Valenssi ja hapetustila. Elektronegatiivisuus. Kemiallisten alkuaineiden hapettumisaste ja valenssi Mikä määrittää, mitkä hapetusasteet

Kemiallinen valmistelu ZNO:lle ja DPA:lle
Kattava painos

OSA JA

YLEINEN KEMIIA

KEMIALLINEN SIDOS JA AINEEN RAKENNE

Hapetustila

Hapetustila on molekyylin tai kiteen atomin ehdollinen varaus, joka syntyi siihen, kun kaikki sen luomat polaariset sidokset olivat luonteeltaan ionisia.

Toisin kuin valenssi, hapetustilat voivat olla positiivisia, negatiivisia tai nolla. Yksinkertaisissa ioniyhdisteissä hapetusaste osuu yhteen ionien varausten kanssa. Esimerkiksi natriumkloridissa NaCl (Na + Cl -) Natriumin hapetusaste on +1 ja kloorin -1, kalsiumoksidissa CaO (Ca +2 O -2) Kalsiumin hapetusaste on +2 ja Oxysenin -2. Tämä sääntö koskee kaikkia emäksisiä oksideja: metallialkuaineen hapetusaste on yhtä suuri kuin metalli-ionin varaus (natrium +1, barium +2, alumiini +3), ja hapen hapetusaste on -2. Hapetusaste ilmaistaan ​​arabialaisilla numeroilla, jotka sijoitetaan elementin symbolin yläpuolelle, kuten valenssi, ja jotka osoittavat ensin varauksen merkin ja sitten sen numeerisen arvon:

Jos hapetustilan moduuli on yhtä suuri kuin yksi, numero "1" voidaan jättää pois ja vain etumerkki voidaan kirjoittaa: Na + Cl-.

Hapetusaste ja valenssi ovat toisiinsa liittyviä käsitteitä. Monissa yhdisteissä alkuaineiden hapetusasteen absoluuttinen arvo on sama kuin niiden valenssi. On kuitenkin monia tapauksia, joissa valenssi eroaa hapetustilasta.

Yksinkertaisissa aineissa - ei-metalleissa on kovalenttinen ei-polaarinen sidos, yhteinen elektronipari on siirtynyt yhteen atomeista, joten alkuaineiden hapettumisaste yksinkertaisissa aineissa on aina nolla. Mutta atomit ovat yhteydessä toisiinsa, eli niillä on tietty valenssi, koska esimerkiksi hapessa hapen valenssi on II ja typessä typen valenssi on III:

Vetyperoksidimolekyylissä hapen valenssi on myös II ja vedyn I:

Mahdollisten tutkintojen määritelmä alkuaineen hapettuminen

Hapettumisasteet, joita alkuaineet voivat ilmaista erilaisissa yhdisteissä, voidaan useimmissa tapauksissa määrittää ulkoisen elektronisen tason rakenteen tai alkuaineen paikan perusteella jaksollisessa järjestelmässä.

Metallien alkuaineiden atomit voivat luovuttaa vain elektroneja, joten yhdisteissä niillä on positiivinen hapetustila. Sen absoluuttinen arvo monissa tapauksissa (lukuun ottamatta d -elementit) on yhtä suuri kuin elektronien lukumäärä ulkoisella tasolla, eli ryhmänumero jaksollisessa järjestelmässä. atomeja d -elementit voivat luovuttaa elektroneja myös etutasolta, nimittäin täyttämättömistä d - kiertoradat. Siksi varten d -elementtejä, on paljon vaikeampaa määrittää kaikki mahdolliset hapetustilat kuin varten s- ja p-elementit. On turvallista sanoa, että suurin osa d -elementtien hapetusaste on +2 johtuen ulomman elektronisen tason elektroneista, ja suurin hapetusaste on useimmissa tapauksissa yhtä suuri kuin ryhmänumero.

Ei-metallisten alkuaineiden atomeilla voi olla sekä positiivisia että negatiivisia hapetusasteita riippuen siitä, minkä alkuaineen atomin kanssa ne muodostavat sidoksen. Jos elementti on elektronegatiivisempi, sillä on negatiivinen hapetustila, ja jos vähemmän elektronegatiivinen - positiivinen.

Ei-metallisten alkuaineiden hapetusasteen itseisarvo voidaan määrittää ulkoisen elektronikerroksen rakenteesta. Atomi pystyy vastaanottamaan niin monta elektronia, että kahdeksan elektronia sijaitsee sen ulkotasolla: ryhmän VII ei-metalliset elementit ottavat yhden elektronin ja osoittavat hapetusasteen -1, ryhmän VI - kaksi elektronia ja hapetustilan - 2 jne.

Ei-metalliset elementit pystyvät luovuttamaan eri määrän elektroneja: enintään niin monta kuin on ulkoisella energiatasolla. Toisin sanoen ei-metallisten alkuaineiden maksimaalinen hapetusaste on yhtä suuri kuin ryhmänumero. Atomien ulkotasolla tapahtuvasta elektronirullauksesta johtuen parittomia elektroneja, joita atomi voi luovuttaa kemiallisissa reaktioissa, vaihtelee, joten ei-metalliset alkuaineet pystyvät osoittamaan erilaisia ​​välihapetustiloja.

Mahdolliset hapetustilat s - ja p-elementit

PS ryhmä
Korkein hapetusaste
Keskitason hapetustila
Alempi hapetusaste

Yhdisteiden hapetusasteiden määritys

Mikä tahansa sähköisesti neutraali molekyyli, joten kaikkien alkuaineiden atomien hapetustilojen summan on oltava nolla. Määritetään hapettumisaste rikissä (I V) oksidi SO 2 tauphosphorus (V) sulfidi P 2 S 5.

Rikki(ja V)oksidi SO 2 muodostuu kahden alkuaineen atomeista. Näistä hapella on suurin elektronegatiivisuus, joten happiatomeilla on negatiivinen hapetustila. Hapen kohdalla se on -2. Tässä tapauksessa rikillä on positiivinen hapetusaste. Eri yhdisteissä rikki voi osoittaa erilaisia ​​hapetusasteita, joten tässä tapauksessa se on laskettava. Molekyylissä SO2 kaksi happiatomia, joiden hapetusaste on -2, joten happiatomien kokonaisvaraus on -4. Jotta molekyyli olisi sähköisesti neutraali, rikkiatomin on neutraloitava täysin molempien happiatomien varaus, joten rikin hapetusaste on +4:

Fosforimolekyylissä V) sulfidi P2S5 elektronegatiivisempi alkuaine on rikki, eli sillä on negatiivinen hapetusaste ja fosforilla positiivinen. Rikin negatiivinen hapetusaste on vain 2. Yhdessä viidellä rikkiatomilla on negatiivinen varaus -10. Siksi kahden fosforiatomin on neutraloitava tämä varaus kokonaisvarauksella +10. Koska molekyylissä on kaksi fosforiatomia, kummankin hapetusasteen tulee olla +5:

Ei-binääristen yhdisteiden - suolojen, emästen ja happojen - hapetusasteen laskeminen on vaikeampaa. Mutta tätä varten tulisi käyttää myös sähköisen neutraalisuuden periaatetta ja muistaa myös, että useimmissa yhdisteissä hapen hapetusaste on -2, vedyn +1.

Harkitse tätä käyttämällä esimerkkiä kaliumsulfaatista K2SO4. Kaliumin hapetusaste yhdisteissä voi olla vain +1 ja hapen -2:

Sähköneutraalisuuden periaatteesta laskemme rikin hapetustilan:

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

Kun määritetään yhdisteiden alkuaineiden hapetusaste, on noudatettava seuraavia sääntöjä:

1. Yksinkertaisen aineen alkuaineen hapetusaste on nolla.

2. Fluori on elektronegatiivisin kemiallinen alkuaine, joten fluorin hapetusaste kaikissa yhdisteissä on -1.

3. Happi on elektronegatiivisin alkuaine fluorin jälkeen, joten hapen hapetusaste kaikissa yhdisteissä paitsi fluorideissa on negatiivinen: useimmissa tapauksissa se on -2 ja peroksideissa -1.

4. Vedyn hapetusaste useimmissa yhdisteissä on +1 ja metallialkuaineita sisältävissä yhdisteissä (hydridit) -1.

5. Metallien hapetusaste yhdisteissä on aina positiivinen.

6. Elektronegatiivisemmalla elementillä on aina negatiivinen hapetusaste.

7. Molekyylin kaikkien atomien hapetustilojen summa on nolla.

Kyky löytää kemiallisten alkuaineiden hapetusaste on välttämätön edellytys redox-reaktioita kuvaavien kemiallisten yhtälöiden onnistuneelle ratkaisulle. Ilman sitä et voi laatia tarkkaa kaavaa aineelle, joka syntyy eri kemiallisten alkuaineiden välisestä reaktiosta. Tämän seurauksena kemiallisten ongelmien ratkaisu tällaisiin yhtälöihin on joko mahdotonta tai virheellinen.

Kemiallisen alkuaineen hapetustilan käsite
Hapetustila- tämä on ehdollinen arvo, jonka avulla on tapana kuvata redox-reaktioita. Numeerisesti se on yhtä suuri kuin elektronien lukumäärä, jonka atomi saa positiivisen varauksen, tai elektronien lukumäärää, jonka atomi saa negatiivisen varauksen kiinnittyy itseensä.

Redox-reaktioissa hapetustilan käsitettä käytetään useiden aineiden vuorovaikutuksesta syntyvien alkuaineyhdisteiden kemiallisten kaavojen määrittämiseen.

Ensi silmäyksellä saattaa näyttää siltä, ​​​​että hapetustila vastaa kemiallisen alkuaineen valenssin käsitettä, mutta näin ei ole. konsepti valenssi käytetään kvantifioimaan elektronisen vuorovaikutuksen kovalenttisissa yhdisteissä, toisin sanoen yhdisteissä, jotka muodostuvat jaettujen elektroniparien muodostumisesta. Hapetustilaa käytetään kuvaamaan reaktioita, joihin liittyy elektronien luovutusta tai vahvistusta.

Toisin kuin valenssi, joka on neutraali ominaisuus, hapetustilalla voi olla positiivinen, negatiivinen tai nolla arvo. Positiivinen arvo vastaa luovutettujen elektronien määrää ja negatiivinen arvo vastaa kiinnittyneiden elektronien määrää. Arvo nolla tarkoittaa, että alkuaine on joko yksinkertaisen aineen muodossa tai se pelkistettiin nollaan hapetuksen jälkeen tai hapettui nollaan edellisen pelkistyksen jälkeen.

Kuinka määrittää tietyn kemiallisen alkuaineen hapetusaste
Tietyn kemiallisen alkuaineen hapetusasteen määrittämiseen sovelletaan seuraavia sääntöjä:

1. Yksinkertaisten aineiden hapetusaste on aina nolla.
   
2. Alkalimetallien, jotka kuuluvat jaksollisen järjestelmän ensimmäiseen ryhmään, hapetusaste on +1.
   
3. Maa-alkalimetallien hapetusaste on +2.
   
4. Vedyn hapetusaste yhdisteissä, joissa on erilaisia ​​epämetalleja, on aina +1 ja metalliyhdisteissä +1.
   
5. Molekyylihapen hapetusaste kaikissa epäorgaanisen kemian kurssissa käsiteltävissä yhdisteissä on -2. Fluori -1.
   
6. Kemiallisten reaktioiden tuotteiden hapetusastetta määritettäessä ne lähtevät sähköisen neutraaliuden säännöstä, jonka mukaan aineen muodostavien eri alkuaineiden hapetustilojen summan on oltava nolla.
   
7. Kaikissa yhdisteissä olevan alumiinin hapetusaste on +3.
   

Lisäksi vaikeudet alkavat yleensä, koska muut kemialliset alkuaineet osoittavat ja osoittavat vaihtelevan hapetustilan riippuen yhdisteeseen osallistuvien muiden aineiden atomityypeistä.

On olemassa korkeampia, matalampia ja keskitason hapetusasteita. Korkein hapetusaste, kuten valenssi, vastaa alkuaineen ryhmänumeroa jaksollisessa taulukossa, mutta sillä on positiivinen arvo. Alin hapetusaste on numeerisesti yhtä suuri kuin alkuaineryhmän luvun 8 erotus. Välihapetusaste on mikä tahansa luku alueella alimmasta hapetusasteesta korkeimpaan.

Auttaaksemme sinua navigoimaan kemiallisten alkuaineiden hapetustiloissa, kiinnitämme huomioisi seuraavan aputaulukon. Valitse sinua kiinnostava elementti ja saat arvot sen mahdollisista hapetusasteista. Harvoin esiintyvät arvot ilmoitetaan suluissa.

Tätä käsitettä määritettäessä oletetaan ehdollisesti, että sitovat (valenssi)elektronit siirtyvät elektronegatiivisempiin atomeihin (katso elektronegatiivisuus), ja siksi yhdisteet koostuvat ikään kuin positiivisesti ja negatiivisesti varautuneista ioneista. Hapetusasteella voi olla nolla, negatiivinen ja positiivinen arvo, jotka yleensä sijoitetaan yläosassa olevan elementtimerkin yläpuolelle.

Hapetusasteen nolla-arvo annetaan vapaassa tilassa olevien alkuaineiden atomeille, esimerkiksi: Cu, H 2 , N 2 , P 4 , S 6 . Hapetusasteen negatiivisella arvolla on ne atomit, joita kohti sitova elektronipilvi (elektronipari) siirtyy. Fluorille kaikissa sen yhdisteissä se on -1. Atomilla, jotka luovuttavat valenssielektroneja muille atomeille, on positiivinen hapetustila. Esimerkiksi alkali- ja maa-alkalimetallien osalta se on vastaavasti +1 ja +2. Yksinkertaisissa ioneissa, kuten Cl − , S 2− , K + , Cu 2+ , Al 3+ , se on yhtä suuri kuin ionin varaus. Useimmissa yhdisteissä vetyatomien hapetusaste on +1, mutta metallihydrideissä (niiden yhdisteissä vedyn kanssa) - NaH, CaH 2 ja muissa - se on -1. Hapen hapetusaste on -2, mutta esimerkiksi yhdessä fluorin OF 2 kanssa se on +2 ja peroksidiyhdisteissä (BaO 2 jne.) -1. Joissakin tapauksissa tämä arvo voidaan ilmaista myös murtolukuna: raudalle rautaoksidissa (II, III) Fe 3 O 4 se on +8/3.

Yhdisteen atomien hapetustilojen algebrallinen summa on nolla ja kompleksisessa ionissa se on ionin varaus. Tällä säännöllä lasketaan esimerkiksi fosforin hapetusaste fosforihapossa H 3 PO 4 . Merkitsemällä sitä x:llä ja kertomalla vedyn (+1) ja hapen (−2) hapetusaste niiden atomien lukumäärällä yhdisteessä, saadaan yhtälö: (+1) 3+x+(−2) 4=0 , josta x=+5 . Samoin lasketaan kromin hapetusaste Cr 2 O 7 2− -ionissa: 2x+(−2) 7=−2; x=+6. Yhdisteissä MnO, Mn 2 O 3, MnO 2, Mn 3 O 4, K 2 MnO 4, KMnO 4 mangaanin hapetusaste on +2, +3, +4, +8/3, +6, +7 vastaavasti.

Korkein hapetusaste on sen suurin positiivinen arvo. Useimmille alkuaineille se on yhtä suuri kuin jaksollisen järjestelmän ryhmänumero ja se on elementin tärkeä kvantitatiivinen ominaisuus sen yhdisteissä. Alkuaineen hapetusasteen alinta arvoa, joka esiintyy sen yhdisteissä, kutsutaan yleisesti alhaisimmaksi hapetusasteeksi; kaikki muut ovat keskitasoa. Joten rikille korkein hapetusaste on +6, matalin on -2 ja välituote on +4.

Alkuaineiden hapetusasteiden muutos jaksollisen järjestelmän ryhmittäin heijastaa niiden kemiallisten ominaisuuksien muutosten jaksollisuutta sarjanumeron kasvaessa.

Alkuaineiden hapetusasteen käsitettä käytetään aineiden luokituksessa, kuvaamalla niiden ominaisuuksia, formuloitaessa yhdisteitä ja niiden kansainvälisiä nimiä. Mutta sitä käytetään erityisen laajasti redox-reaktioiden tutkimuksessa. Käsitettä "hapetustila" käytetään usein epäorgaanisessa kemiassa "valenssin" käsitteen sijaan (katso.

Elektronegatiivisuus (EO) on atomien kyky vetää puoleensa elektroneja, kun ne sitoutuvat muihin atomeihin .

Elektronegatiivisuus riippuu ytimen ja valenssielektronien välisestä etäisyydestä ja siitä, kuinka lähellä valenssikuori on valmiiksi. Mitä pienempi atomin säde on ja mitä enemmän valenssielektroneja, sitä suurempi sen EC.

Fluori on elektronegatiivisin alkuaine. Ensinnäkin sen valenssikuoressa on 7 elektronia (vain 1 elektroni puuttuu ennen oktettia) ja toiseksi tämä valenssikuori (…2s 2 2p 5) sijaitsee lähellä ydintä.

Vähiten elektronegatiivisia atomeja ovat alkali- ja maa-alkalimetallit. Niillä on suuret säteet ja niiden ulommat elektronikuoret eivät ole läheskään täydellisiä. Heidän on paljon helpompaa antaa valenssielektroninsa toiselle atomille (silloin pre-ulkokuori tulee valmiiksi) kuin "saada" elektroneja.

Elektronegatiivisuus voidaan ilmaista kvantitatiivisesti ja asettaa elementit nousevaan järjestykseen. Yleisimmin käytetään amerikkalaisen kemistin L. Paulingin ehdottamaa elektronegatiivisuusasteikkoa.

Ero yhdisteen alkuaineiden elektronegatiivisuudessa ( ΔX) antaa meille mahdollisuuden arvioida kemiallisen sidoksen tyyppiä. Jos arvo ∆ X= 0 - yhteys kovalenttinen ei-polaarinen.

Kun elektronegatiivisuusero on enintään 2,0, sidosta kutsutaan kovalenttinen polaarinen esimerkiksi: H-F-sidos HF-vetyfluoridimolekyylissä: Δ X \u003d (3,98 - 2,20) \u003d 1,78

Huomioon otetaan sidokset, joiden elektronegatiivisuusero on suurempi kuin 2,0 ioninen. Esimerkiksi: Na-Cl-sidos NaCl-yhdisteessä: Δ X \u003d (3,16 - 0,93) \u003d 2,23.

Hapetustila

Hapetustila (CO) on molekyylissä olevan atomin ehdollinen varaus, joka lasketaan olettaen, että molekyyli koostuu ioneista ja on yleensä sähköisesti neutraali.

Kun muodostuu ionisidos, elektroni siirtyy vähemmän elektronegatiivisesta atomista elektronegatiivisempaan, atomit menettävät sähköisen neutraaliuutensa ja muuttuvat ioneiksi. on kokonaislukumaksuja. Kun muodostuu kovalenttinen polaarinen sidos, elektroni ei siirry kokonaan, vaan osittain, jolloin syntyy osavarauksia (alla kuvassa HCl). Kuvitellaan, että elektroni siirtyi kokonaan vetyatomista klooriksi ja vedylle ilmestyi kokonaisena positiivinen varaus +1 ja kloorille -1. tällaisia ​​ehdollisia varauksia kutsutaan hapetustilaksi.

Tämä kuva näyttää ensimmäisille 20 alkuaineelle ominaiset hapettumistilat.
Huomautus. Suurin SD on yleensä yhtä suuri kuin jaksollisen taulukon ryhmän numero. Pääalaryhmien metalleilla on yksi ominaisuus CO, ei-metalleilla on pääsääntöisesti CO:n leviäminen. Siksi epämetallit muodostavat suuren määrän yhdisteitä ja niillä on "monimuotoisempia" ominaisuuksia verrattuna metalleihin.

Esimerkkejä hapetusasteen määrittämisestä

Määritetään kloorin hapetustilat yhdisteissä:

Tarkastelemamme säännöt eivät aina salli kaikkien alkuaineiden CO:n laskemista, kuten esimerkiksi tietyssä aminopropaanimolekyylissä.

Tässä on kätevää käyttää seuraavaa menetelmää:

1) Kuvaamme molekyylin rakennekaavan, viiva on sidos, elektronipari.

2) Muutamme viivan nuoleksi, joka on suunnattu enemmän EO-atomiin. Tämä nuoli symboloi elektronin siirtymistä atomiksi. Jos kaksi identtistä atomia on yhdistetty, jätämme linjan sellaisena kuin se on - elektronien siirtoa ei tapahdu.

3) Laskemme kuinka monta elektronia "tuli" ja "lähti".

Harkitse esimerkiksi ensimmäisen hiiliatomin varausta. Kolme nuolta on suunnattu kohti atomia, mikä tarkoittaa, että 3 elektronia on saapunut, varaus on -3.

Toinen hiiliatomi: vety antoi sille elektronin ja typpi yhden elektronin. Maksu ei ole muuttunut, se on yhtä suuri kuin nolla. Jne.

Valenssi

Valenssi(latinan kielestä valēns "jolla on voimaa") - atomien kyky muodostaa tietty määrä kemiallisia sidoksia muiden alkuaineiden atomien kanssa.

Pohjimmiltaan valenssi tarkoittaa atomien kyky muodostaa tietty määrä kovalenttisia sidoksia. Jos atomilla on n parittomia elektroneja ja m Yksittäisiä elektronipareja, tämä atomi voi muodostua n+m kovalenttiset sidokset muiden atomien kanssa, ts. sen valenssi tulee olemaan n+m. Maksimivalenssia arvioitaessa tulee edetä "herätetyn" tilan elektronisesta konfiguraatiosta. Esimerkiksi beryllium-, boori- ja typpiatomin maksimivalenssi on 4 (esimerkiksi Be (OH) 4 2-, BF 4 - ja NH 4 +), fosfori - 5 (PCl 5), rikki - 6 (H 2SO 4), kloori - 7 (Cl 2O 7).

Joissakin tapauksissa valenssi voi olla numeerisesti yhteneväinen hapetusasteen kanssa, mutta ne eivät ole millään tavalla identtisiä keskenään. Esimerkiksi N2- ja CO-molekyyleissä kolmoissidos toteutuu (eli kunkin atomin valenssi on 3), mutta typen hapetusaste on 0, hiili +2, happi -2.

Typpihapossa typen hapetusaste on +5, kun taas typen valenssi ei voi olla suurempi kuin 4, koska sillä on vain 4 kiertorataa ulkotasolla (ja sidosta voidaan pitää päällekkäisinä kiertoradoina). Ja yleensä minkään toisen jakson elementin valenssi ei voi samasta syystä olla suurempi kuin 4.

Muutama "hankalempi" kysymys, joissa usein tehdään virheitä.

Valenssi (lat. valere - olla merkitys) on kemiallisen alkuaineen "liitoskyvyn" mitta, joka on yhtä suuri kuin yksittäisten kemiallisten sidosten lukumäärä, jonka yksi atomi voi muodostaa.

Valenssi määräytyy niiden sidosten lukumäärän mukaan, jotka yksi atomi muodostaa muiden kanssa. Harkitse esimerkiksi molekyyliä

Valenssin määrittämiseksi sinulla on oltava hyvä käsitys aineiden graafisista kaavoista. Tässä artikkelissa näet monia kaavoja. Kerron myös kemiallisista alkuaineista, joilla on jatkuva valenssi, ja jotka ovat erittäin hyödyllisiä tietää.

Elektroniikkateoriassa uskotaan, että sidoksen valenssi määräytyy parittomien (valenssi)elektronien lukumäärän perusteella maa- tai viritetyssä tilassa. Käsittelimme valenssielektronien ja atomin virittyneen tilan aihetta. Fosforin esimerkin avulla yhdistetään nämä kaksi aihetta täydellisen ymmärtämisen saamiseksi.

Suurimmalla osalla kemiallisista alkuaineista on vaihteleva valenssiarvo. Vaihtuva valenssi on ominaista kuparille, raudalle, fosforille, kromille ja rikille.

Alla näet muuttuvan valenssin omaavat elementit ja niiden yhdisteet. Huomaa, että muut elementit auttavat meitä määrittämään niiden ei-pysyvän valenssin - vakiovalenssilla.

Muista, että joidenkin yksinkertaisten aineiden valenssi saa arvot: III - typelle, II - hapelle. Tehdään yhteenveto saadusta tiedosta kirjoittamalla typen, hapen, hiilidioksidin ja hiilimonoksidin, natriumkarbonaatin, litiumfosfaatin, rauta(II)sulfaatin ja kaliumasetaatin graafiset kaavat.

Kuten huomasit, valenssit on merkitty roomalaisilla numeroilla: I, II, III jne. Esitetyissä kaavoissa aineiden valenssit ovat yhtä suuret:

• N-III
• O-II
• H, Na, K, li - I
• S-VI
• C - II (hiilimonoksidissa CO), IV (hiilidioksidissa CO 2 ja natriumkarbonaatissa Na 2 CO 3
• Fe-II

Oksidaatiotila (CO) on ehdollinen indikaattori, joka kuvaa yhdisteen atomin varausta ja sen käyttäytymistä OVR:ssä (pelkistysreaktiossa). Yksinkertaisissa aineissa CO on aina nolla, monimutkaisissa aineissa se määräytyy joidenkin alkuaineiden vakiohapetustilojen perusteella.

Numeerisesti hapetusaste on yhtä suuri kuin ehdollinen varaus, joka voidaan katsoa atomin ansioksi, ja oletetaan, että kaikki sidoksia muodostavat elektronit ovat siirtyneet elektronegatiivisempaan alkuaineeseen.

Määritettäessä hapetusastetta määritämme ehdollisen varauksen "+" yhdelle elementille ja "-" toiselle. Tämä johtuu elektronegatiivisuudesta - atomin kyvystä houkutella elektroneja itseensä. Merkki "+" tarkoittaa elektronien puutetta ja "-" - niiden ylimäärä. Toistan, että CO on ehdollinen käsite.

Molekyylin kaikkien hapetustilojen summa on nolla - tämä on tärkeää muistaa itsetutkiskelua varten.

Tietäen elektronegatiivisuuden muutokset jaksollisen järjestelmän jaksoissa ja ryhmissä D.I. Mendelejev, voimme päätellä, mikä elementti ottaa "+" ja mikä miinus. Elementit, joilla on jatkuva hapetusaste, auttavat myös tässä asiassa.

Kuka on elektronegatiivisempi, se vetää elektroneja puoleensa voimakkaammin ja "menee miinukseen". Ne, jotka luovuttavat elektronejaan ja kokevat niistä pulaa, saavat "+"-merkin.

Määritä itsenäisesti atomien hapetusasteet seuraavissa aineissa: RbOH, NaCl, BaO, NaClO 3, SO 2Cl 2, KMnO 4, Li 2 SO 3, O 2, NaH 2 PO 4. Alta löydät ratkaisun tähän ongelmaan.

Vertaa elektronegatiivisuuden arvoa jaksollisen taulukon mukaan, ja tietysti käytä intuitiota :) Kuitenkin kemiaa opiskellessa tarkan hapetustilojen tuntemuksen pitäisi korvata kehittyneinkin intuitio ;-)

Haluaisin erityisesti korostaa ionien aihetta. Ioni on atomi tai atomiryhmä, joka yhden tai useamman elektronin katoamisen tai vahvistumisen vuoksi on saanut (ja) positiivisen tai negatiivisen varauksen.

Ionissa olevien atomien CO:ta määritettäessä ei pidä pyrkiä saamaan ionin kokonaisvarausta arvoon "0", kuten molekyylissä. Ionit on annettu liukoisuustaulukossa, niillä on erilaiset varaukset - ioni on saatettava sellaiseen varaukseen. Selitän esimerkillä.

© Bellevitš Juri Sergeevich 2018-2020

Tämän artikkelin on kirjoittanut Juri Sergeevich Bellevitš ja se on hänen immateriaaliomaisuuttaan. Tietojen ja esineiden kopioiminen, jakelu (mukaan lukien kopioiminen muille sivustoille ja Internetin resursseihin) tai muu käyttö ilman tekijänoikeuden haltijan etukäteistä lupaa on lain mukaan rangaistavaa. Saadaksesi artikkelin materiaalit ja luvan niiden käyttöön, ota yhteyttä