Wie man den Oxidationszustand eines Atoms eines chemischen Elements bestimmt. Schwefelverbindungen

Zur Untergruppe der Chalkogene gehört Schwefel – das ist das zweite der Elemente, das eine Vielzahl von Erzvorkommen bilden kann. Sulfate, Sulfide, Oxide und andere Schwefelverbindungen sind sehr weit verbreitet, wichtig in Industrie und Natur. Daher werden wir in diesem Artikel betrachten, was sie sind, was Schwefel selbst ist, seine einfache Substanz.

Schwefel und seine Eigenschaften

Dieses Element hat die folgende Position im Periodensystem.

1. Die sechste Gruppe, die Hauptuntergruppe.
2. Dritte Nebenperiode.
3. Atommasse - 32.064.
4. Die Seriennummer ist 16, es gibt die gleiche Anzahl von Protonen und Elektronen, und es gibt auch 16 Neutronen.
5. Bezieht sich auf nichtmetallische Elemente.
6. In den Formeln wird es als "es" gelesen, der Name des Elements Schwefel, lateinisch Schwefel.

In der Natur kommen vier stabile Isotope vor. Massenzahlen 32,33,34 und 36. Dieses Element ist das sechsthäufigste in der Natur. Bezieht sich auf biogene Elemente, da es Teil wichtiger organischer Moleküle ist.

Die elektronische Struktur des Atoms

Schwefelverbindungen verdanken ihre Vielfalt den Merkmalen der elektronischen Struktur des Atoms. Sie wird durch die folgende Konfigurationsformel ausgedrückt: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 .

Die gegebene Reihenfolge gibt nur den stationären Zustand des Elements wieder. Es ist jedoch bekannt, dass, wenn einem Atom zusätzliche Energie zugeführt wird, Elektronen auf den 3p- und 3s-Unterniveaus zerstört werden können, gefolgt von einem weiteren Übergang zu 3d, das frei bleibt. Dadurch ändert sich nicht nur die Wertigkeit des Atoms, sondern auch alle möglichen Oxidationsstufen. Ihre Zahl nimmt deutlich zu, ebenso wie die Zahl verschiedener Substanzen unter Beteiligung von Schwefel.

Die Oxidationsstufen von Schwefel in Verbindungen

Es gibt mehrere Hauptoptionen für diesen Indikator. Für Schwefel gilt:

Von diesen ist S +2 am seltensten, der Rest ist überall verstreut. Die chemische Aktivität und Oxidationsfähigkeit der gesamten Substanz hängt vom Oxidationsgrad von Schwefel in Verbindungen ab. So sind beispielsweise Verbindungen mit -2 Sulfide. In ihnen ist das Element, das wir betrachten, ein typisches Oxidationsmittel.

Je höher der Wert der Oxidationsstufe in der Verbindung ist, desto ausgeprägter ist das Oxidationsvermögen der Substanz. Dies ist leicht zu überprüfen, wenn wir uns an die beiden Hauptsäuren erinnern, die Schwefel bildet:

• H 2 SO 3 - schwefelhaltig;
• H 2 SO 4 - Schwefelsäure.

Es ist bekannt, dass letzteres eine viel stabilere, starke Verbindung ist, die in hoher Konzentration eine sehr ernsthafte Oxidationsfähigkeit hat.

einfache Substanz

Als einfache Substanz ist Schwefel gelbe schöne Kristalle von gleichmäßiger, regelmäßiger, länglicher Form. Obwohl dies nur eine seiner Formen ist, denn es gibt zwei Hauptbestandteile dieser Substanz. Das erste, monoklin oder rhombisch - das ist das Gelb, das nicht in Wasser gelöst werden kann, sondern nur darin organische Lösungsmittel. Es ist spröde u schöne Form Struktur als Krone dargestellt. Der Schmelzpunkt liegt bei etwa 110 0 C.

Wenn jedoch beim Erhitzen einer solchen Modifikation ein Zwischenmoment nicht verpasst wird, kann ein anderer Zustand rechtzeitig erkannt werden - plastischer Schwefel. Es ist eine gummiartige viskose Lösung Braun, die bei weiterem Erhitzen oder schnellem Abkühlen wieder in eine rhombische Form übergeht.

Wenn wir von chemisch reinem Schwefel sprechen, der durch wiederholte Filtration gewonnen wird, dann handelt es sich um hellgelbe kleine Kristalle, die zerbrechlich und in Wasser völlig unlöslich sind. Kann sich bei Kontakt mit Feuchtigkeit und Luftsauerstoff entzünden. Unterscheiden sich in ziemlich hoher chemischer Aktivität.

In der Natur sein

In der Natur gibt es natürliche Vorkommen, aus denen Schwefelverbindungen gewonnen werden und Schwefel selbst als einfache Substanz. Außerdem enthält es:

• in Mineralien, Erzen und Gesteinen;
• im Körper von Tieren, Pflanzen und Menschen, da es Teil vieler organischer Moleküle ist;
• in natürliche Gase, Öl und Kohle;
• in Ölschiefer und natürlichen Gewässern.

Sie können einige der schwefelreichsten Mineralien nennen:

• Zinnober;
• Pyrit;
• Sphalerit;
• Antimonit;
• Galenit und andere.

Der größte Teil des heute produzierten Schwefels geht in die Sulfatproduktion. Ein anderer Teil wird für medizinische Zwecke verwendet, Landwirtschaft, industrieller Prozess Produktion von Stoffen.

Physikalische Eigenschaften

Sie können in mehreren Punkten beschrieben werden.

1. Es ist unlöslich in Wasser, Schwefelkohlenstoff oder Terpentin - es löst sich gut auf.
2. Bei längerer Reibung sammelt sich eine negative Ladung an.
3. Der Schmelzpunkt liegt bei 110 0 C.
4. Siedepunkt 190 0 С.
5. Beim Erreichen von 300 0 C geht es in eine leicht bewegliche Flüssigkeit über.
6. Ein reiner Stoff ist zur Selbstentzündung befähigt, die Brenneigenschaften sind sehr gut.
7. An sich riecht es praktisch nicht, jedoch verströmen Wasserstoff-Schwefel-Verbindungen einen stechenden Geruch nach faulen Eiern. Genau wie einige gasförmige binäre Vertreter.

Die physikalischen Eigenschaften des betreffenden Stoffes sind den Menschen seit der Antike bekannt. Schwefel erhielt seinen Namen wegen seiner Brennbarkeit. In Kriegen wurden erstickende und giftige Dämpfe, die bei der Verbrennung dieser Verbindung entstehen, als Waffe gegen Feinde eingesetzt. Daneben sind auch schwefelhaltige Säuren seit jeher von großer technischer Bedeutung.

Chemische Eigenschaften

Thema: „Schwefel und seine Verbindungen“ auf Schulkurs Chemie dauert nicht eine Lektion, sondern mehrere. Schließlich gibt es viele von ihnen. Dies liegt an der chemischen Aktivität dieser Substanz. Es kann sowohl oxidierende Eigenschaften mit stärkeren Reduktionsmitteln (Metalle, Bor und andere) als auch reduzierende Eigenschaften mit den meisten Nichtmetallen aufweisen.

Trotz dieser Aktivität tritt die Wechselwirkung jedoch nur mit Fluor auf normale Bedingungen. Alle anderen müssen beheizt werden. Es gibt mehrere Kategorien von Substanzen, mit denen Schwefel interagieren kann:

• Metalle;
• Nichtmetalle;
• Laugen;
• stark oxidierende Säuren - Schwefel- und Salpetersäure.

Schwefelverbindungen: Sorten

Ihre Vielfalt wird durch den ungleichen Wert der Oxidationsstufe des Hauptelements - Schwefel - erklärt. Auf dieser Grundlage können wir also mehrere Haupttypen von Substanzen unterscheiden:

• Verbindungen mit einer Oxidationsstufe von -2;

Wenn wir Klassen und nicht den Wertigkeitsindex betrachten, dann bildet dieses Element Moleküle wie:

• Säuren;
• Oxide;
• Salz;
• binäre Verbindungen mit Nichtmetallen (Schwefelkohlenstoff, Chloride);
• organische Substanzen.

Betrachten Sie nun die wichtigsten und geben Sie Beispiele.

Substanzen mit einer Oxidationsstufe von -2

Schwefelverbindungen 2 sind seine Konformationen mit Metallen sowie mit:

• Kohlenstoff;
• Wasserstoff;
• Phosphor;
• Silizium;
• Arsen;
• Bor.

In diesen Fällen wirkt es als Oxidationsmittel, da alle aufgeführten Elemente elektropositiver sind. Werfen wir einen Blick auf einige der wichtigeren.

1. Schwefelkohlenstoff - CS 2 . Transparente Flüssigkeit mit einem charakteristischen angenehmen Ätheraroma. Es ist giftig, brennbar und explosiv. Es wird als Lösungsmittel für die meisten Arten von Ölen, Fetten, Nichtmetallen, Silbernitrat, Harzen und Gummi verwendet. Es ist auch ein wichtiger Bestandteil bei der Herstellung von Kunstseide - Viskose. In der Industrie wird es in großen Mengen synthetisiert.
2. Schwefelwasserstoff oder Schwefelwasserstoff - H 2 S. Ein farbloses Gas mit süßem Geschmack. Der Geruch ist stechend, äußerst unangenehm, erinnert an verdorbenes Ei. Giftig, dämpft das Atemzentrum, da es Kupferionen bindet. Wenn sie von ihnen vergiftet werden, treten daher Erstickung und Tod auf. Es ist weit verbreitet in der Medizin, der organischen Synthese, der Herstellung von Schwefelsäure und auch als energieeffizienter Rohstoff.
3. Es werden Metallsulfide gefunden Breite Anwendung in der Medizin, bei der Sulfatherstellung, bei der Herstellung von Farben, bei der Herstellung von Leuchtstoffen und an anderen Orten. Die allgemeine Formel ist Me x S y .

Verbindungen mit einer Oxidationsstufe von +4

Schwefelverbindungen 4 sind überwiegend ein Oxid und seine entsprechenden Salze und eine Säure. Alle von ihnen sind ziemlich häufige Verbindungen, die haben bestimmter Wert in der Industrie. Sie können auch als Oxidationsmittel wirken, haben aber häufiger reduzierende Eigenschaften.

Die Formeln für eine Schwefelverbindung mit einer Oxidationsstufe von +4 lauten wie folgt:

• Oxid-Schwefeldioxid SO 2 ;
• Säure - schwefelhaltiges H 2 SO 3;
• Salze haben allgemeine Formel Mex(SO3)y.

Eines der häufigsten ist oder Anhydrid. Es ist eine farblose Substanz mit dem Geruch eines abgebrannten Streichholzes. Es entsteht in großen Haufen bei Vulkanausbrüchen und ist in diesem Moment leicht am Geruch zu erkennen.

Es löst sich in Wasser unter Bildung von leicht zerfallender Säure - schwefelhaltig. Es verhält sich wie ein typisches Salz, das in Form eines Sulfit-Ions SO 3 2- eintritt. Dieses Anhydrid ist das Hauptgas, das die Verschmutzung der umgebenden Atmosphäre beeinflusst. Er beeinflusst die Bildung und wird in der Industrie zur Sulfatherstellung verwendet.

Verbindungen, in denen Schwefel eine Oxidationsstufe von +6 hat

Dazu gehören in erster Linie Schwefelsäureanhydrid und Schwefelsäure mit ihren Salzen:

• Sulfate;
• Hydrosulfate.

Da das Schwefelatom in ihnen den höchsten Oxidationsgrad aufweist, sind die Eigenschaften dieser Verbindungen durchaus verständlich. Sie sind starke Oxidationsmittel.

Schwefeloxid (VI) - Schwefelsäureanhydrid - ist eine flüchtige farblose Flüssigkeit. Charakteristisch- starkes Feuchtigkeitsaufnahmevermögen. Raucht im Freien. In Wasser gelöst ergibt es eine der stärksten Mineralsäuren - Schwefelsäure. Seine konzentrierte Lösung ist eine schwere ölige, leicht gelbliche Flüssigkeit. Wenn das Anhydrid in Schwefelsäure gelöst wird, erhält man eine spezielle Verbindung namens Oleum. Es wird industriell zur Herstellung von Säure verwendet.

Unter den Salzen - Sulfaten - sehr wichtig hat Verbindungen wie:

• Gips CaSO 4 2H 2 O;
• Baryt BaSO 4 ;
• Mirabilit;
• Bleisulfat und andere.

Sie werden im Bauwesen, in der chemischen Synthese, in der Medizin und in der Fertigung verwendet optische Geräte und Glas und sogar die Lebensmittelindustrie.

Hydrosulfate sind in der Metallurgie weit verbreitet, wo sie als Flussmittel verwendet werden. Und sie helfen auch dabei, viele komplexe Oxide in lösliche Sulfatformen umzuwandeln, die in den entsprechenden Industrien verwendet werden.

Das Studium des Schwefels im Schulchemiekurs

Wann lernen die Schüler am besten, was Schwefel ist, was seine Eigenschaften sind, was eine Schwefelverbindung ist? Klasse 9 - beste Zeit. Das ist nicht der Anfang, wenn für Kinder alles neu und unverständlich ist. Dies ist der Mittelweg im Studium der Chemiewissenschaften, wenn die zuvor gelegten Grundlagen dazu beitragen, das Thema vollständig zu verstehen. Daher ist es die zweite Hälfte der Abschlussklasse, die für die Prüfung dieser Themen zugeteilt wird. Gleichzeitig ist das ganze Thema in mehrere Blöcke aufgeteilt, in denen es eine eigene Lektion "Schwefelverbindungen. Klasse 9" gibt.

Das liegt an ihrer Fülle. Auch die Frage der industriellen Herstellung von Schwefelsäure wird gesondert betrachtet. Im Allgemeinen auf dieses Thema dauert durchschnittlich 3 Stunden.

Aber Schwefel wird nur in der 10. Klasse zum Studium herausgenommen, wenn organische Probleme berücksichtigt werden. Sie sind auch in Biologie in der High School betroffen. Schließlich ist Schwefel Teil solcher organischer Moleküle wie:

• Thioalkohole (Thiole);
• Proteine ​​(Tertiärstruktur, an der die Bildung von Disulfidbrücken erfolgt);
• Thioaldehyde;
• Thiophenole;
• Thioether;
• Sulfonsäuren;
• Sulfoxide und andere.

Sie unterscheiden sich in besondere Gruppe Organoschwefelverbindungen. Sie sind nicht nur in biologischen Prozessen von Lebewesen wichtig, sondern auch in der Industrie. Beispielsweise sind Sulfonsäuren die Grundlage vieler Medikamente(Aspirin, Sulfanilamid oder Streptozid).

Darüber hinaus ist Schwefel ein konstanter Bestandteil von Verbindungen wie einigen:

• Aminosäuren;
• Enzyme;
• Vitamine;
• Hormone.

Die Oxidationsstufe ist die bedingte Ladung eines Atoms in einer Verbindung, berechnet unter der Annahme, dass es nur aus Ionen besteht. Bei der Definition dieses Begriffs wird bedingt davon ausgegangen, dass die Bindungselektronen (Valenzelektronen) auf elektronegativere Atome übergehen (siehe Elektronegativität), die Verbindungen also gleichsam aus positiv und negativ geladenen Ionen bestehen. Die Oxidationsstufe kann null, negative und positive Werte haben, die normalerweise über dem Elementsymbol oben platziert sind: .

Der Nullwert der Oxidationsstufe wird den Atomen der Elemente im freien Zustand zugeordnet, zum Beispiel: . Negative Bedeutung Oxidationsstufen sind jene Atome, zu denen die bindende Elektronenwolke (Elektronenpaar) verschoben wird. Für Fluor in all seinen Verbindungen beträgt er -1. Atome, die Valenzelektronen an andere Atome abgeben, haben eine positive Oxidationsstufe. Zum Beispiel ist es in Alkali- und Erdalkalimetallen jeweils gleich und in einfachen Ionen, wie K, ist es gleich der Ladung des Ions. In den meisten Verbindungen ist der Oxidationszustand von Wasserstoffatomen gleich, aber in Metallhydriden (ihren Verbindungen mit Wasserstoff) - und anderen - ist es -1. Sauerstoff ist durch eine Oxidationsstufe von -2 gekennzeichnet, aber beispielsweise in Kombination mit Fluor und in Peroxidverbindungen usw.) -1. In einigen Fällen kann dieser Wert ausgedrückt werden und Bruchzahl: für Eisen in Eisenoxid (II, III) ist es gleich .

Die algebraische Summe der Oxidationsstufen von Atomen in einer Verbindung ist Null, und in einem komplexen Ion ist es die Ladung des Ions. Mit dieser Regel berechnen wir beispielsweise die Oxidationsstufe von Phosphor in Orthophosphorsäure. Wenn wir es durch bezeichnen und die Oxidationsstufe für Wasserstoff und Sauerstoff mit der Anzahl ihrer Atome in der Verbindung multiplizieren, erhalten wir die Gleichung: woher. In ähnlicher Weise berechnen wir die Oxidationsstufe von Chrom im Ion -.

In Verbindungen wird die Oxidationsstufe von Mangan angegeben.

Die höchste Oxidationsstufe ist ihr höchster positiver Wert. Für die meisten Elemente ist sie gleich der Gruppennummer im Periodensystem und wichtig quantitative Eigenschaft Element in seinen Verbindungen. Niedrigster Wert die Oxidationsstufe eines Elements, die in seinen Verbindungen vorkommt, wird allgemein als die niedrigste Oxidationsstufe bezeichnet; alle anderen sind dazwischenliegend. Für Schwefel ist die höchste Oxidationsstufe also gleich, die niedrigste -2, Zwischenstufe.

Änderung der Oxidationsstufen von Elementen durch Gruppen Periodensystem spiegelt die Häufigkeit ihrer Veränderung wider chemische Eigenschaften mit steigender Seriennummer.

Das Konzept der Oxidationsstufe von Elementen wird bei der Klassifizierung von Stoffen, der Beschreibung ihrer Eigenschaften, der Formulierung von Verbindungen und ihren internationalen Namen verwendet. Aber es wird besonders häufig bei der Untersuchung von Redoxreaktionen verwendet. Der Begriff „Oxidationszustand“ wird in der anorganischen Chemie häufig anstelle des Begriffs „Valenz“ verwendet (siehe Valenz).

Wertigkeit ist ein komplexes Konzept. Dieser Begriff hat gleichzeitig mit der Entwicklung der Theorie der chemischen Bindung eine bedeutende Wandlung erfahren. Ursprünglich war Valenz die Fähigkeit eines Atoms, eine bestimmte Anzahl anderer Atome oder Atomgruppen zu binden oder zu ersetzen, um eine chemische Bindung zu bilden.

Das quantitative Maß für die Wertigkeit eines Elementatoms war die Anzahl der Wasserstoff- oder Sauerstoffatome (diese Elemente wurden als ein- bzw. zweiwertig angesehen), die das Element addiert, um ein Hydrid der Formel EH x oder ein Oxid der Formel zu bilden E n O m.

Die Wertigkeit des Stickstoffatoms im Ammoniakmolekül NH 3 ist also drei, und die des Schwefelatoms im H 2 S-Molekül ist zwei, da die Wertigkeit des Wasserstoffatoms eins ist.

In den Verbindungen Na 2 O, BaO, Al 2 O 3, SiO 2 sind die Wertigkeiten von Natrium, Barium und Silizium 1, 2, 3 bzw. 4.

Der Wertigkeitsbegriff wurde in die Chemie eingeführt, bevor die Struktur des Atoms bekannt wurde, nämlich 1853 durch den englischen Chemiker Frankland. Es wurde nun festgestellt, dass die Wertigkeit eines Elements eng mit der Anzahl der äußeren Elektronen von Atomen zusammenhängt, da die Elektronen der inneren Schalen von Atomen nicht an der Bildung chemischer Bindungen beteiligt sind.

In der elektronischen Theorie der kovalenten Bindung wird angenommen, dass Atom Wertigkeit wird durch die Anzahl seiner ungepaarten Elektronen im Grund- oder angeregten Zustand bestimmt, die an der Bildung gemeinsamer Elektronenpaare mit Elektronen anderer Atome teilnehmen.

Für einige Elemente ist die Wertigkeit ein konstanter Wert. So ist Natrium oder Kalium in allen Verbindungen einwertig, Calcium, Magnesium und Zink sind zweiwertig, Aluminium ist dreiwertig usw. Die meisten chemischen Elemente weisen jedoch eine variable Wertigkeit auf, die von der Art des Partnerelements und den Prozessbedingungen abhängt. Eisen kann also mit Chlor zwei Verbindungen bilden - FeCl 2 und FeCl 3, in denen die Wertigkeit von Eisen 2 bzw. 3 beträgt.

Oxidationszustand- ein Konzept, das den Zustand eines Elements in einer chemischen Verbindung und sein Verhalten bei Redoxreaktionen charakterisiert; numerisch entspricht die Oxidationsstufe der formalen Ladung, die dem Element zugeschrieben werden kann, basierend auf der Annahme, dass alle Elektronen jeder seiner Bindungen zum elektronegativeren Atom übergegangen sind.

Elektronegativität- ein Maß für die Fähigkeit eines Atoms, während der Bildung einer chemischen Bindung eine negative Ladung anzunehmen, oder die Fähigkeit eines Atoms in einem Molekül, an der Bildung einer chemischen Bindung beteiligte Valenzelektronen anzuziehen. Die Elektronegativität ist kein absoluter Wert und wird berechnet verschiedene Methoden. Daher können die in verschiedenen Lehrbüchern und Nachschlagewerken angegebenen Elektronegativitätswerte abweichen.

Tabelle 2 zeigt die Elektronegativität einiger chemischer Elemente auf der Sanderson-Skala, und Tabelle 3 zeigt die Elektronegativität der Elemente auf der Pauling-Skala.

Der Wert der Elektronegativität ist unter dem Symbol des entsprechenden Elements angegeben. Je größer der Zahlenwert der Elektronegativität eines Atoms ist, desto elektronegativer ist das Element. Am elektronegativsten ist das Fluoratom, am wenigsten elektronegativ ist das Rubidiumatom. In einem Molekül, das aus Atomen zweier verschiedener chemischer Elemente besteht, befindet sich die formale negative Ladung auf dem Atom, dessen Zahlenwert der Elektronegativität höher ist. In einem Schwefeldioxidmolekül SO 2 beträgt die Elektronegativität des Schwefelatoms also 2,5 und der Wert der Elektronegativität des Sauerstoffatoms ist größer - 3,5. Daher liegt die negative Ladung am Sauerstoffatom und die positive Ladung am Schwefelatom.

Im Ammoniakmolekül NH 3 beträgt der Elektronegativitätswert des Stickstoffatoms 3,0 und der von Wasserstoff 2,1. Daher hat das Stickstoffatom eine negative Ladung und das Wasserstoffatom eine positive Ladung.

Sie sollten die allgemeinen Trends der Elektronegativität genau kennen. Da ein Atom von jedem Chemisches Element neigt dazu, eine stabile Konfiguration der äußeren Elektronenschicht anzunehmen - eine Oktettschale eines Inertgases, dann nimmt die Elektronegativität der Elemente in der Periode zu, und in der Gruppe nimmt die Elektronegativität im Allgemeinen mit zunehmender Ordnungszahl des Elements ab . Daher ist beispielsweise Schwefel elektronegativer als Phosphor und Silizium und Kohlenstoff elektronegativer als Silizium.

Bei der Formulierung von Verbindungen, die aus zwei Nichtmetallen bestehen, steht das elektronegativere davon immer rechts: PCl 3 , NO 2 . Es gibt einige historische Ausnahmen von dieser Regel, wie NH 3 , PH 3 usw.

Der Oxidationszustand wird normalerweise durch eine arabische Ziffer (mit einem Vorzeichen vor der Ziffer) angegeben, die sich über dem Elementsymbol befindet, zum Beispiel:

Um den Oxidationszustand von Atomen in chemischen Verbindungen zu bestimmen, gelten die folgenden Regeln:

1. Die Oxidationsstufe der Elemente in einfache Substanzen gleich Null ist.
2. Die algebraische Summe der Oxidationsstufen von Atomen in einem Molekül ist Null.
3. Sauerstoff in Verbindungen weist hauptsächlich eine Oxidationsstufe von –2 auf (in Sauerstofffluorid OF 2 + 2, in Metallperoxiden wie M 2 O 2 –1).
4. Wasserstoff in Verbindungen weist mit Ausnahme von Hydriden eine Oxidationsstufe von +1 auf aktive Metalle B. Alkali oder Erdalkali, in denen die Oxidationsstufe von Wasserstoff -1 ist.
5. Bei einatomigen Ionen ist die Oxidationsstufe gleich der Ladung des Ions, zum Beispiel: K + - +1, Ba 2+ - +2, Br - - -1, S 2- - -2 usw.
6. In Verbindungen mit einer kovalenten polaren Bindung hat die Oxidationsstufe eines elektronegativeren Atoms ein Minuszeichen und ein weniger elektronegatives Atom ein Pluszeichen.
7. BEIM organische Verbindungen die Oxidationsstufe von Wasserstoff ist +1.

Lassen Sie uns die obigen Regeln mit einigen Beispielen veranschaulichen.

Beispiel 1 Bestimmen Sie den Oxidationsgrad von Elementen in Oxiden von Kalium K 2 O, Selen SeO 3 und Eisen Fe 3 O 4.

Kaliumoxid K 2 O. Die algebraische Summe der Oxidationsstufen von Atomen in einem Molekül ist Null. Die Oxidationsstufe von Sauerstoff in Oxiden ist –2. Bezeichnen wir die Oxidationsstufe von Kalium in seinem Oxid als n, dann ist 2n + (–2) = 0 oder 2n = 2, also n = +1, d.h. die Oxidationsstufe von Kalium ist +1.

Selenoxid SeO 3 . Das SeO 3 -Molekül ist elektrisch neutral. Die gesamte negative Ladung der drei Sauerstoffatome beträgt –2 × 3 = –6. Um diese negative Ladung auf Null auszugleichen, muss die Oxidationsstufe von Selen daher +6 sein.

Fe 3 O 4 Molekül elektrisch neutral. Die gesamte negative Ladung der vier Sauerstoffatome beträgt –2 × 4 = –8. Um diese negative Ladung auszugleichen, muss die positive Gesamtladung der drei Eisenatome +8 betragen. Daher sollte ein Eisenatom eine Ladung von 8/3 = +8/3 haben.

Es sollte betont werden, dass die Oxidationsstufe eines Elements in einer Verbindung eine gebrochene Zahl sein kann. Solche fraktionierten Oxidationsstufen sind zur Erklärung der Bindung in einer chemischen Verbindung nicht sinnvoll, können aber zur Formulierung von Gleichungen für Redoxreaktionen verwendet werden.

Beispiel 2 Bestimmen Sie den Oxidationsgrad von Elementen in den Verbindungen NaClO 3, K 2 Cr 2 O 7.

Das NaClO 3 -Molekül ist elektrisch neutral. Die Oxidationsstufe von Natrium ist +1, die Oxidationsstufe von Sauerstoff ist -2. Bezeichnen wir die Oxidationsstufe von Chlor als n, dann ist +1 + n + 3 × (–2) = 0, oder +1 + n – 6 = 0, oder n – 5 = 0, also n = +5. Somit beträgt die Oxidationsstufe von Chlor +5.

Das Molekül K 2 Cr 2 O 7 ist elektrisch neutral. Die Oxidationsstufe von Kalium ist +1, die Oxidationsstufe von Sauerstoff ist -2. Bezeichnen wir die Oxidationsstufe von Chrom mit n, dann ist 2 × 1 + 2n + 7 × (–2) = 0, oder +2 + 2n – 14 = 0, oder 2n – 12 = 0, 2n = 12, also n = +6. Somit beträgt die Oxidationsstufe von Chrom +6.

Beispiel 3 Bestimmen wir die Oxidationsstufen des Schwefels im Sulfation SO 4 2– . Das Ion SO 4 2– hat eine Ladung von –2. Die Oxidationsstufe von Sauerstoff ist –2. Bezeichnen wir die Oxidationsstufe von Schwefel mit n, dann ist n + 4 × (–2) = –2, oder n – 8 = –2, oder n = –2 – (–8), also n = +6. Somit beträgt die Oxidationsstufe von Schwefel +6.

Es sollte daran erinnert werden, dass die Oxidationsstufe manchmal nicht der Wertigkeit eines bestimmten Elements entspricht.

Beispielsweise sind die Oxidationsstufen des Stickstoffatoms im Ammoniakmolekül NH 3 oder im Hydrazinmolekül N 2 H 4 jeweils -3 und -2, während die Stickstoffvalenz in diesen Verbindungen drei ist.

Die maximale positive Oxidationsstufe für Elemente der Hauptnebengruppen ist in der Regel gleich der Gruppennummer (Ausnahmen: Sauerstoff, Fluor und einige andere Elemente).

Die maximale negative Oxidationsstufe ist 8 - die Gruppennummer.

Ausbildungsaufgaben

1. In welcher Verbindung ist die Oxidationsstufe von Phosphor +5?

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

2. Welche Verbindung hat die Oxidationsstufe von Phosphor -3?

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

3. In welcher Verbindung ist die Oxidationsstufe von Stickstoff gleich +4?

1) HNO2
2) N204
3) N2O
4) HNO3

4. In welcher Verbindung ist die Oxidationszahl von Stickstoff gleich -2?

1) NH3
2) N2H4
3) N205
4) HNO2

5. In welcher Verbindung ist die Oxidationsstufe von Schwefel gleich +2?

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

6. In welcher Verbindung ist die Oxidationsstufe von Schwefel gleich +6?

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

7. In Substanzen, deren Formeln CrBr 2, K 2 Cr 2 O 7, Na 2 CrO 4 sind, ist die Oxidationsstufe jeweils Chrom

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

8. Die minimale negative Oxidationsstufe eines chemischen Elements ist normalerweise gleich

1) Periodennummer
3) die Anzahl der fehlenden Elektronen vor der Fertigstellung der äußeren Elektronenschicht

9. Die maximale positive Oxidationsstufe der in den Hauptnebengruppen befindlichen chemischen Elemente ist in der Regel gleich

1) Periodennummer
2) die Seriennummer des chemischen Elements
3) Gruppennummer
4) Gesamtzahl Elektronen im Element

10. Phosphor weist die maximale positive Oxidationsstufe in der Verbindung auf

1) HPO 3
2) H3PO3
3) Na3P
4) Ca3P2

11. Phosphor weist die niedrigste Oxidationsstufe in der Verbindung auf

1) HPO 3
2) H3PO3
3) Na3PO4
4) Ca3P2

12. Stickstoffatome in Ammoniumnitrit, die Teil des Kations und Anions sind, weisen jeweils Oxidationsstufen auf

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

13. Die Wertigkeit und der Oxidationszustand von Sauerstoff in Wasserstoffperoxid sind jeweils

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

14. Die Wertigkeit und Oxidationsstufe von Schwefel in Pyrit FeS2 sind jeweils

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

15. Die Wertigkeit und Oxidationsstufe des Stickstoffatoms in Ammoniumbromid sind jeweils

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

16. Das Kohlenstoffatom zeigt negativer Grad Oxidation in Verbindung mit

1) Sauerstoff
2) Natrium
3) Fluor
4) Chlor

17. Es weist einen konstanten Oxidationsgrad in seinen Verbindungen auf

1) Strontium
2) Eisen
3) Schwefel
4) Chlor

18. +3 Oxidationsstufe in ihren Verbindungen aufweisen können

1) Chlor und Fluor
2) Phosphor und Chlor
3) Kohlenstoff und Schwefel
4) Sauerstoff und Wasserstoff

19. +4 Oxidationsstufe in ihren Verbindungen aufweisen können

1) Kohlenstoff und Wasserstoff
2) Kohlenstoff und Phosphor
3) Kohlenstoff und Kalzium
4) Stickstoff und Schwefel

20. Die Oxidationsstufe, gleich der Gruppennummer, weist in ihren Verbindungen auf

1) Chlor
2) Eisen
3) Sauerstoff
4) Fluor

Die Elektronegativität ändert sich wie andere Eigenschaften von Atomen chemischer Elemente periodisch mit zunehmender Ordnungszahl des Elements:

Die obige Grafik zeigt die Periodizität der Änderung der Elektronegativität der Elemente der Hauptuntergruppen in Abhängigkeit von der Ordnungszahl des Elements.

Wenn Sie sich in der Untergruppe des Periodensystems nach unten bewegen, nimmt die Elektronegativität chemischer Elemente ab, wenn Sie sich entlang der Periode nach rechts bewegen, nimmt sie zu.

Die Elektronegativität spiegelt die Nichtmetallizität von Elementen wider: Je höher der Wert der Elektronegativität, desto mehr nichtmetallische Eigenschaften werden in dem Element ausgedrückt.

Oxidationszustand

Wie berechnet man den Oxidationszustand eines Elements in einer Verbindung?

1) Die Oxidationsstufe chemischer Elemente in einfachen Substanzen ist immer Null.

2) Es gibt Elemente, die in komplexen Stoffen eine konstante Oxidationsstufe aufweisen:

3) Es gibt chemische Elemente, die in den allermeisten Verbindungen einen konstanten Oxidationszustand aufweisen. Zu diesen Elementen gehören:

4) Die algebraische Summe der Oxidationsstufen aller Atome in einem Molekül ist immer Null. Die algebraische Summe der Oxidationsstufen aller Atome in einem Ion ist gleich der Ladung des Ions.

5) Die höchste (maximale) Oxidationsstufe ist gleich der Gruppennummer. Ausnahmen, die nicht unter diese Regel fallen, sind Elemente der sekundären Untergruppe der Gruppe I, Elemente der sekundären Untergruppe der Gruppe VIII sowie Sauerstoff und Fluor.

Chemische Elemente, deren Gruppennummer nicht mit ihrer übereinstimmt der höchste Grad Oxidation (muss nicht vergessen werden)

6) Die niedrigste Oxidationsstufe von Metallen ist immer Null, und die niedrigste Oxidationsstufe von Nichtmetallen wird nach folgender Formel berechnet:

niedrigste Oxidationsstufe eines Nichtmetalls = Gruppennummer - 8

Basierend auf den oben vorgestellten Regeln ist es möglich, den Oxidationsgrad eines chemischen Elements in jeder Substanz festzustellen.

Bestimmung der Oxidationsstufen von Elementen in verschiedenen Verbindungen

Beispiel 1

Bestimmen Sie die Oxidationsstufen aller Elemente in Schwefelsäure.

Entscheidung:

Schreiben wir die Formel für Schwefelsäure:

Die Oxidationsstufe von Wasserstoff ist in allen komplexen Substanzen +1 (außer bei Metallhydriden).

Die Oxidationsstufe von Sauerstoff in allen komplexen Substanzen ist -2 (außer bei Peroxiden und Sauerstofffluorid OF 2). Ordnen wir die bekannten Oxidationsstufen:

Lassen Sie uns den Oxidationszustand von Schwefel als bezeichnen x:

Das Schwefelsäuremolekül ist, wie das Molekül jeder Substanz, im Allgemeinen elektrisch neutral, weil. die Summe der Oxidationsstufen aller Atome in einem Molekül ist Null. Schematisch lässt sich dies wie folgt darstellen:

Jene. wir haben die folgende Gleichung:

Lösen wir es:

Somit beträgt die Oxidationsstufe von Schwefel in Schwefelsäure +6.

Beispiel 2

Bestimmen Sie die Oxidationsstufe aller Elemente in Ammoniumdichromat.

Entscheidung:

Schreiben wir die Formel von Ammoniumdichromat:

Wie im vorherigen Fall können wir die Oxidationsstufen von Wasserstoff und Sauerstoff anordnen:

Wir sehen jedoch, dass die Oxidationsstufen von zwei chemischen Elementen gleichzeitig, Stickstoff und Chrom, unbekannt sind. Daher können wir die Oxidationsstufen nicht auf die gleiche Weise wie im vorherigen Beispiel finden (eine Gleichung mit zwei Variablen hat keine eindeutige Lösung).

Achten wir darauf, dass die angegebene Substanz zur Klasse der Salze gehört und dementsprechend eine ionische Struktur hat. Dann können wir mit Recht sagen, dass die Zusammensetzung von Ammoniumdichromat NH 4 + -Kationen enthält (die Ladung dieses Kations ist in der Löslichkeitstabelle ersichtlich). Da es in der Formeleinheit von Ammoniumdichromat zwei positiv einfach geladene NH 4 + -Kationen gibt, ist die Ladung des Dichromat-Ions daher –2, da die Substanz als Ganzes elektrisch neutral ist. Jene. die Substanz wird von NH 4 + -Kationen und Cr 2 O 7 2- -Anionen gebildet.

Wir kennen die Oxidationsstufen von Wasserstoff und Sauerstoff. In dem Wissen, dass die Summe der Oxidationsstufen der Atome aller Elemente im Ion gleich der Ladung ist, bezeichnen wir die Oxidationsstufen von Stickstoff und Chrom als x und j entsprechend können wir schreiben:

Jene. wir erhalten zwei unabhängige Gleichungen:

Welche lösen, finden wir x und j:

So sind in Ammoniumdichromat die Oxidationsstufen von Stickstoff -3, Wasserstoff +1, Chrom +6 und Sauerstoff -2.

Wie man den Oxidationszustand von Elementen in organischen Substanzen bestimmt, kann nachgelesen werden.

Wertigkeit

Die Wertigkeit von Atomen wird durch römische Ziffern angegeben: I, II, III usw.

Die Wertigkeitsmöglichkeiten eines Atoms hängen von der Menge ab:

1) ungepaarte Elektronen

2) ungeteilte Elektronenpaare in den Orbitalen der Valenzniveaus

3) leere Elektronenorbitale der Valenzstufe

Valenzmöglichkeiten des Wasserstoffatoms

Lassen Sie uns die elektronische grafische Formel des Wasserstoffatoms darstellen:

Es wurde gesagt, dass drei Faktoren die Valenzmöglichkeiten beeinflussen können – das Vorhandensein von ungepaarten Elektronen, das Vorhandensein von nicht geteilten Elektronenpaaren auf der äußeren Ebene und das Vorhandensein von unbesetzten (leeren) Orbitalen der äußeren Ebene. Wir sehen ein ungepaartes Elektron in der äußeren (und einzigen) Energieebene. Demzufolge kann Wasserstoff genau eine Wertigkeit gleich I haben. Auf der ersten Energieebene gibt es jedoch nur eine Unterebene - s, jene. das Wasserstoffatom auf der äußeren Ebene hat weder freie Elektronenpaare noch leere Orbitale.

Somit ist die einzige Wertigkeit, die ein Wasserstoffatom aufweisen kann, I.

Valenzmöglichkeiten eines Kohlenstoffatoms

Betrachten Sie die elektronische Struktur des Kohlenstoffatoms. Im Grundzustand ist die elektronische Konfiguration seiner äußeren Ebene wie folgt:

Jene. Im Grundzustand enthält das äußere Energieniveau eines nicht angeregten Kohlenstoffatoms 2 ungepaarte Elektronen. In diesem Zustand kann es eine Wertigkeit gleich II aufweisen. Das Kohlenstoffatom geht jedoch sehr leicht in einen angeregten Zustand, wenn ihm Energie zugeführt wird, und die elektronische Konfiguration der äußeren Schicht nimmt in diesem Fall die Form an:

Obwohl bei der Anregung des Kohlenstoffatoms etwas Energie aufgewendet wird, wird der Aufwand durch die Bildung von vier kovalenten Bindungen mehr als kompensiert. Aus diesem Grund ist die Valenz IV viel charakteristischer für das Kohlenstoffatom. So hat zum Beispiel Kohlenstoff in den Molekülen von Kohlendioxid, Kohlensäure und absolut allen organischen Substanzen die Wertigkeit IV.

Neben ungepaarten Elektronen und einsamen Elektronenpaaren wirkt sich auch das Vorhandensein von unbesetzten () Orbitalen der Valenzstufe auf die Valenzmöglichkeiten aus. Das Vorhandensein solcher Orbitale im gefüllten Zustand führt dazu, dass das Atom als Elektronenpaar-Akzeptor wirken kann, d.h. bilden zusätzliche kovalente Bindungen durch den Donor-Akzeptor-Mechanismus. Also zum Beispiel wider Erwarten im Molekül Kohlenmonoxid Die CO-Bindung ist nicht doppelt, sondern dreifach, was in der folgenden Abbildung deutlich wird:

Valenzmöglichkeiten des Stickstoffatoms

Schreiben wir die elektronengraphische Formel des externen Energieniveaus des Stickstoffatoms auf:

Wie aus der obigen Abbildung ersichtlich ist, hat das Stickstoffatom in seinem normalen Zustand 3 ungepaarte Elektronen, und daher ist es logisch anzunehmen, dass es eine Wertigkeit gleich III aufweisen kann. Tatsächlich wird in Ammoniakmolekülen (NH 3) eine Wertigkeit von drei beobachtet. Salpetersäure(HNO 2), Stickstofftrichlorid (NCl 3) usw.

Oben wurde gesagt, dass die Wertigkeit eines Atoms eines chemischen Elements nicht nur von der Anzahl der ungepaarten Elektronen abhängt, sondern auch von der Anwesenheit von freien Elektronenpaaren. Dies liegt daran, dass die kovalente chemische Bindung kann nicht nur gebildet werden, wenn zwei Atome sich gegenseitig jeweils ein Elektron zur Verfügung stellen, sondern auch, wenn ein Atom, das ein ungeteiltes Elektronenpaar hat - ein Donor () - es einem anderen Atom mit einem freien () Orbital des Valenzniveaus (Akzeptor) zur Verfügung stellt ). Jene. für das Stickstoffatom ist aufgrund einer zusätzlichen kovalenten Bindung, die durch den Donor-Akzeptor-Mechanismus gebildet wird, auch die Valenz IV möglich. So werden beispielsweise bei der Bildung des Ammoniumkations vier kovalente Bindungen beobachtet, von denen eine durch den Donor-Akzeptor-Mechanismus gebildet wird:

Trotz der Tatsache, dass eine der kovalenten Bindungen durch den Donor-Akzeptor-Mechanismus gebildet wird, alle N-H-Bindungen im Ammoniumkation sind absolut identisch und unterscheiden sich nicht voneinander.

Eine Wertigkeit gleich V kann das Stickstoffatom nicht aufweisen. Dies liegt daran, dass der Übergang in einen angeregten Zustand für das Stickstoffatom unmöglich ist, bei dem die Paarung zweier Elektronen mit dem Übergang eines von ihnen in ein freies Orbital erfolgt, das dem Energieniveau am nächsten liegt. Das Stickstoffatom hat keine d-Unterebene, und der Übergang in das 3s-Orbital ist energetisch so aufwendig, dass die Energiekosten nicht durch die Bildung neuer Bindungen gedeckt werden. Viele fragen sich vielleicht, was denn die Wertigkeit von Stickstoff zum Beispiel in Molekülen ist Salpetersäure HNO 3 oder Stickoxid N 2 O 5? Seltsamerweise ist dort auch die Valenz IV, wie aus den folgenden Strukturformeln ersichtlich ist:

Die gepunktete Linie in der Abbildung zeigt die sog delokalisiert π -Verbindung. Aus diesem Grund können NO-Endbindungen als "eineinhalb" bezeichnet werden. Ähnliche Anderthalbbindungen finden sich auch im Ozonmolekül O 3 , Benzol C 6 H 6 usw.

Valenzmöglichkeiten von Phosphor

Stellen wir uns die elektronengraphische Formel des äußeren Energieniveaus des Phosphoratoms vor:

Wie wir sehen können, ist die Struktur der äußeren Schicht des Phosphoratoms im Grundzustand und des Stickstoffatoms gleich, und daher ist es logisch, dass sowohl für das Phosphoratom als auch für das Stickstoffatom mögliche Wertigkeiten gleich sind zu I, II, III und IV, was in der Praxis eingehalten wird.

Im Gegensatz zu Stickstoff hat das Phosphoratom jedoch auch d-Unterebene mit 5 freien Orbitalen.

In dieser Hinsicht kann es in einen angeregten Zustand übergehen und Elektronen dampfen 3 s-Orbitale:

Damit ist die für Stickstoff unzugängliche Valenz V für das Phosphoratom möglich. So hat beispielsweise ein Phosphoratom in den Molekülen von Verbindungen wie Phosphorsäure, Phosphor (V) -Halogeniden, Phosphor (V) -Oxid usw. eine Wertigkeit von fünf.

Valenzmöglichkeiten des Sauerstoffatoms

Die elektronengraphische Formel des äußeren Energieniveaus des Sauerstoffatoms hat die Form:

Wir sehen zwei ungepaarte Elektronen auf der 2. Ebene, daher ist für Sauerstoff die Valenz II möglich. Es sollte beachtet werden, dass diese Wertigkeit des Sauerstoffatoms in fast allen Verbindungen beobachtet wird. Oben haben wir bei der Betrachtung der Wertigkeitsmöglichkeiten des Kohlenstoffatoms die Bildung des Kohlenmonoxidmoleküls diskutiert. Die Bindung im CO-Molekül ist dreifach, daher ist Sauerstoff dort dreiwertig (Sauerstoff ist ein Elektronenpaar-Donor).

Aufgrund der Tatsache, dass das Sauerstoffatom keine externe Ebene hat d-Unterebenen, Elektronenabbau s und p- Orbitale ist unmöglich, weshalb die Valenzfähigkeit des Sauerstoffatoms im Vergleich zu anderen Elementen seiner Untergruppe, beispielsweise Schwefel, begrenzt ist.

Valenzmöglichkeiten des Schwefelatoms

Das äußere Energieniveau des Schwefelatoms im nicht angeregten Zustand:

Das Schwefelatom hat wie das Sauerstoffatom in seinem Normalzustand zwei ungepaarte Elektronen, sodass wir schlussfolgern können, dass für Schwefel eine Wertigkeit von zwei möglich ist. Tatsächlich hat Schwefel beispielsweise im Schwefelwasserstoffmolekül H 2 S die Wertigkeit II.

Wie wir sehen können, hat das Schwefelatom auf der äußeren Ebene d Unterebene mit freien Orbitalen. Aus diesem Grund ist das Schwefelatom im Gegensatz zu Sauerstoff in der Lage, seine Valenzfähigkeiten durch den Übergang in angeregte Zustände zu erweitern. Also, wenn ein einsames Elektronenpaar 3 entpaart wird p- Unterebene, das Schwefelatom erhält die elektronische Konfiguration der äußeren Ebene der folgenden Form:

In diesem Zustand hat das Schwefelatom 4 ungepaarte Elektronen, was uns über die Möglichkeit informiert, dass Schwefelatome eine Wertigkeit gleich IV aufweisen. Tatsächlich hat Schwefel in den Molekülen SO 2, SF 4, SOCl 2 usw. die Wertigkeit IV.

Beim Entpaaren des zweiten einsamen Elektronenpaars auf 3 s- Unterebene erhält die externe Energieebene die folgende Konfiguration:

In einem solchen Zustand wird bereits die Manifestation der Valenz VI möglich. Beispiele für Verbindungen mit VI-wertigem Schwefel sind SO 3 , H 2 SO 4 , SO 2 Cl 2 etc.

Ebenso können wir die Wertigkeitsmöglichkeiten anderer chemischer Elemente berücksichtigen.