Wie man die Ladung eines chemischen Elements in einer Verbindung bestimmt. Höchste Oxidationsstufe
Die Elektronegativität ändert sich wie andere Eigenschaften von Atomen chemischer Elemente periodisch mit zunehmender Ordnungszahl des Elements:
Die obige Grafik zeigt die Periodizität der Änderung der Elektronegativität der Elemente der Hauptuntergruppen in Abhängigkeit von der Ordnungszahl des Elements.
Wenn Sie sich in der Untergruppe des Periodensystems nach unten bewegen, nimmt die Elektronegativität chemischer Elemente ab, wenn Sie sich entlang der Periode nach rechts bewegen, nimmt sie zu.
Die Elektronegativität spiegelt die Nichtmetallizität von Elementen wider: Je höher der Wert der Elektronegativität, desto mehr nichtmetallische Eigenschaften werden in dem Element ausgedrückt.
Oxidationszustand
Wie berechnet man den Oxidationszustand eines Elements in einer Verbindung?
1) Die Oxidationsstufe chemischer Elemente in einfachen Substanzen ist immer Null.
2) Es gibt Elemente, die in komplexen Stoffen eine konstante Oxidationsstufe aufweisen:
3) Es gibt chemische Elemente, die in den allermeisten Verbindungen einen konstanten Oxidationszustand aufweisen. Zu diesen Elementen gehören:
Element |
Die Oxidationsstufe in fast allen Verbindungen |
Ausnahmen |
| Wasserstoff h | +1 | Alkali- und Erdalkalimetallhydride, zum Beispiel: |
| Sauerstoff o | -2 | Wasserstoff und Metallperoxide: Sauerstofffluorid - |
4) Die algebraische Summe der Oxidationsstufen aller Atome in einem Molekül ist immer Null. Die algebraische Summe der Oxidationsstufen aller Atome in einem Ion ist gleich der Ladung des Ions.
5) Die höchste (maximale) Oxidationsstufe ist gleich der Gruppennummer. Ausnahmen, die nicht unter diese Regel fallen, sind Elemente der sekundären Untergruppe der Gruppe I, Elemente der sekundären Untergruppe der Gruppe VIII sowie Sauerstoff und Fluor.
Chemische Elemente, deren Gruppennummer nicht mit ihrer höchsten Oxidationsstufe übereinstimmt (muss man sich merken)
6) Die niedrigste Oxidationsstufe von Metallen ist immer Null, und die niedrigste Oxidationsstufe von Nichtmetallen wird nach folgender Formel berechnet:
niedrigste Oxidationsstufe eines Nichtmetalls = Gruppennummer - 8
Basierend auf den obigen Regeln können Sie den Oxidationsgrad einstellen Chemisches Element in irgendeiner Substanz.
Bestimmung der Oxidationsstufen von Elementen in verschiedenen Verbindungen
Beispiel 1
Bestimmen Sie die Oxidationsstufen aller Elemente in Schwefelsäure.
Lösung:
Schreiben wir die Formel für Schwefelsäure:
Die Oxidationsstufe von Wasserstoff ist in allen komplexen Substanzen +1 (außer bei Metallhydriden).
Die Oxidationsstufe von Sauerstoff in allen komplexen Substanzen ist -2 (außer bei Peroxiden und Sauerstofffluorid OF 2). Ordnen wir die bekannten Oxidationsstufen:
Lassen Sie uns den Oxidationszustand von Schwefel als bezeichnen X:
Das Schwefelsäuremolekül ist, wie das Molekül jeder Substanz, im Allgemeinen elektrisch neutral, weil. die Summe der Oxidationsstufen aller Atome in einem Molekül ist Null. Schematisch lässt sich dies wie folgt darstellen:
Diese. wir haben die folgende Gleichung:
Lösen wir es:
Somit beträgt die Oxidationsstufe von Schwefel in Schwefelsäure +6.
Beispiel 2
Bestimmen Sie die Oxidationsstufe aller Elemente in Ammoniumdichromat.
Lösung:
Schreiben wir die Formel von Ammoniumdichromat:
Wie im vorherigen Fall können wir die Oxidationsstufen von Wasserstoff und Sauerstoff anordnen:
Wir sehen jedoch, dass die Oxidationsstufen von zwei chemischen Elementen gleichzeitig, Stickstoff und Chrom, unbekannt sind. Daher können wir die Oxidationsstufen nicht auf die gleiche Weise wie im vorherigen Beispiel finden (eine Gleichung mit zwei Variablen hat keine eindeutige Lösung).
Achten wir darauf, dass die angegebene Substanz zur Klasse der Salze gehört und dementsprechend eine ionische Struktur hat. Dann können wir mit Recht sagen, dass die Zusammensetzung von Ammoniumdichromat NH 4 + -Kationen enthält (die Ladung dieses Kations ist in der Löslichkeitstabelle ersichtlich). Da es in der Formeleinheit von Ammoniumdichromat zwei positiv einfach geladene NH 4 + -Kationen gibt, ist die Ladung des Dichromat-Ions daher –2, da die Substanz als Ganzes elektrisch neutral ist. Diese. die Substanz wird von NH 4 + -Kationen und Cr 2 O 7 2- -Anionen gebildet.
Wir kennen die Oxidationsstufen von Wasserstoff und Sauerstoff. In dem Wissen, dass die Summe der Oxidationsstufen der Atome aller Elemente im Ion gleich der Ladung ist, bezeichnen wir die Oxidationsstufen von Stickstoff und Chrom als X Und j entsprechend können wir schreiben:
Diese. wir erhalten zwei unabhängige Gleichungen:
Welche lösen, finden wir X Und j:
So sind in Ammoniumdichromat die Oxidationsstufen von Stickstoff -3, Wasserstoff +1, Chrom +6 und Sauerstoff -2.
So bestimmen Sie die Oxidationsstufen von Elementen in organische Materie gelesen werden kann.
Wertigkeit
Die Wertigkeit von Atomen wird durch römische Ziffern angegeben: I, II, III usw.
Die Wertigkeitsmöglichkeiten eines Atoms hängen von der Menge ab:
1) ungepaarte Elektronen
2) ungeteilte Elektronenpaare in den Orbitalen der Valenzniveaus
3) leere Elektronenorbitale der Valenzstufe
Valenzmöglichkeiten des Wasserstoffatoms
Lassen Sie uns die elektronische grafische Formel des Wasserstoffatoms darstellen:
Es wurde gesagt, dass drei Faktoren die Valenzmöglichkeiten beeinflussen können – das Vorhandensein von ungepaarten Elektronen, das Vorhandensein von nicht geteilten Elektronenpaaren auf der äußeren Ebene und das Vorhandensein von unbesetzten (leeren) Orbitalen der äußeren Ebene. Wir sehen ein ungepaartes Elektron in der äußeren (und einzigen) Energieebene. Demzufolge kann Wasserstoff genau eine Wertigkeit gleich I haben. Auf der ersten Energieebene gibt es jedoch nur eine Unterebene - S, diese. das Wasserstoffatom auf der äußeren Ebene hat weder freie Elektronenpaare noch leere Orbitale.
Somit ist die einzige Wertigkeit, die ein Wasserstoffatom aufweisen kann, I.
Valenzmöglichkeiten eines Kohlenstoffatoms
Betrachten Sie die elektronische Struktur des Kohlenstoffatoms. Im Grundzustand ist die elektronische Konfiguration seiner äußeren Ebene wie folgt:
Diese. Im Grundzustand enthält das äußere Energieniveau eines nicht angeregten Kohlenstoffatoms 2 ungepaarte Elektronen. In diesem Zustand kann es eine Wertigkeit gleich II aufweisen. Das Kohlenstoffatom geht jedoch sehr leicht in einen angeregten Zustand, wenn ihm Energie zugeführt wird, und die elektronische Konfiguration der äußeren Schicht nimmt in diesem Fall die Form an:
Obwohl bei der Anregung des Kohlenstoffatoms etwas Energie aufgewendet wird, wird der Aufwand durch die Bildung von vier kovalenten Bindungen mehr als kompensiert. Aus diesem Grund ist die Valenz IV viel charakteristischer für das Kohlenstoffatom. So hat zum Beispiel Kohlenstoff in den Molekülen von Kohlendioxid, Kohlensäure und absolut allen organischen Substanzen die Wertigkeit IV.
Neben ungepaarten Elektronen und einsamen Elektronenpaaren wirkt sich auch das Vorhandensein von unbesetzten () Orbitalen der Valenzstufe auf die Valenzmöglichkeiten aus. Das Vorhandensein solcher Orbitale im gefüllten Zustand führt dazu, dass das Atom als Elektronenpaar-Akzeptor wirken kann, d.h. bilden zusätzliche kovalente Bindungen durch den Donor-Akzeptor-Mechanismus. So ist beispielsweise im Kohlenmonoxid-Molekül CO wider Erwarten die Bindung nicht doppelt, sondern dreifach, was in der folgenden Abbildung deutlich wird:
Valenzmöglichkeiten des Stickstoffatoms
Schreiben wir die elektronengraphische Formel des externen Energieniveaus des Stickstoffatoms auf:
Wie aus der obigen Abbildung ersichtlich ist, hat das Stickstoffatom in seinem normalen Zustand 3 ungepaarte Elektronen, und daher ist es logisch anzunehmen, dass es eine Wertigkeit gleich III aufweisen kann. Tatsächlich wird in den Molekülen von Ammoniak (NH 3), salpetriger Säure (HNO 2), Stickstofftrichlorid (NCl 3) usw. eine Wertigkeit von drei beobachtet.
Oben wurde gesagt, dass die Wertigkeit eines Atoms eines chemischen Elements nicht nur von der Anzahl der ungepaarten Elektronen abhängt, sondern auch von der Anwesenheit von freien Elektronenpaaren. Dies liegt an der Tatsache, dass eine kovalente chemische Bindung nicht nur entstehen kann, wenn zwei Atome sich gegenseitig jeweils ein Elektron zur Verfügung stellen, sondern auch, wenn ein Atom, das ein ungeteiltes Elektronenpaar hat - Donor () - einem anderen Atom mit einer freien Stelle zur Verfügung stellt () Orbitalvalenzniveau (Akzeptor). Diese. für das Stickstoffatom ist aufgrund einer zusätzlichen kovalenten Bindung, die durch den Donor-Akzeptor-Mechanismus gebildet wird, auch die Valenz IV möglich. So werden beispielsweise bei der Bildung des Ammoniumkations vier kovalente Bindungen beobachtet, von denen eine durch den Donor-Akzeptor-Mechanismus gebildet wird:
Trotz der Tatsache, dass eine der kovalenten Bindungen durch den Donor-Akzeptor-Mechanismus gebildet wird, alle N-H-Bindungen im Ammoniumkation sind absolut identisch und unterscheiden sich nicht voneinander.
Eine Wertigkeit gleich V kann das Stickstoffatom nicht aufweisen. Dies liegt daran, dass der Übergang in einen angeregten Zustand für das Stickstoffatom unmöglich ist, bei dem die Paarung zweier Elektronen mit dem Übergang eines von ihnen in ein freies Orbital erfolgt, das dem Energieniveau am nächsten liegt. Das Stickstoffatom hat keine D-Unterebene, und der Übergang in das 3s-Orbital ist energetisch so aufwendig, dass die Energiekosten nicht durch die Bildung neuer Bindungen gedeckt werden. Viele fragen sich vielleicht, welche Wertigkeit hat dann beispielsweise Stickstoff in den Molekülen der Salpetersäure HNO 3 oder des Stickoxids N 2 O 5? Seltsamerweise ist dort auch die Valenz IV, wie aus den folgenden Strukturformeln ersichtlich ist:
Die gepunktete Linie in der Abbildung zeigt die sog delokalisiert π -Verbindung. Aus diesem Grund können NO-Endbindungen als "eineinhalb" bezeichnet werden. Ähnliche Anderthalbbindungen finden sich auch im Ozonmolekül O 3 , Benzol C 6 H 6 usw.
Valenzmöglichkeiten von Phosphor
Stellen wir uns die elektronengraphische Formel des äußeren Energieniveaus des Phosphoratoms vor:
Wie wir sehen können, ist die Struktur der äußeren Schicht des Phosphoratoms im Grundzustand und des Stickstoffatoms gleich, und daher ist es logisch, dass sowohl für das Phosphoratom als auch für das Stickstoffatom mögliche Wertigkeiten gleich sind zu I, II, III und IV, was in der Praxis eingehalten wird.
Im Gegensatz zu Stickstoff hat das Phosphoratom jedoch auch D-Unterebene mit 5 freien Orbitalen.
In dieser Hinsicht kann es in einen angeregten Zustand übergehen und Elektronen dampfen 3 S-Orbitale:
Damit ist die für Stickstoff unzugängliche Valenz V für das Phosphoratom möglich. So hat beispielsweise ein Phosphoratom in den Molekülen von Verbindungen wie Phosphorsäure, Phosphor (V) -Halogeniden, Phosphor (V) -Oxid usw. eine Wertigkeit von fünf.
Valenzmöglichkeiten des Sauerstoffatoms
Die elektronengraphische Formel des äußeren Energieniveaus des Sauerstoffatoms hat die Form:
Wir sehen zwei ungepaarte Elektronen auf der 2. Ebene, daher ist für Sauerstoff die Valenz II möglich. Es sollte beachtet werden, dass diese Wertigkeit des Sauerstoffatoms in fast allen Verbindungen beobachtet wird. Oben haben wir bei der Betrachtung der Wertigkeitsmöglichkeiten des Kohlenstoffatoms die Bildung des Kohlenmonoxidmoleküls diskutiert. Die Bindung im CO-Molekül ist dreifach, daher ist Sauerstoff dort dreiwertig (Sauerstoff ist ein Elektronenpaar-Donator).
Aufgrund der Tatsache, dass das Sauerstoffatom keine externe Ebene hat D-Unterebenen, Elektronenabbau S Und P- Orbitale ist unmöglich, weshalb die Valenzfähigkeit des Sauerstoffatoms im Vergleich zu anderen Elementen seiner Untergruppe, beispielsweise Schwefel, begrenzt ist.
Valenzmöglichkeiten des Schwefelatoms
Das äußere Energieniveau des Schwefelatoms im nicht angeregten Zustand:
Das Schwefelatom hat wie das Sauerstoffatom in seinem Normalzustand zwei ungepaarte Elektronen, sodass wir schlussfolgern können, dass für Schwefel eine Wertigkeit von zwei möglich ist. Tatsächlich hat Schwefel beispielsweise im Schwefelwasserstoffmolekül H 2 S die Wertigkeit II.
Wie wir sehen können, hat das Schwefelatom auf der äußeren Ebene D Unterebene mit freien Orbitalen. Aus diesem Grund ist das Schwefelatom im Gegensatz zu Sauerstoff in der Lage, seine Valenzfähigkeiten durch den Übergang in angeregte Zustände zu erweitern. Also, wenn ein einsames Elektronenpaar 3 entpaart wird P-Unterebene das Schwefelatom erwirbt elektronische Konfigurationäußere Ebene so:
In diesem Zustand hat das Schwefelatom 4 ungepaarte Elektronen, was uns über die Möglichkeit informiert, dass Schwefelatome eine Wertigkeit gleich IV aufweisen. Tatsächlich hat Schwefel in den Molekülen SO 2, SF 4, SOCl 2 usw. die Wertigkeit IV.
Beim Entpaaren des zweiten einsamen Elektronenpaars auf 3 S- Unterebene erhält die externe Energieebene die folgende Konfiguration:
In einem solchen Zustand wird bereits die Manifestation der Valenz VI möglich. Beispiele für Verbindungen mit VI-wertigem Schwefel sind SO 3 , H 2 SO 4 , SO 2 Cl 2 etc.
Ebenso können wir die Wertigkeitsmöglichkeiten anderer chemischer Elemente berücksichtigen.
Um die Redoxfähigkeit von Partikeln zu charakterisieren, ist ein solches Konzept wie der Oxidationsgrad wichtig. Der OXIDATIONSZUSTAND ist die Ladung, die ein Atom in einem Molekül oder Ion haben könnte, wenn alle seine Bindungen mit anderen Atomen gebrochen würden und die gemeinsamen Elektronenpaare mit elektronegativeren Elementen zurückgelassen würden.
Im Gegensatz zu den realen Ladungen von Ionen zeigt der Oxidationszustand nur die bedingte Ladung eines Atoms in einem Molekül. Es kann negativ, positiv oder null sein. Zum Beispiel ist die Oxidationsstufe von Atomen in einfachen Substanzen "0" (, 
,
,
). In chemischen Verbindungen können Atome eine konstante oder eine variable Oxidationsstufe haben. Für Metalle der Hauptuntergruppen I, II und III der Gruppen des Periodensystems in chemischen Verbindungen ist die Oxidationsstufe normalerweise konstant und gleich Me +1, Me +2 und Me +3 (Li +, Ca +2, Al +3), bzw. Das Fluoratom hat immer -1. Chlor in Verbindungen mit Metallen hat immer -1. In der überwiegenden Mehrheit der Verbindungen hat Sauerstoff eine Oxidationsstufe von -2 (mit Ausnahme von Peroxiden, wo seine Oxidationsstufe -1 ist) und Wasserstoff +1 (mit Ausnahme von Metallhydriden, wo seine Oxidationsstufe -1 ist).
Die algebraische Summe der Oxidationsstufen aller Atome in einem neutralen Molekül ist gleich Null, und in einem Ion ist sie gleich der Ladung des Ions. Diese Beziehung ermöglicht es, die Oxidationsstufen von Atomen in komplexen Verbindungen zu berechnen.
Im Schwefelsäuremolekül H 2 SO 4 hat das Wasserstoffatom eine Oxidationsstufe von +1 und das Sauerstoffatom -2. Da es zwei Wasserstoffatome und vier Sauerstoffatome gibt, haben wir zwei „+“ und acht „-“. Sechs „+“ fehlen zur Neutralität. Diese Zahl ist die Oxidationsstufe von Schwefel - 
. Das Molekül Kaliumdichromat K 2 Cr 2 O 7 besteht aus zwei Kaliumatomen, zwei Chromatomen und sieben Sauerstoffatomen. Kalium hat eine Oxidationsstufe von +1, Sauerstoff hat -2. Wir haben also zwei „+“ und vierzehn „-“. Die restlichen zwölf „+“ fallen auf zwei Chromatome, die jeweils eine Oxidationsstufe von +6 ( 
).
Typische Oxidations- und Reduktionsmittel
Aus der Definition von Reduktions- und Oxidationsprozessen folgt, dass prinzipiell einfache und komplexe Substanzen, die Atome enthalten, die nicht in der niedrigsten Oxidationsstufe sind und daher ihre Oxidationsstufe erniedrigen können, als Oxidationsmittel wirken können. Ebenso können einfache und komplexe Substanzen, die Atome enthalten, die sich nicht in der höchsten Oxidationsstufe befinden und daher ihre Oxidationsstufe erhöhen können, als Reduktionsmittel wirken.
Die stärksten Oxidationsmittel sind:
1) einfache Substanzen, die von Atomen mit großer Elektronegativität gebildet werden, d.h. typische Nichtmetalle, die in den Hauptuntergruppen der sechsten und siebten Gruppe des Periodensystems angesiedelt sind: F, O, Cl, S (bzw. F 2 , O 2 , Cl 2 , S);
2) Substanzen, die Elemente in höheren und mittleren enthalten
positive Oxidationsstufen, auch in Form von Ionen, sowohl einfache, elementare (Fe 3+) als auch sauerstoffhaltige Oxoanionen (Permanganationen - MnO 4 -);
3) Peroxidverbindungen.
Als Oxidationsmittel werden in der Praxis insbesondere Sauerstoff und Ozon, Chlor, Brom, Permanganate, Dichromate, Oxysäuren des Chlors und deren Salze (z. 
,
,
), Salpetersäure ( 
), konzentrierte Schwefelsäure ( 
), Mangandioxid ( 
), Wasserstoffperoxid und Metallperoxiden ( 
,
).
Die stärksten Reduktionsmittel sind:
1) einfache Substanzen, deren Atome eine geringe Elektronegativität haben ("aktive Metalle");
2) Metallkationen in niedrigen Oxidationsstufen (Fe 2+);
3) einfache elementare Anionen, zum Beispiel Sulfidion S 2– ;
4) sauerstoffhaltige Anionen (Oxoanionen), die den niedrigsten positiven Oxidationsstufen des Elements (Nitrit) entsprechen 
, Sulfit 
).
Konkrete in der Praxis als Reduktionsmittel verwendete Substanzen sind beispielsweise Alkali- und Erdalkalimetalle, Sulfide, Sulfite, Halogenwasserstoffe (außer HF), organische Substanzen - Alkohole, Aldehyde, Formaldehyd, Glucose, Oxalsäure sowie Wasserstoff, Kohlenstoff , Kohlenmonoxid ( 
) und Aluminium bei hohen Temperaturen.
Wenn ein Stoff ein Element in einer mittleren Oxidationsstufe enthält, können diese Stoffe grundsätzlich sowohl oxidierende als auch reduzierende Eigenschaften aufweisen. Alles hängt von ... ab
"Partner" in der Reaktion: Mit einem ausreichend starken Oxidationsmittel kann es als Reduktionsmittel und mit einem ausreichend starken Reduktionsmittel als Oxidationsmittel reagieren. So wirkt beispielsweise das Nitrit-Ion NO 2 - in saurer Umgebung als Oxidationsmittel gegenüber dem Ion I -:
2
+
2
+ 4HCl→ 
+
2
+ 4KCl + 2H 2 O
und als Reduktionsmittel gegenüber dem Permanganation MnO 4 -
5
+
2
+ 3H 2 SO 4 → 2 
+
5
+ K 2 SO 4 + 3 H 2 O
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Teil I
1. Die Oxidationsstufe (s. o.) ist bedingte Ladung der Atome eines chemischen Elements in einem komplexen Stoff, berechnet auf der Grundlage der Annahme, dass dieser aus einfachen Ionen besteht.
Sollte wissen!
1) In Verbindung mit. Ö. Wasserstoff = +1, außer für Hydride.
2) In Verbindungen mit. Ö. Sauerstoff = -2, mit Ausnahme von Peroxiden 
und Fluoride
3) Die Oxidationsstufe von Metallen ist immer positiv.
Für Metalle der Hauptuntergruppen der ersten drei Gruppen Mit. Ö. Konstante:
Metalle der Gruppe IA - p. Ö. = +1,
Metalle der Gruppe IIA - p. Ö. = +2,
Metalle der Gruppe IIIA - p. Ö. = +3.
4) Für freie Atome und einfache Substanzen p. Ö. = 0.
5) Summe s. Ö. alle Elemente in der Verbindung = 0.
2. Methode der Namensbildung zweielementige (binäre) Verbindungen.
4. Füllen Sie die Tabelle „Namen und Formeln binärer Verbindungen“ aus.
5. Bestimmen Sie den Oxidationsgrad des markierten Elements der Komplexverbindung.
Teil II
1. Bestimmen Sie die Oxidationsstufen chemischer Elemente in Verbindungen nach ihren Formeln. Schreiben Sie die Namen dieser Substanzen auf.
2. Getrennte Stoffe FeO, Fe2O3, CaCl2, AlBr3, CuO, K2O, BaCl2, SO3in zwei Gruppen. Notieren Sie die Namen der Substanzen und geben Sie den Oxidationsgrad an.
3. Stellen Sie eine Entsprechung zwischen dem Namen und der Oxidationsstufe eines Atoms eines chemischen Elements und der Formel der Verbindung her.
4. Machen Sie Formeln von Substanzen nach Namen.
5. Wie viele Moleküle sind in 48 g Schwefeloxid (IV) enthalten?
6. Erstellen Sie mithilfe des Internets und anderer Informationsquellen einen Bericht über die Verwendung einer binären Verbindung gemäß dem folgenden Plan:
1) Formel;
2) Name;
3) Eigenschaften;
4) Anwendung.
H2O Wasser, Wasserstoffoxid.
Wasser ist unter normalen Bedingungen eine Flüssigkeit, farblos, geruchlos, in einer dicken Schicht - blau. Der Siedepunkt liegt bei etwa 100⁰С. Es ist ein gutes Lösungsmittel. Ein Wassermolekül besteht aus zwei Wasserstoffatomen und einem Sauerstoffatom, das ist seine qualitative und quantitative Zusammensetzung. Das komplexe Substanz, ist sie durch folgendes gekennzeichnet Chemische Eigenschaften: Wechselwirkung mit Alkalimetallen, Erdalkalimetallen. Austauschreaktionen mit Wasser nennt man Hydrolyse. Diese Reaktionen haben sehr wichtig in Chemie.
7. Der Oxidationszustand von Mangan in der K2MnO4-Verbindung ist:
3) +6
8. Chrom hat die niedrigste Oxidationsstufe in einer Verbindung, deren Formel lautet:
1) Cr2O3
9. Chlor weist die maximale Oxidationsstufe in einer Verbindung auf, deren Formel lautet:
3) Cl2O7
Ein chemisches Element in einer Verbindung, berechnet aus der Annahme, dass alle Bindungen ionisch sind.
Die Oxidationsstufen können einen positiven, negativen oder Nullwert haben, daher ist die algebraische Summe der Oxidationsstufen von Elementen in einem Molekül unter Berücksichtigung der Anzahl ihrer Atome 0 und in einem Ion - die Ladung des Ions.
1. Die Oxidationsstufen von Metallen in Verbindungen sind immer positiv.
2. Die höchste Oxidationsstufe entspricht der Gruppennummer des Periodensystems, in dem sich dieses Element befindet (Ausnahme: Au+3(Ich gruppiere), Cu+2(II), aus Gruppe VIII, die Oxidationsstufe +8 kann nur bei Osmium vorliegen Os und Ruthenium Ru.
3. Die Oxidationsstufen von Nichtmetallen hängen davon ab, mit welchem Atom sie verbunden sind:
- wenn mit einem Metallatom, dann ist die Oxidationsstufe negativ;
- Wenn es sich um ein Nichtmetallatom handelt, kann die Oxidationsstufe sowohl positiv als auch negativ sein. Sie hängt von der Elektronegativität der Atome der Elemente ab.
4. Die höchste negative Oxidationsstufe von Nichtmetallen kann bestimmt werden, indem von 8 die Nummer der Gruppe abgezogen wird, in der sich dieses Element befindet, d.h. die höchste positive Oxidationsstufe ist gleich der Zahl der Elektronen auf der äußeren Schicht, die der Gruppenzahl entspricht.
5. Die Oxidationsstufen einfacher Stoffe sind 0, egal ob es sich um ein Metall oder ein Nichtmetall handelt.
Elemente mit konstanten Oxidationsstufen.
|
Element |
Charakteristischer Oxidationszustand |
Ausnahmen |
|
Metallhydride: LIH-1 |
||
|
Oxidationszustand heißt die bedingte Ladung des Teilchens unter der Annahme, dass die Bindung vollständig gebrochen ist (hat einen ionischen Charakter). H- Kl = H + + Kl - , Kommunikation ein Salzsäure kovalent polar. Das Elektronenpaar ist stärker zum Atom hin vorgespannt Kl - , Weil es ist ein elektronegativeres ganzes Element. Wie bestimmt man den Oxidationsgrad?Elektronegativität ist die Fähigkeit von Atomen, Elektronen von anderen Elementen anzuziehen. Die Oxidationsstufe ist über dem Element angegeben: Br 2 0 , Na 0 , O +2 F 2 -1 ,K + Kl - usw. Es kann negativ und positiv sein. Oxidationszustand eine einfache Substanz(ungebundener, freier Zustand) ist Null. Die Oxidationsstufe von Sauerstoff in den meisten Verbindungen ist -2 (mit Ausnahme von Peroxiden). H2O2, wo es -1 ist und Verbindungen mit Fluor - Ö +2 F 2 -1 , Ö 2 +1 F 2 -1 ). - Oxidationszustand ein einfaches einatomiges Ion ist gleich seiner Ladung: N / A + , Ca +2 . Wasserstoff hat in seinen Verbindungen eine Oxidationsstufe von +1 (Ausnahmen sind Hydride - N / A + H - und geben Sie Verbindungen ein C +4 H 4 -1 ). Bei Metall-Nichtmetall-Bindungen hat das Atom mit der höchsten Elektronegativität eine negative Oxidationsstufe (Elektronegativitätsdaten werden auf der Pauling-Skala angegeben): H + F - , Cu + Br - , Ca +2 (NEIN 3 ) - usw. Regeln zur Bestimmung des Oxidationsgrades in chemischen Verbindungen.Nehmen wir eine Verbindung KMnO 4 , es ist notwendig, die Oxidationsstufe des Manganatoms zu bestimmen. Argumentation:
K+MnXO 4 -2 Lassen X- uns unbekannter Oxidationsgrad von Mangan. Die Anzahl der Kaliumatome beträgt 1, Mangan - 1, Sauerstoff - 4. Es ist bewiesen, dass das Molekül als Ganzes elektrisch neutral ist, also muss seine Gesamtladung gleich Null sein. 1*(+1) + 1*(X) + 4(-2) = 0, X = +7, Daher ist die Oxidationsstufe von Mangan in Kaliumpermanganat = +7. Nehmen wir ein weiteres Beispiel für ein Oxid Fe2O3. Es ist notwendig, den Oxidationszustand des Eisenatoms zu bestimmen. Argumentation:
2*(X) + 3*(-2) = 0, Fazit: Die Oxidationsstufe von Eisen in diesem Oxid ist +3. Beispiele. Bestimmen Sie die Oxidationsstufen aller Atome im Molekül. 1. K2Cr2O7. Oxidationszustand K+1, Sauerstoff O-2. Gegebene Indizes: O=(-2)×7=(-14), K=(+1)×2=(+2). Weil die algebraische Summe der Oxidationsstufen der Elemente in einem Molekül unter Berücksichtigung der Anzahl ihrer Atome 0 ist, dann ist die Anzahl der positiven Oxidationsstufen gleich der Anzahl der negativen. Oxidationszustände K+O=(-14)+(+2)=(-12). Daraus folgt, dass die Zahl der positiven Potenzen des Chromatoms 12 ist, aber es gibt 2 Atome im Molekül, was bedeutet, dass es (+12):2=(+6) pro Atom gibt. Antworten: K 2 + Cr 2 +6 O 7 -2. 2.(AsO 4) 3-. IN dieser Fall die Summe der Oxidationsstufen ist nicht mehr gleich Null, sondern gleich der Ladung des Ions, d.h. - 3. Machen wir eine Gleichung: x+4×(- 2)= - 3 . Antworten: (Als +5 O 4 -2) 3-. |
