Cea mai mare stare de oxidare 7. Valenta si starea de oxidare - pregatire pentru examenul la chimie

Electronegativitatea, ca și alte proprietăți ale atomilor elementelor chimice, se modifică periodic odată cu creșterea numărului atomic al elementului:

Graficul de mai sus arată periodicitatea modificărilor electronegativității elementelor principalelor subgrupe în funcție de numărul atomic al elementului.

La deplasarea în jos a unui subgrup al tabelului periodic, electronegativitatea elementelor chimice scade, iar atunci când se deplasează spre dreapta de-a lungul perioadei, crește.

Electronegativitatea reflectă nemetalicitatea elementelor: cu cât valoarea electronegativității este mai mare, cu atât elementul are mai multe proprietăți nemetalice.

Stare de oxidare

Cum se calculează starea de oxidare a unui element dintr-un compus?

1) Starea de oxidare a elementelor chimice din substanțele simple este întotdeauna zero.

2) Există elemente care prezintă o stare constantă de oxidare în substanțele complexe:

3) Există elemente chimice care prezintă o stare de oxidare constantă în marea majoritate a compușilor. Aceste elemente includ:

Element	Starea de oxidare în aproape toți compușii	Excepții
hidrogen H	+1	Hidruri de metale alcaline și alcalino-pământoase, de exemplu:
oxigen O	-2	Hidrogen și peroxizi metalici: fluorura de oxigen -

4) Suma algebrică a stărilor de oxidare ale tuturor atomilor dintr-o moleculă este întotdeauna zero. Suma algebrică a stărilor de oxidare ale tuturor atomilor dintr-un ion este egală cu sarcina ionului.

5) Cea mai mare (maximă) stare de oxidare este egală cu numărul grupului. Excepții care nu se încadrează în această regulă sunt elementele din subgrupul secundar al grupului I, elementele din subgrupul secundar al grupului VIII, precum și oxigenul și fluorul.

Elemente chimice al căror număr de grup nu coincide cu cea mai mare stare de oxidare (obligatoriu de reținut)

6) Cea mai scăzută stare de oxidare a metalelor este întotdeauna zero, iar cea mai scăzută stare de oxidare a nemetalelor este calculată prin formula:

cea mai scăzută stare de oxidare a nemetalului = numărul grupului - 8

Pe baza regulilor prezentate mai sus, puteți stabili starea de oxidare a unui element chimic din orice substanță.

Găsirea stărilor de oxidare ale elementelor din diverși compuși

Exemplul 1

Determinați stările de oxidare ale tuturor elementelor din acidul sulfuric.

Soluţie:

Să scriem formula acidului sulfuric:

Starea de oxidare a hidrogenului în toate substanțele complexe este +1 (cu excepția hidrurilor metalice).

Starea de oxidare a oxigenului în toate substanțele complexe este -2 (cu excepția peroxizilor și a fluorurii de oxigen OF 2). Să aranjam stările de oxidare cunoscute:

Să notăm starea de oxidare a sulfului ca X:

Molecula de acid sulfuric, ca și molecula oricărei substanțe, este în general neutră din punct de vedere electric, deoarece suma stărilor de oxidare ale tuturor atomilor dintr-o moleculă este zero. Schematic, aceasta poate fi reprezentată după cum urmează:

Acestea. am obtinut urmatoarea ecuatie:

Hai sa o rezolvam:

Astfel, starea de oxidare a sulfului în acid sulfuric este +6.

Exemplul 2

Determinați starea de oxidare a tuturor elementelor din dicromat de amoniu.

Soluţie:

Să scriem formula dicromatului de amoniu:

Ca și în cazul precedent, putem aranja stările de oxidare ale hidrogenului și oxigenului:

Cu toate acestea, vedem că stările de oxidare a două elemente chimice simultan sunt necunoscute - azotul și cromul. Prin urmare, nu putem găsi stări de oxidare similar cu exemplul anterior (o ecuație cu două variabile nu are o singură soluție).

Să atragem atenția asupra faptului că această substanță aparține clasei de săruri și, în consecință, are o structură ionică. Apoi putem spune pe bună dreptate că compoziția dicromatului de amoniu include cationi NH 4 + (sarcina acestui cation poate fi văzută în tabelul de solubilitate). În consecință, deoarece unitatea de formulă a dicromatului de amoniu conține doi cationi NH 4 + încărcați individual pozitiv, sarcina ionului dicromat este egală cu -2, deoarece substanța în ansamblu este neutră din punct de vedere electric. Acestea. substanţa este formată din cationi NH 4 + şi anioni Cr 2 O 7 2-.

Cunoaștem stările de oxidare ale hidrogenului și oxigenului. Știind că suma stărilor de oxidare ale atomilor tuturor elementelor dintr-un ion este egală cu sarcina și notând stările de oxidare ale azotului și cromului ca XȘi yîn consecință, putem scrie:

Acestea. obținem două ecuații independente:

Rezolvând care, găsim XȘi y:

Astfel, în dicromatul de amoniu stările de oxidare ale azotului sunt -3, hidrogen +1, crom +6 și oxigen -2.

Puteți citi cum să determinați stările de oxidare ale elementelor din substanțele organice.

Valenţă

Valența atomilor este indicată prin cifre romane: I, II, III etc.

Capacitățile de valență ale unui atom depind de cantitatea:

1) electroni nepereche

2) perechi de electroni singuri în orbitalii nivelurilor de valență

3) orbitali de electroni gol ai nivelului de valență

Posibilitățile de valență ale atomului de hidrogen

Să descriem formula grafică electronică a atomului de hidrogen:

S-a spus că trei factori pot influența posibilitățile de valență - prezența electronilor nepereche, prezența perechilor de electroni singuri la nivelul exterior și prezența orbitalilor liberi (goali) la nivelul exterior. Vedem un electron nepereche la nivelul de energie exterior (și singurul). Pe baza acestui fapt, hidrogenul poate avea cu siguranță o valență de I. Cu toate acestea, în primul nivel de energie există un singur subnivel - s, acestea. Atomul de hidrogen de la nivelul exterior nu are nici perechi de electroni singuri, nici orbitali goali.

Astfel, singura valență pe care o poate prezenta un atom de hidrogen este I.

Posibilitățile de valență ale atomului de carbon

Să luăm în considerare structura electronică a atomului de carbon. În starea de bază, configurația electronică a nivelului său exterior este următoarea:

Acestea. în starea fundamentală la nivelul energetic exterior al atomului de carbon neexcitat există 2 electroni nepereche. În această stare poate prezenta o valență de II. Cu toate acestea, atomul de carbon intră foarte ușor într-o stare excitată atunci când îi este transmisă energie, iar configurația electronică a stratului exterior în acest caz ia forma:

În ciuda faptului că o anumită cantitate de energie este cheltuită pentru procesul de excitare a atomului de carbon, cheltuiala este mai mult decât compensată de formarea a patru legături covalente. Din acest motiv, valența IV este mult mai caracteristică atomului de carbon. De exemplu, carbonul are valență IV în moleculele de dioxid de carbon, acid carbonic și absolut toate substanțele organice.

Pe lângă electronii nepereche și perechile de electroni singuri, prezența orbitalilor de nivel de valență vacante afectează și posibilitățile de valență. Prezența unor astfel de orbitali la nivelul umplut duce la faptul că atomul poate acționa ca un acceptor de perechi de electroni, adică. formează legături covalente suplimentare printr-un mecanism donor-acceptor. De exemplu, contrar așteptărilor, în molecula de monoxid de carbon CO legătura nu este dublă, ci triplă, așa cum se arată clar în următoarea ilustrație:

Posibilitățile de valență ale atomului de azot

Să scriem formula grafică electronică pentru nivelul de energie externă al atomului de azot:

După cum se poate vedea din ilustrația de mai sus, atomul de azot în starea sa normală are 3 electroni nepereche și, prin urmare, este logic să presupunem că este capabil să prezinte o valență de III. Într-adevăr, se observă o valență de trei în moleculele de amoniac (NH 3), acid azotat (HNO 2), triclorura de azot (NCl 3) etc.

S-a spus mai sus că valența unui atom al unui element chimic depinde nu numai de numărul de electroni nepereche, ci și de prezența perechilor de electroni singuri. Acest lucru se datorează faptului că o legătură chimică covalentă se poate forma nu numai atunci când doi atomi se asigură unul altuia cu un electron, ci și atunci când un atom cu o pereche de electroni singuratică - donor () îl oferă altui atom cu un vacant ( ) nivelul de valență orbital (acceptor). Acestea. Pentru atomul de azot, valența IV este posibilă și datorită unei legături covalente suplimentare formate de mecanismul donor-acceptor. De exemplu, în timpul formării unui cation de amoniu sunt observate patru legături covalente, dintre care una este formată printr-un mecanism donor-acceptor:

În ciuda faptului că una dintre legăturile covalente se formează conform mecanismului donor-acceptor, toate legăturile N-H din cationul de amoniu sunt absolut identice și nu diferă unele de altele.

Atomul de azot nu este capabil să prezinte o valență egală cu V. Acest lucru se datorează faptului că este imposibil ca un atom de azot să treacă la o stare excitată, în care doi electroni sunt împerecheați cu tranziția unuia dintre ei la un orbital liber care este cel mai apropiat ca nivel de energie. Atomul de azot are nr d-subnivel, iar trecerea la orbitalul 3s este atât de costisitoare din punct de vedere energetic încât costurile energetice nu sunt acoperite prin formarea de noi legături. Mulți s-ar putea întreba, care este valența azotului, de exemplu, în moleculele de acid azotic HNO 3 sau oxidul de azot N 2 O 5? În mod ciudat, valența acolo este și IV, așa cum se poate vedea din următoarele formule structurale:

Linia punctată din ilustrație arată așa-numitul delocalizat π -conexiune. Din acest motiv, legăturile terminale NO pot fi numite „o legătură și jumătate”. Legături similare de una și jumătate sunt prezente și în molecula de ozon O 3, benzen C 6 H 6 etc.

Posibilitățile de valență ale fosforului

Să descriem formula grafică electronică a nivelului de energie externă al atomului de fosfor:

După cum vedem, structura stratului exterior al atomului de fosfor în starea fundamentală și a atomului de azot este aceeași și, prin urmare, este logic să ne așteptăm pentru atomul de fosfor, precum și pentru atomul de azot, valențe posibile egale cu I, II, III și IV, așa cum se observă în practică.

Cu toate acestea, spre deosebire de azot, atomul de fosfor are și el d-subnivel cu 5 orbitali liberi.

În acest sens, este capabil să treacă la o stare excitată, aburând electronii 3 s-orbitali:

Astfel, valența V pentru atomul de fosfor, care este inaccesibil la azot, este posibilă. De exemplu, atomul de fosfor are o valență de cinci în molecule de compuși precum acid fosforic, halogenuri de fosfor (V), oxid de fosfor (V) etc.

Posibilitățile de valență ale atomului de oxigen

Formula grafică electronică pentru nivelul de energie externă al unui atom de oxigen are forma:

Vedem doi electroni nepereche la al 2-lea nivel și, prin urmare, valența II este posibilă pentru oxigen. Trebuie remarcat faptul că această valență a atomului de oxigen se observă în aproape toți compușii. Mai sus, luând în considerare capacitățile de valență ale atomului de carbon, am discutat despre formarea moleculei de monoxid de carbon. Legătura din molecula de CO este triplă, prin urmare, oxigenul de acolo este trivalent (oxigenul este un donor de pereche de electroni).

Datorită faptului că atomul de oxigen nu are un extern d-subnivel, pereche de electroni sȘi p- orbitalii este imposibil, motiv pentru care capacitățile de valență ale atomului de oxigen sunt limitate în comparație cu alte elemente din subgrupul său, de exemplu, sulful.

Posibilitățile de valență ale atomului de sulf

Nivelul de energie extern al unui atom de sulf într-o stare neexcitată:

Atomul de sulf, ca și atomul de oxigen, are în mod normal doi electroni nepereche, deci putem concluziona că o valență de doi este posibilă pentru sulf. Într-adevăr, sulful are valența II, de exemplu, în molecula de hidrogen sulfurat H2S.

După cum vedem, atomul de sulf apare la nivel extern d-subnivel cu orbitali liberi. Din acest motiv, atomul de sulf este capabil să-și extindă capacitățile de valență, spre deosebire de oxigen, datorită trecerii la stările excitate. Astfel, la împerecherea unei perechi de electroni singuri 3 p-subnivel, atomul de sulf capătă configurația electronică a nivelului exterior de următoarea formă:

În această stare, atomul de sulf are 4 electroni nepereche, ceea ce ne spune că atomii de sulf pot prezenta o valență de IV. Într-adevăr, sulful are valență IV în moleculele SO 2 , SF 4 , SOCl 2 etc.

La împerecherea celei de-a doua perechi de electroni singuri situată la 3 s-subnivel, nivelul energetic extern capătă configurația:

În această stare devine posibilă manifestarea valenței VI. Exemple de compuși cu sulf VI-valent sunt SO 3 , H 2 SO 4 , SO 2 Cl 2 etc.

În mod similar, putem lua în considerare posibilitățile de valență ale altor elemente chimice.

La definirea acestui concept, se presupune în mod convențional că electronii de legătură (de valență) se deplasează către mai mulți atomi electronegativi (vezi Electronegativitatea) și, prin urmare, compușii constau din ioni încărcați pozitiv și negativ. Numărul de oxidare poate avea valori zero, negative și pozitive, care sunt de obicei plasate deasupra simbolului elementului din partea de sus.

O stare de oxidare zero este atribuită atomilor elementelor în stare liberă, de exemplu: Cu, H2, N2, P4, S6. Acei atomi spre care se deplasează norul de electroni de legătură (perechea de electroni) au o valoare negativă a stării de oxidare. Pentru fluor în toți compușii săi este egal cu -1. Atomii care donează electroni de valență altor atomi au o stare de oxidare pozitivă. De exemplu, pentru metalele alcaline și alcalino-pământoase este egal cu +1 și, respectiv, +2. În ionii simpli precum Cl−, S2−, K+, Cu2+, Al3+, este egal cu sarcina ionului. În majoritatea compușilor, starea de oxidare a atomilor de hidrogen este +1, dar în hidrurile metalice (compușii lor cu hidrogen) - NaH, CaH 2 și altele - este -1. Oxigenul se caracterizează printr-o stare de oxidare de -2, dar, de exemplu, în combinație cu fluor OF2 va fi +2, iar în compușii peroxid (BaO2 etc.) -1. În unele cazuri, această valoare poate fi exprimată ca o fracție: pentru fierul în oxid de fier (II, III) Fe 3 O 4 este egal cu +8/3.

Suma algebrică a stărilor de oxidare ale atomilor dintr-un compus este zero, iar într-un ion complex este sarcina ionului. Folosind această regulă, calculăm, de exemplu, starea de oxidare a fosforului în acidul ortofosforic H 3 PO 4. Notând-o cu x și înmulțind starea de oxidare pentru hidrogen (+1) și oxigen (−2) cu numărul atomilor lor din compus, obținem ecuația: (+1) 3+x+(−2) 4=0 , de unde x=+5 . În mod similar, se calculează starea de oxidare a cromului în ionul Cr 2 O 7 2−: 2x+(−2) 7=−2; x=+6. În compușii MnO, Mn 2 O 3, MnO 2, Mn 3 O 4, K 2 MnO 4, KMnO 4, starea de oxidare a manganului va fi +2, +3, +4, +8/3, +6, +7, respectiv.

Cea mai mare stare de oxidare este cea mai mare valoare pozitivă. Pentru majoritatea elementelor, este egal cu numărul grupului din tabelul periodic și este o caracteristică cantitativă importantă a elementului din compușii săi. Cea mai mică valoare a stării de oxidare a unui element care apare în compușii săi se numește de obicei cea mai scăzută stare de oxidare; toate celelalte sunt intermediare. Deci, pentru sulf, cea mai mare stare de oxidare este +6, cea mai mică este -2 și intermediarul este +4.

Modificarea stărilor de oxidare ale elementelor pe grupe ale sistemului periodic reflectă periodicitatea modificărilor proprietăților lor chimice odată cu creșterea numărului atomic.

Conceptul de stare de oxidare a elementelor este utilizat în clasificarea substanțelor, descrierea proprietăților lor, compilarea formulelor compușilor și a denumirilor internaționale ale acestora. Dar este utilizat pe scară largă în studiul reacțiilor redox. Conceptul de „stare de oxidare” este adesea folosit în chimia anorganică în locul conceptului de „valență” (vezi.

În prezent, descrierea chimiei oricărui element începe cu formula electronică, identificarea electronilor de valență speciali și informații despre stările de oxidare prezentate de elementele din compuși. .

Numărul de electroni de valență și tipul de orbitali în care se găsesc determină stările de oxidare pe care le prezintă elementul la formarea compușilor .

Stare de oxidare metalul este determinat de numărul de electroni implicați în formarea legăturilor cu mai multe elemente electronegative (de exemplu, oxigen, halogeni, sulf etc.). Vom nota starea de oxidare a unui elementEL. Gradul maxim posibil (maxim) de oxidare este determinat de numărul total de electroni de valență. Când formează un compus, este posibil ca un metal să nu folosească toți electronii de valență, caz în care metalul ajunge într-o stare intermediară de oxidare. Mai mult, metalele p- și d-bloc, de regulă, sunt caracterizate de mai multe stări de oxidare. Pentru fiecare metal, dintre stările intermediare de oxidare se pot distinge cele mai caracteristice, adică. stările de oxidare prezentate de un metal în compușii săi comuni și relativ stabili.

Stări de oxidare prezentate de metalele s- și p

Toate elementele s există o singură stare de oxidare care se potrivește cu numărul total de electroni de valență, acestea . toate s-elementele grupei 1 au o stare de oxidare+1, iar elementele celui de-al doilea grup +2.

În elementele p, datorită diferențelor de energie a orbitalilor s și p ai ultimului strat, se diferențiază două stări de oxidare. O stare de oxidare este determinată de numărul de electroni din orbitalii p exteriori, iar cealaltă de numărul total de electroni de valență . Numai pentru elementele p Grupa 13 este stabilă într-o stare de oxidare +3, cu excepția Tlcu o stare de oxidare mai stabilă+1.

Elementele p din grupa 14 au două stări de oxidare: +2 și +4.

Bi are două stări de oxidare+3 și +5.

„Sensibilitatea” specială a electronilor s la nucleu, ceea ce duce la faptul că, cu o sarcină mare a nucleului, electronii s sunt reținuți mai puternic de acesta, explică de ce starea de oxidare asociată cu pierderea doar a electronilor p. devine stabilă în perioada 6 p-elemente. Elementele p ale perioadei a șasea sunt stabile stari de oxidare:+1 pentru Tl, +2 pentru Pb și + 3- la Bi.
Tabelul arată stările de oxidare prezentate de metalele bloc s și p.

Stări de oxidare prezentate de metalele bloc s și p

perioade	ranguri	Grupuri
		1	2	13	14	15
V. e-		ns 1	ns 2	ns 2 np 1	ns 2 np 2	ns 2 np 3
II		Li +1	Fi +2
III	3	N / A +1	Mg +2	Al (1), 3
IV	4	K +1	Ca +2	Ga (1), 3
V	5	Rb +1	Sr +2	În (1), 3	Sn 2 , 4
VI	6	Cs +1	Ba +2	Tl 1 , 3	Pb 2 , 4	Bi 3 , 5

Stările de oxidare ale d-metalelor

Doar elementele d din grupele 3 și 12 au câte o stare de oxidare. Pentru elementele grupului 13, este egal cu numărul total de electroni, adică +3. În elementele grupului 12, orbitalii d sunt complet umpluți cu electroni și doar doi electroni din orbitalul s exterior participă la formarea legăturilor chimice, prin urmare elementele grupului 12 au o stare de oxidare +2.

Starea maximă de oxidare, determinată de numărul total de electroni, este prezentată numai de elementele d de 3 ¸ 7 grupe. Și, de asemenea, Os și Ru, prezentând o stare de oxidare de +8. Pe măsură ce ne îndreptăm spre sfârșitul seriei de tranziție, pe măsură ce numărul de electroni din orbitalii d crește și sarcina nucleară efectivă crește, cea mai mare stare de oxidare devine mai mică decât numărul total de electroni de valență.

Există diferențe mari între elementele d din a patra și elementele din perioada a 5-a și a 6-a.

Datorită diferențelor de energie a electronilor s 4 straturi și electronilor d 3 straturi toate elementele perioadei 4, cu excepția Sc , prezintă stare de oxidare+2, asociat cu pierderea a doi electroni din orbitalul exterior ns. Multe elemente au stări de oxidare +2 este stabilă iar stabilitatea sa crește spre sfârșitul rândului.

Pentru elementele d din perioada 4, stările de oxidare scăzută sunt cele mai stabile+2, +3, +4 .

Cu o sarcină nucleară mare, electronii s sunt ținuți mai puternic, diferența de energii a orbitalilor ns- și (n-1)d scade și acest lucru duce la faptul că pentru elementele d din perioadele 5 și 6, cele mai mari stări de oxidare din 3 ¸ 7 grupuri devin cele mai stabile. Deloc, elementele d din perioadele 5 și 6 au stări de oxidare superioare stabile 4 . Excepție fac elementele d din grupele 3, 11 și 12.

Tabelele de mai jos indică stările de oxidare caracteristice ale metalelor d, cele mai stabile fiind evidențiate cu roșu. Tabelul nu include stările de oxidare prezentate de metale în compuși rari și instabili.
Când se descrie chimia oricărui element, trebuie indicate stările sale de oxidare caracteristice.

Electronii de valență și cele mai caracteristice stări de oxidare pentru elementele d din perioada 4

grup	3	4	5	6	7	8	9	10	11	I2
Metalele 4 perioadă	21 Sc	22 Ti	23 V	24 Cr	25 Mn	26 Fe	27 Co	28 Ni	29 Cu	30 Zn
ÎNe-	3d 14s 2	3d 24s 2	3d 34s 2	3d 54s 1	3d 54s 2	3d 64s 2	3d 74s 2	3d 84s 2	3d 104s 1	3d 104s 2
X max	3	4	5	6	7	6	3 (4)	3 (4)	2 (3)	2
Cel mai caracteristică X	3	2, 3,4	2, 3, 4,5	2,3,6	2, 3, 4 6, 7	2, 3, 6	2, 3	2, 3	1, 2	2
Cel mai durabil X	3	4	4, 5	3	2, 4	2, 3	2	2	2	2
X în compuși naturali	3	4	4, 5	3, 6	4, 2, 3	3, 2	2	2	2, 1	2

Cele mai caracteristice stări de oxidare pentru elementele d din perioadele 5 și 6

grup	3	4	5	6	7	8	9	10	11	I2
Metalele 5 perioadă	39 Y	40 Zr	41 Nb	42 lu	43 Tc	44 Ru	45 Rh	46 Pd	47 Ag	48 CD
ÎNe-	4d 15s 2	4d 25s 2	4d 4 5s 1	4d 55s 1	4d 6 5s 1	4d 7 5s 1	4d 8 5s 1	4d 10 5s 0	4d 105 s 1	4d 105s 2
Xmax	3	4	5	6	7	8	6	4	3	2
Cel mai caracteristică X	3	4	5	4, 6	4, 7	4 , 6,7,8	3, 4,5,6	2, 4	1, 2,3	2
Cel mai durabil X	3	4	5	6	7	4	3	2	1	2
Xîn compuși naturali	3	4	5	4, 6	nu în natură	0	0	0	0, 1	2
Metalele 6 perioadă	57 La	72 Hf	73 Ta	74 W	75 Re	76 Os	77 Ir	78 Pt	79 Au	80 Hg
ÎNe-	5d 16s 2	5d 26s 2	5d 36s 2	5d 46s 2	5d 56s 2	5d 66s 2	5d 76s 2	5d 96s 1	5d 106s 1	5d 106s 2
Xmax	3	4	5	6	7	8	6	4 (6)	3	2
Cel mai caracteristică X	3	4	4, 5	4, 5, 6	4 ,5 6,7	4 , 6,7,8	3,4 ,5,6	2 ,4 , 6	1 , 3	2
Mai mult durabil X	3	4	5	6	7, 4	4	4	4	1	2
Xîn compuși naturali	3	4	5	6	4	0	0	0	0	2

Toți compușii metalici în stări pozitive de oxidare sunt capabili să prezinte proprietăți oxidante și să fie reduse. Metalele sunt obținute prin reducerea compușilor metalici, fie naturali, fie obținuți anterior din minerale naturale.

Compușii care conțin un element în orice stare de oxidare mai mică decât maximul sunt capabili de oxidare, pierd electroni și prezintă proprietăți reducătoare.

Compușii care conțin un metal într-o stare de oxidare scăzută și instabilă au proprietăți reducătoare pronunțate. De exemplu, compușii Ti(+2), V(+2), Cr(+2) reduc apa.

2VO + 2H2O = 2VOOH + H2

Substanțele care conțin elementul în stări de oxidare ridicate și instabile prezintă de obicei proprietăți oxidante puternice, cum ar fi compușii Mn și Cr în stările de oxidare 6 și 7. Oxidul de PbO 2 și sărurile Bi(+5) prezintă proprietăți oxidante puternice. Stările de oxidare superioare ale acestor elemente sunt instabile.

toate s-elementele grupului 1 au o stare de oxidare de +1,

s-elemente din a doua grupă +2.

Elementele P sunt caracterizate prin două stări de oxidare, cu excepția elementelor din grupa 3. O stare de oxidare este determinată de numărul de electroni din orbitalii p exteriori, iar cealaltă de numărul total de electroni de valență.

• Pentru elementele p din grupa 13, o stare de oxidare stabilă este +3, cu excepția Tl cu o stare de oxidare mai stabilă +1.
• Elementele p din grupa 14 au două stări de oxidare: +2 și +4.
• Bi are două stări de oxidare +3 și +5.

Datorită numărului mare de electroni de valență, metalele d-bloc prezintă o varietate de stări de oxidare.

• Există diferențe mari între elementele d din a patra și elementele din perioada a 5-a și a 6-a.
• Toate elementele din perioada 4, cu excepția Sc, prezintă o stare de oxidare +2 asociată cu pierderea a doi electroni din orbitalul exterior ns. Pentru multe elemente, starea de oxidare +2 este stabilă și stabilitatea acesteia crește spre sfârșitul seriei.
• În perioada 4 elemente-d, stările de oxidare scăzută +2, +3, +4 sunt mai stabile.
• Elementele d din perioadele 5 și 6 au stări stabile de oxidare ridicată de ³ 4. Excepție fac elementele d din grupele 3, 11 și 12.
• Starea maximă de oxidare, determinată de numărul total de electroni, este prezentată numai de elementele d din 3 ¸ 7 grupe, precum și Os și Ru, care prezintă o stare de oxidare de +8.
• Stările de oxidare caracteristice ale metalelor sunt indicate în tabele.
• Starea de oxidare este un parametru stoechiometric important care vă permite să scrieți formulele chimice ale compușilor
• Clasificarea redox a compușilor se bazează pe gradul de oxidare. Gradul de oxidare se dovedește a fi cea mai importantă caracteristică a unui metal atunci când se prezică proprietățile redox ale compușilor săi.
• Clasificarea acido-bazică a oxizilor și hidroxizilor se bazează și pe starea de oxidare a metalului. Stările de oxidare ridicate > +5 oferă proprietăți acide, iar stările de oxidare £ +4 oferă proprietăți de bază.
• Rolul stărilor de oxidare este mare în structurarea descrierii chimiei unui element, de regulă, compușii sunt grupați pe stări de oxidare.

Ţintă: Continuați să studiați valența. Dați conceptul de stare de oxidare. Luați în considerare tipurile de stări de oxidare: pozitivă, negativă, valoare zero. Învățați să determinați corect starea de oxidare a unui atom dintr-un compus. Preda tehnici de comparare și generalizare a conceptelor studiate; dezvoltarea abilităților în determinarea gradului de oxidare folosind formule chimice; să continue dezvoltarea abilităților de muncă independentă; promovează dezvoltarea gândirii logice. Să dezvolte un sentiment de toleranță (toleranță și respect pentru opiniile altora) și asistență reciprocă; efectuarea educației estetice (prin proiectarea de plăci și caiete, la utilizarea prezentărilor).

În timpul orelor

eu. Organizarea timpului

Verificarea elevilor pentru lecție.

II. Pregătirea pentru lecție.

Pentru lecție veți avea nevoie de: tabelul periodic al lui D.I Mendeleev, manual, caiete de lucru, pixuri, creioane.

III. Verificarea temelor.

Un sondaj frontal, unii vor lucra la tablă folosind cărți, un test, iar încheierea acestei etape va fi un joc intelectual.

1. Lucrul cu carduri.

1 card

Determinați fracțiile de masă (%) de carbon și oxigen din dioxid de carbon (CO 2 ) .

2 card

Determinați tipul de legătură în molecula de H 2 S Scrieți formulele structurale și electronice ale moleculei.

2. Studiu frontal

1. Ce este o legătură chimică?
2. Ce tipuri de legături chimice cunoașteți?
3. Care legătură se numește legătură covalentă?
4. Ce legături covalente se disting?
5. Ce este valența?
6. Cum definim valența?
7. Ce elemente (metale și nemetale) au valență variabilă?

3. Testare

1. În ce molecule există o legătură covalentă nepolară?

2 . Care moleculă formează o legătură triplă atunci când se formează o legătură covalent nepolară?

3 . Cum se numesc ionii încărcați pozitiv?

a) cationi

B) molecule

B) anioni

d) cristale

4. În ce rând se află substanțele unui compus ionic?

A) CH4, NH3, Mg

B) CI2, MgO, NaCI

B) MgF2, NaCI, CaCI2

D) H2S, HCI, H20

5 . Valenta este determinata de:

A) după numărul grupului

B) prin numărul de electroni nepereche

B) după tipul de legătură chimică

D) după numărul perioadei.

4. Jocul intelectual „Tic-tac-toe” »

Găsiți substanțe cu legături polare covalente.

IV. Învățarea de materiale noi

Starea de oxidare este o caracteristică importantă a stării unui atom dintr-o moleculă. Valenta este determinata de numarul de electroni nepereche dintr-un atom, orbitali cu perechi de electroni singuri, numai in procesul de excitare a atomului. Cea mai mare valență a unui element este de obicei egală cu numărul grupului. Gradul de oxidare în compușii cu legături chimice diferite se formează diferit.

Cum se formează starea de oxidare pentru moleculele cu legături chimice diferite?

1) În compușii cu legături ionice, stările de oxidare ale elementelor sunt egale cu sarcinile ionilor.

2) În compușii cu o legătură nepolară covalentă (în molecule de substanțe simple), starea de oxidare a elementelor este 0.

N 2 0, Ceu 2 0 , F 2 0 , S 0 , A.I. 0

3) Pentru moleculele cu o legătură polară covalent, starea de oxidare este determinată în mod similar cu moleculele cu o legătură chimică ionică.

Starea de oxidare a elementului este sarcina condiționată a atomului său dintr-o moleculă, dacă presupunem că molecula constă din ioni.

Starea de oxidare a unui atom, spre deosebire de valența sa, are un semn. Poate fi pozitiv, negativ și zero.

Valenta este indicata cu cifre romane deasupra simbolului elementului:

II	eu	IV
Fe	Cu	S,

iar starea de oxidare este indicată prin cifre arabe cu sarcina deasupra simbolurilor elementului ( Mg +2 , Ca +2 ,Nun +1,C.I.ˉ¹).

O stare de oxidare pozitivă este egală cu numărul de electroni dat acestor atomi. Un atom poate renunța la toți electronii de valență (pentru grupurile principale aceștia sunt electroni de la nivelul exterior) corespunzători numărului grupului în care se află elementul, prezentând în același timp cea mai mare stare de oxidare (cu excepția ОF 2). De exemplu: cea mai mare stare de oxidare a subgrupului principal al grupului II este +2 ( Zn +2) Un grad pozitiv este prezentat atât de metale, cât și de nemetale, cu excepția F, He, Ne. C+4,N / A+1 , Al+3

O stare de oxidare negativă este egală cu numărul de electroni acceptați de un atom dat este prezentată numai de nemetale; Atomii nemetalici adaugă atâția electroni câți le lipsesc pentru a completa nivelul exterior, manifestând astfel un grad negativ.

Pentru elementele principalelor subgrupe ale grupelor IV-VII, starea minimă de oxidare este numeric egală cu

De exemplu:

Valoarea stării de oxidare dintre cele mai înalte și cele mai scăzute stări de oxidare se numește intermediară:

Superior	Intermediar	Cel mai scăzut
	C+3, C+2, C0, C-2

În compușii cu o legătură covalentă nepolară (în molecule de substanțe simple), starea de oxidare a elementelor este 0: N 2 0 , CUeu 2 0 , F 2 0 , S 0 , A.I. 0

Pentru a determina starea de oxidare a unui atom dintr-un compus, trebuie luate în considerare o serie de prevederi:

1. Stare de oxidareFîn toate conexiunile este egal cu „-1”.N / A +1 F -1 , H +1 F -1

2. Starea de oxidare a oxigenului în majoritatea compușilor este (-2) excepție: OF 2 , unde starea de oxidare este O +2F -1

3. Hidrogenul în majoritatea compușilor are o stare de oxidare de +1, cu excepția compușilor cu metale active, unde starea de oxidare este (-1): N / A +1 H -1

4. Gradul de oxidare a metalelor principalelor subgrupeeu, II, IIIgrupele din toți compușii este +1,+2,+3.

Elementele cu stari de oxidare constante sunt:

A) metale alcaline (Li, Na, K, Pb, Si, Fr) - stare de oxidare +1

B) elemente din subgrupul II principal al grupului cu excepția (Hg): Be, Mg, Ca, Sr, Ra, Zn, Cd - stare de oxidare +2

B) element din grupa III: Al - stare de oxidare +3

Algoritm pentru alcătuirea formulelor în compuși:

1 cale

1 . Elementul cu electronegativitate mai mică este scris pe primul loc, iar pe locul doi cu electronegativitate mai mare.

2 . Elementul scris pe primul loc are o sarcină pozitivă „+”, iar elementul scris pe locul al doilea are o sarcină negativă „-”.

3 . Indicați starea de oxidare pentru fiecare element.

4 . Aflați multiplu comun al stărilor de oxidare.

5. Împărțiți cel mai mic multiplu comun la valoarea stărilor de oxidare și atribuiți indicii rezultați în dreapta jos după simbolul elementului corespunzător.

6. Dacă starea de oxidare este pară - impară, acestea apar lângă simbolul din dreapta jos - o cruce - încrucișată fără semnele "+" și "-":

7. Dacă starea de oxidare are o valoare egală, atunci acestea trebuie mai întâi reduse la cea mai mică valoare a stării de oxidare și să pună o cruce fără semnele „+” și „-”: C +40-2

Metoda 2

1 . Să notăm starea de oxidare a lui N cu X, indicăm starea de oxidare a lui O: N 2 XO 3 -2

2 . Determinați suma sarcinilor negative pentru a face acest lucru, înmulțiți starea de oxidare a oxigenului cu indicele de oxigen: 3· (-2) = -6;

3 Pentru ca o moleculă să fie neutră din punct de vedere electric, trebuie să determinați suma sarcinilor pozitive: X2 = 2X

4 .Alcătuiți o ecuație algebrică:

N 2 + 3 O 3 –2

V. Consolidare

1) Întărirea subiectului cu un joc numit „Șarpe”.

Regulile jocului: profesorul distribuie cărți. Fiecare card conține o întrebare și un răspuns la o altă întrebare.

Profesorul începe jocul. Când întrebarea este citită, elevul care are răspunsul la întrebarea mea pe cartonaș ridică mâna și spune răspunsul. Dacă răspunsul este corect, atunci el își citește întrebarea și elevul care are răspunsul la această întrebare ridică mâna și răspunde etc. Se formează un șarpe de răspunsuri corecte.

1. Cum și unde este indicată starea de oxidare a unui atom al unui element chimic?
   Răspuns: Cifra arabă deasupra simbolului elementului cu sarcină „+” și „-”.
2. Ce tipuri de stări de oxidare se disting în atomii elementelor chimice?
   Răspuns: intermediar
3. Ce grad prezintă metalul?
   Răspuns: pozitiv, negativ, zero.
4. Ce grad prezintă substanțele simple sau moleculele cu legături covalente nepolare?
   Răspuns: pozitiv
5. Ce încărcătură au cationii și anionii?
   Răspuns: nul.
6. Cum se numește starea de oxidare care se află între stările de oxidare pozitive și negative.
   Răspuns: pozitiv negativ

2) Scrieți formule pentru substanțe formate din următoarele elemente

1. N și H
2. R și O
3. Zn şi Cl

3) Găsiți și tăiați substanțele care nu au o stare de oxidare variabilă.

Na, Cr, Fe, K, N, Hg, S, Al, C

VI. Rezumatul lecției.

Evaluare cu comentarii

VII. Teme pentru acasă

§23, pp.67-72, finalizați sarcina după §23-pagina 72 Nr. 1-4.

Subiectele codificatorului examenului unificat de stat: Electronegativitatea. Starea de oxidare și valența elementelor chimice.

Atunci când atomii interacționează și se formează, electronii dintre ei sunt în majoritatea cazurilor distribuiti neuniform, deoarece proprietățile atomilor diferă. Mai mult electronegativ atomul atrage densitatea electronică mai puternic spre sine. Un atom care a atras densitatea electronică la sine capătă o sarcină negativă parțială δ — , „partenerul” său este o sarcină pozitivă parțială δ+ . Dacă diferența de electronegativitate a atomilor care formează o legătură nu depășește 1,7, numim legătura polar covalent . Dacă diferența de electronegativități care formează o legătură chimică depășește 1,7, atunci numim o astfel de legătură ionic .

Stare de oxidare este sarcina condiționată auxiliară a unui atom element dintr-un compus, calculată din ipoteza că toți compușii constau din ioni (toate legăturile polare sunt ionice).

Ce înseamnă „taxare condiționată”? Pur și simplu suntem de acord că vom simplifica puțin lucrurile: vom considera orice legătură polară ca fiind complet ionică și vom presupune că electronul pleacă sau vine complet de la un atom la altul, chiar dacă de fapt nu este cazul. Și un electron condiționat pleacă de la un atom mai puțin electronegativ la unul mai electronegativ.

De exemplu, în legătura H-Cl credem că hidrogenul „a renunțat” în mod condiționat la un electron, iar sarcina lui a devenit +1, iar clorul „a acceptat” un electron, iar sarcina sa a devenit -1. De fapt, nu există astfel de sarcini totale pe acești atomi.

Cu siguranță, aveți o întrebare - de ce să inventați ceva care nu există? Acesta nu este un plan insidios al chimiștilor, totul este simplu: acest model este foarte convenabil. Ideile despre starea de oxidare a elementelor sunt utile la compilare clasificări substanțe chimice, descrierea proprietăților lor, compilarea formulelor compușilor și a nomenclaturii. Stările de oxidare sunt utilizate în mod special când se lucrează cu reacții redox.

Există stări de oxidare superior, inferiorȘi intermediar.

Superior starea de oxidare este egală cu numărul grupului cu semnul plus.

Cel mai scăzut este definit ca numărul grupului minus 8.

ȘI intermediar Un număr de oxidare este aproape orice număr întreg, de la cea mai scăzută stare de oxidare la cea mai mare.

De exemplu, azotul se caracterizează prin: cea mai mare stare de oxidare este +5, cea mai scăzută 5 - 8 = -3 și stări intermediare de oxidare de la -3 la +5. De exemplu, în hidrazină N 2 H 4 starea de oxidare a azotului este intermediară, -2.

Cel mai adesea, starea de oxidare a atomilor din substanțele complexe este indicată mai întâi printr-un semn, apoi printr-un număr, de exemplu +1, +2, -2 etc. Când vorbim despre sarcina unui ion (presupunând că ionul există de fapt într-un compus), atunci indicați mai întâi numărul, apoi semnul. De exemplu: Ca2+, C032-.

Pentru a găsi stările de oxidare, utilizați următoarele reguli :

1. Starea de oxidare a atomilor în substanțe simple egal cu zero;
2. ÎN molecule neutre suma algebrică a stărilor de oxidare este zero, pentru ioni această sumă este egală cu sarcina ionului;
3. Stare de oxidare Metale alcaline (elemente din grupa I a subgrupului principal) în compuși este +1, starea de oxidare metale alcalino-pământoase (elemente din grupa II a subgrupului principal) în compuși este +2; starea de oxidare aluminiuîn conexiuni este egal cu +3;
4. Stare de oxidare hidrogenîn compuşii cu metale (- NaH, CaH 2 etc.) este egal cu -1 ; în compuși cu nemetale () +1 ;
5. Stare de oxidare oxigen egal cu -2 . Excepție inventa peroxizii– compuși care conțin grupa –O-O-, unde starea de oxidare a oxigenului este egală cu -1 și alți compuși ( superoxizi, ozonide, fluoruri de oxigen OF 2 si etc.);
6. Stare de oxidare fluorîn toate substanțele complexe este egală -1 .

Mai sus sunt enumerate situații în care luăm în considerare starea de oxidare constant . Toate celelalte elemente chimice au o stare de oxidare — variabilși depinde de ordinea și tipul atomilor din compus.

Exemple:

Exercițiu: determinaţi stările de oxidare ale elementelor din molecula de dicromat de potasiu: K 2 Cr 2 O 7 .

Soluţie: Starea de oxidare a potasiului este +1, starea de oxidare a cromului este notată ca X, starea de oxidare a oxigenului este -2. Suma tuturor stărilor de oxidare ale tuturor atomilor dintr-o moleculă este egală cu 0. Obținem ecuația: +1*2+2*x-2*7=0. Rezolvând-o, obținem starea de oxidare a cromului +6.

În compușii binari, elementul mai electronegativ are o stare de oxidare negativă, iar elementul mai puțin electronegativ are o stare de oxidare pozitivă.

Rețineți că Conceptul de stare de oxidare este foarte arbitrar! Numărul de oxidare nu indică sarcina reală a unui atom și nu are o semnificație fizică reală. Acesta este un model simplificat care funcționează eficient atunci când avem nevoie, de exemplu, de a egaliza coeficienții în ecuația unei reacții chimice sau de a algoritmiza clasificarea substanțelor.

Numărul de oxidare nu este valență! Starea de oxidare și valența nu coincid în multe cazuri. De exemplu, valența hidrogenului în substanța simplă H2 este egală cu I, iar starea de oxidare, conform regulii 1, este egală cu 0.

Acestea sunt regulile de bază care vă vor ajuta să determinați starea de oxidare a atomilor din compuși în majoritatea cazurilor.

În unele situații, este posibil să aveți dificultăți în determinarea stării de oxidare a unui atom. Să ne uităm la câteva dintre aceste situații și să vedem cum să le rezolvăm:

1. În oxizii dubli (cum ar fi sărurile), gradul unui atom este de obicei două stări de oxidare. De exemplu, la scara de fier Fe 3 O 4, fierul are două stări de oxidare: +2 și +3. Pe care ar trebui să-l indic? Ambii. Pentru a simplifica, ne putem imagina acest compus ca o sare: Fe(FeO2)2. În acest caz, reziduul acid formează un atom cu o stare de oxidare de +3. Sau oxidul dublu poate fi reprezentat astfel: FeO*Fe 2 O 3.
2. În compușii peroxo, starea de oxidare a atomilor de oxigen legați prin legături nepolare covalente, de regulă, se modifică. De exemplu, în peroxidul de hidrogen H 2 O 2 și peroxizii metalelor alcaline, starea de oxidare a oxigenului este -1, deoarece una dintre legături este covalentă nepolară (H-O-O-H). Un alt exemplu este acidul peroxomonosulfuric (acid caro) H 2 SO 5 (vezi figura) conține doi atomi de oxigen cu o stare de oxidare de -1, atomii rămași cu o stare de oxidare de -2, deci următoarea intrare va fi mai de înțeles: H 2 SO 3 (O2). De asemenea, sunt cunoscuți compuși peroxo de crom - de exemplu, peroxid de crom (VI) CrO(O 2) 2 sau CrO 5 și mulți alții.
3. Un alt exemplu de compuși cu stări de oxidare ambigue sunt superoxizii (NaO2) și ozonidele asemănătoare sărurilor KO3. În acest caz, este mai potrivit să vorbim despre ionul molecular O 2 cu o sarcină de -1 și O 3 cu o sarcină de -1. Structura unor astfel de particule este descrisă de unele modele care sunt predate în programa rusă în primii ani ai universităților de chimie: MO LCAO, metoda de suprapunere a schemelor de valență etc.
4. În compușii organici, conceptul de stare de oxidare nu este foarte convenabil de utilizat, deoarece Există un număr mare de legături covalente nepolare între atomii de carbon. Cu toate acestea, dacă desenați formula structurală a unei molecule, starea de oxidare a fiecărui atom poate fi determinată și de tipul și numărul de atomi de care atomul respectiv este legat direct. De exemplu, starea de oxidare a atomilor de carbon primari din hidrocarburi este -3, pentru atomii secundari -2, pentru atomii terțiari -1 și pentru atomii cuaternari - 0.

Să exersăm determinarea stării de oxidare a atomilor din compușii organici. Pentru a face acest lucru, este necesar să desenați formula structurală completă a atomului și să selectați atomul de carbon cu cel mai apropiat mediu - atomii cu care este conectat direct.

• Pentru a simplifica calculele, puteți utiliza tabelul de solubilitate - acesta arată încărcările celor mai obișnuiți ioni. În majoritatea examenelor de chimie din Rusia (USE, GIA, DVI), este permisă utilizarea tabelelor de solubilitate. Aceasta este o foaie de cheat gata făcută, care în multe cazuri poate economisi timp semnificativ.
• Când se calculează starea de oxidare a elementelor din substanțe complexe, indicăm mai întâi stările de oxidare ale elementelor pe care le cunoaștem cu siguranță (elemente cu o stare de oxidare constantă) și notăm starea de oxidare a elementelor cu o stare de oxidare variabilă cu x. Suma tuturor sarcinilor tuturor particulelor este zero într-o moleculă sau egală cu sarcina unui ion dintr-un ion. Din aceste date este ușor să creați și să rezolvați o ecuație.