Як визначити заряд хімічного елемента у поєднанні. Вищий ступінь окислення
Електронегативність, як і інші властивості атомів хімічних елементів, змінюється із збільшенням порядкового номера елемента періодично:
Графік вище показує періодичність зміни електронегативності елементів основних підгруп залежно від порядкового номера елемента.
При русі вниз по підгрупі таблиці Менделєєва електронегативність хімічних елементів зменшується, під час руху праворуч за періодом зростає.
Електронегативність відбиває неметаллічність елементів: що вище значення електронегативності, то більше в елемента виражені неметалеві властивості.
Ступінь окислення
Як розрахувати ступінь окислення елемента у поєднанні?
1) Ступінь окиснення хімічних елементів у простих речовинах завжди дорівнює нулю.
2) Існують елементи, що виявляють у складних речовинах постійний ступінь окислення:
3) Існують хімічні елементи, які виявляють у переважній більшості сполук постійний ступінь окислення. До таких елементів відносяться:
Елемент |
Ступінь окислення практично у всіх сполуках |
Винятки |
| водень H | +1 | Гідриди лужних та лужноземельних металів, наприклад: |
| кисень O | -2 | Пероксиди водню та металів: Фторид кисню |
4) Алгебраїчна сума ступенів окислення всіх атомів у молекулі завжди дорівнює нулю. Алгебраїчна сума ступенів окислення всіх атомів в іоні дорівнює заряду іона.
5) Вища (максимальна) ступінь окислення дорівнює номеру групи. Винятки, які не підпадають під це правило, - елементи побічної підгрупи І групи, елементи побічної підгрупи VIII групи, а також кисень і фтор.
Хімічні елементи, номер групи яких не збігається з їх вищим ступенем окиснення (обов'язкові для запам'ятовування)
6) Нижчий ступінь окиснення металів завжди дорівнює нулю, а нижчий ступінь окиснення неметалів розраховується за формулою:
нижчий ступінь окислення неметалу = № групи − 8
Відштовхуючись від наведених вище правил, можна встановити ступінь окислення хімічного елементау будь-якій речовині.
Знаходження ступенів окислення елементів у різних сполуках
Приклад 1
Визначте ступеня окиснення всіх елементів у сірчаній кислоті.
Рішення:
Запишемо формулу сірчаної кислоти:
Ступінь окиснення водню у всіх складних речовинах +1 (крім гідридів металів).
Ступінь окислення кисню у всіх складних речовинах дорівнює -2 (крім пероксидів та фториду кисню OF 2). Розставимо відомі ступені окислення:
Позначимо ступінь окислення сірки як x:
Молекула сірчаної кислоти, як і молекула будь-якої речовини, загалом електронейтральна, т.к. сума ступенів окиснення всіх атомів у молекулі дорівнює нулю. Схематично це можна зобразити так:
Тобто. ми отримали наступне рівняння:
Вирішимо його:
Таким чином, ступінь окислення сірки у сірчаній кислоті дорівнює +6.
Приклад 2
Визначте ступінь окислення всіх елементів дихромату амонію.
Рішення:
Запишемо формулу дихромату амонію:
Як і в попередньому випадку, ми можемо розставити ступені окислення водню та кисню:
Проте бачимо, що невідомі ступеня окислення відразу в двох хімічних елементів — азоту і хрому. Тому знайти ступеня окислення аналогічно попередньому прикладу ми можемо (одне рівняння з двома змінними немає єдиного рішення).
Звернемо увагу на те, що вказана речовина відноситься до класу солей і, відповідно, має іонну будову. Тоді справедливо можна сказати, що до складу дихромату амонію входять катіони NH 4 + (заряд даного катіону можна подивитися у таблиці розчинності). Отже, так як у формульній одиниці дихромату амонію два позитивні однозарядні катіони NH 4 + , заряд дихромат-іона дорівнює -2, оскільки речовина в цілому електронейтрально. Тобто. речовина утворена катіонами NH 4 + та аніонами Cr 2 O 7 2- .
Ми знаємо ступеня окислення водню та кисню. Знаючи, що сума ступенів окиснення атомів всіх елементів в іоні дорівнює заряду, і позначивши ступеня окиснення азоту та хрому як xі yвідповідно, ми можемо записати:
Тобто. ми отримуємо два незалежні рівняння:
Вирішуючи які, знаходимо xі y:
Таким чином, у дихроматі амонію ступеня окиснення азоту -3, водню +1, хрому +6, а кисню -2.
Як визначати ступеня окислення елементів у органічних речовинможна почитати.
Валентність
Валентність атомів позначається римськими цифрами: І, ІІ, ІІІ тощо.
Валентні можливості атома залежать від кількості:
1) неспарених електронів
2) неподілених електронних пар на орбіталях валентних рівнів
3) порожніх електронних орбіталей валентного рівня
Валентні можливості атома водню
Зобразимо електронно-графічну формулу атома водню:
Було сказано, що на валентні можливості можуть впливати три фактори – наявність неспарених електронів, наявність неподілених електронних пар на зовнішньому рівні та наявність вакантних (порожніх) орбіталей зовнішнього рівня. Ми бачимо на зовнішньому (і єдиному) енергетичному рівні один неспарений електрон. Виходячи з цього, водень може точно мати валентність, що дорівнює I. Однак на першому енергетичному рівні є лише один підрівень — s,тобто. атом водню на зовнішньому рівні немає як неподілених електронних пар, і порожніх орбіталей.
Таким чином, єдина валентність, яку може виявляти атом водню, дорівнює I.
Валентні можливості атома вуглецю
Розглянемо електронну будову атома вуглецю. В основному стані електронна конфігурація його зовнішнього рівня виглядає так:
Тобто. в основному стані на зовнішньому енергетичному рівні незбудженого атома вуглецю знаходиться 2 неспарені електрони. У такому стані він може виявляти валентність, що дорівнює II. Однак атом вуглецю дуже легко переходить у збуджений стан при повідомленні йому енергії, і електронна конфігурація зовнішнього шару в цьому випадку набуває вигляду:
Незважаючи на те, що на процес збудження атома вуглецю витрачається деяка кількість енергії, витрати з надлишком компенсуються при утворенні чотирьох ковалентних зв'язків. Тому валентність IV набагато більш характерна для атома вуглецю. Так, наприклад, валентність IV вуглець має на молекулах вуглекислого газу, вугільної кислоти і всіх органічних речовин.
Крім неспарених електронів та неподілених електронних пар на валентні можливості також впливає наявність вакантних () орбіталей валентного рівня. Наявність таких орбіталей на рівні, що заповнюється призводить до того, що атом може виконувати роль акцептора електронної пари, тобто. утворювати додаткові ковалентні зв'язки за донорно-акцепторним механізмом. Так, наприклад, всупереч очікуванням, у молекулі чадного газу CO зв'язок не подвійний, а потрійний, що наочно показано на наступній ілюстрації:
Валентні можливості атома азоту
Запишемо електронно-графічну формулу зовнішнього енергетичного рівня атома азоту:
Як видно з ілюстрації вище, атом азоту у своєму звичайному стані має 3 неспарені електрони, у зв'язку з чим логічно припустити про його здатність виявляти валентність, рівну III. Дійсно, валентність, що дорівнює трьом, спостерігається в молекулах аміаку (NH 3), азотистої кислоти (HNO 2), трихлористого азоту (NCl 3) і т.д.
Вище було сказано, що валентність атома хімічного елемента залежить від кількості неспарених електронів, а й від наявності неподілених електронних пар. Пов'язано це з тим, що ковалентний хімічний зв'язок може утворитися не тільки, коли два атоми надають один одному по одному електрону, але також і тоді, коли один атом, що має неподілену пару електронів — донор() надає її іншому атому з вакантною орбіталлю () валентного рівня (акцептор). Тобто. для атома азоту можлива також валентність IV за рахунок додаткового ковалентного зв'язку, утвореного за донорно-акцепторним механізмом. Так, наприклад, чотири ковалентні зв'язки, одна з яких утворена за донорно-акцепторним механізмом, спостерігається при утворенні катіону амонію:
Незважаючи на те, що один з ковалентних зв'язків утворюється за донорно-акцепторним механізмом, все зв'язку N-Hу катіоні амонію абсолютно ідентичні і нічим один від одного не відрізняються.
Валентність, що дорівнює V, атом азоту виявляти не здатний. Пов'язано це з тим, що для атома азоту неможливий перехід у збуджений стан, при якому відбувається розпарювання двох електронів з переходом одного з них на вільну орбіталь, найближчу за рівнем енергії. Атом азоту не має d-підрівня, а перехід на 3s-орбіталь енергетично настільки витратний, що витрати енергії не покриваються утворенням нових зв'язків. Багато хто може поставити питання, а яка ж тоді валентність у азоту, наприклад, в молекулах азотної кислоти HNO 3 або оксиду азоту N 2 O 5 ? Як не дивно, валентність там теж IV, що видно з наведених нижче структурних формул:
Пунктирною лінією на ілюстрації зображено так звану справакалізована π -зв'язок. Тому кінцеві зв'язки NO можна назвати «полуторними». Аналогічні полуторні зв'язки є також молекулі озону O 3 , бензолу C 6 H 6 тощо.
Валентні можливості фосфору
Зобразимо електронно-графічну формулу зовнішнього енергетичного рівня атома фосфору:
Як бачимо, будова зовнішнього шару в атома фосфору переважно стані і атома азоту однаково, у зв'язку з чим логічно очікувати атома фосфору як і, як й у атома азоту, можливих валентностей, рівних I, II, III і IV, як і спостерігається практично.
Однак, на відміну від азоту, атом фосфору має на зовнішньому енергетичному рівні ще й d-підрівень з 5-ма вакантними орбіталями.
У зв'язку з цим він здатний переходити в збуджений стан, розпарюючи електрони 3 s-орбіталі:
Таким чином, недоступна азоту валентність V для атома фосфору можлива. Так, наприклад, валентність, що дорівнює п'яти, атом фосфору має в молекулах таких сполук, як фосфорна кислота, галогеніди фосфору (V), оксид фосфору (V) і т.д.
Валентні можливості атома кисню
Електронно-графічна формула зовнішнього енергетичного рівня атома кисню має вигляд:
Ми бачимо на 2-му рівні два неспарені електрони, у зв'язку з чим для кисню можлива валентність II. Слід зазначити, що ця валентність атома кисню спостерігається практично у всіх сполуках. Вище під час розгляду валентних можливостей атома вуглецю ми обговорили утворення молекули чадного газу. Зв'язок у молекулі CO потрійний, отже, кисень там тривалентний (кисень — донор електронної пари).
Через те, що атом кисню не має на зовнішньому рівні d-підрівня, розпарювання електронів sі p-орбіталей неможливо, через що валентні можливості атома кисню обмежені порівняно з іншими елементами його підгрупи, наприклад сіркою.
Валентні можливості атома сірки
Зовнішній енергетичний рівень атома сірки у незбудженому стані:
У атома сірки, як і в атома кисню, у звичайному стані два неспарені електрони, тому ми можемо зробити висновок про те, що для сірки можлива валентність, що дорівнює двом. І справді, валентність II сірка має, наприклад, в молекулі сірководню H 2 S.
Як бачимо, у атома сірки зовнішньому рівні з'являється d-підрівень із вакантними орбіталями. Тому атом сірки здатний розширювати свої валентні можливості на відміну від кисню за рахунок переходу в збуджені стани. Так, при розпаруванні неподіленої електронної пари 3 p-підрівня атом сірки набуває електронну конфігураціюзовнішнього рівня такого вигляду:
У такому стані атом сірки має 4 неспарені електрони, що говорить нам про можливість прояву атомами сірки валентності, що дорівнює IV. Дійсно, валентність IV сірка має молекулах SO 2 , SF 4 , SOCl 2 і т.д.
При розпарюванні другої неподіленої електронної пари, розташованої на 3 s-підрівні, зовнішній енергетичний рівень набуває конфігурації:
У такому стані стає можливим прояв валентності VI. Прикладом сполук з VI-валентною сіркою є SO 3 H 2 SO 4 SO 2 Cl 2 і т.д.
Аналогічно можна розглянути валентні можливості решти хімічних елементів.
Для характеристики окислювально-відновної здатності частинок важливе значення має таке поняття як ступінь окислення. СТУПЕНЬ ОКИСЛЕННЯ - це заряд, який міг би виникнути в атома в молекулі або іоні, якби всі його зв'язки з іншими атомами розірвалися, а загальні електронні пари пішли з більш електронегативними елементами.
На відміну від реально існуючих набоїв у іонів, ступінь окислення показує лише умовний заряд атома в молекулі. Вона може бути негативною, позитивною та нульовою. Наприклад, ступінь окислення атомів у простих речовинах дорівнює «0» (, 
,
,
). У хімічних сполуках атоми можуть мати постійний ступінь окислення або змінну. У металів головних підгруп I, II і III груп Періодичної системи в хімічних сполуках ступінь окислення, як правило, постійна і дорівнює відповідно Ме +1, Ме +2 і Ме +3 (Li + Ca +2 Al +3). У атома фтору завжди -1. У хлору у з'єднаннях із металами завжди -1. У переважній кількості сполук кисень має ступінь окиснення -2 (крім пероксидів, де його ступінь окиснення -1), а водень +1 (крім гідридів металів, де його ступінь окиснення -1).
Алгебраїчна сума ступенів окислення всіх атомів у нейтральній молекулі дорівнює нулю, а в іоні – заряду іона. Цей взаємозв'язок дозволяє розраховувати ступені окислення атомів у складних сполуках.
У молекулі сірчаної кислоти H 2 SO 4 атом водню має рівень окислення +1, а атом кисню -2. Оскільки атомів водню два, а атомів кисню чотири, ми маємо два «+» і вісім «-». До нейтральності не вистачає шість "+". Саме це число і є ступенем окислення сірки. 
. Молекула дихромату калію K 2 Cr 2 O 7 складається з двох атомів калію, двох атомів хрому та семи атомів кисню. У калію рівень окислення завжди +1, у кисню -2. Отже, маємо два «+» і чотирнадцять «-». Дванадцять «+», що залишилися, припадають на два атоми хрому, у кожного з яких ступінь окислення дорівнює +6 ( 
).
Типові окислювачі та відновники
З визначення процесів відновлення та окислення випливає, що, в принципі, у ролі окислювачів можуть виступати прості та складні речовини, що містять атоми, які знаходяться не в нижчому ступені окислення і тому можуть знижувати свій ступінь окислення. Аналогічно у ролі відновників можуть виступати прості та складні речовини, що містять атоми, які знаходяться не в вищому ступені окислення і тому можуть підвищувати свій рівень окислення.
До найбільш сильних окислювачів відносяться:
1) прості речовини, утворені атомами, мають велику електронегативність, тобто. типові неметали, розташовані в головних підгрупах шостої та сьомої груп періодичної системи: F, O, Cl, S (відповідно F 2 , O 2 , Cl 2 , S);
2) речовини, що містять елементи у вищих та проміжних
позитивних ступенях окислення, у тому числі у вигляді іонів, як простих, елементарних (Fe 3+), так і кисневмісних, оксоаніонів (перманганат-іон - MnO 4 -);
3) перекисні сполуки.
Конкретними речовинами, що застосовуються на практиці як окислювачі, є кисень і озон, хлор, бром, перманганати, дихромати, кисневі кислоти хлору та їх солі (наприклад, 
,
,
), азотна кислота ( 
), концентрована сірчана кислота ( 
), діоксид марганцю ( 
), пероксид водню та пероксиди металів ( 
,
).
До найсильніших відновників відносяться:
1) прості речовини, атоми яких мають низьку електронегативність («активні метали»);
2) катіони металів у нижчих ступенях окиснення (Fe 2+);
3) прості елементарні аніони, наприклад, сульфід-іон S 2-;
4) кисневмісні аніони (оксоаніони), що відповідають нижчим позитивним ступеням окислення елемента (нітрит 
, сульфіт 
).
Конкретними речовинами, що застосовуються на практиці як відновники, є, наприклад, лужні та лужноземельні метали, сульфіди, сульфіти, галогенводні (крім HF), органічні речовини - спирти, альдегіди, формальдегід, глюкоза, щавлева кислота, а також водень, вуглець вуглецю ( 
) та алюміній при високих температурах.
У принципі, якщо до складу речовини входить елемент у проміжному ступені окислення, то ці речовини можуть виявляти як окислювальні, так і відновлювальні властивості. Все залежить від
«партнера» по реакції: з досить сильним окислювачем може реагувати як відновник, і з досить сильним відновником – як окислювач. Так, наприклад, нітрит-іон NO 2 - у кислому середовищі виступає в ролі окислювача по відношенню до іону I - :
2
+
2
+ 4HCl→ 
+
2
+ 4KCl + 2H 2 O
і в ролі відновника по відношенню до перманганат-іону MnO 4 -
5
+
2
+ 3H 2 SO 4 → 2 
+
5
+K 2 SO 4 + 3H 2 O
Відеокурс «Отримай п'ятірку» включає всі теми, необхідні для успішної здачі ЄДІз математики на 60-65 балів. Цілком всі завдання 1-13 Профільного ЄДІз математики. Підходить також для здачі Базового ЄДІ з математики. Якщо ви хочете здати ЄДІ на 90-100 балів, вам треба вирішувати частину 1 за 30 хвилин і без помилок!
Курс підготовки до ЄДІ для 10-11 класів, а також для викладачів. Все необхідне, щоб вирішити частину 1 ЄДІ з математики (перші 12 завдань) та задачу 13 (тригонометрія). А це понад 70 балів на ЄДІ, і без них не обійтись ні стобальнику, ні гуманітарію.
Вся необхідна теорія. Швидкі способирішення, пастки та секрети ЄДІ. Розібрано всі актуальні завдання частини 1 із Банку завдань ФІПД. Курс повністю відповідає вимогам ЄДІ-2018.
Курс містить 5 великих тем, по 2,5 години кожна. Кожна тема дається з нуля, це просто і зрозуміло.
Сотні завдань ЄДІ. Текстові завдання та теорія ймовірностей. Прості і легко запам'ятовуються алгоритми розв'язання задач. Геометрія. Теорія, довідковий матеріал, розбір всіх типів завдань ЄДІ Стереометрія. Хитрі прийоми розв'язання, корисні шпаргалки, розвиток просторової уяви. Тригонометрія з нуля - до завдання 13. Розуміння замість зубріння. Наочне пояснення складних понять. Алгебра. Коріння, ступеня та логарифми, функція та похідна. База на вирішення складних завдань 2 частини ЄДІ.
Частина I
1. Ступінь окислення (с. о.) – цеумовний заряд атомів хімічного елемента у складному речовині, обчислений з урахуванням припущення, що складається з простих іонів.
Слід знати!
1) У з'єднаннях с. о. водню = +1, крім гідридів.
2) У з'єднаннях с. о. кисню = -2, крім пероксидів 
та фторидів
3) Ступінь окиснення металів завжди позитивна.
Для металів головних підгруп перших трьох груп с. о. постійна:
метали ІА групи - с. о. = +1,
метали IIA групи – с. о. = +2,
метали IIIA групи – с. о. = +3.
4) У вільних атомів та простих речовин с. о. = 0.
5) Сумарна с. о. всіх елементів у поєднанні = 0.
2. Спосіб утворення назвдвоелементних (бінарних) з'єднань.
4. Доповніть таблицю «Назви та формули бінарних сполук».
5. Визначте рівень окислення виділеного шрифтом елемента складного з'єднання.
Частина II
1. Визначте ступеня окиснення хімічних елементів у сполуках за їх формулами. Напишіть назви цих речовин.
2. Розділіть речовини FeO, Fe2O3, CaCl2, AlBr3, CuO, K2O, BaCl2, SO3на дві групи. Запишіть назви речовин, вказавши ступінь окислення.
3. Встановіть відповідність між назвою та ступенем окислення атома хімічного елемента та формулою сполуки.
4. Складіть формули речовин за назвою.
5. Скільки молекул міститься в 48 г оксиду сірки (IV)?
6. За допомогою Інтернету та інших джерел інформації підготуйте повідомлення про застосування будь-якого бінарного з'єднання за таким планом:
1) формула;
2) назву;
3) властивості;
4) застосування.
Вода H2O, оксид водню.
Вода за звичайних умов рідина, без кольору, запаху, у товстому шарі – блакитна. Температура кипіння близько 100? Є гарним розчинником. Складається молекула води з двох атомів водню та одного атома кисню, це його якісний та кількісний склад. Це складна речовинадля нього характерні наступні Хімічні властивості: взаємодія із лужними металами, лужноземельними металами. Реакції обміну із водою називаються гідролізом. Ці реакції мають велике значенняу хімії.
7. Ступінь окислення марганцю у поєднанні К2МnO4 дорівнює:
3) +6
8. Найменший ступінь окислення хром має у поєднанні, формула якого:
1) Сг2O3
9. Максимальний ступінь окислення хлор виявляє у поєднанні, формула якого:
3) Сl2O7
Хімічний елемент у поєднанні, обчислений з припущення, що всі зв'язки мають іонний тип.
Ступені окислення можуть мати позитивне, негативне або нульове значення, тому алгебраїчна сума ступенів окислення елементів у молекулі з урахуванням числа їх атомів дорівнює 0, а в іоні – заряду іона.
1. Ступені окислення металів у з'єднаннях завжди позитивні.
2. Найвищий ступінь окислення відповідає номеру групи періодичної системи, де знаходиться даний елемент (виняток становлять: Au +3(І група), Cu +2(II), з VIII групи ступінь окислення +8 може бути тільки у осмію Osта рутенія Ru.
3. Ступені окислення неметалів залежать від того, з яким атомом він з'єднаний:
- якщо з атомом металу, то ступінь окиснення негативна;
- якщо з атомом неметалу то ступінь окислення може бути і позитивний, і негативний. Це залежить від електронегативності атомів елементів.
4. Вищий негативний ступінь окиснення неметалів можна визначити відніманням з 8 номери групи, у якій перебуває цей елемент, тобто. найвищий позитивний ступінь окислення дорівнює числу електронів на зовнішньому шарі, що відповідає номеру групи.
5. Ступені окислення простих речовин дорівнюють 0, незалежно від того метал це або неметал.
Елементи з постійними ступенями окиснення.
|
Елемент |
Характерний ступінь окислення |
Винятки |
|
Гідриди металів: LIH-1 |
||
|
Ступенем окисленняназивають умовний заряд частки у припущенні, що зв'язок повністю розірваний (має іонний характер). H- Cl = H + + Cl - , Зв'язок у соляної кислотиковалентна полярна. Електронна пара більшою мірою зміщена у бік атома Cl - , т.к. він більш електронегативний елемент. Як визначити ступінь окиснення?Електронегативність- Це здатність атомів притягувати до себе електрони інших елементів. Ступінь окислення вказується над елементом: Br 2 0 , Na 0 , O +2 F 2 -1 ,K + Cl - і т.д. Вона може бути негативною та позитивною. Ступінь окислення простої речовини(Незв'язаний, вільний стан) дорівнює нулю. Ступінь окислення кисню у більшості сполук дорівнює -2 (виняток становлять пероксиди Н 2 Про 2, де вона дорівнює -1 та з'єднання з фтором - O +2 F 2 -1 , O 2 +1 F 2 -1 ). - Ступінь окисленняпростого одноатомного іона дорівнює його заряду: Na + , Ca +2 . Водень у своїх сполуках має ступінь окислення рівну +1 (виключення становлять гідриди - Na + H - та з'єднання типу C +4 H 4 -1 ). У зв'язках «метал-неметал» негативний ступінь окислення має той атом, який має більшу електрооприцільність (дані про елекронегативність наведені в шкалі Полінга): H + F - , Cu + Br - , Ca +2 (NO 3 ) - і т.д. Правила визначення ступеня окислення у хімічних сполуках.Візьмемо з'єднання KMnO 4 , необхідно визначити ступінь окислення атома марганцю. Міркування:
До +Mn X O 4 -2 Нехай Х- невідомий нам ступінь окислення марганцю. Кількість атомів калію – 1, марганцю – 1, кисню – 4. Доведено, що молекула в цілому електронейтральна, тому її загальний заряд має дорівнювати нулю. 1*(+1) + 1*(X) + 4(-2) = 0, Х = +7, Отже, ступінь окислення марганцю перманганаті калію = +7. Візьмемо інший приклад оксиду Fe 2 O 3. Необхідно визначити рівень окислення атома заліза. Міркування:
2*(Х) + 3*(-2) = 0, Висновок: ступінь окислення заліза у цьому оксиді дорівнює +3. приклади.Визначити ступеня окиснення всіх атомів у молекулі. 1. K 2 Cr 2 O 7. Ступінь окислення До +1, кисню Про -2. Враховуючи індекси: О=(-2)×7=(-14), К=(+1)×2=(+2). Т.к. алгебраїчна сума ступенів окислення елементів у молекулі з урахуванням числа їх атомів дорівнює 0, то число позитивних ступенів окислення дорівнює числу негативних. Ступені окислення К+О=(-14)+(+2)=(-12). З цього випливає, що в атома хрому число позитивних ступенів дорівнює 12, але атомів у молекулі 2, отже, на один атом припадає (+12):2=(+6). Відповідь: До 2 + Cr 2 +6 O 7 -2. 2.(AsO 4) 3- . У даному випадкусума ступенів окислення дорівнюватиме вже не нулю, а заряду іона, тобто. - 3. Складемо рівняння: х+4×(- 2)= - 3 . Відповідь: (As +5 O 4 -2) 3- . |
