Как определить заряд химического элемента в соединении. Высшая степень окисления
Электроотрицательность, как и прочие свойства атомов химических элементов, изменяется с увеличением порядкового номера элемента периодически:
График выше демонстрирует периодичность изменения электроотрицательности элементов главных подгрупп в зависимости от порядкового номера элемента.
При движении вниз по подгруппе таблицы Менделеева электроотрицательность химических элементов уменьшается, при движении вправо по периоду возрастает.
Электроотрицательность отражает неметалличность элементов: чем выше значение электроотрицательности, тем более у элемента выражены неметаллические свойства.
Степень окисления
Как рассчитать степень окисления элемента в соединении?
1) Степень окисления химических элементов в простых веществах всегда равна нулю.
2) Существуют элементы, проявляющие в сложных веществах постоянную степень окисления:
3) Существуют химические элементы, которые проявляют в подавляющем большинстве соединений постоянную степень окисления. К таким элементам относятся:
Элемент |
Степень окисления практически во всех соединениях |
Исключения |
| водород H | +1 | Гидриды щелочных и щелочно-земельных металлов, например: |
| кислород O | -2 | Пероксиды водорода и металлов:
Фторид кислорода — |
4) Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в молекуле всегда равна нулю. Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в ионе равна заряду иона.
5) Высшая (максимальная) степень окисления равна номеру группы. Исключения, которые не попадают под это правило, — элементы побочной подгруппы I группы, элементы побочной подгруппы VIII группы, а также кислород и фтор.
Химические элементы, номер группы которых не совпадает с их высшей степенью окисления (обязательные к запоминанию)
6) Низшая степень окисления металлов всегда равна нулю, а низшая степень окисления неметаллов рассчитывается по формуле:
низшая степень окисления неметалла = № группы − 8
Отталкиваясь от представленных выше правил, можно установить степень окисления химического элемента в любом веществе.
Нахождение степеней окисления элементов в различных соединениях
Пример 1
Определите степени окисления всех элементов в серной кислоте.
Решение:
Запишем формулу серной кислоты:
Степень окисления водорода во всех сложных веществах +1 (кроме гидридов металлов).
Степень окисления кислорода во всех сложных веществах равна -2 (кроме пероксидов и фторида кислорода OF 2). Расставим известные степени окисления:
Обозначим степень окисления серы как x :
Молекула серной кислоты, как и молекула любого вещества, в целом электронейтральна, т.к. сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю. Схематически это можно изобразить следующим образом:
Т.е. мы получили следующее уравнение:
Решим его:
Таким образом, степень окисления серы в серной кислоте равна +6.
Пример 2
Определите степень окисления всех элементов в дихромате аммония.
Решение:
Запишем формулу дихромата аммония:
Как и в предыдущем случае, мы можем расставить степени окисления водорода и кислорода:
Однако мы видим, что неизвестны степени окисления сразу у двух химических элементов — азота и хрома. Поэтому найти степени окисления аналогично предыдущему примеру мы не можем (одно уравнение с двумя переменными не имеет единственного решения).
Обратим внимание на то, что указанное вещество относится к классу солей и, соответственно, имеет ионное строение. Тогда справедливо можно сказать, что в состав дихромата аммония входят катионы NH 4 + (заряд данного катиона можно посмотреть в таблице растворимости). Следовательно, так как в формульной единице дихромата аммония два положительных однозарядных катиона NH 4 + , заряд дихромат-иона равен -2, поскольку вещество в целом электронейтрально. Т.е. вещество образовано катионами NH 4 + и анионами Cr 2 O 7 2- .
Мы знаем степени окисления водорода и кислорода. Зная, что сумма степеней окисления атомов всех элементов в ионе равна заряду, и обозначив степени окисления азота и хрома как x и y соответственно, мы можем записать:
Т.е. мы получаем два независимых уравнения:
Решая которые, находим x и y :
Таким образом, в дихромате аммония степени окисления азота -3, водорода +1, хрома +6, а кислорода -2.
Как определять степени окисления элементов в органических веществах можно почитать .
Валентность
Валентность атомов обозначается римскими цифрами: I, II, III и т.д.
Валентные возможности атома зависят от количества:
1) неспаренных электронов
2) неподеленных электронных пар на орбиталях валентных уровней
3) пустых электронных орбиталей валентного уровня
Валентные возможности атома водорода
Изобразим электронно-графическую формулу атома водорода:
Было сказано, что на валентные возможности могут влиять три фактора — наличие неспаренных электронов, наличие неподеленных электронных пар на внешнем уровне, а также наличие вакантных (пустых) орбиталей внешнего уровня. Мы видим на внешнем (и единственном) энергетическом уровне один неспаренный электрон. Исходя из этого, водород может точно иметь валентность, равную I. Однако на первом энергетическом уровне есть только один подуровень — s, т.е. атом водорода на внешнем уровне не имеет как неподеленных электронных пар, так и пустых орбиталей.
Таким образом, единственная валентность, которую может проявлять атом водорода, равна I.
Валентные возможности атома углерода
Рассмотрим электронное строение атома углерода. В основном состоянии электронная конфигурация его внешнего уровня выглядит следующим образом:
Т.е. в основном состоянии на внешнем энергетическом уровне невозбужденного атома углерода находится 2 неспаренных электрона. В таком состоянии он может проявлять валентность, равную II. Однако атом углерода очень легко переходит в возбужденное состояние при сообщении ему энергии, и электронная конфигурация внешнего слоя в этом случае принимает вид:
Несмотря на то что на процесс возбуждения атома углерода тратится некоторое количество энергии, траты с избытком компенсируются при образовании четырех ковалентных связей. По этой причине валентность IV намного более характерна для атома углерода. Так, например, валентность IV углерод имеет в молекулах углекислого газа, угольной кислоты и абсолютно всех органических веществ.
Помимо неспаренных электронов и неподеленных электронных пар на валентные возможности также влияет наличие вакантных () орбиталей валентного уровня. Наличие таких орбиталей на заполняемом уровне приводит к тому, что атом может выполнять роль акцептора электронной пары, т.е. образовывать дополнительные ковалентные связи по донорно-акцепторному механизму. Так, например, вопреки ожиданиям, в молекуле угарного газа CO связь не двойная, а тройная, что наглядно показано на следующей иллюстрации:
Валентные возможности атома азота
Запишем электронно-графическую формулу внешнего энергетического уровня атома азота:
Как видно из иллюстрации выше, атом азота в своем обычном состоянии имеет 3 неспаренных электрона, в связи с чем логично предположить о его способности проявлять валентность, равную III. Действительно, валентность, равная трём, наблюдается в молекулах аммиака (NH 3), азотистой кислоты (HNO 2), треххлористого азота (NCl 3) и т.д.
Выше было сказано, что валентность атома химического элемента зависит не только от количества неспаренных электронов, но также и от наличия неподеленных электронных пар. Связано это с тем, что ковалентная химическая связь может образоваться не только, когда два атома предоставляют друг другу по одному электрону, но также и тогда, когда один атом, имеющий неподеленную пару электронов — донор() предоставляет ее другому атому с вакантной () орбиталью валентного уровня (акцептору). Т.е. для атома азота возможна также валентность IV за счет дополнительной ковалентной связи, образованной по донорно-акцепторному механизму. Так, например, четыре ковалентных связи, одна из которых образована по донорно-акцепторному механизму, наблюдается при образовании катиона аммония:
Несмотря на то что одна из ковалентных связей образуется по донорно-акцепторному механизму, все связи N-H в катионе аммония абсолютно идентичны и ничем друг от друга не отличаются.
Валентность, равную V, атом азота проявлять не способен. Связано это с тем, что для атома азота невозможен переход в возбужденное состояние, при котором происходит распаривание двух электронов с переходом одного из них на свободную орбиталь, наиболее близкую по уровню энергии. Атом азота не имеет d -подуровня, а переход на 3s-орбиталь энергетически настолько затратен, что затраты энергии не покрываются образованием новых связей. Многие могут задаться вопросом, а какая же тогда валентность у азота, например, в молекулах азотной кислоты HNO 3 или оксида азота N 2 O 5 ? Как ни странно, валентность там тоже IV, что видно из нижеследующих структурных формул:
Пунктирной линией на иллюстрации изображена так называемая делокализованная π -связь. По этой причине концевые связи NO можно назвать «полуторными». Аналогичные полуторные связи имеются также в молекуле озона O 3 , бензола C 6 H 6 и т.д.
Валентные возможности фосфора
Изобразим электронно-графическую формулу внешнего энергетического уровня атома фосфора:
Как мы видим, строение внешнего слоя у атома фосфора в основном состоянии и атома азота одинаково, в связи с чем логично ожидать для атома фосфора так же, как и для атома азота, возможных валентностей, равных I, II, III и IV, что и наблюдается на практике.
Однако в отличие от азота, атом фосфора имеет на внешнем энергетическом уровне еще и d -подуровень с 5-ю вакантными орбиталями.
В связи с этим он способен переходить в возбужденное состояние, распаривая электроны 3s -орбитали:
Таким образом, недоступная для азота валентность V для атома фосфора возможна. Так, например, валентность, равную пяти, атом фосфора имеет в молекулах таких соединений, как фосфорная кислота, галогениды фосфора (V), оксид фосфора (V) и т.д.
Валентные возможности атома кислорода
Электронно-графическая формула внешнего энергетического уровня атома кислорода имеет вид:
Мы видим на 2-м уровне два неспаренных электрона, в связи с чем для кислорода возможна валентность II. Следует отметить, что данная валентность атома кислорода наблюдается практически во всех соединениях. Выше при рассмотрении валентных возможностей атома углерода мы обсудили образование молекулы угарного газа. Связь в молекуле CO тройная, следовательно, кислород там трехвалентен (кислород — донор электронной пары).
Из-за того что атом кислорода не имеет на внешнем уровне d -подуровня, распаривание электронов s и p- орбиталей невозможно, из-за чего валентные возможности атома кислорода ограничены по сравнению с другими элементами его подгруппы, например, серой.
Валентные возможности атома серы
Внешний энергетический уровень атома серы в невозбужденном состоянии:
У атома серы, как и у атома кислорода, в обычном состоянии два неспаренных электрона, поэтому мы можем сделать вывод о том, что для серы возможна валентность, равная двум. И действительно, валентность II сера имеет, например, в молекуле сероводорода H 2 S.
Как мы видим, у атома серы на внешнем уровне появляется d -подуровень с вакантными орбиталями. По этой причине атом серы способен расширять свои валентные возможности в отличие от кислорода за счет перехода в возбужденные состояния. Так, при распаривании неподеленной электронной пары 3p -подуровня атом серы приобретает электронную конфигурацию внешнего уровня следующего вида:
В таком состоянии атом серы имеет 4 неспаренных электрона, что говорит нам о возможности проявления атомами серы валентности, равной IV. Действительно, валентность IV сера имеет в молекулах SO 2 , SF 4 , SOCl 2 и т.д.
При распаривании второй неподеленной электронной пары, расположенной на 3s -подуровне, внешний энергетический уровень приобретает конфигурацию:
В таком состоянии уже становится возможным проявление валентности VI. Примером соединений с VI-валентной серой являются SO 3 , H 2 SO 4 , SO 2 Cl 2 и т.д.
Аналогично можно рассмотреть валентные возможности остальных химических элементов.
Для характеристики окислительно-восстановительной способности частиц важное значение имеет такое понятие, как степень окисления. СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ – это заряд, который мог бы возникнуть у атома в молекуле или ионе, если бы все его связи с другими атомами оказались разорваны, а общие электронные пары ушли с более электроотрицательными элементами.
В отличие от
реально существующих зарядов у ионов,
степень окисления показывает лишь
условный заряд атома в молекуле. Она
может быть отрицательной, положительной
и нулевой. Например, степень окисления
атомов в простых веществах равна «0»
(,
,
,
).
В химических соединениях атомы могут
иметь постоянную степень окисления или
переменную. У металлов главных подгруппI,
II
и III
групп Периодической системы в химических
соединениях степень окисления, как
правило, постоянна и равна соответственно
Ме +1 ,
Ме +2
и Ме +3
(Li + ,
Ca +2 ,
Al +3).
У атома фтора всегда -1. У хлора в
соединениях с металлами всегда -1. В
подавляющем числе соединений кислород
имеет степень окисления -2 (кроме
пероксидов, где его степень окисления
-1), а водород +1(кроме гидридов металлов,
где его степень окисления -1).
Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в нейтральной молекуле равна нулю, а в ионе – заряду иона. Эта взаимосвязь позволяет рассчитывать степени окисления атомов в сложных соединениях.
В молекуле серной
кислоты H 2 SO 4
атом водорода имеет степень окисления
+1, а атом кислорода -2. Так как атомов
водорода два, а атомов кислорода четыре,
то мы имеем два «+» и восемь «-». До
нейтральности не хватает шесть «+».
Именно это число и является степенью
окисления серы -
.
Молекула дихромата калияK 2 Cr 2 O 7
состоит из двух атомов калия, двух атомов
хрома и семи атомов кислорода. У калия
степень окисления всегда +1, у кислорода
-2. Значит, мы имеем два «+» и четырнадцать
«-». Оставшиеся двенадцать «+» приходятся
на два атома хрома, у каждого из которых
степень окисления равна +6 (
).
Типичные окислители и восстановители
Из определения процессов восстановления и окисления следует, что, в принципе, в роли окислителей могут выступать простые и сложные вещества, содержащие атомы, которые находятся не в низшей степени окисления и поэтому могут понижать свою степень окисления. Аналогично в роли восстановителей могут выступать простые и сложные вещества, содержащие атомы, которые находятся не в высшей степени окисления и поэтому могут повышать свою степень окисления.
К наиболее сильным окислителям относятся:
1) простые вещества, образуемые атомами, имеющими большую электроотрицательность, т.е. типичные неметаллы, расположенные в главных подгруппах шестой и седьмой групп периодической системы: F, O, Cl, S (соответственно F 2 , O 2 , Cl 2 , S);
2) вещества, содержащие элементы в высших и промежуточных
положительных степенях окисления, в том числе в виде ионов, как простых, элементарных (Fe 3+), так и кислородосодержащих, оксоанионов (перманганат-ион - MnO 4 -);
3) перекисные соединения.
Конкретными
веществами, применяемыми на практике
в качестве окислителей, являются кислород
и озон, хлор, бром, перманганаты, дихроматы,
кислородные кислоты хлора и их соли
(например,
,
,
),
азотная кислота (
),
концентрированная серная кислота
(
),
диоксид марганца (
),
пероксид водорода и пероксиды металлов
(
,
).
К наиболее сильным восстановителям относятся:
1)простые вещества, атомы которых имеют низкую электроотрицательность («активные металлы»);
2) катионы металлов в низжих степенях окисления (Fe 2+);
3) простые элементарные анионы, например, сульфид-ион S 2- ;
4) кислородосодержащие
анионы (оксоанионы), соответствующие
низшим положительным степеням окисления
элемента (нитрит
,
сульфит
).
Конкретными
веществами, применяемыми на практике
в качестве восстановителей, являются,
например, щелочные и щелочноземельные
металлы, сульфиды, сульфиты, галогенводороды
(кроме HF),
органические вещества – спирты,
альдегиды, формальдегид, глюкоза,
щавелевая кислота, а также водород,
углерод, моноксид углерода (
)
и алюминий при высоких температурах.
В принципе, если в состав вещества входит элемент в промежуточной степени окисления, то эти вещества могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Все зависит от
«партнера» по реакции: с достаточно сильным окислителем оно может реагировать как восстановитель, а с достаточно сильным восстановителем – как окислитель. Так, например, нитрит-ион NO 2 - в кислой среде выступает в роли окислителя по отношению к иону I - :
2
+
2
+ 4HCl→
+
2
+ 4KCl
+ 2H 2 O
и в роли восстановителя по отношению к перманганат-иону MnO 4 -
5
+
2
+ 3H 2 SO 4
→ 2
+
5
+K 2 SO 4
+ 3H 2 O
Видеокурс «Получи пятерку» включает все темы, необходимые для успешной сдачи ЕГЭ по математике на 60-65 баллов. Полностью все задачи 1-13 Профильного ЕГЭ по математике. Подходит также для сдачи Базового ЕГЭ по математике. Если вы хотите сдать ЕГЭ на 90-100 баллов, вам надо решать часть 1 за 30 минут и без ошибок!
Курс подготовки к ЕГЭ для 10-11 класса, а также для преподавателей. Все необходимое, чтобы решить часть 1 ЕГЭ по математике (первые 12 задач) и задачу 13 (тригонометрия). А это более 70 баллов на ЕГЭ, и без них не обойтись ни стобалльнику, ни гуманитарию.
Вся необходимая теория. Быстрые способы решения, ловушки и секреты ЕГЭ. Разобраны все актуальные задания части 1 из Банка заданий ФИПИ. Курс полностью соответствует требованиям ЕГЭ-2018.
Курс содержит 5 больших тем, по 2,5 часа каждая. Каждая тема дается с нуля, просто и понятно.
Сотни заданий ЕГЭ. Текстовые задачи и теория вероятностей. Простые и легко запоминаемые алгоритмы решения задач. Геометрия. Теория, справочный материал, разбор всех типов заданий ЕГЭ. Стереометрия. Хитрые приемы решения, полезные шпаргалки, развитие пространственного воображения. Тригонометрия с нуля - до задачи 13. Понимание вместо зубрежки. Наглядное объяснение сложных понятий. Алгебра. Корни, степени и логарифмы, функция и производная. База для решения сложных задач 2 части ЕГЭ.
Часть I
1. Степень окисления (с. о.) - это условный заряд атомов химического элемента в сложном веществе, вычисленный на основе предположения, что оно состоит из простых ионов.
Следует знать!
1) В соединениях с. о. водорода = +1, кроме гидридов .
2) В соединениях с. о. кислорода = -2, кроме пероксидов 
и фторидов
3) Степень окисления металлов всегда положительна.
Для металлов главных подгрупп первых трёх групп с. о. постоянна:
металлы IA группы - с. о. = +1,
металлы IIA группы - с. о. = +2,
металлы IIIA группы - с. о. = +3.
4) У свободных атомов и простых веществ с. о. = 0.
5) Суммарная с. о. всех элементов в соединении = 0.
2. Способ образования названий двухэлементных (бинарных) соединений.
4. Дополните таблицу «Названия и формулы бинарных соединений».
5. Определите степень окисления выделенного шрифтом элемента сложного соединения.
Часть II
1. Определите степени окисления химических элементов в соединениях по их формулам. Запишите названия этих веществ.
2. Разделите вещества FeO, Fe2O3, CaCl2, AlBr3, CuO, K2O, BaCl2, SO3 на две группы. Запишите названия веществ, указав степени окисления.
3. Установите соответствие между названием и степенью окисления атома химического элемента и формулой соединения.
4. Составьте формулы веществ по названию.
5. Сколько молекул содержится в 48 г оксида серы (IV)?
6. С помощью Интернета и других источников информации подготовьте сообщение о применении какого-либо бинарного соединения по следующему плану:
1) формула;
2) название;
3) свойства;
4) применение.
H2O вода, оксид водорода.
Вода при обычных условиях жидкость, без цвета, запаха, в толстом слое – голубая. Температура кипения около 100⁰С. Является хорошим растворителем. Состоит молекула воды из двух атомов водорода и одного атома кислорода, это его качественный и количественный состав. Это сложное вещество, для него характерны следующие химические свойства: взаимодействие со щелочными металлами, щелочноземельными металлами. Реакции обмена с водой называются гидролизом. Эти реакции имеют большое значение в химии.
7. Степень окисления марганца в соединении К2МnO4 равна:
3) +6
8. Наименьшую степень окисления хром имеет в соединении, формула которого:
1) Сг2O3
9. Максимальную степень окисления хлор проявляет в соединении, формула которого:
3) Сl2O7
Химического элемента в соединении, вычисленный из предположения, что все связи имеют ионный тип.
Степени окисления могут иметь положительное, отрицательное или нулевое значение, поэтому алгебраическая сумма степеней окисления элементов в молекуле с учётом числа их атомов равна 0, а в ионе - заряду иона .
1. Степени окисления металлов в соединениях всегда положительные.
2. Высшая степень окисления соответствует номеру группы периодической системы, где находится данный элемент (исключение составляют: Au +3 (I группа), Cu +2 (II), из VIII группы степень окисления +8 может быть только у осмия Os и рутения Ru .
3. Степени окисления неметаллов зависят от того, с каким атомом он соединён:
- если с атомом металла, то степень окисления отрицательная;
- если с атомом неметалла то степень окисления может быть и положительная, и отрицательная. Это зависит от электроотрицательности атомов элементов.
4. Высшую отрицательную степень окисления неметаллов можно определить вычитанием из 8 номера группы, в которой находится данный элемент, т.е. высшая положительная степень окисления равна числу электронов на внешнем слое, которое соответствует номеру группы.
5. Степени окисления простых веществ равны 0, независимо от того металл это или неметалл.
Элементы с неизменными степенями окисления.
|
Элемент |
Характерная степень окисления |
Исключения |
|
Гидриды металлов: LIH -1 |
||
|
Степенью окисления называют условный заряд частицы в предположении, что связь полностью разорвана (имеет ионных характер). H - Cl = H + + Cl - , Связь в соляной кислоте ковалентная полярная. Электронная пара в большей степени смещена в сторону атома Cl - , т.к. он более электроотрицацельный элемент. Как определить степень окисления?Электроотрицательность - это способность атомов притягивать к себе электроны других элементов. Степень окисления указывается над элементом: Br 2 0 , Na 0 , O +2 F 2 -1 , K + Cl - и т.д. Она может быть отрицательной и положительной. Степень окисления простого вещества (несвязанное, свободное состояние) равна нулю. Степень окисления кислорода у большинстве соединений равна -2 (исключение составляют пероксиды Н 2 О 2 , где она равна -1 и соединения с фтором - O +2 F 2 -1 , O 2 +1 F 2 -1 ). - Степень окисления простого одноатомного иона равна его заряду: Na + , Ca +2 . Водород в своих соединениях имеет степень окисления равную +1 (исключения составляют гидриды - Na + H - и соединения типа C +4 H 4 -1 ). В связях «металл-неметалл» отрицательную степень окисления имеет тот атом, который обладает большей электрооприцательностью (данные об элеткроотрицательности приведены в шкале Полинга): H + F - , Cu + Br - , Ca +2 (NO 3 ) - и т.д. Правила определения степени окисления в химических соединениях.Возьмем соединение KMnO 4 , необходимо определить степень окисления у атома марганца. Рассуждения:
К + Mn X O 4 -2 Пусть Х - неизвестная нам степень окисления марганца. Количество атомов калия - 1, марганца - 1, кислорода - 4. Доказано, что молекула в целом электронейтральна, поэтому ее общий заряд должен быть равен нулю. 1*(+1) + 1*(X ) + 4(-2) = 0, Х = +7, Значит, степень окисления марганца в перманганате калия = +7. Возьмем другой пример оксида Fe 2 O 3 . Необходимо определить степень окисления атома железа. Рассуждение:
2*(Х) + 3*(-2) = 0, Вывод: степень окисления железа в данном оксиде равна +3. Примеры. Определить степени окисления всех атомов в молекуле. 1. K 2 Cr 2 O 7 . Степень окисления К +1 , кислорода О -2 . Учитывая индексы: О=(-2)×7=(-14), К=(+1)×2=(+2). Т.к. алгебраическая сумма степеней окисления элементов в молекуле с учётом числа их атомов равна 0, то число положительных степеней окисления равно числу отрицательных. Степени окисления К+О=(-14)+(+2)=(-12). Из этого следует, что у атома хрома число положительных степеней равно 12, но атомов в молекуле 2, значит на один атом приходится (+12):2=(+6). Ответ: К 2 + Cr 2 +6 O 7 -2 . 2. (AsO 4) 3- . В данном случае сумма степеней окисления будет равна уже не нулю, а заряду иона, т. е. - 3. Составим уравнение: х+4×(- 2)= - 3 . Ответ: (As +5 O 4 -2) 3- . |
