e - = Ca 0;

2H + +2e - =H 2

Agjentët oksidues– komponimet që pranojnë elektrone gjatë një reaksioni kimik dhe agjentët reduktues– komponimet dhuruese të elektroneve. Agjentët reduktues oksidohen gjatë një reaksioni, dhe agjentët oksidues reduktohen.
Thelbi i reaksioneve redoks– lëvizja e elektroneve (ose zhvendosja e çifteve të elektroneve) nga një substancë në tjetrën, e shoqëruar nga një ndryshim në gjendjet e oksidimit të atomeve ose joneve. Në reaksione të tilla, një element nuk mund të oksidohet pa reduktuar tjetrin, sepse Transferimi i elektroneve gjithmonë shkakton oksidim dhe reduktim. Kështu, numri i përgjithshëm i elektroneve të marra nga një element gjatë oksidimit është i njëjtë me numrin e elektroneve të fituara nga një element tjetër gjatë reduktimit.

Pra, nëse elementët në përbërje janë në gjendjen e tyre më të lartë të oksidimit, atëherë ata do të shfaqin vetëm veti oksiduese, për faktin se nuk mund të heqin më dorë nga elektronet. Përkundrazi, nëse elementët në përbërje janë në gjendjen e tyre më të ulët të oksidimit, atëherë ato shfaqin vetëm veti reduktuese, sepse ata nuk mund të shtojnë më elektrone. Atomet e elementeve në një gjendje të ndërmjetme oksidimi, në varësi të kushteve të reaksionit, mund të jenë edhe agjentë oksidues dhe reduktues. Le të japim një shembull: squfuri në gjendjen e tij më të lartë të oksidimit +6 në përbërjen H 2 SO 4 mund të shfaqë vetëm veti oksiduese, në përbërjen H 2 S - squfuri është në gjendjen e tij më të ulët të oksidimit -2 dhe do të shfaqë vetëm veti reduktuese, dhe në përbërjen H2SO3 që është në gjendjen e ndërmjetme të oksidimit +4, squfuri mund të jetë edhe një agjent oksidues dhe një agjent reduktues.

Bazuar në gjendjet e oksidimit të elementeve, mund të parashikohet mundësia e një reaksioni midis substancave. Është e qartë se nëse të dy elementët në përbërjet e tyre janë në gjendje oksidimi më të lartë ose më të ulët, atëherë një reagim midis tyre është i pamundur. Një reagim është i mundur nëse një nga përbërësit mund të shfaqë veti oksiduese, dhe tjetri - veti reduktuese. Për shembull, në HI dhe H2S, jodi dhe squfuri janë në gjendjet e tyre më të ulëta të oksidimit (-1 dhe -2) dhe mund të jenë vetëm agjentë reduktues, prandaj ata nuk do të reagojnë me njëri-tjetrin. Por ato do të ndërveprojnë mirë me H 2 SO 4, i cili karakterizohet nga vetitë reduktuese, sepse squfuri këtu është në gjendjen e tij më të lartë të oksidimit.

Agjentët më të rëndësishëm reduktues dhe oksidues janë paraqitur në tabelën e mëposhtme.

Restauruesit
Atomet neutrale	Skema e përgjithshme M-ne →Mn+ Të gjitha metalet, si dhe hidrogjeni dhe karboni.Agjentët reduktues më të fuqishëm janë metalet alkali dhe alkaline tokësore, si dhe lantanidet dhe aktinidet. Agjentët reduktues të dobët janë metalet fisnike - Au, Ag, Pt, Ir, Os, Pd, Ru, Rh.Në nëngrupet kryesore të tabelës periodike, aftësia reduktuese e atomeve neutrale rritet me rritjen e numrit atomik.
jonet jometalë të ngarkuar negativisht	Skema e përgjithshme E +ne - → En- Jonet e ngarkuar negativisht janë agjentë të fortë reduktues për shkak të faktit se ata mund të dhurojnë elektrone të tepërta dhe elektronet e tyre të jashtme. Fuqia reduktuese, me të njëjtën ngarkesë, rritet me rritjen e rrezes atomike. Për shembull, I është një agjent reduktues më i fortë se Br - dhe Cl -. Agjentët reduktues mund të jenë gjithashtu S 2-, Se 2-, Te 2- dhe të tjerë.
jonet metalike të ngarkuara pozitivisht të gjendjes më të ulët të oksidimit	Jonet metalike të gjendjeve më të ulëta të oksidimit mund të shfaqin veti reduktuese nëse ato karakterizohen nga gjendje me një gjendje oksidimi më të lartë. Për shembull, Sn 2+ -2e — → Sn 4+ Cr 2+ -e — → Cr 3+ Cu + -e — → Cu 2+
Jonet komplekse dhe molekulat që përmbajnë atome në gjendje të ndërmjetme oksidimi	Jonet komplekse ose komplekse, si dhe molekulat, mund të shfaqin veti reduktuese nëse atomet e tyre përbërës janë në një gjendje të ndërmjetme oksidimi. Për shembull, SO 3 2-, NO 2 -, AsO 3 3-, 4-, SO 2, CO, NO dhe të tjerë.
	Karboni, monoksidi i karbonit (II), hekuri, zinku, alumini, kallaji, acidi sulfuror, sulfiti dhe bisulfiti i natriumit, sulfidi i natriumit, tiosulfati i natriumit, hidrogjeni, rryma elektrike
Agjentët oksidues
Atomet neutrale	Skema e përgjithshme E + ne- → E n- Agjentët oksidues janë atome të elementeve p. Jometalet tipike janë fluori, oksigjeni, klori. Agjentët oksidues më të fortë janë halogjenet dhe oksigjeni. Në nëngrupet kryesore të grupeve 7, 6, 5 dhe 4, aktiviteti oksidativ i atomeve zvogëlohet nga lart poshtë.
jonet metalike të ngarkuara pozitivisht	Të gjithë jonet metalike të ngarkuara pozitivisht shfaqin veti oksiduese në shkallë të ndryshme. Nga këta, agjentët oksidues më të fuqishëm janë jonet me gjendje të lartë oksidimi, për shembull, Sn 4+, Fe 3+, Cu 2+. Jonet e metaleve fisnike, edhe në gjendje të ulët oksidimi, janë agjentë të fortë oksidues.
Jonet komplekse dhe molekulat që përmbajnë atome metali në gjendjen më të lartë të oksidimit	Agjentët tipikë oksidues janë substancat që përmbajnë atome metalike në gjendjen më të lartë të oksidimit. Për shembull, KMnO4, K2Cr2O7, K2CrO4, HAuCl4.
Jonet komplekse dhe molekulat që përmbajnë atome jometale në gjendje oksidimi pozitiv	Këto janë kryesisht acide që përmbajnë oksigjen, si dhe oksidet dhe kripërat e tyre përkatëse. Për shembull, SO 3, H 2 SO 4, HClO, HClO 3, NaOBr dhe të tjerët. Në një rresht H 2SO4 →H 2SeO4 →H 6TeO6 Aktiviteti oksidues rritet nga acidi sulfurik në atë telurik. Në një rresht HClO -HClO 2 -HClO 3 -HClO4 HBrO - HBrO 3 - HIO - HIO 3 - HIO 4, H5IO 6 Aktiviteti oksidativ rritet nga e djathta në të majtë dhe vetitë acidike rriten nga e majta në të djathtë.
Agjentët reduktues më të rëndësishëm në teknologji dhe praktikë laboratorike	Oksigjen, ozon, permanganat kaliumi, acide kromi dhe dikromik, acid nitrik, acid azoti, acid sulfurik (konc.), peroksid hidrogjeni, rrymë elektrike, acid hipoklor, dioksid mangani, dioksid plumbi, zbardhues, tretësirë të kaliumit dhe hipotalorit të natriumit hipobromidi, hekscianoferrati i kaliumit (III).

Kategoritë,

Elektronegativiteti (EO) është aftësia e atomeve për të tërhequr elektrone kur lidhen me atome të tjera .

Elektronegativiteti varet nga distanca midis bërthamës dhe elektroneve të valencës dhe nga sa afër është kompletimi i shtresës së valencës. Sa më e vogël të jetë rrezja e një atomi dhe sa më shumë elektrone valente, aq më e lartë është EO e tij.

Fluori është elementi më elektronegativ. Së pari, ajo ka 7 elektrone në shtresën e saj valore (vetëm 1 elektron i mungon oktetit) dhe, së dyti, kjo shtresë valence (...2s 2 2p 5) ndodhet afër bërthamës.

Atomet e metaleve alkaline dhe alkaline tokësore janë më pak elektronegativë. Ata kanë rreze të mëdha dhe lëvozhga e jashtme e tyre elektronike nuk është aspak e plotë. Është shumë më e lehtë për ta që t'i dorëzojnë elektronet e tyre të valencës në një atom tjetër (atëherë shtresa e jashtme do të bëhet e plotë) sesa të "fitojnë" elektrone.

Elektronegativiteti mund të shprehet në mënyrë sasiore dhe elementet mund të renditen sipas rendit në rritje. Më shpesh përdoret shkalla e elektronegativitetit e propozuar nga kimisti amerikan L. Pauling.

Dallimi në elektronegativitetin e elementeve në një përbërje ( ΔX) do t'ju lejojë të gjykoni llojin e lidhjes kimike. Nëse vlera ΔX= 0 - lidhje kovalente jopolare.

Kur diferenca e elektronegativitetit është deri në 2.0, lidhja quhet polare kovalente, për shembull: Lidhja H-F në një molekulë fluori hidrogjeni HF: Δ X = (3,98 - 2,20) = 1,78

Lidhjet me një ndryshim elektronegativiteti më të madh se 2.0 merren parasysh jonike. Për shembull: Lidhja Na-Cl në përbërjen NaCl: Δ X = (3,16 - 0,93) = 2,23.

Gjendja e oksidimit

Gjendja e oksidimit (CO) është ngarkesa e kushtëzuar e një atomi në një molekulë, e llogaritur nën supozimin se molekula përbëhet nga jone dhe në përgjithësi është elektrikisht neutrale.

Kur formohet një lidhje jonike, një elektron kalon nga një atom më pak elektronegativ në një më elektronegativ, atomet humbasin neutralitetin e tyre elektrik dhe shndërrohen në jone. lindin tarifa me numra të plotë. Kur formohet një lidhje polare kovalente, elektroni nuk transferohet plotësisht, por pjesërisht, kështu që lindin ngarkesa të pjesshme (HCl në figurën më poshtë). Le të imagjinojmë që elektroni është transferuar plotësisht nga atomi i hidrogjenit në klor, dhe një ngarkesë e tërë pozitive prej +1 është shfaqur në hidrogjen, dhe -1 në klor. Ngarkesa të tilla konvencionale quhen gjendje oksidimi.

Kjo figurë tregon gjendjet e oksidimit karakteristike të 20 elementëve të parë.
Shënim. CO më i lartë është zakonisht i barabartë me numrin e grupit në tabelën periodike. Metalet e nëngrupeve kryesore kanë një CO karakteristik, ndërsa jometalet, si rregull, kanë një shpërndarje të CO. Prandaj, jometalet formojnë një numër të madh përbërjesh dhe kanë veti më "të ndryshme" në krahasim me metalet.

Shembuj të përcaktimit të gjendjes së oksidimit

Le të përcaktojmë gjendjet e oksidimit të klorit në përbërjet:

Rregullat që kemi shqyrtuar jo gjithmonë na lejojnë të llogarisim CO të të gjithë elementëve, si për shembull në një molekulë të caktuar aminopropani.

Këtu është i përshtatshëm për të përdorur teknikën e mëposhtme:

1) Ne përshkruajmë formulën strukturore të molekulës, viza është një lidhje, një palë elektrone.

2) E kthejmë vizën në një shigjetë të drejtuar drejt atomit më të EO. Kjo shigjetë simbolizon kalimin e një elektroni në një atom. Nëse janë të lidhur dy atome identike, ne e lëmë vijën ashtu siç është - nuk ka transferim të elektroneve.

3) Ne numërojmë sa elektrone "erdhën" dhe "u larguan".

Për shembull, le të llogarisim ngarkesën e atomit të parë të karbonit. Tre shigjeta drejtohen drejt atomit, që do të thotë se kanë mbërritur 3 elektrone, ngarkuar -3.

Atomi i dytë i karbonit: hidrogjeni i dha atij një elektron, dhe azoti mori një elektron. Tarifa nuk ka ndryshuar, është zero. etj.

Valence

Valence(nga latinishtja valēns "ka forcë") - aftësia e atomeve për të formuar një numër të caktuar lidhjesh kimike me atomet e elementeve të tjerë.

Në thelb, valencë do të thotë aftësia e atomeve për të formuar një numër të caktuar lidhjesh kovalente. Nëse një atom ka n elektrone të paçiftuara dhe mçifte të vetme elektronike, atëherë ky atom mund të formohet n+m lidhje kovalente me atome të tjera, d.m.th. valenca e tij do të jetë e barabartë n+m. Kur vlerësohet valenca maksimale, duhet të vazhdohet nga konfigurimi elektronik i gjendjes "të ngacmuar". Për shembull, valenca maksimale e një atomi beriliumi, bori dhe azoti është 4 (për shembull, në Be(OH) 4 2-, BF 4 - dhe NH 4 +), fosfor - 5 (PCl 5), squfur - 6 ( H2SO4), klor - 7 (Cl2O7).

Në disa raste, valenca mund të përkojë numerikisht me gjendjen e oksidimit, por në asnjë mënyrë ato nuk janë identike me njëra-tjetrën. Për shembull, në molekulat N2 dhe CO realizohet një lidhje e trefishtë (d.m.th., valenca e çdo atomi është 3), por gjendja e oksidimit të azotit është 0, karboni +2, oksigjen -2.

Në acidin nitrik, gjendja e oksidimit të azotit është +5, ndërsa azoti nuk mund të ketë një valencë më të madhe se 4, sepse ka vetëm 4 orbitale në nivelin e jashtëm (dhe lidhja mund të konsiderohet si orbitale të mbivendosura). Dhe në përgjithësi, çdo element i periudhës së dytë për të njëjtën arsye nuk mund të ketë një valencë më të madhe se 4.

Disa pyetje të tjera "të ndërlikuara" në të cilat shpesh bëhen gabime.

Atomet e elementeve të ndryshëm kimikë mund të bashkojnë numra të ndryshëm të atomeve të tjerë, d.m.th., të shfaqin valenca të ndryshme.

Valenca karakterizon aftësinë e atomeve për t'u kombinuar me atome të tjera. Tani, pasi kemi studiuar strukturën e atomit dhe llojet e lidhjeve kimike, ne mund ta konsiderojmë këtë koncept në më shumë detaje.

Valenca është numri i lidhjeve kimike të vetme që një atom formon me atome të tjera në një molekulë. Numri i lidhjeve kimike i referohet numrit të çifteve të përbashkëta të elektroneve. Meqenëse çiftet e përbashkëta të elektroneve formohen vetëm në rastin e një lidhje kovalente, valenca e atomeve mund të përcaktohet vetëm në përbërjet kovalente.

Në formulën strukturore të një molekule, lidhjet kimike përfaqësohen me viza. Numri i rreshtave që shtrihen nga simboli i një elementi të caktuar është valenca e tij. Valenca ka gjithmonë një vlerë të plotë pozitive nga I në VIII.

Siç e mbani mend, valenca më e lartë e një elementi kimik në një oksid zakonisht është e barabartë me numrin e grupit në të cilin gjendet. Për të përcaktuar valencën e një jometali në një përbërje hidrogjeni, duhet të zbritni numrin e grupit nga 8.

Në rastet më të thjeshta, valenca është e barabartë me numrin e elektroneve të paçiftuara në atom, kështu që, për shembull, oksigjeni (përmban dy elektrone të paçiftuar) ka valencë II, dhe hidrogjeni (përmban një elektron të paçiftuar) ka valencë I.

Kristalet jonike dhe metalike nuk kanë çifte të përbashkëta elektronesh, kështu që për këto substanca koncepti i valencës si numri i lidhjeve kimike nuk ka kuptim. Për të gjitha klasat e përbërjeve, pavarësisht nga lloji i lidhjeve kimike, zbatohet një koncept më universal, i cili quhet gjendja e oksidimit.

Gjendja e oksidimit

Kjo është ngarkesa konvencionale e një atomi në një molekulë ose kristal. Ajo llogaritet duke supozuar se të gjitha lidhjet polare kovalente janë të natyrës jonike.

Ndryshe nga valenca, numri i oksidimit mund të jetë pozitiv, negativ ose zero. Në përbërjet më të thjeshta jonike, gjendjet e oksidimit përkojnë me ngarkesat e joneve.

Për shembull, në klorurin e kaliumit KCl (K + Cl - ) kaliumi ka një gjendje oksidimi +1, dhe klori -1; në oksidin e kalciumit CaO (Ca +2 O -2), kalciumi shfaq një gjendje oksidimi prej +2, dhe oksigjen -2. Ky rregull vlen për të gjitha oksidet bazë: në to, gjendja e oksidimit të metalit është e barabartë me ngarkesën e jonit metalik (natrium +1, barium +2, alumin +3), dhe gjendja e oksidimit të oksigjenit është -2. Gjendja e oksidimit tregohet me një numër arab, i cili vendoset mbi simbolin e elementit, i ngjashëm me valencën:

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

Gjendja e oksidimit të një elementi në një substancë të thjeshtë merret e barabartë me zero:

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

Le të shqyrtojmë se si përcaktohen gjendjet e oksidimit në përbërjet kovalente.

Klorur hidrogjeni HCl është një substancë me një lidhje kovalente polare. Çifti i përbashkët elektronik në molekulën e HCl zhvendoset në atomin e klorit, i cili ka një elektronegativitet më të lartë. Ne e transformojmë mendërisht lidhjen H-Cl në një lidhje jonike (kjo në fakt ndodh në një tretësirë ujore), duke e zhvendosur plotësisht çiftin elektronik në atomin e klorit. Ajo do të marrë një ngarkesë prej -1, dhe hidrogjen +1. Prandaj, klori në këtë substancë ka një gjendje oksidimi prej -1, dhe hidrogjeni +1:

Ngarkesat reale dhe gjendjet e oksidimit të atomeve në një molekulë të klorurit të hidrogjenit

Numri i oksidimit dhe valenca janë koncepte të lidhura. Në shumë komponime kovalente, vlera absolute e gjendjes së oksidimit të elementeve është e barabartë me valencën e tyre. Megjithatë, ka disa raste kur valenca është e ndryshme nga gjendja e oksidimit. Kjo është tipike, për shembull, për substanca të thjeshta, ku gjendja e oksidimit të atomeve është zero, dhe valenca është e barabartë me numrin e çifteve të zakonshme të elektroneve:

O=O.

Valenca e oksigjenit është II, dhe gjendja e oksidimit është 0.

Në një molekulë të peroksidit të hidrogjenit

H-O-O-H

oksigjeni është dyvalent dhe hidrogjeni është njëvalent. Në të njëjtën kohë, gjendjet e oksidimit të të dy elementëve janë të barabartë me 1 në vlerë absolute:

H 2 +1 O 2 -1

I njëjti element në komponime të ndryshme mund të ketë gjendje oksidimi pozitive dhe negative, në varësi të elektronegativitetit të atomeve të lidhura me të. Konsideroni, për shembull, dy komponime karboni - metani CH 4 dhe fluori i karbonit (IV) CF 4.

Karboni është më elektronegativ se hidrogjeni, kështu që në metan densiteti elektronik i lidhjeve C–H zhvendoset nga hidrogjeni në karbon, dhe secili nga katër atomet e hidrogjenit ka një gjendje oksidimi prej +1, dhe atomi i karbonit është -4. Në të kundërt, në molekulën CF4, elektronet e të gjitha lidhjeve zhvendosen nga atomi i karbonit në atomet e fluorit, gjendja e oksidimit të të cilave është -1, prandaj, karboni është në gjendjen e oksidimit +4. Mos harroni se numri i oksidimit të atomit më elektronegativ në një përbërje është gjithmonë negativ.

Modele të molekulave të metanit CH 4 dhe fluorit të karbonit (IV) CF 4. Polariteti i lidhjeve tregohet me shigjeta

Çdo molekulë është elektrikisht neutrale, kështu që shuma e gjendjeve të oksidimit të të gjithë atomeve është zero. Duke përdorur këtë rregull, nga gjendja e njohur e oksidimit të një elementi në një përbërje, mund të përcaktoni gjendjen e oksidimit të një tjetri pa iu drejtuar arsyetimit për zhvendosjen e elektroneve.

Si shembull, le të marrim oksidin e klorit (I) Cl 2 O. Ne vazhdojmë nga neutraliteti elektrik i grimcës. Atomi i oksigjenit në okside ka një gjendje oksidimi prej –2, që do të thotë se të dy atomet e klorit mbajnë një ngarkesë totale prej +2. Nga kjo rrjedh se secila prej tyre ka një ngarkesë +1, d.m.th., klori ka një gjendje oksidimi +1:

Cl 2 +1 O -2

Për të vendosur saktë shenjat e gjendjes së oksidimit të atomeve të ndryshme, mjafton të krahasoni elektronegativitetin e tyre. Një atom me një elektronegativitet më të lartë do të ketë një gjendje oksidimi negativ, dhe një atom me një elektronegativitet më të ulët do të ketë një gjendje oksidimi pozitiv. Sipas rregullave të vendosura, simboli i elementit më elektronegativ shkruhet në vendin e fundit në formulën e përbërë:

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

Ngarkesat reale dhe gjendjet e oksidimit të atomeve në një molekulë uji

Gjatë përcaktimit të gjendjeve të oksidimit të elementeve në përbërje, respektohen rregullat e mëposhtme.

Gjendja e oksidimit të një elementi në një substancë të thjeshtë është zero.

Fluori është elementi kimik më elektronegativ, prandaj gjendja e oksidimit të fluorit në të gjitha substancat përveç F2 është -1.

Oksigjeni është elementi më elektronegativ pas fluorit, prandaj gjendja e oksidimit të oksigjenit në të gjitha përbërjet përveç fluorideve është negative: në shumicën e rasteve është -2, dhe në peroksid hidrogjeni H 2 O 2 -1.

Gjendja e oksidimit të hidrogjenit është +1 në përbërjet me jometale, -1 në përbërjet me metale (hidridet); zero në substancën e thjeshtë H 2.

Gjendjet e oksidimit të metaleve në përbërje janë gjithmonë pozitive. Gjendja e oksidimit të metaleve të nëngrupeve kryesore zakonisht është e barabartë me numrin e grupit. Metalet e nëngrupeve dytësore shpesh kanë disa gjendje oksidimi.

Gjendja maksimale e mundshme pozitive e oksidimit të një elementi kimik është e barabartë me numrin e grupit (përjashtim - Cu +2).

Gjendja minimale e oksidimit të metaleve është zero, dhe ajo e jometaleve është numri i grupit minus tetë.

Shuma e gjendjeve të oksidimit të të gjitha atomeve në një molekulë është zero.

Navigimi

Zgjidhja e problemeve të kombinuara bazuar në karakteristikat sasiore të një substance
Zgjidhja e problemeve. Ligji i qëndrueshmërisë së përbërjes së substancave. Llogaritjet duke përdorur konceptet e "masës molare" dhe "sasia kimike" e një substance
Zgjidhja e problemeve të llogaritjes bazuar në karakteristikat sasiore të materies dhe ligjet stoikiometrike
Zgjidhja e problemeve të llogaritjes bazuar në ligjet e gjendjes së gazit të lëndës
Konfigurimi elektronik i atomeve. Struktura e predhave elektronike të atomeve të tre periudhave të para

Video tutorial 2: Gjendja e oksidimit të elementeve kimike

Video tutorial 3: Valence. Përcaktimi i valencës

Ligjërata: Elektronegativiteti. Gjendja e oksidimit dhe valenca e elementeve kimike

Elektronegativiteti

Elektronegativitetiështë aftësia e atomeve për të tërhequr elektrone nga atomet e tjerë për t'u bashkuar me to.

Është e lehtë të gjykohet elektronegativiteti i një elementi kimik të caktuar duke përdorur tabelën. Mbani mend, në një nga mësimet tona u tha se rritet kur lëviz nga e majta në të djathtë përmes periodave në tabelën periodike dhe kur lëviz nga poshtë lart nëpër grupe.

Për shembull, u dha detyra për të përcaktuar se cili element nga seria e propozuar është më elektronegativ: C (karboni), N (azoti), O (oksigjen), S (squfur)? Ne shikojmë tabelën dhe zbulojmë se ky është O, sepse ai është në të djathtë dhe më lart se të tjerët.

Cilët faktorë ndikojnë në elektronegativitetin? Kjo:

Rrezja e një atomi, sa më e vogël të jetë, aq më i lartë është elektronegativiteti.
Predha e valencës është e mbushur me elektrone; sa më shumë elektrone të ketë, aq më i lartë është elektronegativiteti.

Nga të gjithë elementët kimikë, fluori është më elektronegativi, sepse ka një rreze të vogël atomike dhe 7 elektrone në shtresën e valencës.

Elementet me elektronegativitet të ulët përfshijnë metalet alkaline dhe alkaline tokësore. Ata kanë rreze të mëdha dhe shumë pak elektrone në shtresën e jashtme.

Vlerat e elektronegativitetit të një atomi nuk mund të jenë konstante, sepse varet nga shumë faktorë, duke përfshirë ata të renditur më sipër, si dhe nga shkalla e oksidimit, e cila mund të jetë e ndryshme për të njëjtin element. Prandaj, është zakon të flasim për relativitetin e vlerave të elektronegativitetit. Ju mund të përdorni shkallët e mëposhtme:

Do t'ju nevojiten vlerat e elektronegativitetit kur shkruani formula për komponimet binare që përbëhen nga dy elementë. Për shembull, formula e oksidit të bakrit Cu 2 O - elementi i parë duhet të shkruhet ai elektronegativiteti i të cilit është më i ulët.

Në momentin e formimit të një lidhjeje kimike, nëse diferenca e elektronegativitetit midis elementeve është më e madhe se 2.0, formohet një lidhje polare kovalente; nëse është më e vogël, formohet një lidhje jonike.

Gjendja e oksidimit

Gjendja e oksidimit (CO)- kjo është ngarkesa e kushtëzuar ose reale e një atomi në një përbërje: kushtëzuar - nëse lidhja është kovalente polare, reale - nëse lidhja është jonike.

Një atom fiton një ngarkesë pozitive kur heq dorë nga elektronet dhe një ngarkesë negative kur pranon elektrone.

Gjendjet e oksidimit shkruhen mbi simbolet me një shenjë «+»/«-» . Ka edhe CO të ndërmjetme. Maksimumi i CO i një elementi është pozitiv dhe i barabartë me numrin e grupit, dhe minimumi negativ për metalet është zero, për jometalet = (Grupi Nr. – 8). Elementet me CO maksimum pranojnë vetëm elektrone, dhe elementët me CO minimal heqin dorë vetëm nga elektronet. Elementet që kanë CO të ndërmjetme mund të japin dhe marrin elektrone.

Le të shohim disa rregulla që duhen ndjekur për të përcaktuar CO:

CO i të gjitha substancave të thjeshta është zero.

Shuma e të gjitha atomeve të CO në një molekulë është gjithashtu e barabartë me zero, pasi çdo molekulë është elektrikisht neutrale.

Në përbërjet me një lidhje jopolare kovalente, CO është e barabartë me zero (O 2 0), dhe me një lidhje jonike është e barabartë me ngarkesat e joneve (Na + Cl - natrium CO +1, klor -1). Elementet e CO të përbërjeve me lidhje polare kovalente konsiderohen si me lidhje jonike (H:Cl = H + Cl -, që do të thotë H +1 Cl-1).

Elementet në një përbërje që kanë elektronegativitetin më të madh kanë gjendje oksidimi negativ, ndërsa ato me elektronegativitetin më të vogël kanë gjendje oksidimi pozitiv. Bazuar në këtë, mund të konkludojmë se metalet kanë vetëm një gjendje oksidimi "+".

Gjendjet e vazhdueshme të oksidimit:

Metalet alkaline +1.

Të gjitha metalet e grupit të dytë +2. Përjashtim: Hg +1, +2.

Alumini +3.

Hidrogjen +1. Përjashtim: hidridet e metaleve aktive NaH, CaH 2 etj., ku gjendja e oksidimit të hidrogjenit është –1.
Oksigjen - 2. Përjashtim: F 2 -1 O +2 dhe peroksidet që përmbajnë grupin –O–O–, në të cilin gjendja e oksidimit të oksigjenit është –1.

Kur formohet një lidhje jonike, ndodh një transferim i caktuar i elektronit, nga një atom më pak elektronegativ në një atom me elektronegativitet më të madh. Gjithashtu, në këtë proces, atomet humbasin gjithmonë neutralitetin elektrik dhe më pas kthehen në jone. Formohen edhe ngarkesa me numra të plotë. Kur formohet një lidhje kovalente polare, elektroni transferohet vetëm pjesërisht, kështu që lindin ngarkesa të pjesshme.

Valence

Valenceështë aftësia e atomeve për të formuar n - numri i lidhjeve kimike me atomet e elementeve të tjerë.

Valenca është gjithashtu aftësia e një atomi për të mbajtur atome të tjera pranë vetes. Siç e dini nga kursi juaj i kimisë në shkollë, atome të ndryshme janë të lidhura me njëri-tjetrin nga elektronet nga niveli i jashtëm i energjisë. Një elektron i paçiftuar kërkon një çift nga një atom tjetër. Këto elektrone të nivelit të jashtëm quhen elektrone valence. Kjo do të thotë se valenca mund të përkufizohet gjithashtu si numri i çifteve të elektroneve që lidhin atomet me njëri-tjetrin. Shikoni formulën strukturore të ujit: H – O – H. Çdo vizë është një çift elektronik, që do të thotë se tregon valencën, d.m.th. Oksigjeni këtu ka dy rreshta, që do të thotë se është dyvalent, molekulat e hidrogjenit vijnë nga një linjë secila, që do të thotë se hidrogjeni është njëvalent. Kur shkruani, valenca tregohet me numra romakë: O (II), H (I). Mund të tregohet gjithashtu mbi elementin.

Valenca mund të jetë konstante ose e ndryshueshme. Për shembull, në alkalet metalike është konstante dhe është e barabartë me I. Por klori në përbërje të ndryshme shfaq valencë I, III, V, VII.

Si të përcaktohet valenca e një elementi?

Le të shohim përsëri Tabelën Periodike. Metalet e nëngrupeve kryesore kanë një valencë konstante, kështu që metalet e grupit të parë kanë valencë I, e dyta - II. Dhe metalet e nëngrupeve anësore kanë valencë të ndryshueshme. Ai është gjithashtu i ndryshueshëm për jometalet. Valenca më e lartë e një atomi është e barabartë me numrin e grupit, më e ulëta është e barabartë me = numri i grupit - 8. Një formulim i njohur. A nuk do të thotë kjo se valenca përkon me gjendjen e oksidimit? Mos harroni, valenca mund të përkojë me gjendjen e oksidimit, por këta tregues nuk janë identikë me njëri-tjetrin. Valenca nuk mund të ketë një shenjë =/-, dhe gjithashtu nuk mund të jetë zero.

Metoda e dytë është përcaktimi i valencës duke përdorur një formulë kimike, nëse dihet valenca konstante e njërit prej elementeve. Për shembull, merrni formulën e oksidit të bakrit: CuO. Valenca e oksigjenit II. Shohim se për një atom oksigjen në këtë formulë ka një atom bakri, që do të thotë se valenca e bakrit është e barabartë me II. Tani le të marrim një formulë më të ndërlikuar: Fe 2 O 3. Valenca e atomit të oksigjenit është II. Këtu ka tre atome të tillë, shumëzoni 2*3 =6. Ne zbuluam se ka 6 valenca për dy atome hekuri. Le të zbulojmë valencën e një atomi hekuri: 6:2=3. Kjo do të thotë se valenca e hekurit është III.

Përveç kësaj, kur është e nevojshme të vlerësohet "valenca maksimale", duhet të fillohet gjithmonë nga konfigurimi elektronik që është i pranishëm në gjendjen "e ngacmuar".

Valenca dhe gjendja e oksidimit janë koncepte të përdorura shpesh në kiminë inorganike. Në shumë komponime kimike, vlera e valencës dhe gjendja e oksidimit të një elementi janë të njëjta, kjo është arsyeja pse nxënësit e shkollave dhe studentët shpesh ngatërrohen. Këto koncepte kanë disa gjëra të përbashkëta, por dallimet janë më domethënëse. Për të kuptuar se si ndryshojnë këto dy koncepte, ia vlen të mësoni më shumë rreth tyre.

Informacioni i gjendjes së oksidimit

Gjendja e oksidimit është një sasi ndihmëse e caktuar për një atom të një elementi kimik ose grup atomesh, i cili tregon se si shpërndahen çiftet e përbashkëta të elektroneve midis elementeve ndërveprues.

Kjo është një sasi ndihmëse që nuk ka asnjë kuptim fizik si e tillë. Thelbi i tij mund të shpjegohet lehtësisht me ndihmën e shembujve:

Molekula e kripës së tryezës NaCl përbëhet nga dy atome - një atom klori dhe një atom natriumi. Lidhja midis këtyre atomeve është jonike. Natriumi ka 1 elektron në nivelin e valencës, që do të thotë se ndan një çift elektronik me atomin e klorit. Nga këta dy elementë, klori është më elektronegativ (ka vetinë e përzierjes së çifteve elektronike drejt vetes), atëherë i vetmi çift elektronesh i zakonshëm do të zhvendoset drejt tij. Në një përbërje, një element me një elektronegativitet më të lartë ka një gjendje oksidimi negativ, ndërsa një element më pak elektronegativ ka një gjendje oksidimi pozitiv dhe vlera e tij është e barabartë me numrin e çifteve të përbashkëta të elektroneve. Për molekulën e NaCl në fjalë, gjendjet e oksidimit të natriumit dhe klorit do të duken kështu:

Klori, me një çift elektronik të zhvendosur në të, tani konsiderohet një anion, domethënë një atom që ka shtuar një elektron shtesë, dhe natriumi konsiderohet një kation, domethënë një atom që ka dhuruar një elektron. Por kur shkruani gjendjen e oksidimit, shenja vjen e para, dhe vlera numerike vjen e dyta, dhe kur shkruani ngarkesën jonike, është e kundërta.

Gjendja e oksidimit mund të përkufizohet si numri i elektroneve që një jonit pozitiv i mungon për të arritur një atom elektrikisht neutral, ose që duhet të merret nga një jon negativ në mënyrë që të oksidohet në një atom. Në këtë shembull, është e qartë se jonit pozitiv të natriumit i mungon një elektron për shkak të zhvendosjes së çiftit elektronik, dhe jonit të klorit ka një elektron shtesë.

Gjendja e oksidimit të një lënde të thjeshtë (të pastër), pavarësisht nga vetitë e saj fizike dhe kimike, është zero. Molekula O2, për shembull, përbëhet nga dy atome oksigjeni. Ata kanë të njëjtat vlera elektronegativiteti, kështu që elektronet e përbashkëta nuk zhvendosen në asnjërën prej tyre. Kjo do të thotë se çifti elektronik është rreptësisht midis atomeve, kështu që gjendja e oksidimit do të jetë zero.

Për disa molekula, mund të jetë e vështirë të përcaktohet se ku shkojnë elektronet, veçanërisht nëse ka tre ose më shumë elementë. Për të llogaritur gjendjet e oksidimit në molekula të tilla, duhet të përdorni disa rregulla të thjeshta:

Atomi i hidrogjenit pothuajse gjithmonë ka një gjendje konstante oksidimi +1..
Për oksigjenin kjo shifër është -2. Përjashtimi i vetëm nga ky rregull janë oksidet e fluorit

ОF 2 dhe О 2 F 2,

Meqenëse fluori është elementi me elektronegativitetin më të lartë, ai gjithmonë zhvendos elektronet ndërvepruese drejt vetes. Sipas rregullave ndërkombëtare, elementi me vlerë më të ulët elektronegativiteti shkruhet i pari, prandaj në këto okside i pari vjen oksigjeni.

Nëse mblidhni të gjitha gjendjet e oksidimit në një molekulë, merrni zero.
Atomet e metaleve karakterizohen nga një gjendje pozitive oksidimi.

Kur llogaritni gjendjet e oksidimit, duhet të mbani mend se gjendja më e lartë e oksidimit të një elementi është e barabartë me numrin e grupit të tij, dhe minimumi është numri i grupit minus 8. Për klorin, vlera maksimale e mundshme e gjendjes së oksidimit është +7 , sepse është në grupin e 7-të, dhe minimumi është 7-8 = -1.

Informacion i përgjithshëm për valencën

Valenca është numri i lidhjeve kovalente që një element mund të formojë në përbërje të ndryshme.

Ndryshe nga gjendja e oksidimit, koncepti i valencës ka një kuptim të vërtetë fizik.

Indeksi më i lartë i valencës është i barabartë me numrin e grupit në tabelën periodike. Squfuri S ndodhet në grupin e 6-të, domethënë valenca maksimale e tij është 6. Por mund të jetë edhe 2 (H 2 S) ose 4 (SO 2).

Pothuajse të gjithë elementët karakterizohen nga valenca e ndryshueshme. Megjithatë, ka atome për të cilët kjo vlerë është konstante. Këto përfshijnë metale alkali, argjend, hidrogjen (valenca e tyre është gjithmonë 1), zinku (valenca është gjithmonë 2), lantanumi (valenca është gjithmonë 3).

Çfarë kanë të përbashkët valenca dhe gjendja e oksidimit?

Për të treguar të dyja sasitë, përdoren numra të plotë pozitivë, të cilët shkruhen mbi emërtimin latin të elementit.
Valenca më e lartë, si dhe gjendja më e lartë e oksidimit, përkon me numrin e grupit të elementit.
Gjendja e oksidimit të çdo elementi në një përbërje komplekse përkon me vlerën numerike të një prej treguesve të valencës. Për shembull, klori, duke qenë në grupin e 7-të, mund të ketë një valencë prej 1, 3, 4, 5, 6 ose 7, që do të thotë se gjendjet e mundshme të oksidimit janë ±1, +3, +4, +5, +6. , +7.

Dallimet kryesore midis këtyre koncepteve

Koncepti i "valencës" ka një kuptim fizik, por numri i oksidimit është një term ndihmës që nuk ka kuptim të vërtetë fizik.
Gjendja e oksidimit mund të jetë zero, më e madhe ose më e vogël se zero. Valenca është rreptësisht më e madhe se zero.
Valenca përfaqëson numrin e lidhjeve kovalente, dhe gjendja e oksidimit përfaqëson shpërndarjen e elektroneve në përbërje.