Kako odrediti oksidacijsko stanje atoma kemijskog elementa. Jedinjenja sumpora

Podgrupa halkogena uključuje sumpor - ovo je drugi od elemenata koji mogu formirati veliki broj ležišta rude. Sulfati, sulfidi, oksidi i druga jedinjenja sumpora su veoma rasprostranjeni, važni u industriji i prirodi. Stoga ćemo u ovom članku razmotriti što su oni, što je sam sumpor, njegova jednostavna tvar.

Sumpor i njegove karakteristike

Ovaj element ima sljedeću poziciju u periodnom sistemu.

1. Šesta grupa, glavna podgrupa.
2. Treći manji period.
3. Atomska masa - 32.064.
4. Serijski broj je 16, ima isti broj protona i elektrona, a ima i 16 neutrona.
5. Odnosi se na nemetalne elemente.
6. U formulama se čita kao "es", naziv elementa sumpor, latinski sumpor.

U prirodi postoje četiri stabilna izotopa. maseni brojevi 32,33,34 i 36. Ovaj element je šesti najčešći u prirodi. Odnosi se na biogene elemente, jer je dio važnih organskih molekula.

Elektronska struktura atoma

Jedinjenja sumpora duguju svoju raznolikost karakteristikama elektronske strukture atoma. Izražava se sljedećom konfiguracijskom formulom: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 .

Dati redosled odražava samo stacionarno stanje elementa. Međutim, poznato je da ako se atomu prenese dodatna energija, tada se elektroni mogu upariti na 3p i 3s podnivoima, nakon čega slijedi još jedan prijelaz u 3d, koji ostaje slobodan. Kao rezultat toga, ne mijenja se samo valencija atoma, već i sva moguća oksidacijska stanja. Njihov broj se značajno povećava, kao i broj različitih supstanci sa učešćem sumpora.

Oksidacijska stanja sumpora u jedinjenjima

Postoji nekoliko glavnih opcija za ovaj indikator. Za sumpor je:

Od njih je S +2 najrjeđi, ostali su svuda rasuti. Hemijska aktivnost i oksidaciona sposobnost čitave supstance zavisi od stepena oksidacije sumpora u jedinjenjima. Tako, na primjer, spojevi sa -2 su sulfidi. U njima je element koji razmatramo tipičan oksidant.

Što je veća vrijednost oksidacijskog stanja u spoju, to će biti izraženije oksidacijske sposobnosti tvari. To je lako provjeriti ako se prisjetimo dvije glavne kiseline koje stvara sumpor:

• H 2 SO 3 - sumporni;
• H 2 SO 4 - sumporna.

Poznato je da je potonji mnogo stabilniji, jači spoj, koji u visokoj koncentraciji ima vrlo ozbiljnu sposobnost oksidacije.

jednostavna supstanca

Kao jednostavna tvar, sumpor je žuti prekrasni kristali ravnog, pravilnog, izduženog oblika. Iako je ovo samo jedan od njegovih oblika, jer postoje dvije glavne ove supstance. Prvi, monoklinski ili rombični - ovo je žuta koja se ne može otopiti u vodi, već samo u organski rastvarači. Krt je i prelep oblik struktura predstavljena kao kruna. Tačka topljenja je oko 110 0 S.

Ako se, međutim, ne propusti međutrenutak kada se takva modifikacija zagrije, tada se na vrijeme može otkriti drugo stanje - plastični sumpor. To je gumena viskozna otopina Brown, koji daljim zagrijavanjem ili brzim hlađenjem ponovo prelazi u rombični oblik.

Ako govorimo o kemijski čistom sumporu dobivenom ponovljenom filtracijom, onda je to svijetložuti mali kristali, krhki i potpuno netopivi u vodi. Može da se zapali u kontaktu sa vlagom i kiseonikom u vazduhu. Razlikuju se po prilično visokoj hemijskoj aktivnosti.

Biti u prirodi

U prirodi postoje prirodne naslage iz kojih se izdvajaju jedinjenja sumpora i sam sumpor kao jednostavna supstanca. Osim toga, sadrži:

• u mineralima, rudama i stijenama;
• u tijelu životinja, biljaka i ljudi, jer je dio mnogih organskih molekula;
• in prirodni gasovi, nafta i ugalj;
• u uljnim škriljcima i prirodnim vodama.

Možete navesti neke od najbogatijih minerala sumporom:

• cinobar;
• pirit;
• sfalerit;
• antimonit;
• galena i drugi.

Većina proizvedenog sumpora danas ide u proizvodnju sulfata. Drugi dio se koristi u medicinske svrhe, Poljoprivreda, industrijskim procesima proizvodnju supstanci.

Fizička svojstva

Mogu se opisati u nekoliko tačaka.

1. Nerastvorljiv je u vodi, u ugljičnom disulfidu ili terpentinu - dobro se otapa.
2. Uz produženo trenje akumulira negativan naboj.
3. Tačka topljenja je 110°C.
4. Tačka ključanja 190 0 S.
5. Kada dostigne 300 0 C, prelazi u tečnost, lako pokretnu.
6. Čista supstanca je sposobna za spontano sagorevanje, zapaljiva svojstva su vrlo dobra.
7. Sam po sebi, praktički nema miris, međutim, jedinjenja sumpora vodika ispuštaju oštar miris pokvarenih jaja. Baš kao neki gasoviti binarni predstavnici.

Fizička svojstva dotične supstance poznata su ljudima od davnina. Zbog svoje zapaljivosti sumpor je dobio ime. U ratovima su zagušljiva i otrovna isparenja, koja nastaju prilikom sagorevanja ovog jedinjenja, korišćena kao oružje protiv neprijatelja. Osim toga, kiseline koje sadrže sumpor također su uvijek bile od velike industrijske važnosti.

Hemijska svojstva

Tema: "Sumpor i njegova jedinjenja" na školski kurs Hemija ne traje jednu lekciju, već nekoliko. Uostalom, ima ih mnogo. To je zbog hemijske aktivnosti ove supstance. Može pokazati i oksidirajuća svojstva s jačim redukcijskim agensima (metali, bor i drugi), i redukcijska svojstva s većinom nemetala.

Međutim, unatoč takvoj aktivnosti, interakcija se događa samo s fluorom na normalnim uslovima. Svi ostali zahtijevaju grijanje. Postoji nekoliko kategorija tvari s kojima sumpor može stupiti u interakciju:

• metali;
• nemetali;
• alkalije;
• jake oksidirajuće kiseline - sumporna i dušična.

Jedinjenja sumpora: sorte

Njihova raznolikost će se objasniti nejednakom vrijednošću oksidacijskog stanja glavnog elementa - sumpora. Dakle, na osnovu toga možemo razlikovati nekoliko glavnih vrsta supstanci:

• jedinjenja sa oksidacionim stanjem od -2;

Ako uzmemo u obzir klase, a ne indeks valencije, onda ovaj element formira molekule kao što su:

• kiseline;
• oksidi;
• sol;
• binarni spojevi s nemetalima (ugljični disulfid, hloridi);
• Organske materije.

Sada razmotrite glavne i navedite primjere.

Supstance sa stepenom oksidacije od -2

Jedinjenja sumpora 2 su njegove konformacije sa metalima, kao i sa:

• ugljenik;
• vodonik;
• fosfor;
• silicij;
• arsen;
• bor.

U tim slučajevima djeluje kao oksidant, jer su svi navedeni elementi elektropozitivniji. Pogledajmo neke od važnijih.

1. Ugljendisulfid - CS 2 . Prozirna tečnost sa karakterističnom prijatnom aromom etra. Toksičan je, zapaljiv i eksplozivan. Koristi se kao rastvarač za većinu vrsta ulja, masti, nemetala, srebrni nitrat, smole i gume. Također je važan dio u proizvodnji umjetne svile - viskoze. U industriji se sintetiše u velikim količinama.
2. Vodonik sulfid ili vodonik sulfid - H 2 S. Bezbojni plin slatkog okusa. Miris je oštar, izuzetno neprijatan, podsjeća na pokvareno jaje. Otrovan, deprimira centar za disanje, jer vezuje ione bakra. Stoga, pri trovanju njima dolazi do gušenja i smrti. Široko se koristi u medicini, organskoj sintezi, proizvodnji sumporne kiseline, a takođe i kao energetski efikasna sirovina.
3. Pronađeni su metalni sulfidi široka primena u medicini, u proizvodnji sulfata, u proizvodnji boja, u proizvodnji fosfora i na drugim mjestima. Opšta formula je Me x S y .

Jedinjenja sa oksidacionim stanjem od +4

Jedinjenja sumpora 4 su pretežno oksid i njegove odgovarajuće soli i kiselina. Sve su to prilično uobičajena jedinjenja koja imaju određenu vrijednost u industriji. Mogu djelovati i kao oksidanti, ali češće pokazuju redukcijske osobine.

Formule za jedinjenje sumpora sa oksidacionim stanjem od +4 su sljedeće:

• oksid - sumpor dioksid SO 2 ;
• kiselina - sumporna H 2 SO 3;
• soli imaju opšta formula Mex(SO3)y.

Jedan od najčešćih je ili anhidrid. To je bezbojna supstanca sa mirisom spaljene šibice. U velikim klasterima nastaje tokom vulkanskih erupcija, u ovom trenutku lako ga je prepoznati po mirisu.

Otapa se u vodi uz stvaranje lako razgradljive kiseline - sumporne. Ponaša se kao tipični oblik soli, koji ulazi u obliku sulfitnog jona SO 3 2-. Ovaj anhidrid je glavni gas koji utiče na zagađenje okolne atmosfere. On je taj koji utiče na obrazovanje.U industriji se koristi u proizvodnji sulfata.

Jedinjenja u kojima sumpor ima oksidaciono stanje +6

To uključuje, prije svega, sumporni anhidrid i sumpornu kiselinu sa njihovim solima:

• sulfati;
• hidrosulfati.

Budući da je atom sumpora u njima u najvećem stepenu oksidacije, svojstva ovih jedinjenja su sasvim razumljiva. Oni su jaki oksidanti.

Sumporov oksid (VI) - sumporni anhidrid - je hlapljiva bezbojna tečnost. Karakteristično- jaka sposobnost upijanja vlage. Puši na otvorenom. Kada se rastvori u vodi, daje jednu od najjačih mineralnih kiselina - sumpornu. Njegova koncentrirana otopina je teška uljasta blago žućkasta tekućina. Ako se anhidrid otopi u sumpornoj kiselini, tada će se dobiti poseban spoj koji se zove oleum. Industrijski se koristi u proizvodnji kiseline.

Među solima - sulfati - veliki značaj ima veze kao što su:

• gips CaSO 4 2H 2 O;
• barit BaSO 4 ;
• mirabilit;
• olovni sulfat i drugi.

Koriste se u građevinarstvu, hemijskoj sintezi, medicini, proizvodnji optički instrumenti i stakla, pa čak i prehrambene industrije.

Hidrosulfati se široko koriste u metalurgiji, gdje se koriste kao fluks. Takođe pomažu u pretvaranju mnogih složenih oksida u rastvorljive sulfatne oblike, koji se koriste u odgovarajućim industrijama.

Proučavanje sumpora u školskom kursu hemije

Kada je najbolje vrijeme da učenici nauče šta je sumpor, koja su njegova svojstva, šta je jedinjenje sumpora? 9. razred - najbolji period. Ovo nije sam početak, kada je djeci sve novo i neshvatljivo. Ovo je srednji put u proučavanju hemijske nauke, kada će temelji postavljeni ranije pomoći da se u potpunosti razume tema. Dakle, za razmatranje ovih pitanja dodijeljena je druga polovina diplomskog razreda. Istovremeno, cijela tema je podijeljena u nekoliko blokova, u kojima se nalazi zasebna lekcija "Jedinjenja sumpora. 9. razred".

To je zbog njihovog obilja. Posebno se razmatra i pitanje industrijske proizvodnje sumporne kiseline. Općenito, na ovu temu traje u prosjeku 3 sata.

Ali sumpor se uzima za učenje tek u 10. razredu, kada se razmatraju organska pitanja. Oni su takođe pogođeni u biologiji u srednjoj školi. Uostalom, sumpor je dio takvih organskih molekula kao što su:

• tioalkoholi (tioli);
• proteini (tercijarna struktura na kojoj dolazi do stvaranja disulfidnih mostova);
• tioaldehidi;
• tiofenoli;
• tioeteri;
• sulfonske kiseline;
• sulfoksidi i drugi.

Odlikuju se u posebna grupa organosumporna jedinjenja. Oni su važni ne samo u biološkim procesima živih bića, već iu industriji. Na primjer, sulfonske kiseline su osnova mnogih lijekovi(aspirin, sulfanilamid ili streptocid).

Osim toga, sumpor je stalna komponenta jedinjenja kao što su:

• amino kiseline;
• enzimi;
• vitamini;
• hormoni.

Oksidacijsko stanje je uvjetni naboj atoma u spoju, izračunat pod pretpostavkom da se sastoji samo od jona. Prilikom definiranja ovog koncepta, uvjetno se pretpostavlja da vezni (valentni) elektroni prelaze na više elektronegativnih atoma (vidi Elektronegativnost), te se stoga spojevi sastoje, takoreći, od pozitivno i negativno nabijenih jona. Oksidacijsko stanje može imati nulte, negativne i pozitivne vrijednosti, koje se obično postavljaju iznad simbola elementa na vrhu: .

Nulta vrijednost oksidacijskog stanja dodjeljuje se atomima elemenata u slobodnom stanju, na primjer: . Negativno značenje oksidaciona stanja su oni atomi prema kojima se pomiče vezni elektronski oblak (elektronski par). Za fluor u svim njegovim jedinjenjima, to je -1. Atomi koji doniraju valentne elektrone drugim atomima imaju pozitivno oksidacijsko stanje. Na primjer, u alkalnim i zemnoalkalnim metalima, on je, respektivno, jednak i U jednostavnim ionima, poput K, jednak je naboju jona. U većini jedinjenja, oksidaciono stanje atoma vodika je jednako, ali u metalnim hidridima (njihova jedinjenja sa vodonikom) - i drugima - je -1. Kisik karakterizira stanje oksidacije -2, ali, na primjer, u kombinaciji s fluorom će biti, au peroksidnim spojevima itd.) -1. U nekim slučajevima, ova vrijednost se može izraziti i razlomak broj: za željezo u željeznom oksidu (II, III) je jednako .

Algebarski zbir oksidacionih stanja atoma u jedinjenju je nula, au kompleksnom jonu to je naboj jona. Koristeći ovo pravilo, izračunavamo, na primjer, stanje oksidacije fosfora u ortofosfornoj kiselini. Označavajući ga i množenjem oksidacijskog stanja za vodik i kisik brojem njihovih atoma u spoju, dobivamo jednačinu: odakle. Slično, izračunavamo oksidacijsko stanje hroma u jonu -.

U jedinjenjima će oksidacijsko stanje mangana biti, respektivno.

Najveće oksidaciono stanje je njegova najveća pozitivna vrijednost. Za većinu elemenata jednak je broju grupe u periodičnom sistemu i važan je kvantitativna karakteristika element u svojim jedinjenjima. Najniža vrijednost oksidacijsko stanje elementa koje se javlja u njegovim spojevima obično se naziva najnižim oksidacijskim stanjem; svi ostali su srednji. Dakle, za sumpor, najveće oksidaciono stanje je jednako, najniže -2, srednje.

Promjena oksidacijskih stanja elemenata po grupama periodični sistem odražava učestalost njihove promjene hemijska svojstva sa povećanjem serijskog broja.

Koncept oksidacionog stanja elemenata koristi se u klasifikaciji supstanci, opisujući njihova svojstva, formulisanje jedinjenja i njihova međunarodna imena. Ali posebno se široko koristi u proučavanju redoks reakcija. Koncept "oksidacijskog stanja" se često koristi u neorganskoj hemiji umjesto koncepta "valencije" (vidi Valencija).

Valence je kompleksan koncept. Ovaj termin je doživio značajnu transformaciju istovremeno sa razvojem teorije hemijskog vezivanja. U početku, valencija je bila sposobnost atoma da veže ili zamijeni određeni broj drugih atoma ili atomskih grupa kako bi formirao kemijsku vezu.

Kvantitativna mjera valentnosti atoma elementa bio je broj atoma vodika ili kisika (ovi elementi su smatrani mono- i dvovalentnim, respektivno), koje element dodaje kako bi formirao hidrid formule EH x ili oksid formule E n O m .

Dakle, valencija atoma dušika u molekuli amonijaka NH 3 je tri, a atoma sumpora u molekuli H 2 S je dva, jer je valencija atoma vodika jedan.

U jedinjenjima Na 2 O, BaO, Al 2 O 3, SiO 2, valencije natrijuma, barijuma i silicijuma su 1, 2, 3 i 4, respektivno.

Koncept valencije uveden je u hemiju prije nego što je postala poznata struktura atoma, naime 1853. godine od strane engleskog hemičara Franklanda. Sada je utvrđeno da je valencija elementa usko povezana s brojem vanjskih elektrona atoma, budući da elektroni unutrašnjih omotača atoma ne sudjeluju u formiranju kemijskih veza.

U elektronskoj teoriji kovalentne veze vjeruje se da valencija atoma određen je brojem njegovih nesparenih elektrona u osnovnom ili pobuđenom stanju, koji učestvuju u formiranju zajedničkih elektronskih parova sa elektronima drugih atoma.

Za neke elemente, valencija je konstantna vrijednost. Dakle, natrijum ili kalijum u svim jedinjenjima je jednovalentan, kalcijum, magnezijum i cink su dvovalentni, aluminijum je trovalentan, itd. Ali većina hemijskih elemenata pokazuje promenljivu valenciju, koja zavisi od prirode elementa partnera i uslova procesa. Dakle, gvožđe može formirati dva jedinjenja sa hlorom - FeCl 2 i FeCl 3, u kojima je valencija gvožđa 2, odnosno 3.

Oksidacijsko stanje- koncept koji karakteriše stanje elementa u hemijskom spoju i njegovo ponašanje u redoks reakcijama; numerički, oksidaciono stanje je jednako formalnom naboju koji se može pripisati elementu, na osnovu pretpostavke da su svi elektroni svake od njegovih veza prešli na elektronegativniji atom.

Elektronegativnost- mjera sposobnosti atoma da stekne negativan naboj tokom formiranja hemijske veze, ili sposobnosti atoma u molekulu da privuče valentne elektrone uključene u formiranje hemijske veze. Elektronegativnost nije apsolutna vrijednost i izračunava se razne metode. Stoga se vrijednosti elektronegativnosti date u različitim udžbenicima i referentnim knjigama mogu razlikovati.

Tabela 2 prikazuje elektronegativnost nekih hemijskih elemenata na Sandersonovoj skali, a tabela 3 prikazuje elektronegativnost elemenata na Paulingovoj skali.

Vrijednost elektronegativnosti je data ispod simbola odgovarajućeg elementa. Što je veća numerička vrijednost elektronegativnosti atoma, to je element elektronegativniji. Najelektronegativniji je atom fluora, a najmanje elektronegativan atom rubidijuma. U molekulu formiranom od atoma dva različita hemijska elementa, formalni negativni naboj će biti na atomu čija će numerička vrijednost elektronegativnosti biti veća. Dakle, u molekulu sumpor dioksida SO 2, elektronegativnost atoma sumpora je 2,5, a vrijednost elektronegativnosti atoma kisika je veća - 3,5. Stoga će negativni naboj biti na atomu kisika, a pozitivan na atomu sumpora.

U molekulu amonijaka NH 3, vrijednost elektronegativnosti atoma dušika je 3,0, a vodonika 2,1. Stoga će atom dušika imati negativan naboj, a atom vodika pozitivan.

Trebali biste jasno znati opšte trendove u elektronegativnosti. Pošto atom bilo kog hemijski element teži da stekne stabilnu konfiguraciju vanjskog elektronskog sloja - oktetnu ljusku inertnog plina, tada se elektronegativnost elemenata u periodu povećava, a u grupi se elektronegativnost općenito smanjuje s povećanjem atomskog broja elementa . Stoga je, na primjer, sumpor elektronegativniji od fosfora i silicija, a ugljik je elektronegativniji od silicija.

Prilikom sastavljanja formula za spojeve koji se sastoje od dva nemetala, elektronegativniji od njih se uvijek nalazi desno: PCl 3, NO 2. Postoje neki istorijski izuzeci od ovog pravila, kao što su NH 3 , PH 3 , itd.

Oksidacijsko stanje se obično označava arapskim brojem (sa znakom ispred cifre) koji se nalazi iznad simbola elementa, na primjer:

Da bi se odredilo oksidaciono stanje atoma u hemijskim jedinjenjima, poštuju se sljedeća pravila:

1. Oksidacijsko stanje elemenata u jednostavne supstance jednako nuli.
2. Algebarski zbir oksidacionih stanja atoma u molekulu je nula.
3. Kiseonik u jedinjenjima uglavnom pokazuje oksidaciono stanje –2 (u kiseoniku fluoridu OF 2 + 2, u metalnim peroksidima kao što je M 2 O 2 –1).
4. Vodik u jedinjenjima pokazuje oksidaciono stanje od +1, sa izuzetkom hidrida aktivni metali, na primjer, alkalna ili zemnoalkalna, u kojoj je oksidacijsko stanje vodonika -1.
5. Za jednoatomne jone, oksidaciono stanje je jednako naelektrisanju jona, na primer: K + - +1, Ba 2+ - +2, Br - - -1, S 2- - -2, itd.
6. U spojevima s kovalentnom polarnom vezom, oksidacijsko stanje elektronegativnijeg atoma ima predznak minus, a manje elektronegativnog atoma znak plus.
7. AT organska jedinjenja oksidaciono stanje vodonika je +1.

Ilustrirajmo gornja pravila s nekoliko primjera.

Primjer 1 Odrediti stepen oksidacije elemenata u oksidima kalijuma K 2 O, selena SeO 3 i gvožđa Fe 3 O 4.

Kalijum oksid K 2 O. Algebarski zbir oksidacionih stanja atoma u molekulu je nula. Oksidacijsko stanje kisika u oksidima je –2. Označimo oksidaciono stanje kalijuma u njegovom oksidu sa n, tada je 2n + (–2) = 0 ili 2n = 2, dakle n = +1, tj. oksidaciono stanje kalijuma je +1.

Selen oksid SeO 3 . Molekul SeO 3 je električno neutralan. Ukupni negativni naboj tri atoma kiseonika je –2 × 3 = –6. Stoga, da bi se ovaj negativni naboj izjednačio na nulu, oksidacijsko stanje selena mora biti +6.

Molekul Fe 3 O 4 električno neutralan. Ukupni negativni naboj četiri atoma kiseonika je –2 × 4 = –8. Da bi se izjednačio ovaj negativni naboj, ukupni pozitivni naboj na tri atoma željeza mora biti +8. Dakle, jedan atom gvožđa treba da ima naelektrisanje od 8/3 = +8/3.

Treba naglasiti da oksidacijsko stanje elementa u spoju može biti razlomak. Takva frakciona oksidaciona stanja nemaju smisla u objašnjavanju veze u hemijskom spoju, ali se mogu koristiti za formulisanje jednadžbi za redoks reakcije.

Primjer 2 Odrediti stepen oksidacije elemenata u jedinjenjima NaClO 3, K 2 Cr 2 O 7.

Molekul NaClO 3 je električno neutralan. Oksidacijsko stanje natrijuma je +1, oksidacijsko stanje kisika je -2. Označimo stanje oksidacije hlora sa n, tada +1 + n + 3 × (–2) = 0, ili +1 + n – 6 = 0, ili n – 5 = 0, dakle n = +5. Dakle, oksidaciono stanje hlora je +5.

Molekul K 2 Cr 2 O 7 je električno neutralan. Oksidacijsko stanje kalija je +1, oksidacijsko stanje kisika je -2. Označimo stanje oksidacije hroma sa n, zatim 2 × 1 + 2n + 7 × (–2) = 0, ili +2 + 2n – 14 = 0, ili 2n – 12 = 0, 2n = 12, dakle n = +6. Dakle, oksidaciono stanje hroma je +6.

Primjer 3 Odredimo oksidaciona stanja sumpora u sulfatnom jonu SO 4 2– . Jon SO 4 2– ima naelektrisanje od –2. Oksidacijsko stanje kiseonika je –2. Označimo stanje oksidacije sumpora sa n, zatim n + 4 × (–2) = –2, ili n – 8 = –2, ili n = –2 – (–8), dakle n = +6. Dakle, oksidaciono stanje sumpora je +6.

Treba imati na umu da oksidacijsko stanje ponekad nije jednako valenciji datog elementa.

Na primjer, oksidacijska stanja atoma dušika u molekulu amonijaka NH 3 ili u molekulu hidrazina N 2 H 4 su -3 i -2, respektivno, dok je valencija dušika u ovim spojevima tri.

Maksimalno pozitivno oksidaciono stanje za elemente glavnih podgrupa, po pravilu, jednako je broju grupe (izuzeci: kiseonik, fluor i neki drugi elementi).

Maksimalno negativno oksidaciono stanje je 8 - broj grupe.

Zadaci obuke

1. U kojem spoju je oksidacijsko stanje fosfora +5?

1) HPO 3
2) H3PO3
3) Li 3 P
4) AlP

2. Koji spoj ima oksidacijsko stanje fosfora -3?

1) HPO 3
2) H3PO3
3) Li3PO4
4) AlP

3. U kom spoju je oksidacijsko stanje dušika jednako +4?

1) HNO2
2) N 2 O 4
3) N 2 O
4) HNO3

4. U kojem spoju je oksidacijski broj dušika jednak -2?

1) NH3
2) N 2 H 4
3) N 2 O 5
4) HNO2

5. U kom spoju je oksidacijsko stanje sumpora jednako +2?

1) Na 2 SO 3
2) SO2
3) SCl2
4) H2SO4

6. U kom spoju je oksidacijsko stanje sumpora jednako +6?

1) Na 2 SO 3
2) SO3
3) SCl2
4) H2SO3

7. U supstancama čije su formule CrBr 2, K 2 Cr 2 O 7, Na 2 CrO 4, oksidaciono stanje hroma je

1) +2, +3, +6
2) +3, +6, +6
3) +2, +6, +5
4) +2, +6, +6

8. Minimalno negativno oksidaciono stanje hemijskog elementa obično je jednako

1) broj perioda
3) broj elektrona koji nedostaju prije završetka vanjskog elektronskog sloja

9. Maksimalno pozitivno oksidaciono stanje hemijskih elemenata koji se nalaze u glavnim podgrupama obično je jednako

1) broj perioda
2) serijski broj hemijskog elementa
3) broj grupe
4) ukupan broj elektrona u elementu

10. Fosfor pokazuje maksimalno pozitivno oksidaciono stanje u jedinjenju

1) HPO 3
2) H3PO3
3) Na 3 P
4) Ca 3 P 2

11. Fosfor pokazuje najniže stanje oksidacije u spoju

1) HPO 3
2) H3PO3
3) Na3PO4
4) Ca 3 P 2

12. Atomi dušika u amonijum nitritu, koji su dio kationa i aniona, pokazuju oksidaciona stanja, respektivno

1) –3, +3
2) –3, +5
3) +3, –3
4) +3, +5

13. Valentnost i oksidaciono stanje kiseonika u vodikovom peroksidu su, respektivno

1) II, -2
2) II, -1
3) I, +4
4) III, -2

14. Valentnost i oksidaciono stanje sumpora u piritu FeS2 su, respektivno,

1) IV, +5
2) II, -1
3) II, +6
4) III, +4

15. Valentnost i oksidaciono stanje atoma azota u amonijum bromidu su

1) IV, -3
2) III, +3
3) IV, -2
4) III, +4

16. Atom ugljika pokazuje negativan stepen oksidacije u sprezi sa

1) kiseonik
2) natrijum
3) fluor
4) hlor

17. Konstantan stepen oksidacije u njegovim jedinjenjima pokazuje

1) stroncijum
2) gvožđe
3) sumpor
4) hlor

18. +3 oksidacijsko stanje u njihovim jedinjenjima može pokazati

1) hlor i fluor
2) fosfor i hlor
3) ugljenik i sumpor
4) kiseonik i vodonik

19. +4 oksidacijsko stanje u njihovim jedinjenjima može pokazati

1) ugljenik i vodonik
2) ugljenik i fosfor
3) ugljenik i kalcijum
4) azot i sumpor

20. Oksidacijsko stanje, jednako broju grupe, u njegovim spojevima pokazuje

1) hlor
2) gvožđe
3) kiseonik
4) fluor

Elektronegativnost, kao i druga svojstva atoma hemijskih elemenata, povremeno se mijenja s povećanjem rednog broja elementa:

Gornji grafikon prikazuje periodičnost promjene elektronegativnosti elemenata glavnih podgrupa u zavisnosti od rednog broja elementa.

Pri kretanju niz podgrupu periodnog sistema, elektronegativnost hemijskih elemenata se smanjuje, kada se kreće udesno duž perioda, povećava se.

Elektronegativnost odražava nemetaličnost elemenata: što je veća vrijednost elektronegativnosti, to su više nemetalne osobine elementa izražene.

Oksidacijsko stanje

Kako izračunati oksidacijsko stanje elementa u spoju?

1) Oksidacijsko stanje hemijskih elemenata u jednostavnim supstancama je uvijek nula.

2) Postoje elementi koji pokazuju konstantno stanje oksidacije u složenim supstancama:

3) Postoje hemijski elementi koji pokazuju konstantno oksidaciono stanje u velikoj većini jedinjenja. Ovi elementi uključuju:

4) Algebarski zbir oksidacionih stanja svih atoma u molekulu je uvek nula. Algebarski zbir oksidacionih stanja svih atoma u jonu jednak je naboju jona.

5) Najviše (maksimalno) oksidaciono stanje je jednako broju grupe. Izuzeci koji ne potpadaju pod ovo pravilo su elementi sekundarne podgrupe grupe I, elementi sekundarne podgrupe grupe VIII, kao i kiseonik i fluor.

Hemijski elementi čiji broj grupe ne odgovara njihovom najviši stepen oksidacija (obavezno zapamtiti)

6) Najniže oksidaciono stanje metala je uvek nula, a najniže oksidaciono stanje nemetala izračunava se po formuli:

najniže oksidaciono stanje nemetala = broj grupe - 8

Na osnovu gore navedenih pravila, moguće je utvrditi stupanj oksidacije kemijskog elementa u bilo kojoj tvari.

Pronalaženje oksidacijskih stanja elemenata u različitim spojevima

Primjer 1

Odrediti oksidaciona stanja svih elemenata u sumpornoj kiselini.

Odluka:

Napišimo formulu za sumpornu kiselinu:

Oksidacijsko stanje vodika u svim složenim supstancama je +1 (osim metalnih hidrida).

Oksidacijsko stanje kisika u svim složenim tvarima je -2 (osim peroksida i kisikovog fluorida OF 2). Složimo poznata oksidaciona stanja:

Označimo stanje oksidacije sumpora kao x:

Molekula sumporne kiseline, kao i molekula bilo koje supstance, općenito je električno neutralna, jer. zbir oksidacionih stanja svih atoma u molekulu je nula. Šematski, ovo se može prikazati na sljedeći način:

One. dobili smo sljedeću jednačinu:

Hajde da to riješimo:

Dakle, oksidaciono stanje sumpora u sumpornoj kiselini je +6.

Primjer 2

Odrediti oksidacijsko stanje svih elemenata u amonijevom dihromatu.

Odluka:

Napišimo formulu amonijum dihromata:

Kao iu prethodnom slučaju, možemo rasporediti oksidaciona stanja vodonika i kiseonika:

Međutim, vidimo da su oksidaciona stanja dva hemijska elementa odjednom, azota i hroma, nepoznata. Stoga ne možemo pronaći oksidaciona stanja na isti način kao u prethodnom primjeru (jedna jednačina sa dvije varijable nema jedinstveno rješenje).

Obratimo pažnju na činjenicu da navedena tvar pripada klasi soli i, shodno tome, ima ionsku strukturu. Tada s pravom možemo reći da sastav amonijum dihromata uključuje NH 4 + katione (naboj ovog kationa se može videti u tabeli rastvorljivosti). Stoga, budući da postoje dva pozitivna jednostruko nabijena NH 4 + kationa u jedinici formule amonijum dihromata, naboj dikromatnog jona je -2, pošto je supstanca kao celina električni neutralna. One. supstancu formiraju NH 4 + kationi i Cr 2 O 7 2- anioni.

Poznata su nam oksidaciona stanja vodonika i kiseonika. Znajući da je zbir oksidacionih stanja atoma svih elemenata u jonu jednak naboju, i označavajući oksidaciona stanja dušika i hroma kao x i y shodno tome, možemo napisati:

One. dobijamo dve nezavisne jednačine:

Rešavajući koje, nalazimo x i y:

Dakle, u amonijum dihromatu, oksidaciona stanja azota su -3, vodonika +1, hroma +6 i kiseonika -2.

Kako odrediti oksidacijsko stanje elemenata u organskim tvarima može se pročitati.

Valence

Valentnost atoma je označena rimskim brojevima: I, II, III itd.

Valentne mogućnosti atoma zavise od količine:

1) nespareni elektroni

2) nepodijeljeni elektronski parovi u orbitalama valentnih nivoa

3) prazne elektronske orbitale valentnog nivoa

Valentne mogućnosti atoma vodika

Hajde da opišemo elektronsku grafičku formulu atoma vodika:

Rečeno je da tri faktora mogu uticati na valentne mogućnosti - prisustvo nesparenih elektrona, prisustvo nepodeljenih elektronskih parova na spoljašnjem nivou i prisustvo praznih (praznih) orbitala spoljašnjeg nivoa. Vidimo jedan nespareni elektron na vanjskom (i jedinom) energetskom nivou. Na osnovu ovoga, vodonik može tačno imati valenciju jednaku I. Međutim, na prvom energetskom nivou postoji samo jedan podnivo - s, one. atom vodonika na vanjskom nivou nema nepodijeljene elektronske parove niti prazne orbitale.

Dakle, jedina valencija koju atom vodika može pokazati je I.

Valentne mogućnosti atoma ugljika

Razmotrite elektronsku strukturu atoma ugljika. U osnovnom stanju, elektronska konfiguracija njegovog vanjskog nivoa je sljedeća:

One. U osnovnom stanju, vanjski energetski nivo nepobuđenog atoma ugljika sadrži 2 nesparena elektrona. U ovom stanju, može pokazati valentnost jednaku II. Međutim, atom ugljika vrlo lako prelazi u pobuđeno stanje kada mu se prenese energija, a elektronska konfiguracija vanjskog sloja u ovom slučaju ima oblik:

Iako se dio energije troši u procesu ekscitacije atoma ugljika, utrošak je više nego nadoknađen formiranjem četiri kovalentne veze. Iz tog razloga, valencija IV je mnogo karakterističnija za atom ugljika. Tako, na primjer, ugljik ima valenciju IV u molekulima ugljičnog dioksida, ugljične kiseline i apsolutno svih organskih tvari.

Pored nesparenih elektrona i usamljenih elektronskih parova, prisustvo praznih () orbitala valentnog nivoa takođe utiče na mogućnosti valencije. Prisustvo takvih orbitala u ispunjenom nivou dovodi do činjenice da atom može djelovati kao akceptor elektronskog para, tj. formiraju dodatne kovalentne veze mehanizmom donor-akceptor. Tako, na primjer, suprotno očekivanjima, u molekulu ugljen monoksid CO veza nije dvostruka, već trostruka, što je jasno prikazano na sljedećoj ilustraciji:

Valentne mogućnosti atoma dušika

Zapišimo elektronsko-grafsku formulu vanjskog energetskog nivoa atoma dušika:

Kao što se može vidjeti iz gornje ilustracije, atom dušika u svom normalnom stanju ima 3 nesparena elektrona, te je stoga logično pretpostaviti da može pokazati valenciju jednaku III. Zaista, u molekulima amonijaka (NH 3) uočena je valencija jednaka tri. azotna kiselina(HNO 2), azot trihlorid (NCl 3) itd.

Gore je rečeno da valencija atoma nekog hemijskog elementa ne zavisi samo od broja nesparenih elektrona, već i od prisustva nepodeljenih elektronskih parova. To je zbog činjenice da je kovalentna hemijska veza može nastati ne samo kada dva atoma daju jedan drugom po jedan elektron, već i kada jedan atom koji ima nepodijeljeni par elektrona - donor () ga daje drugom atomu sa slobodnom () orbitalom valentnog nivoa (akceptor ). One. za atom dušika, valencija IV je također moguća zbog dodatne kovalentne veze formirane mehanizmom donor-akceptor. Tako se, na primjer, četiri kovalentne veze, od kojih je jedna formirana donor-akceptorskim mehanizmom, primjećuju tokom formiranja amonijum kationa:

Uprkos činjenici da jednu od kovalentnih veza formira mehanizam donor-akceptor, sve N-H veze u amonijum kationu su apsolutno identične i ne razlikuju se jedna od druge.

Valenciju jednaku V, atom dušika nije u stanju pokazati. To je zbog činjenice da je prijelaz u pobuđeno stanje nemoguć za atom dušika, u kojem dolazi do uparivanja dva elektrona s prijelazom jednog od njih na slobodnu orbitalu, koja je najbliža energetskom nivou. Atom dušika nema d-podnivo, a prelazak na 3s-orbitalu je energetski toliko skup da se troškovi energije ne pokrivaju formiranjem novih veza. Mnogi se mogu zapitati, kolika je onda valencija dušika, na primjer, u molekulima azotna kiselina HNO 3 ili dušikov oksid N 2 O 5? Začudo, valencija je također IV, kao što se može vidjeti iz sljedećih strukturnih formula:

Isprekidana linija na ilustraciji prikazuje tzv delokalizovan π -veza. Iz tog razloga, NO terminalne veze se mogu nazvati "jedan i po". Slične jednoipol veze nalaze se i u molekulu ozona O 3 , benzenu C 6 H 6 itd.

Valentne mogućnosti fosfora

Opišimo elektronsko-grafsku formulu vanjskog energetskog nivoa atoma fosfora:

Kao što vidimo, struktura vanjskog sloja atoma fosfora u osnovnom stanju i atoma dušika je ista, te je stoga logično očekivati ​​za atom fosfora, kao i za atom dušika, moguće valencije jednake do I, II, III i IV, što je uočeno u praksi.

Međutim, za razliku od dušika, atom fosfora također ima d-podnivo sa 5 slobodnih orbitala.

S tim u vezi, može prijeći u pobuđeno stanje, pareći elektrone 3 s-orbitale:

Tako je moguća valencija V za atom fosfora, koji je nedostupan dušiku. Tako, na primjer, atom fosfora ima valenciju od pet u molekulima takvih spojeva kao što su fosforna kiselina, fosfor (V) halogenidi, fosfor (V) oksid, itd.

Valentne mogućnosti atoma kiseonika

Elektronsko-grafska formula vanjskog energetskog nivoa atoma kisika ima oblik:

Vidimo dva nesparena elektrona na 2. nivou, pa je stoga moguća valencija II za kiseonik. Treba napomenuti da se ova valencija atoma kiseonika primećuje u skoro svim jedinjenjima. Iznad, kada smo razmatrali valentne mogućnosti atoma ugljika, raspravljali smo o formiranju molekula ugljičnog monoksida. Veza u molekuli CO je trostruka, stoga je kiseonik tamo trovalentan (kiseonik je donor elektronskog para).

Zbog činjenice da atom kisika nema vanjski nivo d-podnivoi, sparivanje elektrona s i p- orbitale je nemoguće, zbog čega su valentne mogućnosti atoma kiseonika ograničene u odnosu na druge elemente njegove podgrupe, na primer, sumpor.

Valentne mogućnosti atoma sumpora

Vanjski energetski nivo atoma sumpora u nepobuđenom stanju:

Atom sumpora, kao i atom kiseonika, ima dva nesparena elektrona u svom normalnom stanju, tako da možemo zaključiti da je za sumpor moguća valencija dva. Zaista, sumpor ima valenciju II, na primjer, u molekulu vodonik sulfida H 2 S.

Kao što možemo vidjeti, atom sumpora na vanjskom nivou ima d podnivo sa slobodnim orbitalama. Iz tog razloga, atom sumpora je u stanju da proširi svoje valentne sposobnosti, za razliku od kiseonika, zbog prelaska u pobuđena stanja. Dakle, kada rasparite usamljeni elektronski par 3 str- podnivo, atom sumpora dobija elektronsku konfiguraciju spoljašnjeg nivoa sledećeg oblika:

U ovom stanju, atom sumpora ima 4 nesparena elektrona, što nam govori o mogućnosti da atomi sumpora pokažu valenciju jednaku IV. Zaista, sumpor ima valenciju IV u molekulima SO 2, SF 4, SOCl 2, itd.

Kada rasparite drugi usamljeni elektronski par koji se nalazi na 3 s- podnivo, vanjski energetski nivo poprima sljedeću konfiguraciju:

U takvom stanju, manifestacija valencije VI već postaje moguća. Primjer jedinjenja sa VI-valentnim sumporom su SO 3 , H 2 SO 4 , SO 2 Cl 2 itd.

Slično, možemo razmotriti valentne mogućnosti drugih hemijskih elemenata.