Como determinar a carga de um elemento químico em um composto. Maior estado de oxidação
A eletronegatividade, como outras propriedades dos átomos dos elementos químicos, muda periodicamente com o aumento do número ordinal do elemento:
O gráfico acima mostra a periodicidade da mudança na eletronegatividade dos elementos dos subgrupos principais, dependendo do número ordinal do elemento.
Ao descer no subgrupo da tabela periódica, a eletronegatividade dos elementos químicos diminui; ao mover para a direita ao longo do período, ela aumenta.
A eletronegatividade reflete a não metalicidade dos elementos: quanto maior o valor da eletronegatividade, mais propriedades não metálicas são expressas no elemento.
Estado de oxidação
Como calcular o estado de oxidação de um elemento de um composto?
1) O estado de oxidação dos elementos químicos em substâncias simples é sempre zero.
2) Existem elementos que apresentam estado de oxidação constante em substâncias complexas:
3) Existem elementos químicos que apresentam um estado de oxidação constante na grande maioria dos compostos. Esses elementos incluem:
Elemento |
O estado de oxidação em quase todos os compostos |
Exceções |
| hidrogênio H | +1 | Hidretos de metais alcalinos e alcalino-terrosos, por exemplo: |
| oxigênio O | -2 | Peróxidos de hidrogênio e metais: Fluoreto de oxigênio - |
4) A soma algébrica dos estados de oxidação de todos os átomos de uma molécula é sempre zero. A soma algébrica dos estados de oxidação de todos os átomos de um íon é igual à carga do íon.
5) O estado de oxidação mais alto (máximo) é igual ao número do grupo. As exceções que não se enquadram nesta regra são os elementos do subgrupo secundário do grupo I, os elementos do subgrupo secundário do grupo VIII, bem como o oxigênio e o flúor.
Elementos químicos cujo número de grupo não corresponde ao seu estado de oxidação mais elevado (obrigatório memorizar)
6) O estado de oxidação mais baixo dos metais é sempre zero, e o estado de oxidação mais baixo dos não metais é calculado pela fórmula:
estado de oxidação mais baixo de um não metal = número do grupo - 8
Com base nas regras acima, você pode definir o grau de oxidação Elemento químico em qualquer substância.
Encontrar os estados de oxidação de elementos em vários compostos
Exemplo 1
Determine os estados de oxidação de todos os elementos do ácido sulfúrico.
Solução:
Vamos escrever a fórmula do ácido sulfúrico:
O estado de oxidação do hidrogênio em todas as substâncias complexas é +1 (exceto hidretos metálicos).
O estado de oxidação do oxigênio em todas as substâncias complexas é -2 (exceto peróxidos e fluoreto de oxigênio OF 2). Vamos organizar os estados de oxidação conhecidos:
Vamos denotar o estado de oxidação do enxofre como x:
A molécula de ácido sulfúrico, como a molécula de qualquer substância, é geralmente eletricamente neutra, porque. a soma dos estados de oxidação de todos os átomos em uma molécula é zero. Esquematicamente, isso pode ser representado da seguinte forma:
Aqueles. obtivemos a seguinte equação:
Vamos resolver isso:
Assim, o estado de oxidação do enxofre no ácido sulfúrico é +6.
Exemplo 2
Determine o estado de oxidação de todos os elementos do dicromato de amônio.
Solução:
Vamos escrever a fórmula do dicromato de amônio:
Como no caso anterior, podemos organizar os estados de oxidação do hidrogênio e do oxigênio:
No entanto, vemos que os estados de oxidação de dois elementos químicos ao mesmo tempo, nitrogênio e cromo, são desconhecidos. Portanto, não podemos encontrar os estados de oxidação da mesma forma que no exemplo anterior (uma equação com duas variáveis não tem solução única).
Atentemos para o fato de que a substância indicada pertence à classe dos sais e, portanto, possui estrutura iônica. Então podemos dizer com razão que a composição do dicromato de amônio inclui cátions NH 4 + (a carga deste cátion pode ser vista na tabela de solubilidade). Portanto, como existem dois cátions NH 4 + com carga única positiva na unidade de fórmula do dicromato de amônio, a carga do íon dicromato é -2, uma vez que a substância como um todo é eletricamente neutra. Aqueles. a substância é formada por cátions NH 4 + e ânions Cr 2 O 7 2-.
Conhecemos os estados de oxidação do hidrogênio e do oxigênio. Sabendo que a soma dos estados de oxidação dos átomos de todos os elementos do íon é igual à carga, e denotando os estados de oxidação do nitrogênio e do cromo como x E sim consequentemente, podemos escrever:
Aqueles. obtemos duas equações independentes:
Resolvendo isso, encontramos x E sim:
Assim, no dicromato de amônio, os estados de oxidação do nitrogênio são -3, hidrogênio +1, cromo +6 e oxigênio -2.
Como determinar os estados de oxidação dos elementos em matéria orgânica pode ser lido.
Valência
A valência dos átomos é indicada por algarismos romanos: I, II, III, etc.
As possibilidades de valência de um átomo dependem da quantidade:
1) elétrons desemparelhados
2) pares de elétrons não compartilhados nos orbitais dos níveis de valência
3) orbitais de elétrons vazios do nível de valência
Possibilidades de valência do átomo de hidrogênio
Vamos representar a fórmula gráfica eletrônica do átomo de hidrogênio:
Foi dito que três fatores podem afetar as possibilidades de valência - a presença de elétrons desemparelhados, a presença de pares de elétrons não compartilhados no nível externo e a presença de orbitais vagos (vazios) no nível externo. Vemos um elétron desemparelhado no nível de energia externo (e único). Com base nisso, o hidrogênio pode ter exatamente uma valência igual a I. No entanto, no primeiro nível de energia existe apenas um subnível - é, aqueles. o átomo de hidrogênio no nível externo não possui pares de elétrons não compartilhados ou orbitais vazios.
Assim, a única valência que um átomo de hidrogênio pode apresentar é I.
Possibilidades de valência de um átomo de carbono
Considere a estrutura eletrônica do átomo de carbono. No estado fundamental, a configuração eletrônica do seu nível externo é a seguinte:
Aqueles. No estado fundamental, o nível de energia externo de um átomo de carbono não excitado contém 2 elétrons desemparelhados. Neste estado, pode apresentar valência igual a II. No entanto, o átomo de carbono entra facilmente em um estado excitado quando a energia é transmitida a ele, e a configuração eletrônica da camada externa, neste caso, assume a forma:
Embora alguma energia seja gasta no processo de excitação do átomo de carbono, o gasto é mais do que compensado pela formação de quatro ligações covalentes. Por esta razão, a valência IV é muito mais característica do átomo de carbono. Assim, por exemplo, o carbono tem valência IV nas moléculas de dióxido de carbono, ácido carbônico e absolutamente todas as substâncias orgânicas.
Além de elétrons desemparelhados e pares de elétrons isolados, a presença de orbitais vagos () do nível de valência também afeta as possibilidades de valência. A presença de tais orbitais no nível preenchido leva ao fato de que o átomo pode atuar como um aceitador de pares de elétrons, ou seja, formam ligações covalentes adicionais pelo mecanismo doador-aceitador. Assim, por exemplo, ao contrário do que se esperava, na molécula de monóxido de carbono CO a ligação não é dupla, mas tripla, o que fica claramente demonstrado na ilustração a seguir:
Possibilidades de valência do átomo de nitrogênio
Vamos escrever a fórmula gráfica eletrônica do nível de energia externa do átomo de nitrogênio:
Como pode ser visto na ilustração acima, o átomo de nitrogênio em seu estado normal possui 3 elétrons desemparelhados e, portanto, é lógico supor que ele pode apresentar uma valência igual a III. Na verdade, uma valência de três é observada nas moléculas de amônia (NH 3), ácido nitroso (HNO 2), tricloreto de nitrogênio (NCl 3), etc.
Foi dito acima que a valência de um átomo de um elemento químico depende não apenas do número de elétrons desemparelhados, mas também da presença de pares de elétrons não compartilhados. Isso se deve ao fato de que uma ligação química covalente pode se formar não apenas quando dois átomos fornecem um elétron um ao outro cada, mas também quando um átomo que possui um par de elétrons não compartilhado - o doador () o fornece a outro átomo com um par vago () nível de valência orbital (aceitador). Aqueles. para o átomo de nitrogênio, a valência IV também é possível devido a uma ligação covalente adicional formada pelo mecanismo doador-aceitador. Assim, por exemplo, quatro ligações covalentes, uma das quais é formada pelo mecanismo doador-aceitador, são observadas durante a formação do cátion amônio:
Apesar de uma das ligações covalentes ser formada pelo mecanismo doador-aceitador, todas Ligações NH no cátion amônio são absolutamente idênticos e não diferem entre si.
Uma valência igual a V, o átomo de nitrogênio não é capaz de mostrar. Isso se deve ao fato de que a transição para um estado excitado é impossível para o átomo de nitrogênio, no qual ocorre o emparelhamento de dois elétrons com a transição de um deles para um orbital livre, que é o mais próximo em nível de energia. O átomo de nitrogênio não tem d-subnível, e a transição para o orbital 3s é energeticamente tão cara que os custos de energia não são cobertos pela formação de novas ligações. Muitos podem se perguntar: qual é então a valência do nitrogênio, por exemplo, nas moléculas de ácido nítrico HNO 3 ou óxido nítrico N 2 O 5? Curiosamente, a valência também é IV, como pode ser visto nas seguintes fórmulas estruturais:
A linha pontilhada na ilustração mostra o chamado deslocalizado π -conexão. Por esta razão, NÃO títulos terminais podem ser chamados de “um e meio”. Ligações uma e meia semelhantes também são encontradas na molécula de ozônio O 3 , benzeno C 6 H 6 , etc.
Possibilidades de valência do fósforo
Vamos representar a fórmula gráfica eletrônica do nível de energia externa do átomo de fósforo:
Como podemos ver, a estrutura da camada externa do átomo de fósforo no estado fundamental e do átomo de nitrogênio é a mesma e, portanto, é lógico esperar para o átomo de fósforo, assim como para o átomo de nitrogênio, possíveis valências iguais a I, II, III e IV, o que é observado na prática.
No entanto, ao contrário do nitrogênio, o átomo de fósforo também possui d-subnível com 5 orbitais vagos.
A este respeito, é capaz de passar para um estado excitado, vaporizando elétrons 3 é-orbitais:
Assim, a valência V para o átomo de fósforo, inacessível ao nitrogênio, é possível. Assim, por exemplo, um átomo de fósforo tem uma valência de cinco nas moléculas de compostos como ácido fosfórico, haletos de fósforo (V), óxido de fósforo (V), etc.
Possibilidades de valência do átomo de oxigênio
A fórmula gráfica eletrônica do nível de energia externo do átomo de oxigênio tem a forma:
Vemos dois elétrons desemparelhados no 2º nível e, portanto, a valência II é possível para o oxigênio. Deve-se notar que esta valência do átomo de oxigênio é observada em quase todos os compostos. Acima, ao considerarmos as possibilidades de valência do átomo de carbono, discutimos a formação da molécula de monóxido de carbono. A ligação na molécula de CO é tripla, portanto, o oxigênio é trivalente ali (o oxigênio é um doador de pares de elétrons).
Devido ao fato do átomo de oxigênio não possuir nível externo d-subníveis, desemparelhamento de elétrons é E p- orbitais é impossível, razão pela qual as capacidades de valência do átomo de oxigênio são limitadas em comparação com outros elementos de seu subgrupo, por exemplo, o enxofre.
Possibilidades de valência do átomo de enxofre
O nível de energia externa do átomo de enxofre no estado não excitado:
O átomo de enxofre, assim como o átomo de oxigênio, possui dois elétrons desemparelhados em seu estado normal, portanto podemos concluir que uma valência de dois é possível para o enxofre. Na verdade, o enxofre tem valência II, por exemplo, na molécula de sulfeto de hidrogênio H 2 S.
Como podemos ver, o átomo de enxofre no nível externo tem d subnível com orbitais vazios. Por esta razão, o átomo de enxofre é capaz de expandir suas capacidades de valência, ao contrário do oxigênio, devido à transição para estados excitados. Então, ao desemparelhar um par de elétrons solitário 3 p-subnível que o átomo de enxofre adquire configuração eletronica nível externo como este:
Nesse estado, o átomo de enxofre possui 4 elétrons desemparelhados, o que nos indica a possibilidade de átomos de enxofre apresentarem valência igual a IV. Na verdade, o enxofre tem valência IV nas moléculas SO 2, SF 4, SOCl 2, etc.
Ao desemparelhar o segundo par de elétrons isolado localizado em 3 é- subnível, o nível de energia externo adquire a seguinte configuração:
Nesse estado, a manifestação da valência VI já se torna possível. Um exemplo de compostos com enxofre VI-valente são SO 3 , H 2 SO 4 , SO 2 Cl 2 etc.
Da mesma forma, podemos considerar as possibilidades de valência de outros elementos químicos.
Para caracterizar a capacidade redox das partículas, é importante um conceito como o grau de oxidação. O ESTADO DE OXIDAÇÃO é a carga que um átomo em uma molécula ou íon poderia ter se todas as suas ligações com outros átomos fossem quebradas e os pares de elétrons comuns ficassem com mais elementos eletronegativos.
Ao contrário das cargas dos íons da vida real, o estado de oxidação mostra apenas a carga condicional de um átomo em uma molécula. Pode ser negativo, positivo ou zero. Por exemplo, o estado de oxidação dos átomos em substâncias simples é "0" (, 
,
,
). Em compostos químicos, os átomos podem ter um estado de oxidação constante ou variável. Para metais dos principais subgrupos I, II e III dos grupos do sistema Periódico em compostos químicos, o estado de oxidação é geralmente constante e igual a Me +1, Me +2 e Me +3 (Li +, Ca +2, Al +3), respectivamente. O átomo de flúor sempre tem -1. O cloro em compostos com metais sempre tem -1. Na grande maioria dos compostos, o oxigênio tem estado de oxidação -2 (exceto para peróxidos, onde seu estado de oxidação é -1), e o hidrogênio +1 (exceto para hidretos metálicos, onde seu estado de oxidação é -1).
A soma algébrica dos estados de oxidação de todos os átomos em uma molécula neutra é igual a zero, e em um íon é igual à carga do íon. Esta relação permite calcular os estados de oxidação dos átomos em compostos complexos.
Na molécula de ácido sulfúrico H 2 SO 4, o átomo de hidrogênio tem um estado de oxidação de +1 e o átomo de oxigênio é -2. Como existem dois átomos de hidrogênio e quatro átomos de oxigênio, temos dois “+” e oito “-”. Faltam seis "+" para a neutralidade. É esse número que representa o estado de oxidação do enxofre - 
. A molécula de dicromato de potássio K 2 Cr 2 O 7 consiste em dois átomos de potássio, dois átomos de cromo e sete átomos de oxigênio. O potássio tem um estado de oxidação de +1, o oxigênio tem -2. Portanto, temos dois “+” e quatorze “-”. Os doze "+" restantes recaem sobre dois átomos de cromo, cada um dos quais com um estado de oxidação de +6 ( 
).
Agentes oxidantes e redutores típicos
Da definição de processos de redução e oxidação segue-se que, em princípio, substâncias simples e complexas contendo átomos que não estão no estado de oxidação mais baixo e, portanto, podem diminuir seu estado de oxidação, podem atuar como agentes oxidantes. Da mesma forma, substâncias simples e complexas contendo átomos que não estão no estado de oxidação mais elevado e, portanto, podem aumentar o seu estado de oxidação, podem atuar como agentes redutores.
Os agentes oxidantes mais fortes são:
1) substâncias simples formadas por átomos com alta eletronegatividade, ou seja, não metais típicos localizados nos subgrupos principais do sexto e sétimo grupos do sistema periódico: F, O, Cl, S (respectivamente F 2 , O 2 , Cl 2 , S);
2) substâncias contendo elementos superiores e intermediários
estados de oxidação positivos, inclusive na forma de íons, tanto simples, elementares (Fe 3+) quanto contendo oxigênio, oxoânions (íon permanganato - MnO 4 -);
3) compostos peróxidos.
Substâncias específicas utilizadas na prática como oxidantes são oxigénio e ozono, cloro, bromo, permanganatos, dicromatos, oxiácidos de cloro e seus sais (por exemplo, 
,
,
), Ácido nítrico ( 
), ácido sulfúrico concentrado ( 
), Dióxido de manganês ( 
), peróxido de hidrogênio e peróxidos metálicos ( 
,
).
Os agentes redutores mais poderosos são:
1) substâncias simples cujos átomos apresentam baixa eletronegatividade (“metais ativos”);
2) cátions metálicos em baixos estados de oxidação (Fe 2+);
3) ânions elementares simples, por exemplo, íon sulfeto S 2- ;
4) ânions contendo oxigênio (oxoânions) correspondentes aos estados de oxidação positivos mais baixos do elemento (nitrito 
, sulfito 
).
Substâncias específicas utilizadas na prática como agentes redutores são, por exemplo, metais alcalinos e alcalino-terrosos, sulfetos, sulfitos, halogenetos de hidrogênio (exceto HF), substâncias orgânicas - álcoois, aldeídos, formaldeído, glicose, ácido oxálico, bem como hidrogênio, carbono , monóxido de carbono ( 
) e alumínio em altas temperaturas.
Em princípio, se uma substância contém um elemento num estado de oxidação intermédio, então estas substâncias podem apresentar propriedades oxidantes e redutoras. Tudo depende
"parceiro" na reação: com um agente oxidante suficientemente forte, pode reagir como agente redutor, e com um agente redutor suficientemente forte, como agente oxidante. Assim, por exemplo, o íon nitrito NO 2 - em ambiente ácido atua como agente oxidante em relação ao íon I -:
2
+
2
+4HCl→ 
+
2
+ 4KCl + 2H2O
e como agente redutor em relação ao íon permanganato MnO 4 -
5
+
2
+ 3H 2 SO 4 → 2 
+
5
+ K 2 SO 4 + 3H 2 O
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Parte I
1. O estado de oxidação (s. o.) é carga condicional dos átomos de um elemento químico em uma substância complexa, calculada com base na suposição de que consiste em íons simples.
Deveria saber!
1) Em conexões com. Ó. hidrogênio = +1, exceto hidretos.
2) Em compostos com. Ó. oxigênio = -2, exceto peróxidos 
e fluoretos
3) O estado de oxidação dos metais é sempre positivo.
Para metais dos principais subgrupos do primeiro três grupos Com. Ó. constante:
Metais do Grupo IA - pág. Ó. = +1,
Metais do Grupo IIA - pág. Ó. = +2,
Metais do Grupo IIIA - pág. Ó. = +3.
4) Para átomos livres e substâncias simples p. Ó. = 0.
5) Total de s. Ó. todos os elementos do composto = 0.
2. Método de formação de nomes compostos de dois elementos (binários).
4. Preencha a tabela “Nomes e fórmulas de compostos binários”.
5. Determine o grau de oxidação do elemento destacado do composto complexo.
parte II
1. Determine os estados de oxidação dos elementos químicos nos compostos de acordo com suas fórmulas. Escreva os nomes dessas substâncias.
2. Substâncias separadas FeO, Fe2O3, CaCl2, AlBr3, CuO, K2O, BaCl2, SO3em dois grupos. Anote os nomes das substâncias, indicando o grau de oxidação.
3. Estabeleça uma correspondência entre o nome e o estado de oxidação de um átomo de um elemento químico e a fórmula do composto.
4. Faça fórmulas de substâncias por nome.
5. Quantas moléculas estão contidas em 48 g de óxido de enxofre (IV)?
6. Utilizando a Internet e outras fontes de informação, prepare um relatório sobre o uso de qualquer conexão binária de acordo com o seguinte plano:
1) fórmula;
2) nome;
3) propriedades;
4) aplicação.
Água H2O, óxido de hidrogênio.
A água em condições normais é líquida, incolor, inodora, em camada espessa - azul. O ponto de ebulição é cerca de 100⁰С. É um bom solvente. Uma molécula de água consiste em dois átomos de hidrogênio e um átomo de oxigênio, esta é a sua composição qualitativa e quantitativa. Esse substância complexa, é caracterizado pelo seguinte Propriedades quimicas: interação com metais alcalinos, metais alcalino-terrosos. As reações de troca com água são chamadas de hidrólise. Estas reações têm grande importância em química.
7. O estado de oxidação do manganês no composto K2MnO4 é:
3) +6
8. O cromo tem o estado de oxidação mais baixo em um composto cuja fórmula é:
1) Cr2O3
9. O cloro exibe o estado de oxidação máximo em um composto cuja fórmula é:
3) Cl2O7
Um elemento químico em um composto, calculado a partir do pressuposto de que todas as ligações são iônicas.
Os estados de oxidação podem ter valor positivo, negativo ou zero, portanto a soma algébrica dos estados de oxidação dos elementos de uma molécula, levando em consideração o número de seus átomos, é 0, e em um íon - a carga do íon.
1. Os estados de oxidação dos metais nos compostos são sempre positivos.
2. O estado de oxidação mais elevado corresponde ao número do grupo do sistema periódico onde este elemento está localizado (a exceção é: Au+3(eu agrupo), Cu+2(II), do grupo VIII, o estado de oxidação +8 só pode ser em ósmio Os e rutênio ru.
3. Os estados de oxidação dos não metais dependem de qual átomo ele está conectado:
- se for com um átomo de metal, então o estado de oxidação é negativo;
- se for com um átomo não metálico, o estado de oxidação pode ser positivo e negativo. Depende da eletronegatividade dos átomos dos elementos.
4. O maior estado de oxidação negativa dos não metais pode ser determinado subtraindo de 8 o número do grupo em que este elemento está localizado, ou seja, o estado de oxidação positivo mais alto é igual ao número de elétrons na camada externa, que corresponde ao número do grupo.
5. Os estados de oxidação das substâncias simples são 0, independentemente de serem metais ou não metais.
Elementos com estados de oxidação constantes.
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Elemento |
Estado de oxidação característico |
Exceções |
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Hidretos metálicos: LIH-1 |
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|
Estado de oxidação chamada de carga condicional da partícula sob a suposição de que a ligação está completamente quebrada (tem caráter iônico). H- Cl = H + + Cl - , Comunicação em ácido clorídrico polar covalente. O par de elétrons é mais inclinado em direção ao átomo Cl - , porque é um elemento inteiro mais eletronegativo. Como determinar o grau de oxidação?Eletro-negatividadeé a capacidade dos átomos de atrair elétrons de outros elementos. O estado de oxidação é indicado acima do elemento: irmão 2 0 , Na 0 , O +2 F 2 -1 ,K + Cl - etc. Pode ser negativo e positivo. Estado de oxidação uma substância simples(estado livre e não ligado) é zero. O estado de oxidação do oxigênio na maioria dos compostos é -2 (a exceção são os peróxidos H2O2, onde é -1 e compostos com flúor - Ó +2 F 2 -1 , Ó 2 +1 F 2 -1 ). - Estado de oxidação um íon monoatômico simples é igual à sua carga: N / D + , Ca +2 . O hidrogênio em seus compostos tem um estado de oxidação +1 (as exceções são os hidretos - N / D + H - e digite conexões C +4 H 4 -1 ). Nas ligações metal-não-metal, o átomo que tem a maior eletronegatividade tem um estado de oxidação negativo (os dados de eletronegatividade são fornecidos na escala de Pauling): H + F - , Cu + irmão - , Ca +2 (NÃO 3 ) - etc. Regras para determinação do grau de oxidação em compostos químicos.Vamos fazer uma conexão KMnO 4 , é necessário determinar o estado de oxidação do átomo de manganês. Raciocínio:
K+MnXO 4 -2 Deixar X- desconhecemos o grau de oxidação do manganês. O número de átomos de potássio é 1, manganês - 1, oxigênio - 4. Está provado que a molécula como um todo é eletricamente neutra, portanto sua carga total deve ser igual a zero. 1*(+1) + 1*(X) + 4(-2) = 0, X = +7, Conseqüentemente, o estado de oxidação do manganês no permanganato de potássio = +7. Vamos dar outro exemplo de um óxido Fe2O3. É necessário determinar o estado de oxidação do átomo de ferro. Raciocínio:
2*(X) + 3*(-2) = 0, Conclusão: o estado de oxidação do ferro neste óxido é +3. Exemplos. Determine os estados de oxidação de todos os átomos da molécula. 1. K2Cr2O7. Estado de oxidação K+1, oxigênio O-2. Dados os índices: O=(-2)×7=(-14), K=(+1)×2=(+2). Porque a soma algébrica dos estados de oxidação dos elementos de uma molécula, levando em consideração o número de seus átomos, é 0, então o número de estados de oxidação positivos é igual ao número de estados de oxidação negativos. Estados de oxidação K+O=(-14)+(+2)=(-12). Segue-se disso que o número de potências positivas do átomo de cromo é 12, mas existem 2 átomos na molécula, o que significa que existem (+12):2=(+6) por átomo. Responder: K 2 + Cr 2 +6 O 7 -2. 2.(AsO 4) 3-. EM este caso a soma dos estados de oxidação não será mais igual a zero, mas à carga do íon, ou seja, - 3. Vamos fazer uma equação: x+4×(- 2)= - 3 . Responder: (Como +5 O 4 -2) 3-. |
