Hvordan bestemme ladningen til et kjemisk grunnstoff i en forbindelse. Høyeste oksidasjonstilstand
Elektronegativitet, som andre egenskaper til atomer av kjemiske elementer, endres med jevne mellomrom med en økning i ordensnummeret til elementet:
Grafen ovenfor viser periodisiteten til endringen i elektronegativiteten til elementene i hovedundergruppene, avhengig av elementets ordensnummer.
Når du beveger deg nedover undergruppen av det periodiske systemet, reduseres elektronegativiteten til kjemiske elementer, når du beveger deg til høyre langs perioden, øker den.
Elektronegativitet gjenspeiler elementers ikke-metallisitet: jo høyere verdien av elektronegativitet er, jo flere ikke-metalliske egenskaper uttrykkes i elementet.
Oksidasjonstilstand
Hvordan beregne oksidasjonstilstanden til et grunnstoff i en forbindelse?
1) Oksydasjonstilstanden til kjemiske grunnstoffer i enkle stoffer er alltid null.
2) Det er elementer som viser en konstant oksidasjonstilstand i komplekse stoffer:
3) Det er kjemiske elementer som viser en konstant oksidasjonstilstand i de aller fleste forbindelser. Disse elementene inkluderer:
Element |
Oksydasjonstilstanden i nesten alle forbindelser |
Unntak |
| hydrogen H | +1 | Alkali- og jordalkalimetallhydrider, for eksempel: |
| oksygen O | -2 | Hydrogen og metallperoksider: Oksygenfluorid - |
4) Den algebraiske summen av oksidasjonstilstandene til alle atomene i et molekyl er alltid null. Den algebraiske summen av oksidasjonstilstandene til alle atomer i et ion er lik ladningen til ionet.
5) Den høyeste (maksimale) oksidasjonstilstanden er lik gruppetallet. Unntak som ikke faller inn under denne regelen er elementer fra den sekundære undergruppen av gruppe I, elementer i den sekundære undergruppen av gruppe VIII, samt oksygen og fluor.
Kjemiske grunnstoffer hvis gruppenummer ikke samsvarer med deres høyeste oksidasjonstilstand (obligatorisk å huske)
6) Den laveste oksidasjonstilstanden til metaller er alltid null, og den laveste oksidasjonstilstanden til ikke-metaller beregnes med formelen:
laveste oksidasjonstilstand for et ikke-metall = gruppenummer - 8
Basert på reglene ovenfor, kan du angi graden av oksidasjon kjemisk element i ethvert stoff.
Finne oksidasjonstilstandene til grunnstoffer i ulike forbindelser
Eksempel 1
Bestem oksidasjonstilstandene til alle grunnstoffene i svovelsyre.
Løsning:
La oss skrive formelen for svovelsyre:
Oksydasjonstilstanden til hydrogen i alle komplekse stoffer er +1 (unntatt metallhydrider).
Oksydasjonstilstanden til oksygen i alle komplekse stoffer er -2 (unntatt peroksider og oksygenfluorid OF 2). La oss ordne de kjente oksidasjonstilstandene:
La oss betegne oksidasjonstilstanden til svovel som x:
Svovelsyremolekylet, som molekylet til et hvilket som helst stoff, er generelt elektrisk nøytralt, fordi. summen av oksidasjonstilstandene til alle atomene i et molekyl er null. Skjematisk kan dette avbildes som følger:
De. vi fikk følgende ligning:
La oss løse det:
Dermed er oksidasjonstilstanden til svovel i svovelsyre +6.
Eksempel 2
Bestem oksidasjonstilstanden til alle grunnstoffene i ammoniumdikromat.
Løsning:
La oss skrive formelen for ammoniumdikromat:
Som i forrige tilfelle kan vi ordne oksidasjonstilstandene til hydrogen og oksygen:
Imidlertid ser vi at oksidasjonstilstandene til to kjemiske grunnstoffer samtidig, nitrogen og krom, er ukjente. Derfor kan vi ikke finne oksidasjonstilstandene på samme måte som i forrige eksempel (en likning med to variabler har ikke en unik løsning).
La oss ta hensyn til det faktum at det angitte stoffet tilhører klassen av salter og følgelig har en ionisk struktur. Da kan vi med rette si at sammensetningen av ammoniumdikromat inkluderer NH 4 + kationer (ladningen til dette kationen kan sees i løselighetstabellen). Derfor, siden det er to positive enkeltladede NH 4 + kationer i formelenheten til ammoniumdikromat, er ladningen til dikromationet -2, siden stoffet som helhet er elektrisk nøytralt. De. stoffet dannes av NH 4 + kationer og Cr 2 O 7 2- anioner.
Vi kjenner oksidasjonstilstandene til hydrogen og oksygen. Å vite at summen av oksidasjonstilstandene til atomene til alle grunnstoffene i ionet er lik ladningen, og betegne oksidasjonstilstandene til nitrogen og krom som x Og y følgelig kan vi skrive:
De. vi får to uavhengige ligninger:
Å løse hvilken, finner vi x Og y:
I ammoniumdikromat er oksidasjonstilstandene til nitrogen -3, hydrogen +1, krom +6 og oksygen -2.
Hvordan bestemme oksidasjonstilstandene til elementene i organisk materiale kan leses.
Valence
Valensen til atomer er indikert med romertall: I, II, III, etc.
Valensmulighetene til et atom avhenger av mengden:
1) uparrede elektroner
2) udelte elektronpar i orbitalene til valensnivåer
3) tomme elektronorbitaler av valensnivået
Valensmuligheter for hydrogenatomet
La oss skildre den elektroniske grafiske formelen til hydrogenatomet:
Det ble sagt at tre faktorer kan påvirke valensmulighetene - tilstedeværelsen av uparrede elektroner, tilstedeværelsen av ikke-delte elektronpar på det ytre nivået, og tilstedeværelsen av ledige (tomme) orbitaler på det ytre nivået. Vi ser ett uparet elektron i det ytre (og eneste) energinivået. Basert på dette kan hydrogen nøyaktig ha en valens lik I. På det første energinivået er det imidlertid bare ett undernivå - s, de. hydrogenatomet på det ytre nivået har verken udelte elektronpar eller tomme orbitaler.
Dermed er den eneste valensen som et hydrogenatom kan vise, I.
Valensmuligheter for et karbonatom
Tenk på den elektroniske strukturen til karbonatomet. I grunntilstanden er den elektroniske konfigurasjonen av dets ytre nivå som følger:
De. I grunntilstanden inneholder det ytre energinivået til et ueksitert karbonatom 2 uparrede elektroner. I denne tilstanden kan den vise en valens lik II. Imidlertid går karbonatomet veldig lett inn i en eksitert tilstand når energi tilføres det, og den elektroniske konfigurasjonen av det ytre laget har i dette tilfellet formen:
Selv om det brukes noe energi i prosessen med eksitasjon av karbonatomet, blir utgiftene mer enn kompensert for ved dannelsen av fire kovalente bindinger. Av denne grunn er valens IV mye mer karakteristisk for karbonatomet. Så for eksempel har karbon valens IV i molekylene av karbondioksid, karbonsyre og absolutt alle organiske stoffer.
I tillegg til uparrede elektroner og ensomme elektronpar, påvirker tilstedeværelsen av ledige () orbitaler av valensnivået også valensmulighetene. Tilstedeværelsen av slike orbitaler i det fylte nivået fører til at atomet kan fungere som en elektronparakseptor, dvs. danne ytterligere kovalente bindinger ved donor-akseptor-mekanismen. Så, for eksempel, i motsetning til forventningene, i karbonmonoksidmolekylet CO, er bindingen ikke dobbel, men trippel, noe som tydelig vises i følgende illustrasjon:
Valensmuligheter for nitrogenatomet
La oss skrive ned den elektrongrafiske formelen for det ytre energinivået til nitrogenatomet:
Som det fremgår av illustrasjonen ovenfor, har nitrogenatomet i normal tilstand 3 uparrede elektroner, og derfor er det logisk å anta at det kan ha en valens lik III. En valens på tre er faktisk observert i molekylene ammoniakk (NH 3), salpetersyre (HNO 2), nitrogentriklorid (NCl 3), etc.
Det ble sagt ovenfor at valensen til et atom av et kjemisk element ikke bare avhenger av antall uparrede elektroner, men også av tilstedeværelsen av ikke-delte elektronpar. Dette skyldes det faktum at en kovalent kjemisk binding kan dannes ikke bare når to atomer gir hverandre ett elektron hver, men også når ett atom som har et udelt elektronpar - donor () gir det til et annet atom med et ledig () orbital valensnivå (akseptor). De. for nitrogenatomet er valens IV også mulig på grunn av en ekstra kovalent binding dannet av donor-akseptor-mekanismen. Så, for eksempel, observeres fire kovalente bindinger, hvorav den ene er dannet av donor-akseptormekanismen, under dannelsen av ammoniumkation:
Til tross for at en av de kovalente bindingene er dannet av donor-akseptor-mekanismen, alle N-H-bindinger i ammoniumkationen er helt identiske og skiller seg ikke fra hverandre.
En valens lik V kan nitrogenatomet ikke vise. Dette skyldes det faktum at overgangen til en eksitert tilstand er umulig for nitrogenatomet, der sammenkoblingen av to elektroner skjer med overgangen til en av dem til en fri orbital, som er nærmest i energinivå. Nitrogenatomet har ingen d-subnivå, og overgangen til 3s-orbitalen er energimessig så kostbar at energikostnadene ikke dekkes av dannelsen av nye bindinger. Mange lurer kanskje på, hva er da valensen til nitrogen, for eksempel i molekylene av salpetersyre HNO 3 eller nitrogenoksid N 2 O 5? Merkelig nok er valensen der også IV, som man kan se av følgende strukturformler:
Den stiplede linjen i illustrasjonen viser den såkalte delokalisert π -forbindelse. Av denne grunn kan INGEN terminalobligasjoner kalles "halvannen". Lignende halvannen bindinger finnes også i ozonmolekylet O 3 , benzen C 6 H 6 , etc.
Valensmuligheter for fosfor
La oss skildre den elektrongrafiske formelen for det ytre energinivået til fosforatomet:
Som vi kan se er strukturen til det ytre laget av fosforatomet i grunntilstanden og nitrogenatomet den samme, og derfor er det logisk å forvente for fosforatomet, så vel som for nitrogenatomet, mulige valenser lik til I, II, III og IV, som observeres i praksis.
Imidlertid, i motsetning til nitrogen, har fosforatomet også d-undernivå med 5 ledige orbitaler.
I denne forbindelse er den i stand til å gå over i en eksitert tilstand, dampende elektroner 3 s-orbitaler:
Dermed er valensen V for fosforatomet, som er utilgjengelig for nitrogen, mulig. Så for eksempel har et fosforatom en valens på fem i molekylene til slike forbindelser som fosforsyre, fosfor (V) halogenider, fosfor (V) oksid, etc.
Valensmuligheter for oksygenatomet
Den elektrongrafiske formelen for det ytre energinivået til oksygenatomet har formen:
Vi ser to uparrede elektroner på 2. nivå, og derfor er valens II mulig for oksygen. Det skal bemerkes at denne valensen til oksygenatomet er observert i nesten alle forbindelser. Ovenfor, når vi vurderte valensmulighetene til karbonatomet, diskuterte vi dannelsen av karbonmonoksidmolekylet. Bindingen i CO-molekylet er trippel, derfor er oksygen trivalent der (oksygen er en elektronpardonor).
På grunn av det faktum at oksygenatomet ikke har et ytre nivå d-undernivåer, depairing av elektroner s Og p- orbitaler er umulig, og det er grunnen til at oksygenatomets valensevne er begrenset sammenlignet med andre elementer i undergruppen, for eksempel svovel.
Valensmuligheter for svovelatomet
Det ytre energinivået til svovelatomet i ueksitert tilstand:
Svovelatomet, som oksygenatomet, har to uparrede elektroner i normal tilstand, så vi kan konkludere med at en valens på to er mulig for svovel. Faktisk har svovel valens II, for eksempel i hydrogensulfidmolekylet H2S.
Som vi kan se, har svovelatomet på det ytre nivået d undernivå med ledige orbitaler. Av denne grunn er svovelatomet i stand til å utvide sine valensevner, i motsetning til oksygen, på grunn av overgangen til eksiterte tilstander. Så når du kobler fra et ensomt elektronpar 3 s-undernivå svovelatomet får elektronisk konfigurasjon ytre nivå som dette:
I denne tilstanden har svovelatomet 4 uparrede elektroner, noe som forteller oss om muligheten for at svovelatomer viser en valens lik IV. Faktisk har svovel valens IV i molekylene SO 2, SF 4, SOCl 2, etc.
Når du kobler fra det andre ensomme elektronparet på 3 s- undernivå, det eksterne energinivået får følgende konfigurasjon:
I en slik tilstand blir manifestasjonen av valens VI allerede mulig. Et eksempel på forbindelser med VI-valent svovel er SO 3 , H 2 SO 4 , SO 2 Cl 2 etc.
På samme måte kan vi vurdere valensmulighetene til andre kjemiske elementer.
For å karakterisere redoksevnen til partikler er et slikt konsept som graden av oksidasjon viktig. OKSIDASJONSTILSTAND er ladningen som et atom i et molekyl eller ion kunne ha hvis alle bindingene med andre atomer ble brutt, og de vanlige elektronparene satt igjen med flere elektronegative elementer.
I motsetning til de virkelige ladningene til ioner, viser oksidasjonstilstanden bare den betingede ladningen til et atom i et molekyl. Den kan være negativ, positiv eller null. For eksempel er oksidasjonstilstanden til atomer i enkle stoffer "0" (, 
,
,
). I kjemiske forbindelser kan atomer ha en konstant oksidasjonstilstand eller en variabel. For metaller i hovedundergruppene I, II og III i gruppene i det periodiske systemet i kjemiske forbindelser, er oksidasjonstilstanden vanligvis konstant og lik Me +1, Me +2 og Me +3 (Li +, Ca +2, Al +3), henholdsvis. Fluoratomet har alltid -1. Klor i forbindelser med metaller har alltid -1. I de aller fleste forbindelser har oksygen en oksidasjonstilstand på -2 (unntatt peroksider, hvor oksidasjonstilstanden er -1), og hydrogen +1 (unntatt metallhydrider, hvor oksidasjonstilstanden er -1).
Den algebraiske summen av oksidasjonstilstandene til alle atomer i et nøytralt molekyl er lik null, og i et ion er det lik ladningen til ionet. Dette forholdet gjør det mulig å beregne oksidasjonstilstandene til atomer i komplekse forbindelser.
I svovelsyremolekylet H 2 SO 4 har hydrogenatomet en oksidasjonstilstand på +1, og oksygenatomet er -2. Siden det er to hydrogenatomer og fire oksygenatomer, har vi to "+" og åtte "-". Seks "+" mangler for nøytralitet. Det er dette tallet som er oksidasjonstilstanden til svovel - 
. Kaliumdikromat K 2 Cr 2 O 7-molekylet består av to kaliumatomer, to kromatomer og syv oksygenatomer. Kalium har en oksidasjonstilstand på +1, oksygen har -2. Så vi har to "+" og fjorten "-". De resterende tolv "+" faller på to kromatomer, som hver har en oksidasjonstilstand på +6 ( 
).
Typiske oksidasjons- og reduksjonsmidler
Fra definisjonen av reduksjons- og oksidasjonsprosesser følger det at i prinsippet kan enkle og komplekse stoffer som inneholder atomer som ikke er i den laveste oksidasjonstilstanden og derfor kan senke oksidasjonstilstanden fungere som oksidasjonsmidler. På samme måte kan enkle og komplekse stoffer som inneholder atomer som ikke er i høyeste oksidasjonstilstand og derfor kan øke oksidasjonstilstanden fungere som reduksjonsmidler.
De sterkeste oksidasjonsmidlene er:
1) enkle stoffer dannet av atomer som har stor elektronegativitet, dvs. typiske ikke-metaller lokalisert i hovedundergruppene i den sjette og syvende gruppen av det periodiske systemet: F, O, Cl, S (henholdsvis F 2, O 2, Cl 2, S);
2) stoffer som inneholder elementer i høyere og mellomliggende
positive oksidasjonstilstander, inkludert i form av ioner, både enkle, elementære (Fe 3+) og oksygenholdige, oksoanioner (permanganation - MnO 4 -);
3) peroksidforbindelser.
Spesifikke stoffer som i praksis brukes som oksidasjonsmidler er oksygen og ozon, klor, brom, permanganater, dikromater, oksysyrer av klor og deres salter (f.eks. 
,
,
), Salpetersyre ( 
), konsentrert svovelsyre ( 
), mangandioksid ( 
), hydrogenperoksid og metallperoksider ( 
,
).
De kraftigste reduksjonsmidlene er:
1) enkle stoffer hvis atomer har lav elektronegativitet ("aktive metaller");
2) metallkationer i lave oksidasjonstilstander (Fe 2+);
3) enkle elementære anioner, for eksempel sulfidion S2-;
4) oksygenholdige anioner (oksoanioner) som tilsvarer de laveste positive oksidasjonstilstandene til grunnstoffet (nitritt) 
sulfitt 
).
Spesifikke stoffer som brukes i praksis som reduksjonsmidler er for eksempel alkali- og jordalkalimetaller, sulfider, sulfitter, hydrogenhalogenider (unntatt HF), organiske stoffer - alkoholer, aldehyder, formaldehyd, glukose, oksalsyre, samt hydrogen, karbon , karbonmonoksid ( 
) og aluminium ved høye temperaturer.
I prinsippet, hvis et stoff inneholder et element i en mellomliggende oksidasjonstilstand, kan disse stoffene oppvise både oksiderende og reduserende egenskaper. Alt avhenger av
"partner" i reaksjonen: med et tilstrekkelig sterkt oksidasjonsmiddel kan det reagere som et reduksjonsmiddel, og med et tilstrekkelig sterkt reduksjonsmiddel, som oksidasjonsmiddel. Så, for eksempel, fungerer nitrittionet NO 2 - i et surt miljø som et oksidasjonsmiddel med hensyn til ionet I -:
2
+
2
+ 4HCl→ 
+
2
+ 4KCl + 2H20
og som et reduksjonsmiddel i forhold til permanganationet MnO 4 -
5
+
2
+ 3H2SO4 → 2 
+
5
+ K2SO4 + 3H2O
Videokurset "Få en A" inkluderer alle emnene som er nødvendige for å lykkes bestått eksamen i matematikk for 60-65 poeng. Helt alle oppgaver 1-13 profileksamen matematikk. Også egnet for å bestå Grunnleggende BRUK i matematikk. Skal du bestå eksamen med 90-100 poeng, må du løse del 1 på 30 minutter og uten feil!
Forberedende kurs til eksamen for 10.-11. trinn, samt for lærere. Alt du trenger for å løse del 1 av eksamen i matematikk (de første 12 oppgavene) og oppgave 13 (trigonometri). Og dette er mer enn 70 poeng på Unified State Examination, og verken en hundrepoengsstudent eller en humanist kan klare seg uten dem.
Alle nødvendig teori. Raske måter løsninger, feller og BRUK hemmeligheter. Alle relevante oppgaver i del 1 fra Bank of FIPI-oppgaver er analysert. Kurset oppfyller fullt ut kravene i USE-2018.
Kurset inneholder 5 store emner, 2,5 timer hver. Hvert emne er gitt fra bunnen av, enkelt og tydelig.
Hundrevis av eksamensoppgaver. Tekstproblemer og sannsynlighetsteori. Enkel og lett å huske problemløsningsalgoritmer. Geometri. Teori, referansemateriale, analyse av alle typer BRUK-oppgaver. Stereometri. Utspekulerte triks for å løse, nyttige jukseark, utvikling av romlig fantasi. Trigonometri fra bunnen av - til oppgave 13. Forståelse i stedet for å stappe. Visuell forklaring av komplekse begreper. Algebra. Røtter, potenser og logaritmer, funksjon og derivert. Grunnlag for å løse komplekse oppgaver i 2. del av eksamen.
Del I
1. Oksydasjonstilstanden (s. o.) er betinget ladning av atomene til et kjemisk element i et komplekst stoff, beregnet på grunnlag av antakelsen om at det består av enkle ioner.
Bør vite!
1) I forbindelse med. O. hydrogen = +1, bortsett fra hydrider.
2) I forbindelser med. O. oksygen = -2, bortsett fra peroksider 
og fluorider
3) Oksydasjonstilstanden til metaller er alltid positiv.
For metaller i hovedundergruppene til den første tre grupper Med. O. konstant:
Gruppe IA metaller - s. O. = +1,
Gruppe IIA metaller - s. O. = +2,
Gruppe IIIA metaller - s. O. = +3.
4) For frie atomer og enkle stoffer s. O. = 0.
5) Totalt s. O. alle elementene i forbindelsen = 0.
2. Metode for dannelse av navn to-element (binære) forbindelser.
4. Fyll ut tabellen "Navn og formler for binære forbindelser."
5. Bestem graden av oksidasjon av det uthevede elementet i den komplekse forbindelsen.
Del II
1. Bestem oksidasjonstilstandene til kjemiske elementer i forbindelser i henhold til deres formler. Skriv ned navnene på disse stoffene.
2. Skill stoffene FeO, Fe2O3, CaCl2, AlBr3, CuO, K2O, BaCl2, SO3i to grupper. Skriv ned navnene på stoffene, og angi graden av oksidasjon.
3. Etabler samsvar mellom navnet og oksidasjonstilstanden til et atom i et kjemisk grunnstoff og formelen til forbindelsen.
4. Lag formler for stoffer etter navn.
5. Hvor mange molekyler er det i 48 g svoveloksid (IV)?
6. Bruk Internett og andre informasjonskilder, lag en rapport om bruken av en binær tilkobling i henhold til følgende plan:
1) formel;
2) navn;
3) egenskaper;
4) søknad.
H2O vann, hydrogenoksid.
Vann under normale forhold er en væske, fargeløs, luktfri, i et tykt lag - blått. Kokepunktet er omtrent 100⁰С. Det er et godt løsemiddel. Et vannmolekyl består av to hydrogenatomer og ett oksygenatom, dette er dens kvalitative og kvantitative sammensetning. Dette komplekst stoff, er det preget av følgende Kjemiske egenskaper: interaksjon med alkalimetaller, jordalkalimetaller. Utvekslingsreaksjoner med vann kalles hydrolyse. Disse reaksjonene har veldig viktig i kjemi.
7. Oksydasjonstilstanden til mangan i K2MnO4-forbindelsen er:
3) +6
8. Krom har den laveste oksidasjonstilstanden i en forbindelse hvis formel er:
1) Cr2O3
9. Klor viser den maksimale oksidasjonstilstanden i en forbindelse hvis formel er:
3) Сl2O7
Et kjemisk grunnstoff i en forbindelse, beregnet ut fra antakelsen om at alle bindinger er ioniske.
Oksydasjonstilstandene kan ha en positiv, negativ eller null verdi, derfor er den algebraiske summen av oksidasjonstilstandene til elementene i et molekyl, tatt i betraktning antall atomer, 0, og i et ion - ladningen til ionet.
1. Oksydasjonstilstandene til metaller i forbindelser er alltid positive.
2. Den høyeste oksidasjonstilstanden tilsvarer gruppenummeret til det periodiske systemet der dette elementet er lokalisert (unntaket er: Au+3(Jeg grupperer), Cu+2(II), fra gruppe VIII kan oksidasjonstilstanden +8 bare være i osmium Os og rutenium Ru.
3. Oksydasjonstilstandene til ikke-metaller avhenger av hvilket atom det er knyttet til:
- hvis med et metallatom, så er oksidasjonstilstanden negativ;
- hvis med et ikke-metallatom, kan oksidasjonstilstanden være både positiv og negativ. Det avhenger av elektronegativiteten til atomene til elementene.
4. Den høyeste negative oksidasjonstilstanden til ikke-metaller kan bestemmes ved å trekke fra 8 tallet på gruppen som dette grunnstoffet befinner seg i, dvs. den høyeste positive oksidasjonstilstanden er lik antall elektroner på det ytre laget, som tilsvarer gruppetallet.
5. Oksydasjonstilstandene til enkle stoffer er 0, uavhengig av om det er et metall eller et ikke-metall.
Grunnstoffer med konstante oksidasjonstilstander.
|
Element |
Karakteristisk oksidasjonstilstand |
Unntak |
|
Metallhydrider: LIH-1 |
||
|
oksidasjonstilstand kalt den betingede ladningen til partikkelen under forutsetning av at bindingen er fullstendig brutt (har en ionisk karakter). H- Cl = H + + Cl - , Kommunikasjon i saltsyre kovalent polar. Elektronparet er mer partisk mot atomet Cl - , fordi det er mer elektronegativt hele element. Hvordan bestemme graden av oksidasjon?Elektronegativitet er atomers evne til å tiltrekke seg elektroner fra andre grunnstoffer. Oksydasjonstilstanden er angitt over elementet: Br 2 0 , Na 0 , O + 2 F 2-1 ,K + Cl - etc. Det kan være negativt og positivt. Oksidasjonstilstand et enkelt stoff(ubundet, fri tilstand) er null. Oksydasjonstilstanden til oksygen i de fleste forbindelser er -2 (unntaket er peroksider H 2 O 2, hvor det er -1 og forbindelser med fluor - O +2 F 2 -1 , O 2 +1 F 2 -1 ). - Oksidasjonstilstand et enkelt monoatomisk ion er lik ladningen: Na + , Ca +2 . Hydrogen i forbindelsene har en oksidasjonstilstand på +1 (unntak er hydrider - Na + H - og type tilkoblinger C +4 H 4 -1 ). I metall-ikke-metallbindinger har atomet som har høyest elektronegativitet en negativ oksidasjonstilstand (elektronegativitetsdata er gitt på Pauling-skalaen): H + F - , Cu + Br - , Ca +2 (NEI 3 ) - etc. Regler for å bestemme graden av oksidasjon i kjemiske forbindelser.La oss ta en forbindelse KMnO 4 , det er nødvendig å bestemme oksidasjonstilstanden til manganatomet. Argumentasjon:
K+MnXO 4 -2 La X- ukjent for oss graden av oksidasjon av mangan. Antall kaliumatomer er 1, mangan - 1, oksygen - 4. Det er bevist at molekylet som helhet er elektrisk nøytralt, så dets totale ladning må være lik null. 1*(+1) + 1*(X) + 4(-2) = 0, X = +7, Derfor er oksidasjonstilstanden til mangan i kaliumpermanganat = +7. La oss ta et annet eksempel på et oksid Fe2O3. Det er nødvendig å bestemme oksidasjonstilstanden til jernatomet. Argumentasjon:
2*(X) + 3*(-2) = 0, Konklusjon: oksidasjonstilstanden til jern i dette oksidet er +3. Eksempler. Bestem oksidasjonstilstandene til alle atomene i molekylet. 1. K2Cr2O7. Oksidasjonstilstand K+1, oksygen O -2. Gitt indekser: O=(-2)×7=(-14), K=(+1)×2=(+2). Fordi den algebraiske summen av oksidasjonstilstandene til grunnstoffene i et molekyl, tatt i betraktning antall atomer, er 0, da er antallet positive oksidasjonstilstander lik antallet negative. Oksidasjonstilstander K+O=(-14)+(+2)=(-12). Det følger av dette at antallet positive potenser til kromatomet er 12, men det er 2 atomer i molekylet, som betyr at det er (+12):2=(+6) per atom. Svar: K2 + Cr2+607-2. 2.(AsO 4) 3-. I denne saken summen av oksidasjonstilstandene vil ikke lenger være lik null, men med ladningen til ionet, dvs. - 3. La oss lage en ligning: x+4×(- 2)= - 3 . Svar: (Som +504-2) 3-. |
