Kuidas määrata keemilise elemendi aatomi oksüdatsiooniastet. Väävliühendid

Kalkogeenide alarühma kuulub väävel – see on teine ​​element, mis võib moodustada suure hulga maagimaardlaid. Sulfaadid, sulfiidid, oksiidid ja muud väävliühendid on väga laialt levinud, olulised tööstuses ja looduses. Seetõttu käsitleme selles artiklis, mis need on, mis on väävel ise, selle lihtne aine.

Väävel ja selle omadused

Sellel elemendil on perioodilises süsteemis järgmine positsioon.

1. Kuues rühm, põhialagrupp.
2. Kolmas väike periood.
3. Aatommass - 32,064.
4. Seerianumber on 16, prootoneid ja elektrone on sama palju ning neutroneid on samuti 16.
5. Viitab mittemetallist elementidele.
6. Valemites loetakse seda kui "es", elemendi sulfur nimetust, ladina väävel.

Looduses leidub nelja stabiilset isotoopi. massinumbrid 32,33,34 ja 36. See element on looduses levinumalt kuuendal kohal. Viitab biogeensetele elementidele, kuna see on osa olulistest orgaanilistest molekulidest.

Aatomi elektrooniline struktuur

Väävliühendite mitmekesisus on tingitud aatomi elektroonilise struktuuri omadustest. Seda väljendatakse järgmise konfiguratsioonivalemiga: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 .

Antud järjekord kajastab ainult elemendi statsionaarset olekut. Samas on teada, et kui aatomile anda lisaenergiat, siis saab elektrone paaristada 3p ja 3s alamtasanditel, millele järgneb veel üks üleminek 3d-le, mis jääb vabaks. Selle tulemusena ei muutu mitte ainult aatomi valents, vaid ka kõik võimalikud oksüdatsiooniastmed. Nende arv suureneb oluliselt, samuti erinevate väävli osalusega ainete arv.

Väävli oksüdatsiooniastmed ühendites

Selle indikaatori jaoks on mitu peamist võimalust. Väävli jaoks on see:

Neist S +2 on kõige haruldasem, ülejäänud on kõikjal laiali. Kogu aine keemiline aktiivsus ja oksüdatsioonivõime sõltuvad ühendites sisalduva väävli oksüdatsiooniastmest. Nii on näiteks -2-ga ühendid sulfiidid. Nendes on element, mida me kaalume, tüüpiline oksüdeeriv aine.

Mida kõrgem on ühendi oksüdatsiooniaste, seda tugevam on aine oksüdatsioonivõime. Seda on lihtne kontrollida, kui meenutada kahte peamist hapet, mida väävel moodustab:

• H2SO3 - väävel;
• H 2 SO 4 - väävelhape.

Viimane on teatavasti palju stabiilsem, tugevam ühend, millel on suures kontsentratsioonis väga tõsine oksüdeerumisvõime.

lihtne aine

Lihtsa ainena on väävel ühtlase korrapärase pikliku kujuga kollased kaunid kristallid. Kuigi see on ainult üks selle vormidest, kuna sellel ainel on kaks peamist. Esimene, monokliiniline või rombiline - see on kollane, mida ei saa vees lahustada, vaid ainult orgaanilised lahustid. See on rabe ja ilus kuju struktuur kujutatud kroonina. Sulamistemperatuur on umbes 110 0 C.

Kui aga sellise modifikatsiooni kuumutamisel vahemoment vahele ei jää, siis saab õigel ajal tuvastada teise oleku – plastilise väävli. See on kummine viskoosne lahus Pruun värv, mis edasisel kuumutamisel või kiirel jahutamisel muutub taas rombikujuliseks.

Kui me räägime korduval filtreerimisel saadud keemiliselt puhtast väävlist, siis see on erekollane väike kristall, habras ja vees täiesti lahustumatud. Võimalik süttida kokkupuutel õhus oleva niiskuse ja hapnikuga. Erineb üsna kõrge keemilise aktiivsuse poolest.

Looduses olemine

Looduses leidub looduslikke maardlaid, millest ekstraheeritakse väävliühendeid ja väävel ise lihtainena. Lisaks sisaldab see:

• mineraalides, maakides ja kivimites;
• loomade, taimede ja inimeste kehas, kuna see on osa paljudest orgaanilistest molekulidest;
• sisse maagaasid, nafta ja kivisüsi;
• põlevkivis ja looduslikes vetes.

Võite nimetada mõned väävlirikkaimad mineraalid:

• kinaver;
• püriit;
• sfaleriit;
• antimoniit;
• galena ja teised.

Enamik tänapäeval toodetud väävlist läheb sulfaatide tootmiseks. Teist osa kasutatakse meditsiinilistel eesmärkidel, Põllumajandus, tööstuslikud protsessid ainete tootmine.

Füüsikalised omadused

Neid saab kirjeldada mitme punktiga.

1. See ei lahustu vees, süsinikdisulfiidis või tärpentiinis - see lahustub hästi.
2. Pikaajalise hõõrdumise korral koguneb negatiivne laeng.
3. Sulamistemperatuur on 110 0 C.
4. Keemistemperatuur 190 0 С.
5. 300 0 C saavutamisel läheb see vedelaks, kergesti liikuvaks.
6. Puhas aine on võimeline isesüttima, põlemisomadused on väga head.
7. Iseenesest pole sellel praktiliselt mingit lõhna, kuid vesinikväävliühendid eraldavad mädamunade teravat lõhna. Täpselt nagu mõned gaasilised binaarsed esindajad.

Kõnealuse aine füüsikalised omadused on inimestele teada antiikajast peale. Väävel sai oma nime selle süttivuse tõttu. Sõdades kasutati selle ühendi põlemisel tekkivaid lämmatavaid ja mürgiseid aure vaenlaste vastu relvana. Lisaks on väävlit sisaldavad happed alati olnud suure tööstusliku tähtsusega.

Keemilised omadused

Teema: "Väävel ja selle ühendid" on koolikursus Keemia võtab mitte ühe õppetunni, vaid mitu. Lõppude lõpuks on neid palju. See on tingitud selle aine keemilisest aktiivsusest. Sellel võib olla nii oksüdeerivaid omadusi tugevamate redutseerivate ainetega (metallid, boor ja teised) kui ka redutseerivaid omadusi enamiku mittemetallide puhul.

Kuid vaatamata sellisele aktiivsusele toimub interaktsioon ainult fluoriga at normaalsetes tingimustes. Kõik teised nõuavad kütmist. On mitmeid ainete kategooriaid, millega väävel võib interakteeruda:

• metallid;
• mittemetallid;
• leelised;
• tugevad oksüdeerivad happed - väävel- ja lämmastikhape.

Väävliühendid: sordid

Nende mitmekesisust seletatakse põhielemendi - väävli - oksüdatsiooniastme ebavõrdse väärtusega. Seega saame selle põhjal eristada mitut peamist tüüpi aineid:

• ühendid oksüdatsiooniastmega -2;

Kui arvestada klasse, mitte valentsiindeksit, siis moodustab see element selliseid molekule nagu:

• happed;
• oksiidid;
• sool;
• binaarsed ühendid mittemetallidega (süsinikdisulfiid, kloriidid);
• orgaanilised ained.

Nüüd kaaluge peamisi ja tooge näiteid.

Ained, mille oksüdatsiooniaste on -2

Väävliühendid 2 on selle konformatsioonid metallidega, samuti:

• süsinik;
• vesinik;
• fosfor;
• räni;
• arseen;
• boor.

Nendel juhtudel toimib see oksüdeeriva ainena, kuna kõik loetletud elemendid on elektropositiivsemad. Vaatame mõnda olulisemat.

1. Süsinikdisulfiid - CS 2 . Läbipaistev vedelik iseloomuliku meeldiva eetri aroomiga. See on mürgine, tule- ja plahvatusohtlik. Seda kasutatakse enamiku õlide, rasvade, mittemetallide, hõbenitraadi, vaikude ja kummide lahustina. Samuti on see oluline osa kunstliku siidi – viskoosi – tootmisel. Tööstuses sünteesitakse seda suurtes kogustes.
2. Vesiniksulfiid ehk vesiniksulfiid - H 2 S. Magusa maitsega värvitu gaas. Lõhn on kirbe, äärmiselt ebameeldiv, meenutab mädamuna. Mürgine, surub hingamiskeskust alla, kuna seob vaseioone. Seetõttu tekib nende mürgitamisel lämbumine ja surm. Seda kasutatakse laialdaselt meditsiinis, orgaanilises sünteesis, väävelhappe tootmises ja ka energiasäästliku toorainena.
3. Leitakse metallide sulfiide lai rakendus meditsiinis, sulfaatide tootmisel, värvide tootmisel, fosfori valmistamisel ja mujal. Üldvalem on Me x S y .

Ühendid oksüdatsiooniastmega +4

Väävliühendid 4 on valdavalt oksiid ja selle vastavad soolad ning hape. Kõik need on üsna tavalised ühendid, millel on teatud väärtus tööstuses. Need võivad toimida ka oksüdeerivate ainetena, kuid sagedamini on neil redutseerivad omadused.

Väävliühendi oksüdatsiooniastmega +4 valemid on järgmised:

• oksiid-vääveldioksiid SO 2 ;
• hape - väävel H 2 SO 3;
• sooladel on üldine valem Mex(SO3)y.

Üks levinumaid on või anhüdriid. See on värvitu aine, millel on põlenud tiku lõhn. Suurtes klastrites tekib see vulkaanipursete ajal, praegu on teda lõhna järgi lihtne tuvastada.

See lahustub vees, moodustades kergesti laguneva happe - väävli. See käitub nagu tüüpiline sool, mis siseneb sulfitiooni SO 3 2- kujul. See anhüdriid on peamine gaas, mis mõjutab ümbritseva atmosfääri saastumist. See on see, kes mõjutab haridust.Tööstuses kasutatakse seda sulfaatide tootmisel.

Ühendid, milles väävli oksüdatsiooniaste on +6

Nende hulka kuuluvad esiteks väävelanhüdriid ja väävelhape koos nende sooladega:

• sulfaadid;
• hüdrosulfaadid.

Kuna neis sisalduv väävliaatom on kõrgeima oksüdatsiooniastmega, on nende ühendite omadused üsna arusaadavad. Need on tugevad oksüdeerivad ained.

Vääveloksiid (VI) – väävelanhüdriid – on lenduv värvitu vedelik. Tunnusjoon- tugev niiskuse imamisvõime. Suitsetab õues. Vees lahustatuna annab see ühe tugevaima mineraalhappe – väävelhappe. Selle kontsentreeritud lahus on raske õline kergelt kollakas vedelik. Kui anhüdriid lahustatakse väävelhappes, saadakse spetsiaalne ühend, mida nimetatakse oleumiks. Seda kasutatakse tööstuslikult happe tootmisel.

Soolade hulgas - sulfaadid - suur tähtsus on ühendused nagu:

• kips CaSO 4 2H 2 O;
• bariit BaSO 4;
• mirabiliit;
• pliisulfaat ja teised.

Neid kasutatakse ehituses, keemilises sünteesis, meditsiinis, tootmises optilised seadmed ja klaas ja isegi toiduainetööstus.

Hüdrosulfaate kasutatakse laialdaselt metallurgias, kus neid kasutatakse räbustina. Samuti aitavad need muuta paljusid keerulisi oksiide lahustuvateks sulfaatvormideks, mida kasutatakse vastavates tööstusharudes.

Väävli uurimine kooli keemiakursusel

Millal on õpilastel parim aeg õppida tundma, mis on väävel, millised on selle omadused, mis on väävliühend? 9. klass - parim periood. See pole päris algus, kui laste jaoks on kõik uus ja arusaamatu. See on kesktee keemiateaduse uurimisel, kui varem rajatud alused aitavad teemat täielikult mõista. Seetõttu on nende küsimustega tegelemiseks ette nähtud lõpetajate klassi teine ​​pool. Samas on kogu teema jagatud mitmeks plokiks, milles on eraldi tund "Väävliühendid. 9. klass".

See on tingitud nende rohkusest. Eraldi käsitletakse ka väävelhappe tööstusliku tootmise küsimust. Üldiselt edasi see teema võtab keskmiselt 3 tundi.

Aga väävlit võetakse õppetööks välja alles 10. klassis, kui mõeldakse mahepõllundusküsimustele. Neid mõjutab ka bioloogia keskkoolis. Lõppude lõpuks on väävel osa sellistest orgaanilistest molekulidest nagu:

• tioalkoholid (tioolid);
• valgud (tertsiaarne struktuur, millel tekivad disulfiidsildad);
• tioaldehüüdid;
• tiofenoolid;
• tioeetrid;
• sulfoonhapped;
• sulfoksiidid ja teised.

Neid eristatakse erirühm väävelorgaanilised ühendid. Need on olulised mitte ainult elusolendite bioloogilistes protsessides, vaid ka tööstuses. Näiteks sulfoonhapped on paljude aluseks ravimid(aspiriin, sulfanilamiid või streptotsiid).

Lisaks on väävel selliste ühendite pidev komponent nagu mõned:

• aminohapped;
• ensüümid;
• vitamiinid;
• hormoonid.

Oksüdatsiooniaste on ühendis oleva aatomi tingimuslik laeng, mis arvutatakse eeldusel, et see koosneb ainult ioonidest. Selle mõiste defineerimisel eeldatakse tinglikult, et siduvad (valents)elektronid lähevad üle elektronegatiivsematele aatomitele (vt Elektronegatiivsus) ja seetõttu koosnevad ühendid justkui positiivselt ja negatiivselt laetud ioonidest. Oksüdatsiooniastmel võib olla null, negatiivne ja positiivne väärtus, mis asetatakse tavaliselt ülaosas oleva elemendi sümboli kohale: .

Vabas olekus olevate elementide aatomitele omistatakse oksüdatsiooniastme nullväärtus, näiteks: . Negatiivne tähendus Oksüdatsiooniastmed on need aatomid, mille poole siduv elektronipilv (elektronipaar) nihkub. Fluori puhul kõigis selle ühendites on see -1. Aatomitel, mis loovutavad valentselektrone teistele aatomitele, on positiivne oksüdatsiooniaste. Näiteks leelis- ja leelismuldmetallides on see vastavalt võrdne ja lihtsates ioonides, nagu , K, on ​​see võrdne iooni laenguga. Enamikus ühendites on vesinikuaatomite oksüdatsiooniaste võrdne, kuid metallhüdriidides (nende ühendites vesinikuga) - ja teistes - on see -1. Hapnikku iseloomustab oksüdatsiooniaste -2, kuid näiteks kombinatsioonis fluoriga on see ja peroksiidühendites jne) -1. Mõnel juhul saab seda väärtust väljendada ja murdarv: raua jaoks raudoksiidis (II, III) on see võrdne .

Aatomite oksüdatsiooniastmete algebraline summa ühendis on null ja kompleksioonis on see iooni laeng. Seda reeglit kasutades arvutame välja näiteks fosfori oksüdatsiooniastme ortofosforhappes. Tähistades selle läbi ning korrutades vesiniku ja hapniku oksüdatsiooniastme nende aatomite arvuga ühendis, saame võrrandi: kust. Samamoodi arvutame kroomi oksüdatsiooniastme ioonis -.

Ühendites on mangaani oksüdatsiooniaste vastavalt.

Kõrgeim oksüdatsiooniaste on selle kõrgeim positiivne väärtus. Enamiku elementide puhul võrdub see perioodilise süsteemi rühmanumbriga ja on oluline kvantitatiivne omadus element selle ühendites. Madalaim väärtus elemendi oksüdatsiooniastet, mis esineb selle ühendites, nimetatakse tavaliselt madalaimaks oksüdatsiooniastmeks; kõik teised on vahepealsed. Seega on väävli kõrgeim oksüdatsiooniaste võrdne, madalaim -2, vahepealne.

Elementide oksüdatsiooniastmete muutumine rühmade kaupa perioodiline süsteem peegeldab nende muutumise sagedust keemilised omadused kasvava seerianumbriga.

Elementide oksüdatsiooniastme mõistet kasutatakse ainete klassifitseerimisel, kirjeldades nende omadusi, moodustades ühendeid ja nende rahvusvahelisi nimetusi. Kuid seda kasutatakse eriti laialdaselt redoksreaktsioonide uurimisel. Anorgaanilises keemias kasutatakse sageli "valentsi" mõiste asemel mõistet "oksüdatsiooniaste" (vt valents).

Valents on keeruline mõiste. See termin on läbinud olulise muutuse samaaegselt keemilise sideme teooria arenguga. Algselt oli valents aatomi võime kinnitada või asendada teatud arvu teisi aatomeid või aatomirühmi, et moodustada keemiline side.

Elemendi aatomi valentsi kvantitatiivne mõõt oli vesiniku või hapniku aatomite arv (neid elemente peeti vastavalt ühe- ja kahevalentseteks), mille element lisab, moodustades hüdriidi valemiga EH x või oksiidi valemiga E n O m .

Niisiis, lämmastikuaatomi valents NH 3 ammoniaagi molekulis on kolm ja väävliaatomi valents H 2 S molekulis on kaks, kuna vesinikuaatomi valents on üks.

Ühendites Na 2 O, BaO, Al 2 O 3, SiO 2 on naatriumi, baariumi ja räni valentsid vastavalt 1, 2, 3 ja 4.

Valentsi mõiste toodi keemiasse enne aatomi struktuuri teatavaks saamist, nimelt 1853. aastal inglise keemiku Franklandi poolt. Nüüdseks on kindlaks tehtud, et elemendi valentsus on tihedalt seotud aatomite väliselektronide arvuga, kuna aatomite sisekesta elektronid ei osale keemiliste sidemete moodustamises.

Kovalentse sideme elektroonilises teoorias arvatakse, et aatomi valents määratakse selle paaritute elektronide arvu järgi põhi- või ergastatud olekus, osaledes ühiste elektronpaaride moodustamisel teiste aatomite elektronidega.

Mõne elemendi puhul on valentsus konstantne väärtus. Seega on naatrium või kaalium kõigis ühendites ühevalentsed, kaltsium, magneesium ja tsink on kahevalentsed, alumiinium on kolmevalentne jne. Kuid enamik keemilisi elemente on muutuva valentsiga, mis sõltub partnerelemendi olemusest ja protsessi tingimustest. Seega võib raud moodustada klooriga kaks ühendit - FeCl 2 ja FeCl 3, milles raua valents on vastavalt 2 ja 3.

Oksüdatsiooni olek- mõiste, mis iseloomustab elemendi olekut keemilises ühendis ja käitumist redoksreaktsioonides; numbriliselt on oksüdatsiooniaste võrdne formaalse laenguga, mida saab elemendile omistada, lähtudes eeldusest, et iga selle sideme kõik elektronid on üle läinud elektronegatiivsemasse aatomisse.

Elektronegatiivsus– mõõt, mis näitab aatomi võimet omandada negatiivset laengut keemilise sideme moodustumisel või molekulis oleva aatomi võimet tõmmata ligi keemilise sideme moodustumisel osalevaid valentselektrone. Elektronegatiivsus ei ole absoluutväärtus ja see arvutatakse erinevaid meetodeid. Seetõttu võivad erinevates õpikutes ja teatmeteoses antud elektronegatiivsuse väärtused erineda.

Tabelis 2 on näidatud mõnede keemiliste elementide elektronegatiivsus Sandersoni skaalal ja tabelis 3 on näidatud elementide elektronegatiivsus Paulingi skaalal.

Elektronegatiivsuse väärtus on antud vastava elemendi sümboli all. Mida suurem on aatomi elektronegatiivsuse arvväärtus, seda elektronegatiivsem on element. Kõige elektronegatiivsem on fluori aatom, kõige vähem elektronegatiivne on rubiidiumi aatom. Kahe erineva keemilise elemendi aatomitest moodustatud molekulis on formaalne negatiivne laeng sellel aatomil, mille elektronegatiivsuse arvväärtus on suurem. Niisiis on vääveldioksiidi molekulis SO 2 väävliaatomi elektronegatiivsus 2,5 ja hapnikuaatomi elektronegatiivsus on suurem - 3,5. Seetõttu on negatiivne laeng hapnikuaatomil ja positiivne laeng väävliaatomil.

Ammoniaagi molekulis NH 3 on lämmastikuaatomi elektronegatiivsuse väärtus 3,0 ja vesiniku elektronegatiivsuse väärtus 2,1. Seetõttu on lämmastikuaatomil negatiivne laeng ja vesinikuaatomil positiivne laeng.

Peaksite selgelt teadma elektronegatiivsuse üldisi suundumusi. Kuna aatom mis tahes keemiline element kipub omandama välise elektronkihi stabiilse konfiguratsiooni - inertgaasi okteti kest, siis elementide elektronegatiivsus perioodis suureneb ja rühmas elektronegatiivsus üldiselt väheneb elemendi aatomarvu suurenemisega. . Seetõttu on näiteks väävel elektronegatiivsem kui fosfor ja räni ning süsinik on elektronegatiivsem kui räni.

Kahest mittemetallist koosnevate ühendite valemite koostamisel asetatakse neist alati paremale elektronnegatiivsem: PCl 3, NO 2. Sellest reeglist on mõned ajaloolised erandid, näiteks NH 3 , PH 3 jne.

Oksüdatsiooniastet tähistatakse tavaliselt araabia numbriga (tähis numbri ees), mis asub elemendi sümboli kohal, näiteks:

Aatomite oksüdatsiooniastme määramiseks keemilistes ühendites järgitakse järgmisi reegleid:

1. Elementide oksüdatsiooniaste lihtsad ained võrdub nulliga.
2. Molekuli aatomite oksüdatsiooniastmete algebraline summa on null.
3. Ühendites sisalduva hapniku oksüdatsiooniaste on peamiselt –2 (hapnikufluoriidis OF 2 + 2, metallide peroksiidides nagu M 2 O 2 –1).
4. Ühendites sisalduva vesiniku oksüdatsiooniaste on +1, välja arvatud hüdriidid aktiivsed metallid näiteks leelis- või leelismuldmetallist, milles vesiniku oksüdatsiooniaste on -1.
5. Üheaatomiliste ioonide puhul on oksüdatsiooniaste võrdne iooni laenguga, näiteks: K + - +1, Ba 2+ - +2, Br - - -1, S 2- - -2 jne.
6. Kovalentse polaarse sidemega ühendites on elektronegatiivsema aatomi oksüdatsiooniastmel miinusmärk ja vähem elektronegatiivsel aatomil plussmärk.
7. AT orgaanilised ühendid vesiniku oksüdatsiooniaste on +1.

Illustreerime ülaltoodud reegleid mitme näitega.

Näide 1 Määrake elementide oksüdatsiooniaste kaalium K 2 O, seleeni SeO 3 ja raua Fe 3 O 4 oksiidides.

Kaaliumoksiid K 2 O. Molekuli aatomite oksüdatsiooniastmete algebraline summa on null. Hapniku oksüdatsiooniaste oksiidides on –2. Tähistame kaaliumi oksüdatsiooniastet tema oksiidis kui n, siis 2n + (–2) = 0 või 2n = 2, seega n = +1, st kaaliumi oksüdatsiooniaste on +1.

Seleenoksiid SeO 3 . SeO 3 molekul on elektriliselt neutraalne. Kolme hapnikuaatomi negatiivne laeng kokku on –2 × 3 = –6. Seetõttu peab selle negatiivse laengu nulliga võrdsustamiseks seleeni oksüdatsiooniaste olema +6.

Fe 3 O 4 molekul elektriliselt neutraalne. Nelja hapnikuaatomi negatiivne laeng kokku on –2 × 4 = –8. Selle negatiivse laengu võrdsustamiseks peab kolme raua aatomi positiivne kogulaeng olema +8. Seetõttu peaks ühe raua aatomi laeng olema 8/3 = +8/3.

Tuleb rõhutada, et elemendi oksüdatsiooniaste ühendis võib olla murdarv. Sellised fraktsioneerivad oksüdatsiooniastmed ei ole keemilises ühendis esineva sideme selgitamisel mõttekad, kuid neid saab kasutada redoksreaktsioonide võrrandite koostamiseks.

Näide 2 Määrake elementide oksüdatsiooniaste ühendites NaClO 3, K 2 Cr 2 O 7.

NaClO 3 molekul on elektriliselt neutraalne. Naatriumi oksüdatsiooniaste on +1, hapniku oksüdatsiooniaste on -2. Tähistame kloori oksüdatsiooniastet kui n, siis +1 + n + 3 × (–2) = 0 või +1 + n – 6 = 0 või n – 5 = 0, seega n = +5. Seega on kloori oksüdatsiooniaste +5.

K 2 Cr 2 O 7 molekul on elektriliselt neutraalne. Kaaliumi oksüdatsiooniaste on +1, hapniku oksüdatsiooniaste on -2. Tähistame kroomi oksüdatsiooniastet kui n, siis 2 × 1 + 2n + 7 × (–2) = 0 või +2 + 2n – 14 = 0 või 2n – 12 = 0, 2n = 12, seega n = +6. Seega on kroomi oksüdatsiooniaste +6.

Näide 3 Määrame väävli oksüdatsiooniastmed sulfaadioonis SO 4 2– . SO 4 2– iooni laeng on –2. Hapniku oksüdatsiooniaste on –2. Tähistame väävli oksüdatsiooniastet kui n, siis n + 4 × (–2) = –2 või n – 8 = –2 või n = –2 – (–8), seega n = +6. Seega on väävli oksüdatsiooniaste +6.

Tuleb meeles pidada, et oksüdatsiooniaste ei ole mõnikord võrdne antud elemendi valentsiga.

Näiteks lämmastikuaatomi oksüdatsiooniastmed ammoniaagi molekulis NH 3 või hüdrasiini molekulis N 2 H 4 on vastavalt -3 ja -2, samas kui lämmastiku valentsus nendes ühendites on kolm.

Põhialarühmade elementide maksimaalne positiivne oksüdatsiooniaste on reeglina võrdne rühma numbriga (erandid: hapnik, fluor ja mõned muud elemendid).

Maksimaalne negatiivne oksüdatsiooniaste on 8 – rühma number.

Koolitusülesanded

1. Millises ühendis on fosfori oksüdatsiooniaste +5?

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

2. Millise ühendi oksüdatsiooniaste on fosfor -3?

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

3. Millises ühendis on lämmastiku oksüdatsiooniaste +4?

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

4. Millises ühendis on lämmastiku oksüdatsiooniarv -2?

1) NH3
2) N2H4
3) N 2 O 5
4) HNO2

5. Millises ühendis on väävli oksüdatsiooniaste +2?

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

6. Millises ühendis on väävli oksüdatsiooniaste +6?

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

7. Ainetel, mille valemid on CrBr 2, K 2 Cr 2 O 7, Na 2 CrO 4, on kroomi oksüdatsiooniaste vastavalt

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

8. Keemilise elemendi minimaalne negatiivne oksüdatsiooniaste on tavaliselt võrdne

1) perioodi number
3) enne välise elektronkihi valmimist puuduolevate elektronide arv

9. Peamistes alarühmades paiknevate keemiliste elementide maksimaalne positiivne oksüdatsiooniaste on tavaliselt võrdne

1) perioodi number
2) keemilise elemendi seerianumber
3) rühma number
4) koguarv elektronid elemendis

10. Fosforil on ühendis maksimaalne positiivne oksüdatsiooniaste

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

11. Fosforil on ühendi madalaim oksüdatsiooniaste

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

12. Ammooniumnitritis sisalduvad lämmastikuaatomid, mis on osa katioonist ja anioonist, näitavad vastavalt oksüdatsiooniastet

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

13. Hapniku valents ja oksüdatsiooniaste vesinikperoksiidis on vastavalt

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

14. Väävli valents ja oksüdatsiooniaste püriidis FeS2 on vastavalt

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

15. Ammooniumbromiidi lämmastikuaatomi valents ja oksüdatsiooniaste on vastavalt

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

16. Süsinikuaatom näitab negatiivne aste oksüdatsioon koos

1) hapnik
2) naatrium
3) fluor
4) kloor

17. Selle ühendites on konstantne oksüdatsiooniaste

1) strontsium
2) raud
3) väävel
4) kloor

18. Nende ühendite oksüdatsiooniaste võib olla +3

1) kloor ja fluor
2) fosfor ja kloor
3) süsinik ja väävel
4) hapnik ja vesinik

19. Nende ühendite oksüdatsiooniaste võib olla +4

1) süsinik ja vesinik
2) süsinik ja fosfor
3) süsinik ja kaltsium
4) lämmastik ja väävel

20. Selle ühendite oksüdatsiooniaste, mis on võrdne rühma numbriga

1) kloor
2) raud
3) hapnik
4) fluor

Elektronegatiivsus, nagu ka muud keemiliste elementide aatomite omadused, muutub perioodiliselt elemendi järjekorranumbri suurenemisega:

Ülaltoodud graafik näitab põhialarühmade elementide elektronegatiivsuse muutumise perioodilisust sõltuvalt elemendi järjekorranumbrist.

Perioodilisuse tabeli alarühmas allapoole liikudes keemiliste elementide elektronegatiivsus väheneb, mööda perioodi paremale liikudes suureneb.

Elektronegatiivsus peegeldab elementide mittemetallilisust: mida suurem on elektronegatiivsuse väärtus, seda rohkem väljenduvad elemendis mittemetallilised omadused.

Oksüdatsiooni olek

Kuidas arvutada ühendi elemendi oksüdatsiooniastet?

1) Lihtainete keemiliste elementide oksüdatsiooniaste on alati null.

2) Keerulistes ainetes on elemente, millel on pidev oksüdatsiooniaste:

3) On keemilisi elemente, millel on valdav enamiku ühendite oksüdatsiooniaste konstantne. Need elemendid hõlmavad järgmist:

4) Molekuli kõigi aatomite oksüdatsiooniastmete algebraline summa on alati null. Iooni kõigi aatomite oksüdatsiooniastmete algebraline summa on võrdne iooni laenguga.

5) Kõrgeim (maksimaalne) oksüdatsiooniaste on võrdne rühma numbriga. Erandid, mis selle reegli alla ei kuulu, on I rühma sekundaarse alarühma elemendid, VIII rühma sekundaarse alarühma elemendid, samuti hapnik ja fluor.

Keemilised elemendid, mille rühmanumber ei ühti nende rühmadega kõrgeim aste oksüdatsioon (peab meeles pidama)

6) Metallide madalaim oksüdatsiooniaste on alati null ja mittemetallide madalaim oksüdatsiooniaste arvutatakse valemiga:

mittemetalli madalaim oksüdatsiooniaste = rühmaarv - 8

Eespool esitatud reeglite alusel on võimalik määrata keemilise elemendi oksüdatsiooniastet mis tahes aines.

Elementide oksüdatsiooniastmete leidmine erinevates ühendites

Näide 1

Määrake kõigi väävelhappe elementide oksüdatsiooniaste.

Lahendus:

Kirjutame väävelhappe valemi:

Vesiniku oksüdatsiooniaste kõigis kompleksainetes on +1 (v.a metallhüdriidid).

Hapniku oksüdatsiooniaste kõigis kompleksainetes on -2 (v.a peroksiidid ja hapnikufluoriid OF 2). Järjestame teadaolevad oksüdatsiooniastmed:

Tähistame väävli oksüdatsiooniastet kui x:

Väävelhappe molekul, nagu iga aine molekul, on üldiselt elektriliselt neutraalne, kuna. molekuli kõigi aatomite oksüdatsiooniastmete summa on null. Skemaatiliselt saab seda kujutada järgmiselt:

Need. saime järgmise võrrandi:

Lahendame selle:

Seega on väävli oksüdatsiooniaste väävelhappes +6.

Näide 2

Määrake kõigi ammooniumdikromaadi elementide oksüdatsiooniaste.

Lahendus:

Kirjutame ammooniumdikromaadi valemi:

Nagu eelmisel juhul, saame korraldada vesiniku ja hapniku oksüdatsiooniastmeid:

Küll aga näeme, et kahe keemilise elemendi, lämmastiku ja kroomi, oksüdatsiooniaste ei ole teada. Seetõttu ei saa me oksüdatsiooniasteid leida samamoodi nagu eelmises näites (ühel kahe muutujaga võrrandil pole unikaalset lahendust).

Pöörame tähelepanu asjaolule, et näidatud aine kuulub soolade klassi ja vastavalt sellele on sellel ioonne struktuur. Siis võime õigusega väita, et ammooniumdikromaadi koostis sisaldab NH 4 + katioone (selle katiooni laengut saab näha lahustuvuse tabelist). Seega, kuna ammooniumdikromaadi valemiühikus on kaks positiivset ühe laenguga NH 4 + katiooni, on dikromaadi iooni laeng -2, kuna aine tervikuna on elektriliselt neutraalne. Need. aine moodustavad NH 4 + katioonid ja Cr 2 O 7 2- anioonid.

Me teame vesiniku ja hapniku oksüdatsiooniastmeid. Teades, et iooni kõigi elementide aatomite oksüdatsiooniastmete summa on võrdne laenguga, ning tähistades lämmastiku ja kroomi oksüdatsiooniastmeid kui x ja y vastavalt võime kirjutada:

Need. saame kaks sõltumatut võrrandit:

Mille lahendamiseks leiame x ja y:

Seega on ammooniumdikromaadis lämmastiku oksüdatsiooniaste -3, vesinik +1, kroom +6 ja hapniku -2.

Kuidas määrata orgaanilistes ainetes elementide oksüdatsiooniastet, saab lugeda.

Valents

Aatomite valentsust tähistavad rooma numbrid: I, II, III jne.

Aatomi valentsivõimalused sõltuvad suurusest:

1) paarimata elektronid

2) jagamata elektronide paarid valentstasemete orbitaalidel

3) valentstaseme tühjad elektronorbitaalid

Vesinikuaatomi valentsivõimalused

Kujutame vesinikuaatomi elektroonilist graafilist valemit:

Öeldi, et valentsivõimalusi võivad mõjutada kolm tegurit – paaritute elektronide olemasolu, jagamata elektronpaaride olemasolu välistasandil ning vabade (tühjade) orbitaalide olemasolu välistasandil. Näeme välisel (ja ainsal) energiatasemel üht paaritu elektroni. Sellest lähtuvalt võib vesiniku valentsus olla täpselt võrdne I-ga. Esimesel energiatasemel on aga ainult üks alamtase - s, need. välistasandi vesinikuaatomil pole ei jagamata elektronpaare ega tühje orbitaale.

Seega on ainus valents, mida vesinikuaatom võib avaldada, I.

Süsinikuaatomi valentsivõimalused

Mõelge süsinikuaatomi elektroonilisele struktuurile. Põhiolekus on selle välimise taseme elektrooniline konfiguratsioon järgmine:

Need. Põhiseisundis sisaldab ergastamata süsinikuaatomi välimine energiatase 2 paaristamata elektroni. Selles olekus võib selle valentsus olla võrdne II-ga. Süsinikuaatom läheb aga energia edastamisel väga kergesti ergastatud olekusse ja väliskihi elektrooniline konfiguratsioon on sel juhul järgmine:

Kuigi süsinikuaatomi ergastamise protsessile kulub teatud hulk energiat, kompenseerib selle kulu enam kui nelja kovalentse sideme moodustumine. Sel põhjusel on valents IV süsinikuaatomile palju iseloomulikum. Näiteks süsinikul on süsinikdioksiidi, süsihappe ja absoluutselt kõigi orgaaniliste ainete molekulides IV valents.

Lisaks paaritutele elektronidele ja üksikutele elektronpaaridele mõjutab valentsivõimalusi ka valentstaseme vabade () orbitaalide olemasolu. Selliste orbitaalide olemasolu täidetud tasemel viib selleni, et aatom võib toimida elektronpaari aktseptorina, st. moodustavad täiendavaid kovalentseid sidemeid doonor-aktseptor mehhanismi abil. Nii näiteks vastupidiselt ootustele molekulis vingugaas CO side ei ole kahekordne, vaid kolmekordne, mis on selgelt näidatud järgmisel joonisel:

Lämmastikuaatomi valentsivõimalused

Kirjutame üles lämmastikuaatomi välisenergia taseme elektrongraafilise valemi:

Nagu ülaltoodud illustratsioonilt näha, on lämmastikuaatomil normaalses olekus 3 paarita elektroni ja seetõttu on loogiline eeldada, et selle valents võib olla võrdne III-ga. Tõepoolest, ammoniaagi molekulides (NH 3) täheldatakse valentsi, mis võrdub kolmega, lämmastikhape(HNO 2), lämmastiktrikloriid (NCl 3) jne.

Eespool öeldi, et keemilise elemendi aatomi valents ei sõltu mitte ainult paaritute elektronide arvust, vaid ka jagamata elektronpaaride olemasolust. See on tingitud asjaolust, et kovalentne keemiline side võib tekkida mitte ainult siis, kui kaks aatomit varustavad teineteist ühe elektroniga, vaid ka siis, kui üks aatom, millel on jagamata elektronpaar - doonor () annab selle teisele aatomile valentstaseme vaba orbitaaliga (aktseptor) ). Need. lämmastikuaatomi puhul on valents IV võimalik ka täiendava kovalentse sideme tõttu, mis moodustub doonor-aktseptor mehhanismi kaudu. Nii näiteks täheldatakse ammooniumkatiooni moodustumise ajal nelja kovalentset sidet, millest üks moodustub doonor-aktseptormehhanismi kaudu:

Hoolimata asjaolust, et üks kovalentsetest sidemetest moodustub doonor-aktseptormehhanismi abil, kõik N-H sidemed ammooniumi katioonid on absoluutselt identsed ega erine üksteisest.

V-ga võrdne valents, lämmastikuaatom ei suuda näidata. Selle põhjuseks on asjaolu, et üleminek ergastatud olekusse on lämmastikuaatomi jaoks võimatu, milles kahe elektroni paaristumine toimub ühe neist üleminekuga vabale orbitaalile, mis on energiatasemelt kõige lähemal. Lämmastikuaatomil puudub d-alamtase ning üleminek 3s-orbitaalile on energeetiliselt nii kallis, et energiakulusid uute sidemete teke ei kata. Paljud võivad küsida, milline on siis näiteks lämmastiku valentsus molekulides lämmastikhape HNO 3 või lämmastikoksiid N 2 O 5? Kummalisel kombel on valents seal ka IV, nagu on näha järgmistest struktuurivalemitest:

Joonisel kujutatud punktiirjoon näitab nn delokaliseeritud π -ühendus. Sel põhjusel ei saa NO terminali võlakirju nimetada "pooleteiseks". Sarnaseid poolteiselisi sidemeid leidub ka osooni molekulis O 3 , benseenis C 6 H 6 jne.

Fosfori valentsivõimalused

Kujutame fosfori aatomi välisenergia taseme elektrongraafilist valemit:

Nagu näeme, on põhiolekus fosfori aatomi ja lämmastikuaatomi väliskihi struktuur sama, mistõttu on loogiline eeldada, et nii fosfori aatomi kui ka lämmastikuaatomi puhul on võimalikud valentsid võrdsed. I, II, III ja IV, mida praktikas täheldatakse.

Erinevalt lämmastikust on aga ka fosforiaatomil d- alamtasand 5 vaba orbitaaliga.

Sellega seoses on see võimeline minema ergastatud olekusse, aurutades elektrone 3 s-orbitaalid:

Seega on lämmastikule kättesaamatu fosfori aatomi valents V võimalik. Näiteks fosfori aatomi valents on viis selliste ühendite molekulides nagu fosforhape, fosfor (V) halogeniidid, fosfor (V) oksiid jne.

Hapnikuaatomi valentsivõimalused

Hapnikuaatomi välisenergia taseme elektrongraafiline valem on kujul:

2. tasemel näeme kahte paaritu elektroni ja seetõttu on hapniku puhul võimalik valents II. Tuleb märkida, et seda hapnikuaatomi valentsust täheldatakse peaaegu kõigis ühendites. Eespool arutasime süsinikuaatomi valentsivõimaluste kaalumisel süsinikmonooksiidi molekuli moodustumist. Side CO molekulis on kolmekordne, seetõttu on hapnik seal kolmevalentne (hapnik on elektronpaari doonor).

Tänu sellele, et hapnikuaatomil puudub väline tase d-alamtasandid, elektronide lagunemine s ja p- orbitaalid on võimatu, mistõttu on hapnikuaatomi valentsusvõime piiratud võrreldes selle alarühma teiste elementidega, näiteks väävliga.

Väävliaatomi valentsivõimalused

Väävliaatomi välisenergia tase ergastamata olekus:

Väävliaatomil, nagu ka hapnikuaatomil, on normaalses olekus kaks paaristamata elektroni, seega võime järeldada, et väävli puhul on võimalik valents kaks. Tõepoolest, väävli valents on II, näiteks vesiniksulfiidi molekulis H2S.

Nagu näeme, on välistasandi väävliaatomil d alamtasand vabade orbitaalidega. Sel põhjusel on väävliaatom võimeline erinevalt hapnikust oma valentsivõimet laiendama tänu ergastatud olekutele üleminekul. Niisiis, üksiku elektronpaari lahtisidumisel 3 lk- alamtasand, omandab väävliaatom välise taseme elektroonilise konfiguratsiooni järgmisel kujul:

Selles olekus on väävliaatomil 4 paaristamata elektroni, mis annab meile teada võimalusest, et väävliaatomid näitavad valentsi, mis on võrdne IV-ga. Tõepoolest, väävli molekulides on SO 2, SF 4, SOCl 2 jne valents IV.

Teise üksiku elektronipaari, mis asub punktis 3, lahtisidumisel s- alamtase, omandab väline energiatase järgmise konfiguratsiooni:

Sellises olekus saab juba võimalikuks valentsi VI avaldumine. VI-valentse väävliga ühendite näideteks on SO 3, H 2 SO 4, SO 2 Cl 2 jne.

Samamoodi võime käsitleda ka teiste keemiliste elementide valentsivõimalusi.