Cómo determinar el estado de oxidación de un átomo de un elemento químico. Compuestos de azufre

El subgrupo de calcógenos incluye azufre: este es el segundo de los elementos que pueden formar una gran cantidad de depósitos minerales. Los sulfatos, sulfuros, óxidos y otros compuestos de azufre están muy extendidos, son importantes en la industria y la naturaleza. Por lo tanto, en este artículo consideraremos qué son, qué es el azufre en sí mismo, su sustancia simple.

El azufre y sus características.

Este elemento tiene la siguiente posición en el sistema periódico.

1. El sexto grupo, el subgrupo principal.
2. Tercer periodo menor.
3. Masa atómica - 32.064.
4. El número de serie es 16, hay la misma cantidad de protones y electrones, y también hay 16 neutrones.
5. Se refiere a elementos no metálicos.
6. En las fórmulas se lee como "es", el nombre del elemento azufre, del latín azufre.

Hay cuatro isótopos estables que se encuentran en la naturaleza. números de masa 32,33,34 y 36. Este elemento es el sexto más común en la naturaleza. Se refiere a elementos biogénicos, ya que forma parte de importantes moléculas orgánicas.

La estructura electrónica del átomo.

Los compuestos de azufre deben su diversidad a las características de la estructura electrónica del átomo. Se expresa mediante la siguiente fórmula de configuración: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 .

El orden dado refleja solo el estado estacionario del elemento. Sin embargo, se sabe que si se imparte energía adicional a un átomo, los electrones pueden desparearse en los subniveles 3p y 3s, seguidos de otra transición a 3d, que permanece libre. Como resultado, no solo cambia la valencia del átomo, sino también todos los posibles estados de oxidación. Su número aumenta significativamente, así como el número de diversas sustancias con la participación de azufre.

Los estados de oxidación del azufre en los compuestos.

Hay varias opciones principales para este indicador. Para el azufre es:

De estos, S+2 es el más raro, el resto están dispersos por todas partes. La actividad química y la capacidad oxidante de toda la sustancia depende del grado de oxidación del azufre en los compuestos. Entonces, por ejemplo, los compuestos con -2 son sulfuros. En ellos, el elemento que estamos considerando es un agente oxidante típico.

Cuanto mayor sea el valor del estado de oxidación en el compuesto, más pronunciadas serán las capacidades oxidantes de la sustancia. Esto es fácil de comprobar si recordamos los dos principales ácidos que forma el azufre:

• H 2 SO 3 - sulfuroso;
• H 2 SO 4 - sulfúrico.

Se sabe que este último es un compuesto mucho más estable y fuerte, que en alta concentración tiene una capacidad de oxidación muy seria.

sustancia simple

Como sustancia simple, el azufre es hermosos cristales amarillos de forma uniforme, regular y alargada. Aunque esta es solo una de sus formas, pues existen dos principales de esta sustancia. El primero, monoclínico o rómbico: este es el amarillo que no se puede disolver en agua, sino solo en disolventes orgánicos. es frágil y hermosa forma estructura representada como una corona. El punto de fusión es de unos 110 0 C.

Sin embargo, si no se pierde un momento intermedio cuando se calienta dicha modificación, entonces se puede detectar otro estado a tiempo: el azufre plástico. Es una solución viscosa gomosa. Marrón, que, al calentarse más o enfriarse rápidamente, vuelve a adoptar una forma rómbica.

Si hablamos de azufre químicamente puro obtenido por filtración repetida, entonces se trata de pequeños cristales de color amarillo brillante, frágiles y completamente insolubles en agua. Capaz de encenderse en contacto con la humedad y el oxígeno en el aire. Difieren de una actividad química relativamente alta.

estar en la naturaleza

En la naturaleza existen yacimientos naturales de los que se extraen compuestos de azufre y el propio azufre como sustancia simple. Además, contiene:

• en minerales, menas y rocas;
• en el cuerpo de animales, plantas y humanos, ya que forma parte de muchas moléculas orgánicas;
• en gases naturales, petróleo y carbón;
• en esquisto bituminoso y aguas naturales.

Puedes nombrar algunos de los minerales más ricos en azufre:

• cinabrio;
• pirita;
• esfalerita;
• antimonita;
• Galena y otros.

La mayor parte del azufre producido hoy se destina a la producción de sulfato. Otra parte se utiliza con fines médicos, Agricultura, procesos industriales producción de sustancias.

Propiedades físicas

Se pueden describir en varios puntos.

1. Es insoluble en agua, en disulfuro de carbono o trementina, se disuelve bien.
2. Con la fricción prolongada acumula una carga negativa.
3. El punto de fusión es 110 0 C.
4. Punto de ebullición 190 0 С.
5. Al llegar a 300 0 C, pasa a un líquido, fácilmente móvil.
6. Una sustancia pura es capaz de combustión espontánea, las propiedades combustibles son muy buenas.
7. Por sí mismo, prácticamente no tiene olor, sin embargo, los compuestos de azufre de hidrógeno emiten un olor acre a huevos podridos. Al igual que algunos representantes binarios gaseosos.

Las propiedades físicas de la sustancia en cuestión se conocen desde la antigüedad. Es por su combustibilidad que el azufre obtuvo su nombre. En las guerras, los vapores asfixiantes y venenosos que se forman durante la combustión de este compuesto se usaban como arma contra los enemigos. Además, los ácidos que contienen azufre también han tenido siempre una gran importancia industrial.

Propiedades químicas

Tema: "Azufre y sus compuestos" en curso escolar La química no toma una lección, sino varias. Después de todo, hay muchos de ellos. Esto se debe a la actividad química de esta sustancia. Puede exhibir tanto propiedades oxidantes con agentes reductores más fuertes (metales, boro y otros) como propiedades reductoras con la mayoría de los no metales.

Sin embargo, a pesar de tal actividad, la interacción ocurre solo con el flúor en condiciones normales. Todos los demás requieren calefacción. Hay varias categorías de sustancias con las que el azufre puede interactuar:

• rieles;
• no metales;
• álcalis;
• ácidos oxidantes fuertes - sulfúrico y nítrico.

Compuestos de azufre: variedades

Su diversidad se explicará por el valor desigual del estado de oxidación del elemento principal: el azufre. Entonces, podemos distinguir varios tipos principales de sustancias sobre esta base:

• compuestos con un estado de oxidación de -2;

Si consideramos las clases, y no el índice de valencia, entonces este elemento forma moléculas como:

• ácidos;
• óxidos;
• sal;
• compuestos binarios con no metales (disulfuro de carbono, cloruros);
• sustancias orgánicas.

Ahora considere los principales y dé ejemplos.

Sustancias con un estado de oxidación de -2

Los compuestos de azufre 2 son sus conformaciones con metales, así como con:

• carbón;
• hidrógeno;
• fósforo;
• silicio;
• arsénico;
• boro.

En estos casos actúa como oxidante, ya que todos los elementos enumerados son más electropositivos. Echemos un vistazo a algunos de los más importantes.

1. Disulfuro de carbono - CS 2 . Líquido transparente con un agradable aroma característico a éter. Es tóxico, inflamable y explosivo. Se utiliza como solvente para la mayoría de los tipos de aceites, grasas, no metales, nitrato de plata, resinas y cauchos. También es una parte importante en la producción de seda artificial - viscosa. En la industria, se sintetiza en grandes cantidades.
2. Sulfuro de hidrógeno o sulfuro de hidrógeno - H 2 S. Un gas incoloro con un sabor dulce. El olor es acre, extremadamente desagradable, que recuerda a huevo podrido. Venenoso, deprime el centro respiratorio, ya que se une a los iones de cobre. Por lo tanto, cuando son envenenados por ellos, se produce la asfixia y la muerte. Es ampliamente utilizado en medicina, síntesis orgánica, producción de ácido sulfúrico y también como materia prima energéticamente eficiente.
3. Los sulfuros metálicos se encuentran aplicación amplia en medicina, en la producción de sulfatos, en la producción de pinturas, en la fabricación de fósforos y en otros lugares. La fórmula general es Me x S y .

Compuestos con un estado de oxidación de +4

Los compuestos de azufre 4 son predominantemente un óxido y sus sales correspondientes y un ácido. Todos ellos son compuestos bastante comunes que tienen cierto valor en la industria. También pueden actuar como agentes oxidantes, pero más a menudo exhiben propiedades reductoras.

Las fórmulas para un compuesto de azufre con un estado de oxidación de +4 son las siguientes:

• óxido-dióxido de azufre SO2;
• ácido - sulfuroso H 2 SO 3;
• las sales tienen formula general Méx(SO3)y.

Uno de los más comunes es o anhídrido. Es una sustancia incolora con olor a cerilla quemada. En grandes racimos, se forma durante las erupciones volcánicas, en este momento es fácil identificarlo por el olfato.

Se disuelve en agua con la formación de ácido sulfuroso que se descompone fácilmente. Se comporta como una forma típica de sal, que entra en forma de ion sulfito SO 3 2-. Este anhídrido es el principal gas que incide en la contaminación de la atmósfera circundante. Es él quien afecta la educación En la industria, se usa en la producción de sulfato.

Compuestos en los que el azufre tiene un estado de oxidación de +6

Estos incluyen, en primer lugar, anhídrido sulfúrico y ácido sulfúrico con sus sales:

• sulfatos;
• hidrosulfatos.

Dado que el átomo de azufre en ellos se encuentra en el más alto grado de oxidación, las propiedades de estos compuestos son bastante comprensibles. Son agentes oxidantes fuertes.

El óxido de azufre (VI) - anhídrido sulfúrico - es un líquido incoloro volátil. Característica- Fuerte capacidad de absorción de humedad. Fuma al aire libre. Cuando se disuelve en agua, da uno de los ácidos minerales más fuertes: el sulfúrico. Su solución concentrada es un líquido aceitoso pesado ligeramente amarillento. Si el anhídrido se disuelve en ácido sulfúrico, se obtendrá un compuesto especial llamado oleum. Se utiliza industrialmente en la producción de ácido.

Entre las sales -sulfatos- gran importancia tiene conexiones como:

• yeso CaSO 4 2H 2 O;
• barita BaSO4;
• mirabilita;
• sulfato de plomo y otros.

Se utilizan en construcción, síntesis química, medicina, fabricación. Instrumentos ópticos y el vidrio e incluso la industria alimentaria.

Los hidrosulfatos se utilizan ampliamente en la metalurgia, donde se utilizan como fundente. Y también ayudan a convertir muchos óxidos complejos en formas de sulfato soluble, que se utiliza en las industrias correspondientes.

El estudio del azufre en el curso de química escolar.

¿Cuál es el mejor momento para que los estudiantes aprendan qué es el azufre, cuáles son sus propiedades, qué es un compuesto de azufre? Grado 9 - mejor periodo. Este no es el comienzo, cuando todo es nuevo e incomprensible para los niños. Este es el término medio en el estudio de la ciencia química, cuando los cimientos establecidos anteriormente ayudarán a comprender completamente el tema. Por lo tanto, es la segunda mitad de la clase que se gradúa la que se asigna para la consideración de estos temas. Al mismo tiempo, todo el tema se divide en varios bloques, en los que hay una lección separada "Compuestos de azufre. Grado 9".

Esto se debe a su abundancia. El tema de la producción industrial de ácido sulfúrico también se considera por separado. En general, en este tema toma un promedio de 3 horas.

Pero el azufre se saca para estudiar solo en el décimo grado, cuando se consideran cuestiones orgánicas. También se ven afectados en biología en la escuela secundaria. Después de todo, el azufre es parte de moléculas orgánicas como:

• tioalcoholes (tioles);
• proteínas (estructura terciaria sobre la que se produce la formación de puentes disulfuro);
• tioaldehídos;
• tiofenoles;
• tioéteres;
• ácidos sulfónicos;
• sulfóxidos y otros.

Se distinguen en grupo especial compuestos organosulfurados. Son importantes no solo en los procesos biológicos de los seres vivos, sino también en la industria. Por ejemplo, los ácidos sulfónicos son la base de muchos medicamentos(aspirina, sulfanilamida o estreptocida).

Además, el azufre es un componente constante de compuestos como algunos:

• aminoácidos;
• enzimas;
• vitaminas;
• hormonas

El estado de oxidación es la carga condicional de un átomo en un compuesto, calculada suponiendo que se compone únicamente de iones. Al definir este concepto, se supone condicionalmente que los electrones de unión (valencia) pasan a átomos más electronegativos (ver Electronegatividad) y, por lo tanto, los compuestos consisten, por así decirlo, en iones cargados positiva y negativamente. El estado de oxidación puede tener valores cero, negativos y positivos, que normalmente se colocan encima del símbolo del elemento en la parte superior: .

El valor cero del estado de oxidación se asigna a los átomos de los elementos en estado libre, por ejemplo: . Significado negativo Los estados de oxidación son aquellos átomos hacia los que se desplaza la nube de electrones de enlace (par de electrones). Para el flúor en todos sus compuestos, es -1. Los átomos que donan electrones de valencia a otros átomos tienen un estado de oxidación positivo. Por ejemplo, en metales alcalinos y alcalinotérreos, es respectivamente igual a y En iones simples, como K, es igual a la carga del ion. En la mayoría de los compuestos, el estado de oxidación de los átomos de hidrógeno es igual, pero en los hidruros metálicos (sus compuestos con hidrógeno) -y otros- es -1. El oxígeno se caracteriza por un estado de oxidación de -2, pero, por ejemplo, en combinación con flúor será, y en compuestos de peróxido, etc.) -1. En algunos casos, este valor se puede expresar y numero fraccional: para el hierro en óxido de hierro (II, III) es igual a .

La suma algebraica de los estados de oxidación de los átomos en un compuesto es cero, y en un ion complejo es la carga del ion. Usando esta regla, calculamos, por ejemplo, el estado de oxidación del fósforo en ácido ortofosfórico. Si lo denotamos y multiplicamos el estado de oxidación del hidrógeno y el oxígeno por el número de sus átomos en el compuesto, obtenemos la ecuación: de dónde. Del mismo modo, calculamos el estado de oxidación del cromo en el ion -.

En los compuestos, el estado de oxidación del manganeso será, respectivamente.

El estado de oxidación más alto es su valor positivo más alto. Para la mayoría de los elementos, es igual al número de grupo en el sistema periódico y es importante característica cuantitativa elemento en sus compuestos. Valor más bajo el estado de oxidación de un elemento que se presenta en sus compuestos se denomina comúnmente estado de oxidación más bajo; todos los demás son intermedios. Entonces, para el azufre, el estado de oxidación más alto es igual al más bajo -2, intermedio.

Cambio en los estados de oxidación de los elementos por grupos. sistema periódico refleja la frecuencia de su cambio propiedades químicas con número de serie creciente.

El concepto de estado de oxidación de los elementos se utiliza en la clasificación de sustancias, describiendo sus propiedades, formulando compuestos y sus nombres internacionales. Pero es especialmente ampliamente utilizado en el estudio de las reacciones redox. El concepto de "estado de oxidación" se usa a menudo en química inorgánica en lugar del concepto de "valencia" (ver Valencia).

Valencia es un concepto complejo. Este término ha sufrido una transformación significativa simultáneamente con el desarrollo de la teoría del enlace químico. Inicialmente, la valencia era la capacidad de un átomo para unir o reemplazar una cierta cantidad de otros átomos o grupos atómicos para formar un enlace químico.

La medida cuantitativa de la valencia del átomo de un elemento era el número de átomos de hidrógeno u oxígeno (estos elementos se consideraban monovalentes y divalentes, respectivamente), que el elemento suma para formar un hidruro de fórmula EH x o un óxido de fórmula E n O m .

Entonces, la valencia del átomo de nitrógeno en la molécula de amoníaco NH 3 es tres, y el átomo de azufre en la molécula de H 2 S es dos, ya que la valencia del átomo de hidrógeno es uno.

En los compuestos Na 2 O, BaO, Al 2 O 3, SiO 2, las valencias de sodio, bario y silicio son 1, 2, 3 y 4, respectivamente.

El concepto de valencia se introdujo en la química antes de que se conociera la estructura del átomo, concretamente en 1853 por el químico inglés Frankland. Ahora se ha establecido que la valencia de un elemento está estrechamente relacionada con el número de electrones externos de los átomos, ya que los electrones de las capas internas de los átomos no participan en la formación de enlaces químicos.

En la teoría electrónica del enlace covalente, se cree que valencia atómica está determinada por el número de sus electrones desapareados en el estado fundamental o excitado, participando en la formación de pares de electrones comunes con electrones de otros átomos.

Para algunos elementos, la valencia es un valor constante. Entonces, el sodio o el potasio en todos los compuestos son monovalentes, el calcio, el magnesio y el zinc son divalentes, el aluminio es trivalente, etc. Pero la mayoría de los elementos químicos exhiben una valencia variable, que depende de la naturaleza del elemento asociado y las condiciones del proceso. Entonces, el hierro puede formar dos compuestos con cloro: FeCl 2 y FeCl 3, en los que la valencia del hierro es 2 y 3, respectivamente.

Estado de oxidación- un concepto que caracteriza el estado de un elemento en un compuesto químico y su comportamiento en reacciones redox; numéricamente, el estado de oxidación es igual a la carga formal que se le puede atribuir al elemento, partiendo del supuesto de que todos los electrones de cada uno de sus enlaces han pasado al átomo más electronegativo.

Electronegatividad- una medida de la capacidad de un átomo para adquirir una carga negativa durante la formación de un enlace químico, o la capacidad de un átomo en una molécula para atraer electrones de valencia involucrados en la formación de un enlace químico. La electronegatividad no es un valor absoluto y se calcula varios métodos. Por lo tanto, los valores de electronegatividad dados en diferentes libros de texto y libros de referencia pueden diferir.

La Tabla 2 muestra la electronegatividad de algunos elementos químicos en la escala de Sanderson, y la Tabla 3 muestra la electronegatividad de los elementos en la escala de Pauling.

El valor de la electronegatividad se da bajo el símbolo del elemento correspondiente. Cuanto mayor es el valor numérico de la electronegatividad de un átomo, más electronegativo es el elemento. El más electronegativo es el átomo de flúor, el menos electronegativo es el átomo de rubidio. En una molécula formada por átomos de dos elementos químicos diferentes, la carga formal negativa estará en el átomo cuyo valor numérico de electronegatividad sea mayor. Entonces, en una molécula de dióxido de azufre SO 2, la electronegatividad del átomo de azufre es 2.5, y el valor de la electronegatividad del átomo de oxígeno es mayor: 3.5. Por lo tanto, la carga negativa estará en el átomo de oxígeno y la carga positiva en el átomo de azufre.

En la molécula de amoníaco NH 3, el valor de electronegatividad del átomo de nitrógeno es 3,0 y el del hidrógeno es 2,1. Por lo tanto, el átomo de nitrógeno tendrá una carga negativa y el átomo de hidrógeno tendrá una carga positiva.

Debe conocer claramente las tendencias generales en electronegatividad. Dado que un átomo de cualquier elemento químico tiende a adquirir una configuración estable de la capa externa de electrones: una capa de octeto de un gas inerte, luego aumenta la electronegatividad de los elementos en el período, y en el grupo, la electronegatividad generalmente disminuye con un aumento en el número atómico del elemento . Por tanto, por ejemplo, el azufre es más electronegativo que el fósforo y el silicio, y el carbono es más electronegativo que el silicio.

Al compilar fórmulas para compuestos que consisten en dos no metales, el más electronegativo de ellos siempre se coloca a la derecha: PCl 3, NO 2. Hay algunas excepciones históricas a esta regla, como NH 3 , PH 3 , etc.

El estado de oxidación generalmente se indica mediante un número arábigo (con un signo delante del dígito) ubicado sobre el símbolo del elemento, por ejemplo:

Para determinar el estado de oxidación de los átomos en los compuestos químicos, se siguen las siguientes reglas:

1. El estado de oxidación de los elementos en sustancias simples es igual a cero
2. La suma algebraica de los estados de oxidación de los átomos en una molécula es cero.
3. El oxígeno en los compuestos presenta principalmente un estado de oxidación de -2 (en el fluoruro de oxígeno OF 2 + 2, en los peróxidos metálicos del tipo M 2 O 2 -1).
4. El hidrógeno en los compuestos exhibe un estado de oxidación de +1, con la excepción de los hidruros. metales activos, por ejemplo, alcalino o alcalinotérreo, en el que el estado de oxidación del hidrógeno es -1.
5. Para los iones monoatómicos, el estado de oxidación es igual a la carga del ion, por ejemplo: K + - +1, Ba 2+ - +2, Br - - -1, S 2- - -2, etc.
6. En compuestos con un enlace polar covalente, el estado de oxidación de un átomo más electronegativo tiene un signo menos y un átomo menos electronegativo tiene un signo más.
7. EN compuestos orgánicos el estado de oxidación del hidrógeno es +1.

Ilustremos las reglas anteriores con varios ejemplos.

Ejemplo 1 Determine el grado de oxidación de los elementos en los óxidos de potasio K 2 O, selenio SeO 3 y hierro Fe 3 O 4.

Óxido de potasio K 2 O. La suma algebraica de los estados de oxidación de los átomos en una molécula es cero. El estado de oxidación del oxígeno en los óxidos es –2. Denotemos el estado de oxidación del potasio en su óxido como n, luego 2n + (–2) = 0 o 2n = 2, por lo tanto, n = +1, es decir, el estado de oxidación del potasio es +1.

Óxido de selenio SeO 3 . La molécula de SeO 3 es eléctricamente neutra. La carga negativa total de los tres átomos de oxígeno es –2 × 3 = –6. Por lo tanto, para igualar esta carga negativa a cero, el estado de oxidación del selenio debe ser +6.

Molécula de Fe 3 O 4 eléctricamente neutral. La carga negativa total de los cuatro átomos de oxígeno es –2 × 4 = –8. Para igualar esta carga negativa, la carga positiva total de los tres átomos de hierro debe ser +8. Por lo tanto, un átomo de hierro debería tener una carga de 8/3 = +8/3.

Debe enfatizarse que el estado de oxidación de un elemento en un compuesto puede ser un número fraccionario. Dichos estados de oxidación fraccionarios no tienen sentido para explicar el enlace en un compuesto químico, pero pueden usarse para formular ecuaciones para reacciones redox.

Ejemplo 2 Determine el grado de oxidación de los elementos en los compuestos NaClO 3, K 2 Cr 2 O 7.

La molécula de NaClO 3 es eléctricamente neutra. El estado de oxidación del sodio es +1, el estado de oxidación del oxígeno es -2. Denotemos el estado de oxidación del cloro como n, entonces +1 + n + 3 × (–2) = 0, o +1 + n – 6 = 0, o n – 5 = 0, por lo tanto, n = +5. Así, el estado de oxidación del cloro es +5.

La molécula de K 2 Cr 2 O 7 es eléctricamente neutra. El estado de oxidación del potasio es +1, el estado de oxidación del oxígeno es -2. Denotemos el estado de oxidación del cromo como n, entonces 2 × 1 + 2n + 7 × (–2) = 0, o +2 + 2n – 14 = 0, o 2n – 12 = 0, 2n = 12, por lo tanto, n = +6. Así, el estado de oxidación del cromo es +6.

Ejemplo 3 Determinemos los estados de oxidación del azufre en el ion sulfato SO 4 2– . El ion SO 4 2– tiene una carga de –2. El estado de oxidación del oxígeno es –2. Denotemos el estado de oxidación del azufre como n, luego n + 4 × (–2) = –2, o n – 8 = –2, o n = –2 – (–8), por lo tanto, n = +6. Así, el estado de oxidación del azufre es +6.

Debe recordarse que el estado de oxidación a veces no es igual a la valencia de un elemento dado.

Por ejemplo, los estados de oxidación del átomo de nitrógeno en la molécula de amoníaco NH 3 o en la molécula de hidrazina N 2 H 4 son -3 y -2, respectivamente, mientras que la valencia de nitrógeno en estos compuestos es tres.

El estado de oxidación positivo máximo para elementos de los subgrupos principales, por regla general, es igual al número de grupo (excepciones: oxígeno, flúor y algunos otros elementos).

El estado de oxidación negativo máximo es 8, el número de grupo.

Tareas de entrenamiento

1. ¿En qué compuesto está el estado de oxidación del fósforo +5?

1) HPO3
2) H3PO3
3) Li 3P
4) AlP

2. ¿Qué compuesto tiene el estado de oxidación del fósforo -3?

1) HPO3
2) H3PO3
3) Li3PO4
4) AlP

3. ¿En qué compuesto el estado de oxidación del nitrógeno es igual a +4?

1) HNO2
2) N2O4
3) N2O
4) HNO3

4. ¿En qué compuesto el número de oxidación del nitrógeno es igual a -2?

1) NH3
2) N2H4
3) N2O5
4) HNO2

5. ¿En qué compuesto el estado de oxidación del azufre es igual a +2?

1) Na2SO3
2) SO2
3) SCl2
4) H2SO4

6. ¿En qué compuesto el estado de oxidación del azufre es igual a +6?

1) Na2SO3
2) SO3
3) SCl2
4) H2SO3

7. En sustancias cuyas fórmulas son CrBr 2, K 2 Cr 2 O 7, Na 2 CrO 4, el estado de oxidación del cromo, respectivamente, es

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

8. El estado de oxidación negativo mínimo de un elemento químico suele ser igual a

1) número de período
3) el número de electrones que faltan antes de que se complete la capa de electrones externa

9. El estado de oxidación positivo máximo de los elementos químicos ubicados en los subgrupos principales suele ser igual a

1) número de período
2) el número de serie del elemento químico
3) número de grupo
4) numero total electrones en el elemento

10. El fósforo exhibe el estado de oxidación positivo máximo en el compuesto

1) HPO3
2) H3PO3
3) Na 3 P
4) Ca 3 P 2

11. El fósforo exhibe el estado de oxidación más bajo en el compuesto.

1) HPO3
2) H3PO3
3) Na3PO4
4) Ca 3 P 2

12. Los átomos de nitrógeno en el nitrito de amonio, que son parte del catión y del anión, exhiben estados de oxidación, respectivamente.

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

13. La valencia y el estado de oxidación del oxígeno en el peróxido de hidrógeno, respectivamente, son

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

14. La valencia y el estado de oxidación del azufre en la pirita FeS2 son, respectivamente,

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

15. La valencia y el estado de oxidación del átomo de nitrógeno en el bromuro de amonio, respectivamente, son

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

16. El átomo de carbono muestra grado negativo oxidación junto con

1) oxígeno
2) sodio
3) flúor
4) cloro

17. Un grado constante de oxidación en sus compuestos exhibe

1) estroncio
2) hierro
3) azufre
4) cloro

18. El estado de oxidación +3 en sus compuestos puede exhibir

1) cloro y flúor
2) fósforo y cloro
3) carbono y azufre
4) oxígeno e hidrógeno

19. +4 estado de oxidación en sus compuestos pueden exhibir

1) carbono e hidrógeno
2) carbono y fósforo
3) carbono y calcio
4) nitrógeno y azufre

20. El estado de oxidación, igual al número de grupo, en sus compuestos exhibe

1) cloro
2) hierro
3) oxígeno
4) flúor

La electronegatividad, como otras propiedades de los átomos de los elementos químicos, cambia periódicamente con un aumento en el número ordinal del elemento:

El gráfico anterior muestra la periodicidad del cambio en la electronegatividad de los elementos de los principales subgrupos, dependiendo del número ordinal del elemento.

Al moverse hacia abajo en el subgrupo de la tabla periódica, la electronegatividad de los elementos químicos disminuye, al moverse hacia la derecha a lo largo del período, aumenta.

La electronegatividad refleja la no metalicidad de los elementos: cuanto mayor sea el valor de la electronegatividad, más propiedades no metálicas del elemento se expresan.

Estado de oxidación

¿Cómo calcular el estado de oxidación de un elemento en un compuesto?

1) El estado de oxidación de los elementos químicos en sustancias simples es siempre cero.

2) Hay elementos que exhiben un estado de oxidación constante en sustancias complejas:

3) Hay elementos químicos que presentan un estado de oxidación constante en la gran mayoría de los compuestos. Estos elementos incluyen:

4) La suma algebraica de los estados de oxidación de todos los átomos en una molécula es siempre cero. La suma algebraica de los estados de oxidación de todos los átomos en un ion es igual a la carga del ion.

5) El estado de oxidación más alto (máximo) es igual al número de grupo. Las excepciones que no caen bajo esta regla son los elementos del subgrupo secundario del grupo I, los elementos del subgrupo secundario del grupo VIII, así como el oxígeno y el flúor.

Elementos químicos cuyo número de grupo no coincide con su el grado más alto oxidación (requerido para recordar)

6) El estado de oxidación más bajo de los metales es siempre cero, y el estado de oxidación más bajo de los no metales se calcula mediante la fórmula:

estado de oxidación más bajo de un no metal = número de grupo - 8

Con base en las reglas presentadas anteriormente, es posible establecer el grado de oxidación de un elemento químico en cualquier sustancia.

Encontrar los estados de oxidación de los elementos en varios compuestos.

Ejemplo 1

Determinar los estados de oxidación de todos los elementos en ácido sulfúrico.

Decisión:

Escribamos la fórmula del ácido sulfúrico:

El estado de oxidación del hidrógeno en todas las sustancias complejas es +1 (excepto los hidruros metálicos).

El estado de oxidación del oxígeno en todas las sustancias complejas es -2 (excepto los peróxidos y el fluoruro de oxígeno OF 2). Ordenemos los estados de oxidación conocidos:

Denotemos el estado de oxidación del azufre como X:

La molécula de ácido sulfúrico, como la molécula de cualquier sustancia, es generalmente eléctricamente neutra, porque. la suma de los estados de oxidación de todos los átomos en una molécula es cero. Esquemáticamente, esto se puede representar de la siguiente manera:

Aquellas. obtuvimos la siguiente ecuación:

Vamos a resolverlo:

Así, el estado de oxidación del azufre en ácido sulfúrico es +6.

Ejemplo 2

Determine el estado de oxidación de todos los elementos en el dicromato de amonio.

Decisión:

Escribamos la fórmula del dicromato de amonio:

Como en el caso anterior, podemos ordenar los estados de oxidación del hidrógeno y el oxígeno:

Sin embargo, vemos que se desconocen los estados de oxidación de dos elementos químicos a la vez, nitrógeno y cromo. Por lo tanto, no podemos encontrar los estados de oxidación de la misma forma que en el ejemplo anterior (una ecuación con dos variables no tiene solución única).

Prestemos atención al hecho de que la sustancia indicada pertenece a la clase de sales y, en consecuencia, tiene una estructura iónica. Entonces podemos decir correctamente que la composición del dicromato de amonio incluye cationes NH 4 + (la carga de este catión se puede ver en la tabla de solubilidad). Por lo tanto, dado que hay dos cationes NH 4 + positivos con una sola carga en la unidad de fórmula de dicromato de amonio, la carga del ion dicromato es -2, ya que la sustancia en su conjunto es eléctricamente neutra. Aquellas. la sustancia está formada por cationes NH 4 + y aniones Cr 2 O 7 2-.

Conocemos los estados de oxidación del hidrógeno y el oxígeno. Sabiendo que la suma de los estados de oxidación de los átomos de todos los elementos en el ion es igual a la carga, y denotando los estados de oxidación del nitrógeno y el cromo como X y y en consecuencia, podemos escribir:

Aquellas. obtenemos dos ecuaciones independientes:

Resolviendo cuál, encontramos X y y:

Así, en el dicromato de amonio, los estados de oxidación del nitrógeno son -3, hidrógeno +1, cromo +6 y oxígeno -2.

Se puede leer cómo determinar el estado de oxidación de los elementos en sustancias orgánicas.

Valencia

La valencia de los átomos se indica con números romanos: I, II, III, etc.

Las posibilidades de valencia de un átomo dependen de la cantidad:

1) electrones desapareados

2) pares de electrones no compartidos en los orbitales de los niveles de valencia

3) orbitales electrónicos vacíos del nivel de valencia

Posibilidades de valencia del átomo de hidrógeno

Representemos la fórmula gráfica electrónica del átomo de hidrógeno:

Se dijo que tres factores pueden afectar las posibilidades de valencia: la presencia de electrones no apareados, la presencia de pares de electrones no compartidos en el nivel exterior y la presencia de orbitales vacantes (vacíos) en el nivel exterior. Vemos un electrón desapareado en el nivel de energía exterior (y único). Según esto, el hidrógeno puede tener exactamente una valencia igual a I. Sin embargo, en el primer nivel de energía solo hay un subnivel: s, aquellas. el átomo de hidrógeno en el nivel exterior no tiene pares de electrones no compartidos ni orbitales vacíos.

Por lo tanto, la única valencia que puede exhibir un átomo de hidrógeno es I.

Posibilidades de valencia de un átomo de carbono

Considere la estructura electrónica del átomo de carbono. En estado fundamental, la configuración electrónica de su nivel exterior es la siguiente:

Aquellas. En el estado fundamental, el nivel de energía exterior de un átomo de carbono no excitado contiene 2 electrones desapareados. En este estado, puede exhibir una valencia igual a II. Sin embargo, el átomo de carbono entra muy fácilmente en un estado excitado cuando se le imparte energía, y la configuración electrónica de la capa externa en este caso toma la forma:

Aunque se gasta una cierta cantidad de energía en el proceso de excitación del átomo de carbono, el gasto es más que compensado por la formación de cuatro enlaces covalentes. Por esta razón, la valencia IV es mucho más característica del átomo de carbono. Entonces, por ejemplo, el carbono tiene valencia IV en las moléculas de dióxido de carbono, ácido carbónico y absolutamente todas las sustancias orgánicas.

Además de los electrones desapareados y los pares de electrones solitarios, la presencia de orbitales () vacantes del nivel de valencia también afecta las posibilidades de valencia. La presencia de tales orbitales en el nivel lleno conduce al hecho de que el átomo puede actuar como un aceptor de pares de electrones, es decir formar enlaces covalentes adicionales mediante el mecanismo donante-aceptor. Así, por ejemplo, contrariamente a lo esperado, en la molécula monóxido de carbono El enlace CO no es doble, sino triple, lo cual se muestra claramente en la siguiente ilustración:

Posibilidades de valencia del átomo de nitrógeno

Escribamos la fórmula electrónica del nivel de energía externa del átomo de nitrógeno:

Como se puede ver en la ilustración anterior, el átomo de nitrógeno en su estado normal tiene 3 electrones desapareados y, por lo tanto, es lógico suponer que puede exhibir una valencia igual a III. De hecho, se observa una valencia igual a tres en las moléculas de amoníaco (NH 3), ácido nitroso(HNO 2), tricloruro de nitrógeno (NCl 3), etc.

Se dijo anteriormente que la valencia de un átomo de un elemento químico depende no solo del número de electrones no apareados, sino también de la presencia de pares de electrones no compartidos. Esto se debe al hecho de que el covalente enlace químico se puede formar no solo cuando dos átomos se proporcionan mutuamente un electrón cada uno, sino también cuando un átomo que tiene un par de electrones no compartidos: un donante () lo proporciona a otro átomo con un orbital vacante () del nivel de valencia (aceptor ). Aquellas. para el átomo de nitrógeno, la valencia IV también es posible debido a un enlace covalente adicional formado por el mecanismo donador-aceptor. Entonces, por ejemplo, durante la formación del catión amonio se observan cuatro enlaces covalentes, uno de los cuales está formado por el mecanismo donante-aceptor:

A pesar de que uno de los enlaces covalentes está formado por el mecanismo donador-aceptor, todos enlaces N-H en el catión amonio son absolutamente idénticos y no se diferencian entre sí.

Una valencia igual a V, el átomo de nitrógeno no es capaz de mostrar. Esto se debe a que la transición a un estado excitado es imposible para el átomo de nitrógeno, en el que se produce el apareamiento de dos electrones con la transición de uno de ellos a un orbital libre, que es el más cercano en nivel de energía. El átomo de nitrógeno no tiene d-subnivel, y la transición al orbital 3s es energéticamente tan costosa que los costos de energía no se cubren con la formación de nuevos enlaces. Muchos se preguntarán, ¿cuál es entonces la valencia del nitrógeno, por ejemplo, en moléculas Ácido nítrico¿HNO 3 u óxido nítrico N 2 O 5? Curiosamente, la valencia allí también es IV, como se puede ver en las siguientes fórmulas estructurales:

La línea punteada en la ilustración muestra los llamados deslocalizado π -conexión. Por esta razón, los enlaces NO terminales pueden denominarse "uno y medio". También se encuentran enlaces similares de uno y medio en la molécula de ozono O 3 , benceno C 6 H 6 , etc.

Posibilidades de valencia del fósforo

Representemos la fórmula electrónica del nivel de energía externa del átomo de fósforo:

Como podemos ver, la estructura de la capa externa del átomo de fósforo en el estado fundamental y el átomo de nitrógeno es la misma, y ​​por lo tanto es lógico esperar para el átomo de fósforo, así como para el átomo de nitrógeno, posibles valencias iguales a I, II, III y IV, lo que se observa en la práctica.

Sin embargo, a diferencia del nitrógeno, el átomo de fósforo también tiene d-subnivel con 5 orbitales vacantes.

En este sentido, puede pasar a un estado excitado, vaporizando electrones 3 s-orbitales:

Así, es posible la valencia V para el átomo de fósforo, que es inaccesible al nitrógeno. Entonces, por ejemplo, un átomo de fósforo tiene una valencia de cinco en las moléculas de compuestos tales como ácido fosfórico, haluros de fósforo (V), óxido de fósforo (V), etc.

Posibilidades de valencia del átomo de oxígeno

La fórmula electrónica del nivel de energía externa del átomo de oxígeno tiene la forma:

Vemos dos electrones desapareados en el segundo nivel y, por lo tanto, la valencia II es posible para el oxígeno. Cabe señalar que esta valencia del átomo de oxígeno se observa en casi todos los compuestos. Anteriormente, al considerar las posibilidades de valencia del átomo de carbono, discutimos la formación de la molécula de monóxido de carbono. El enlace en la molécula de CO es triple, por lo tanto, el oxígeno es trivalente allí (el oxígeno es un donante de pares de electrones).

Debido al hecho de que el átomo de oxígeno no tiene un nivel externo d-subniveles, desparejamiento de electrones s y pag- orbitales es imposible, por lo que las capacidades de valencia del átomo de oxígeno son limitadas en comparación con otros elementos de su subgrupo, por ejemplo, el azufre.

Posibilidades de valencia del átomo de azufre

El nivel de energía externa del átomo de azufre en el estado no excitado:

El átomo de azufre, como el átomo de oxígeno, tiene dos electrones desapareados en su estado normal, por lo que podemos concluir que es posible una valencia de dos para el azufre. De hecho, el azufre tiene valencia II, por ejemplo, en la molécula de sulfuro de hidrógeno H 2 S.

Como podemos ver, el átomo de azufre en el nivel exterior tiene d subnivel con orbitales vacantes. Por esta razón, el átomo de azufre es capaz de expandir sus capacidades de valencia, a diferencia del oxígeno, debido a la transición a estados excitados. Entonces, al desemparejar un par de electrones solitario 3 pag- subnivel, el átomo de azufre adquiere la configuración electrónica del nivel exterior de la siguiente forma:

En este estado, el átomo de azufre tiene 4 electrones desapareados, lo que nos habla de la posibilidad de que los átomos de azufre presenten una valencia igual a IV. En efecto, el azufre tiene valencia IV en las moléculas SO 2, SF 4, SOCl 2, etc.

Al desemparejar el segundo par de electrones solitario ubicado en 3 s- subnivel, el nivel de energía exterior adquiere la siguiente configuración:

En tal estado, la manifestación de la valencia VI ya se vuelve posible. Un ejemplo de compuestos con azufre VI-valente son SO 3 , H 2 SO 4 , SO 2 Cl 2 etc.

De manera similar, podemos considerar las posibilidades de valencia de otros elementos químicos.