Kuinka määrittää suurin positiivinen hapetusaste. Kuinka määrittää hapettumisaste

Hiukkasten hapetus-pelkistyskyvyn karakterisoimiseksi sellainen käsite kuin hapettumisaste on tärkeä. HAPPETUSTILA on varaus, joka molekyylin tai ionin atomilla voisi olla, jos kaikki sen sidokset muihin atomeihin katkeaisivat ja yhteisiin elektronipareihin jäisi enemmän elektronegatiivisia alkuaineita.

Toisin kuin ionien todelliset varaukset, hapetustila osoittaa vain molekyylin atomin ehdollisen varauksen. Se voi olla negatiivinen, positiivinen tai nolla. Esimerkiksi atomien hapetusaste yksinkertaiset aineet on yhtä suuri kuin "0" (,
,,). Kemiallisissa yhdisteissä atomeilla voi olla vakio hapetusaste tai muuttuja. Kemiallisten yhdisteiden jaksollisen järjestelmän ryhmien pääalaryhmien I, II ja III metallien hapetusaste on yleensä vakio ja yhtä suuri kuin Me +1, Me +2 ja Me +3 (Li +, Ca +2, Al +3), vastaavasti. Fluoriatomilla on aina -1. Kloorilla metalliyhdisteissä on aina -1. Suurimmassa osassa yhdisteitä hapen hapetusaste on -2 (paitsi peroksidit, joissa sen hapetusaste on -1) ja vety +1 (paitsi metallihydridit, joissa sen hapetusaste on -1).

Kaikkien atomien hapetustilojen algebrallinen summa neutraalissa molekyylissä on nolla, ja ionissa se on yhtä suuri kuin ionin varaus. Tämä suhde mahdollistaa atomien hapetusasteiden laskemisen kompleksisissa yhdisteissä.

Rikkihappomolekyylissä H 2 SO 4 vetyatomin hapetusaste on +1 ja happiatomin -2. Koska vetyatomia on kaksi ja happiatomia neljä, meillä on kaksi "+" ja kahdeksan "-". Kuusi "+" puuttuu neutraalisuudesta. Tämä luku on rikin hapetusaste -
. Kaliumdikromaatti K 2 Cr 2 O 7 -molekyyli koostuu kahdesta kaliumatomista, kahdesta kromiatomista ja seitsemästä happiatomista. Kaliumin hapetusaste on +1, hapen -2. Joten meillä on kaksi "+" ja neljätoista "-". Loput kaksitoista "+" putoavat kahdelle kromiatomille, joista kummankin hapetusaste on +6 (
).

Tyypillisiä hapettavia ja pelkistäviä aineita

Pelkistys- ja hapetusprosessien määritelmästä seuraa, että periaatteessa hapettimina voivat toimia yksinkertaiset ja monimutkaiset aineet, jotka sisältävät atomeja, jotka eivät ole alimmassa hapetustilassa ja voivat siksi alentaa hapetusastettaan. Samoin pelkistimenä voivat toimia yksinkertaiset ja monimutkaiset aineet, jotka sisältävät atomeja, jotka eivät ole korkeimmassa hapetustilassa ja voivat siksi lisätä hapetusastettaan.

Voimakkaimmat hapettavat aineet ovat:

1) yksinkertaiset aineet, jotka muodostuvat atomeista, joilla on suuri elektronegatiivisuus, ts. tyypilliset epämetallit, jotka sijaitsevat jaksollisen järjestelmän kuudennen ja seitsemännen ryhmän pääalaryhmissä: F, O, Cl, S (vastaavasti F2, O2, Cl2, S);

2) aineet, jotka sisältävät alkuaineita korkeammassa ja välituotteessa

positiiviset hapetustilat, mukaan lukien ionien muodossa, sekä yksinkertaisina, alkuaineina (Fe 3+) että happea sisältävinä oksoanioneina (permanganaatti-ioni - MnO 4 -);

3) peroksidiyhdisteet.

Käytännössä hapettimina käytettäviä aineita ovat erityisesti happi ja otsoni, kloori, bromi, permanganaatit, dikromaatit, kloorin happihapot ja niiden suolat (esim.
,
,
), typpihappo (
), väkevä rikkihappo (
), mangaanidioksidi (
), vetyperoksidi ja metalliperoksidit (
,
).

Tehokkaimpia pelkistäviä aineita ovat:

1) yksinkertaiset aineet, joiden atomeilla on alhainen elektronegatiivisuus ("aktiiviset metallit");

2) metallikationit alhaisissa hapetusasteissa (Fe 2+);

3) yksinkertaiset alkuaineanionit, esimerkiksi sulfidi-ioni S 2-;

4) happea sisältävät anionit (oksoanionit), jotka vastaavat alkuaineen (nitriitti) alhaisimpia positiivisia hapetusasteita
, sulfiitti
).

Pelkistysaineina käytännössä käytettyjä aineita ovat esimerkiksi alkali- ja maa-alkalimetallit, sulfidit, sulfiitit, vetyhalogenidit (paitsi HF), orgaaniset aineet - alkoholit, aldehydit, formaldehydi, glukoosi, oksaalihappo sekä vety, hiili , hiilimonoksidi (
) ja alumiinia korkeissa lämpötiloissa.

Periaatteessa, jos aine sisältää alkuaineen välihapetustilassa, näillä aineilla voi olla sekä hapettavia että pelkistäviä ominaisuuksia. Kaikki riippuu

"kumppani" reaktiossa: riittävän vahvan hapettimen kanssa se voi reagoida pelkistimenä ja riittävän vahvan pelkistimen kanssa hapettimena. Joten esimerkiksi nitriitti-ioni NO 2 - in hapan ympäristö toimii hapettavana aineena ionin I suhteen:

2
+ 2+ 4HCl → + 2
+ 4KCl + 2H20

ja pelkistimenä suhteessa permanganaatti-ioniin MnO 4 -

5
+ 2
+ 3H 2SO 4 → 2
+ 5
+ K2SO4 + 3H2O

Hapetustila on atomin ehdollinen varaus molekyylissä, se vastaanottaa atomin elektronien täydellisen hyväksymisen seurauksena, se lasketaan olettaen, että kaikki sidokset ovat luonteeltaan ionisia. Kuinka määrittää hapettumisaste?

Hapetusasteen määritys

On olemassa varautuneita hiukkasia, ioneja, joiden positiivinen varaus on yhtä suuri kuin yhdestä atomista saatujen elektronien lukumäärä. Ionin negatiivinen varaus on yhtä suuri kuin yhden atomin hyväksymien elektronien lukumäärä kemiallinen alkuaine. Esimerkiksi sellaisen alkuaineen kuin Ca2+ tulo tarkoittaa, että alkuaineiden atomit ovat menettäneet yhden, kaksi tai kolme alkuainetta. Ioniyhdisteiden ja molekyyliyhdisteiden koostumuksen löytämiseksi meidän on tiedettävä kuinka määrittää alkuaineiden hapetustila. Hapetustilat ovat negatiivisia, positiivisia ja nolla. Jos otamme huomioon atomien lukumäärän, niin algebrallinen hapetustila molekyylissä on nolla.

Elementin hapetustilan määrittämiseksi sinun on ohjattava tiettyjä tietoja. Esimerkiksi metalliyhdisteissä hapetusaste on positiivinen. Ja korkein hapetusaste vastaa jaksollisen järjestelmän ryhmänumeroa, jossa elementti sijaitsee. Metallien hapetustilat voivat olla positiivisia tai negatiivisia. Tämä riippuu tekijästä, jolla atomi metalli on yhdistetty. Esimerkiksi, jos se on kytketty metalliatomiin, aste on negatiivinen, mutta jos se on kytketty ei-metalliin, aste on positiivinen.

Metallin negatiivinen korkein hapetusaste voidaan määrittää vähentämällä luvusta kahdeksan sen ryhmän luku, jossa tarvittava alkuaine sijaitsee. Yleensä se on yhtä suuri kuin elektronien lukumäärä uloin kerros. Näiden elektronien lukumäärä vastaa myös ryhmänumeroa.

Kuinka laskea hapetustila

Useimmissa tapauksissa tietyn alkuaineen atomin hapetusaste ei vastaa sen muodostamien sidosten määrää, eli se ei ole yhtä suuri kuin tämän alkuaineen valenssi. Tämä näkyy selvästi orgaanisten yhdisteiden esimerkissä.

Muistutan teitä siitä, että hiilen valenssi orgaaniset yhdisteet on 4 (eli muodostaa 4 sidosta), mutta hiilen hapetusaste esimerkiksi metanolissa CH 3OH on -2, CO 2 +4:ssä, CH4 -4:ssä, muurahaishapossa HCOOH +2. Valenssi mitataan kovalenttisten kemiallisten sidosten lukumäärällä, mukaan lukien luovuttaja-akseptorimekanismin muodostamat sidokset.

Molekyylien atomien hapetusastetta määritettäessä elektronegatiivinen atomi, kun yksi elektronipari siirtyy sen suuntaan, saa varauksen -1, mutta jos elektroniparia on kaksi, niin -2 on varaus. Samojen atomien välinen sidos ei vaikuta hapettumisasteeseen. Esimerkiksi:

• C-C-atomien sidos on yhtä suuri kuin niiden nollahapetustila.
• CH-sidos - tässä hiili elektronegatiivisina atomina vastaa -1:n varausta.
• Yhteys C-O lataus hiili, vähemmän elektronegatiivisena, on yhtä suuri kuin +1.

Esimerkkejä hapetusasteen määrittämisestä

1. Sellaisessa molekyylissä kuin CH 3Cl kolme C-H-sidokset C). Siten tämän yhdisteen hiiliatomin hapetusaste on yhtä suuri kuin: -3 + 1 = -2.
2. Selvitetään asetaldehydimolekyylin Cˉ³H3-C¹O-H hiiliatomien hapetusaste. Tässä yhdisteessä kolme C-H-sidosta antaa kokonaisvarauksen C-atomiin, joka on (Cº+3e→Cˉ³)-3. Kaksoissidos C=O (tässä happi ottaa elektroneja hiiliatomista, koska happi on elektronegatiivisempi) antaa C-atomiin varauksen, se on +2 (Cº-2e→C²), kun taas sidos C-H lataus-1, joten atomin C kokonaisvaraus on: (2-1=1)+1.
3. Etsitään nyt etanolimolekyylin hapetusaste: Cˉ³H-Cˉ¹H2-OH. Tässä kolme CH-sidosta antavat kokonaisvarauksen C-atomiin, joka on (Cº+3e→Cˉ³)-3. Kaksi C-H-sidosta antaa C-atomiin varauksen, joka on yhtä suuri kuin -2, kun taas C→O-sidos antaa varauksen +1, mikä tarkoittaa C-atomin kokonaisvarausta: (-2+1= -1)-1.

Nyt tiedät kuinka määrittää elementin hapetustila. Jos sinulla on ainakin perustietämys kemiassa, sitten sinulle annettu tehtävä ei tule olemaan ongelma.

Hapettumisaste. Alkuaineatomin hapetusasteen määritys kemiallinen kaava liitännät. Yhdisteen kaavan kokoaminen alkuaineiden atomien tunnettujen hapetustilojen mukaan

Alkuaineen hapetusaste on aineen atomin ehdollinen varaus, joka lasketaan olettaen, että se koostuu ioneista. Alkuaineiden hapetusasteen määrittämiseksi on muistettava tietyt säännöt:

1. Hapetusaste voi olla positiivinen, negatiivinen tai nolla. Se on merkitty arabialaisella numerolla, jonka elementtimerkin yläpuolella on plus- tai miinusmerkki.

2. Hapetustiloja määritettäessä ne lähtevät aineen elektronegatiivisuudesta: yhdisteen kaikkien atomien hapetustilojen summa on nolla.

3. Jos yhdiste muodostuu yhden alkuaineen atomeista (yksinkertaisessa aineessa), niin näiden atomien hapetusaste on nolla.

4. Joidenkin kemiallisten alkuaineiden atomeille määrätään yleensä teräksen hapetusaste. Esimerkiksi fluorin hapetusaste yhdisteissä on aina -1; litium, natrium, kalium, rubidium ja cesium +1; magnesium, kalsium, strontium, barium ja sinkki +2, alumiini +3.

5. Vedyn hapetusaste useimmissa yhdisteissä on +1, ja vain joidenkin metallien yhdisteissä se on -1 (KH, BaH2).

6. Hapen hapetusaste useimmissa yhdisteissä on -2, ja vain joissakin yhdisteissä sille on määritetty hapetusaste -1 (H2O2, Na2O2 tai +2 (OF2).

7. Monen kemiallisen alkuaineen atomeilla on astemuuttujat hapettumista.

8. Metalliatomin hapetusaste yhdisteissä on positiivinen ja numeerisesti yhtä suuri kuin sen valenssi.

9. Alkuaineen maksimi positiivinen hapetusaste on yleensä sama kuin ryhmän numero siinä jaksollisessa järjestelmässä, jossa alkuaine sijaitsee.

10. Metallien vähimmäishapetusaste on nolla. Ei-metallit useimmissa tapauksissa alla negatiivinen aste hapettuminen on yhtä suuri kuin ryhmän numeron ja luvun kahdeksan erotus.

11. Atomin hapetusaste muodostaa yksinkertaisen ionin (koostuu yhdestä atomista), joka on yhtä suuri kuin tämän ionin varaus.

Yllä olevien sääntöjen avulla määritämme kemiallisten alkuaineiden hapetustilat H2SO4:n koostumuksessa. Tämä on monimutkainen aine, joka koostuu kolmesta kemiallisesta alkuaineesta - vedystä H, rikistä S ja hapesta O. Huomioimme niiden alkuaineiden hapetustilat, joille ne ovat vakioita. Meidän tapauksessamme nämä ovat vety H ja happi O.

Määritetään rikin tuntematon hapetusaste. Olkoon rikin hapetusaste tässä yhdisteessä x.

Tehdään yhtälöt kertomalla kunkin alkuaineen indeksi hapetusasteella ja lasketaan uutettu määrä nollaan: 2 (+1) + x + 4 (-2) = 0

2 + X - 8 = 0

x = +8 - 2 = +6

Siksi rikin hapetusaste on plus kuusi.

Seuraavassa esimerkissä selvitetään, kuinka voit kirjoittaa kaavan yhdisteelle, jonka alkuaineiden atomien hapetustilat tunnetaan. Tehdään ferrum(III)oksidin kaava. Sana "oksidi" tarkoittaa, että raudan symbolin oikealla puolella hapen symboli tulee kirjoittaa: FeO.

Huomaa kemiallisten alkuaineiden hapetustilat niiden symbolien yläpuolella. Raudan hapetusaste on ilmoitettu nimessä suluissa (III), joten se on yhtä suuri kuin +3, hapen hapetusaste oksideissa on -2.

Etsitään pienin yhteinen kerrannainen luvuille 3 ja 2, tämä on 6. Jaa luku 6 kolmella, saamme luvun 2 - tämä on raudan indeksi. Jaamme luvun 6 kahdella, saamme luvun 3 - tämä on hapen indeksi.

Seuraavassa esimerkissä selvitetään kuinka muotoilla yhdistekaava, jossa on tunnetut alkuaineatomien ja ionivarausten hapetustilat. Tehdään kaava kalsiumortofosfaatista. Sana "ortofosfaatti" tarkoittaa, että kalsiummerkin oikealla puolella ortofosfaattihapon happojäännös tulee kirjoittaa: CaPO4.

Huomioi kalsiumin hapetusaste (sääntö numero neljä) ja happojäännöksen varaus (liukoisuustaulukon mukaan).

Etsitään pienin yhteinen kerrannainen numeroille 2 ja 3, tämä on 6. Jaa luku 6 kahdella, saamme luvun 3 - tämä on kalsiumin indeksi. Jaamme luvun 6 kolmella, saamme luvun 2 - tämä on happojäämän indeksi.

Elektronegatiivisuus, kuten muutkin kemiallisten alkuaineiden atomien ominaisuudet, muuttuu ajoittain elementin järjestysluvun kasvaessa:

Yllä oleva kaavio näyttää pääalaryhmien alkioiden elektronegatiivisuuden muutoksen jaksollisuuden riippuen elementin järjestysluvusta.

Jaksollisen järjestelmän alaryhmää alaspäin liikkuessa kemiallisten alkuaineiden elektronegatiivisuus pienenee, jaksoa pitkin oikealle siirrettäessä se kasvaa.

Elektronegatiivisuus heijastaa alkuaineiden epämetallisuutta: mitä suurempi elektronegatiivisuuden arvo on, sitä enemmän ei-metallisia ominaisuuksia elementissä ilmaistaan.

Hapetustila

Kuinka laskea yhdisteen alkuaineen hapetusaste?

1) Kemiallisten alkuaineiden hapetusaste yksinkertaisissa aineissa on aina nolla.

2) On elementtejä, joilla on jatkuva hapetustila monimutkaisissa aineissa:

3) On olemassa kemiallisia alkuaineita, joilla on jatkuva hapetustila suurimmassa osassa yhdisteitä. Näitä elementtejä ovat:

4) Molekyylin kaikkien atomien hapetustilojen algebrallinen summa on aina nolla. Ionin kaikkien atomien hapetustilojen algebrallinen summa on yhtä suuri kuin ionin varaus.

5) Korkein (maksimi) hapetusaste on yhtä suuri kuin ryhmän numero. Poikkeuksia, jotka eivät kuulu tämän säännön piiriin, ovat ryhmän I toissijaisen alaryhmän elementit, ryhmän VIII toissijaisen alaryhmän elementit sekä happi ja fluori.

Kemialliset alkuaineet, joiden ryhmänumero ei vastaa niitä korkein aste hapettuminen (pakollinen muistaa)

6) Metallien alin hapetusaste on aina nolla, ja epämetallien alhaisin hapetusaste lasketaan kaavalla:

ei-metallin alin hapetusaste = ryhmänumero - 8

Edellä esitettyjen sääntöjen perusteella on mahdollista määrittää minkä tahansa aineen kemiallisen alkuaineen hapetusaste.

Alkuaineiden hapetustilojen löytäminen eri yhdisteistä

Esimerkki 1

Määritä kaikkien rikkihapon alkuaineiden hapetusaste.

Päätös:

Kirjoita rikkihapon kaava:

Vedyn hapetusaste kaikissa monimutkaisissa aineissa on +1 (paitsi metallihydrideissä).

Hapen hapetusaste kaikissa monimutkaisissa aineissa on -2 (paitsi peroksidit ja happifluoridi OF 2). Järjestetään tunnetut hapetustilat:

Merkitään rikin hapetustilaa x:

Rikkihappomolekyyli, kuten minkä tahansa aineen molekyyli, on yleensä sähköisesti neutraali, koska. molekyylin kaikkien atomien hapetustilojen summa on nolla. Kaavamaisesti tämä voidaan kuvata seuraavasti:

Nuo. saimme seuraavan yhtälön:

Ratkaistaan ​​se:

Siten rikin hapetusaste rikkihapossa on +6.

Esimerkki 2

Määritä ammoniumdikromaatin kaikkien alkuaineiden hapetusaste.

Päätös:

Kirjoita ammoniumdikromaatin kaava:

Kuten edellisessä tapauksessa, voimme järjestää vedyn ja hapen hapetustilat:

Näemme kuitenkin, että kahden kemiallisen alkuaineen, typen ja kromin, hapetusasteet ovat tuntemattomia. Siksi emme voi löytää hapetustiloja samalla tavalla kuin edellisessä esimerkissä (yhdellä yhtälöllä, jossa on kaksi muuttujaa, ei ole ainutlaatuista ratkaisua).

Kiinnitäkäämme huomiota siihen, että ilmoitettu aine kuuluu suolojen luokkaan ja siten sillä on ionirakenne. Silloin voidaan perustellusti sanoa, että ammoniumdikromaatin koostumus sisältää NH 4 + -kationeja (tämän kationin varaus näkyy liukoisuustaulukossa). Siksi, koska ammoniumdikromaatin kaavayksikössä on kaksi positiivista kertavarautunutta NH 4 + -kationia, dikromaatti-ionin varaus on -2, koska aine kokonaisuudessaan on sähköisesti neutraali. Nuo. aineen muodostavat NH 4 + -kationit ja Cr 2 O 7 2- anionit.

Tiedämme vedyn ja hapen hapetustilat. Tietäen, että ionin kaikkien alkuaineiden atomien hapetustilojen summa on yhtä suuri kuin varaus, ja merkitsee typen ja kromin hapetusasteita x ja y vastaavasti voimme kirjoittaa:

Nuo. saamme kaksi riippumatonta yhtälöä:

Ratkaisemme minkä x ja y:

Siten ammoniumdikromaatissa typen hapetustilat ovat -3, vety +1, kromi +6 ja happi -2.

Kuinka määrittää orgaanisten aineiden alkuaineiden hapetusaste voidaan lukea.

Valenssi

Atomien valenssi osoitetaan roomalaisilla numeroilla: I, II, III jne.

Atomin valenssimahdollisuudet riippuvat suuresta:

1) parittomia elektroneja

2) jakamattomat elektroniparit valenssitasojen kiertoradalla

3) valenssitason tyhjät elektroniradat

Vetyatomin valenssimahdollisuudet

Kuvataan vetyatomin elektroninen graafinen kaava:

Sanottiin, että kolme tekijää voivat vaikuttaa valenssimahdollisuuksiin - parittomien elektronien läsnäolo, jakamattomien elektroniparien läsnäolo ulkotasolla ja ulkotason tyhjien (tyhjien) kiertoradan läsnäolo. Näemme yhden parittoman elektronin uloimmalla (ja ainoalla) energiatasolla. Tämän perusteella vedyn valenssi voi olla täsmälleen yhtä suuri kuin I. Ensimmäisellä energiatasolla on kuitenkin vain yksi alataso - s, nuo. ulomman tason vetyatomilla ei ole jakamattomia elektronipareja eikä tyhjiä orbitaaleja.

Siten ainoa valenssi, joka vetyatomilla voi olla, on I.

Hiiliatomin valenssimahdollisuudet

Harkitse hiiliatomin elektronista rakennetta. Perustilassa sen ulkotason elektroninen kokoonpano on seuraava:

Nuo. Perustilassa virittymättömän hiiliatomin ulkoinen energiataso sisältää 2 paritonta elektronia. Tässä tilassa sen valenssi voi olla yhtä suuri kuin II. Hiiliatomi menee kuitenkin hyvin helposti virittyneeseen tilaan, kun siihen välitetään energiaa, ja ulkokerroksen elektroninen konfiguraatio saa tässä tapauksessa muodon:

Vaikka hiiliatomin viritysprosessissa kuluu jonkin verran energiaa, kulutuksen kompensoi enemmän kuin neljän kovalenttisen sidoksen muodostuminen. Tästä syystä valenssi IV on paljon ominaisempi hiiliatomille. Joten esimerkiksi hiilellä on valenssi IV hiilidioksidin, hiilihapon ja ehdottomasti kaikkien orgaanisten aineiden molekyyleissä.

Parittomien elektronien ja yksinäisten elektroniparien lisäksi valenssitason vapaiden ()-orbitaalien läsnäolo vaikuttaa valenssimahdollisuuksiin. Tällaisten orbitaalien läsnäolo täytettynä johtaa siihen, että atomi voi toimia elektroniparin vastaanottajana, ts. muodostavat lisää kovalenttisia sidoksia luovuttaja-akseptorimekanismin avulla. Joten esimerkiksi vastoin odotuksia, molekyylissä hiilimonoksidi CO-sidos ei ole kaksois-, vaan kolminkertainen, mikä näkyy selvästi seuraavassa kuvassa:

Typpiatomin valenssimahdollisuudet

Kirjoita typpiatomin ulkoisen energiatason elektronigraafinen kaava:

Kuten yllä olevasta kuvasta voidaan nähdä, typpiatomissa normaalitilassaan on 3 paritonta elektronia, ja siksi on loogista olettaa, että sen valenssi voi olla yhtä suuri kuin III. Itse asiassa ammoniakkimolekyyleissä (NH 3) havaitaan valenssi, joka on yhtä suuri kuin kolme, typpihappo(HNO 2), typpitrikloridi (NCl 3) jne.

Yllä sanottiin, että kemiallisen alkuaineen atomin valenssi ei riipu vain parittomien elektronien lukumäärästä, vaan myös jakamattomien elektroniparien läsnäolosta. Tämä johtuu siitä, että kovalenttinen kemiallinen sidos ei voi muodostua vain silloin, kun kaksi atomia tarjoavat toisilleen yhden elektronin, vaan myös silloin, kun yksi atomi, jolla on jakamaton elektronipari - luovuttaja () antaa sen toiselle atomille, jolla on vapaa () valenssitason kiertorata (akseptori) ). Nuo. typpiatomille valenssi IV on myös mahdollinen luovuttaja-akseptorimekanismin muodostaman lisäkovalenttisen sidoksen ansiosta. Joten esimerkiksi neljää kovalenttista sidosta, joista yksi muodostuu luovuttaja-akseptorimekanismista, havaitaan ammoniumkationin muodostumisen aikana:

Huolimatta siitä, että yksi kovalenttisista sidoksista muodostuu luovuttaja-akseptorimekanismista, kaikki N-H-sidokset ammoniumkationit ovat täysin identtisiä eivätkä eroa toisistaan.

V:n suuruista valenssia typpiatomi ei pysty osoittamaan. Tämä johtuu siitä, että siirtyminen virittyneeseen tilaan on mahdotonta typpiatomille, jossa kahden elektronin pariutuminen tapahtuu, kun toinen niistä siirtyy vapaalle kiertoradalle, joka on lähimpänä energiatasolla. Typpiatomilla ei ole d-alataso, ja siirtyminen 3s-orbitaalille on energeettisesti niin kallista, että uusien sidosten muodostuminen ei kata energiakustannuksia. Monet saattavat ihmetellä, mikä sitten on esimerkiksi typen valenssi molekyyleissä typpihappo HNO 3 vai typpioksidi N 2 O 5? Kummallista kyllä, valenssi on myös IV, kuten voidaan nähdä seuraavista rakennekaavoista:

Kuvan katkoviiva osoittaa ns siirretty π -yhteys. Tästä syystä MITÄÄN terminaalisidoksia ei voida kutsua "puoleksi". Samanlaisia ​​puolitoista sidoksia löytyy myös otsonimolekyylistä O 3 , bentseenistä C 6 H 6 jne.

Fosforin valenssimahdollisuudet

Kuvataan fosforiatomin ulkoisen energiatason elektronigraafinen kaava:

Kuten näemme, perustilassa olevan fosforiatomin ja typpiatomin ulkokerroksen rakenne on sama, ja siksi on loogista odottaa fosforiatomin, kuten myös typpiatomin, mahdolliset valenssit yhtä suuret. I, II, III ja IV, mitä käytännössä havaitaan.

Toisin kuin typessä, myös fosforiatomilla on d-alataso, jossa on 5 vapaata orbitaalia.

Tässä suhteessa se pystyy siirtymään virittyneeseen tilaan, höyryttäen elektroneja 3 s-kiertoradat:

Siten typen ulottumattomissa olevan fosforiatomin valenssi V on mahdollinen. Joten esimerkiksi fosforiatomin valenssi on viisi sellaisten yhdisteiden molekyyleissä, kuten fosforihappo, fosfori (V) halogenidit, fosfori (V) oksidi jne.

Happiatomin valenssimahdollisuudet

Happiatomin ulkoisen energiatason elektronigraafinen kaava on muotoa:

Näemme kaksi paritonta elektronia toisella tasolla, ja siksi valenssi II on mahdollinen hapelle. On huomattava, että tämä happiatomin valenssi havaitaan melkein kaikissa yhdisteissä. Yllä, kun pohdimme hiiliatomin valenssimahdollisuuksia, keskustelimme hiilimonoksidimolekyylin muodostumisesta. CO-molekyylin sidos on kolminkertainen, joten happi on siellä kolmiarvoinen (happi on elektroniparin luovuttaja).

Johtuen siitä, että happiatomilla ei ole ulkoista tasoa d-alitasot, elektronien hajoaminen s ja p- kiertoradat on mahdotonta, minkä vuoksi happiatomin valenssiominaisuudet ovat rajalliset verrattuna sen alaryhmän muihin alkuaineisiin, esimerkiksi rikki.

Rikkiatomin valenssimahdollisuudet

Rikkiatomin ulkoinen energiataso virittymättömässä tilassa:

Rikkiatomilla, kuten happiatomilla, on kaksi paritonta elektronia normaalitilassaan, joten voimme päätellä, että rikille on mahdollista kahden valenssi. Itse asiassa rikillä on valenssi II esimerkiksi vetysulfidimolekyylissä H2S.

Kuten näemme, ulomman tason rikkiatomilla on d alataso, jossa on vapaita kiertoradoja. Tästä syystä rikkiatomi pystyy laajentamaan valenssikykyään, toisin kuin happi, johtuen siirtymisestä kiihtyneisiin tiloihin. Joten kun irrotat yksinäisen elektroniparin 3 p-alitason rikkiatomi hankkii elektroninen konfigurointi ulkotaso näin:

Tässä tilassa rikkiatomissa on 4 paritonta elektronia, mikä kertoo meille mahdollisuudesta, että rikkiatomit osoittavat valenssia, joka on yhtä suuri kuin IV. Itse asiassa rikillä on valenssi IV molekyyleissä SO 2, SF 4, SOCl 2 jne.

Kun irrotat toisen yksittäisen elektroniparin, joka sijaitsee kohdassa 3 s- alataso, ulkoinen energiataso saa seuraavan konfiguraation:

Tällaisessa tilassa valenssi VI:n ilmentyminen on jo mahdollista. Esimerkki yhdisteistä, joissa on VI-arvoinen rikki, ovat SO 3, H 2 SO 4, SO 2 Cl 2 jne.

Samalla tavalla voimme tarkastella muiden kemiallisten alkuaineiden valenssimahdollisuuksia.

Tehtävä hapetusasteen määrittäminen voi olla sekä pelkkä muodollisuus että haastava palapeli. Ensinnäkin se riippuu kemiallisen yhdisteen kaavasta sekä kemian ja matematiikan perustietojen saatavuudesta.

Tietäen peräkkäisten loogisten toimien perussäännöt ja algoritmin, joista keskustellaan tässä artikkelissa, tämän tyyppisiä ongelmia ratkaistaessa jokainen voi helposti selviytyä tästä tehtävästä. Ja kun olet kouluttanut ja oppinut määrittämään erilaisten kemiallisten yhdisteiden hapetusasteen, voit turvallisesti ottaa vastaan ​​monimutkaisten redox-reaktioiden tasaamisen elektronisen tasapainon laatimismenetelmällä.

Hapetustilan käsite

Jotta voit oppia määrittämään hapetusasteen, sinun on ensin selvitettävä, mitä tämä käsite tarkoittaa?

• Hapetustilaa käytetään rekisteröitäessä redox-reaktioissa, kun elektroneja siirretään atomista atomiin.
• Hapetustila määrittää siirrettyjen elektronien lukumäärän, mikä tarkoittaa atomin ehdollista varausta.
• Hapetusaste ja valenssi ovat usein samat.

Tämä nimitys on kirjoitettu kemiallisen alkuaineen päälle, sen oikeaan kulmaan, ja se on kokonaisluku, jossa on "+" tai "-" merkki. Hapetusasteen nolla-arvolla ei ole etumerkkiä.

Säännöt hapetusasteen määrittämiseksi

Harkitse pääkanoneja hapetusasteen määrittämiseksi:

• Yksinkertaisilla alkuaineaineilla eli sellaisilla atomeista koostuvilla aineilla on aina nollahapetustila. Esimerkiksi Na0, H02, P04
• On olemassa useita atomeja, joilla on aina yksi, vakio, hapetustila. Taulukossa annetut arvot on parempi muistaa.

• Kuten näette, ainoa poikkeus on vety yhdessä metallien kanssa, jolloin se saa hapetusasteen "-1", joka ei ole sille ominaista.
• Happi saa myös hapetustilan "+2" kemiallisessa yhdistelmässä fluorin kanssa ja "-1" peroksidien, superoksidien tai otsonidien koostumuksissa, joissa happiatomit ovat yhteydessä toisiinsa.

• Metalli-ioneilla on useita hapetusasteen arvoja (ja vain positiivisia), joten sen määräävät yhdisteen viereiset alkuaineet. Esimerkiksi FeCl3:ssa kloorin hapetusaste on "-1", siinä on 3 atomia, joten kerromme -1 3:lla, saamme "-3". Jotta yhdisteen hapetustilojen summa olisi "0", raudan hapetusasteen on oltava "+3". Kaavassa FeCl2 rauta muuttaa asteensa "+2".
• Laskemalla matemaattisesti yhteen kaavan kaikkien atomien hapetustilat (merkityt huomioiden), tulee aina saada nolla-arvo. Esimerkiksi sisään suolahappo H + 1Cl-1 (+1 ja -1 = 0) ja rikkihapossa H2 + 1S + 4O3-2 (+1 * 2 = +2 vedylle, +4 rikille ja -2 * 3 = -6 happi; +6 ja -6 laskevat yhteen nollaan).
• Monatomisen ionin hapetusaste on yhtä suuri kuin sen varaus. Esimerkiksi: Na+, Ca+2.
• Korkein hapetusaste vastaa pääsääntöisesti ryhmänumeroa D.I. Mendelejevin jaksollisessa järjestelmässä.

Toimenpiteiden algoritmi hapetusasteen määrittämiseksi

Hapetusasteen löytämisjärjestys ei ole monimutkainen, mutta vaatii huomiota ja tiettyjä toimia.

Tehtävä: Järjestä yhdisteen KMnO4 hapetustilat

• Ensimmäisellä alkuaineella, kaliumilla, on jatkuva hapetusaste "+1".
  Tarkistaaksesi, voit tarkastella jaksollista järjestelmää, jossa kalium on 1. alkuaineiden ryhmässä.
• Kahdesta jäljellä olevasta alkuaineesta happi pyrkii saamaan hapetustilan "-2".
• Saamme seuraavan kaavan: K + 1MnxO4-2. On vielä määritettävä mangaanin hapetusaste.
  Joten x on meille tuntematon mangaanin hapetusaste. Nyt on tärkeää kiinnittää huomiota yhdisteen atomien lukumäärään.
  Kaliumatomien lukumäärä on 1, mangaani - 1, happi - 4.
  Kun otetaan huomioon molekyylin sähköinen neutraalisuus, kokonaisvaraus (kokonais) on nolla,

1*(+1) + 1*(x) + 4(-2) = 0,
+1+1x+(-8) = 0,
-7+1x = 0,
(vaihtaessasi merkkiä)
1x = +7, x = +7

Siten yhdisteen mangaanin hapetusaste on "+7".

Tehtävä: Järjestä yhdisteen Fe2O3 hapetustilat.

• Kuten tiedät, hapen hapetusaste on "-2" ja se toimii hapettavana aineena. Ottaen huomioon atomien lukumäärän (3) hapen kokonaisarvo on "-6" (-2*3= -6), ts. kerrotaan hapetusaste atomien lukumäärällä.
• Kaavan tasapainottamiseksi ja nollaamiseksi kahdella rautaatomilla on hapetusaste "+3" (2*+3=+6).
• Yhteenvetona saamme nollan (-6 ja +6 = 0).

Tehtävä: Järjestä Al(NO3)3-yhdisteen hapetustilat.

• Alumiiniatomi on yksi ja sen vakiohapetusaste on "+3".
• Molekyylissä on 9 (3 * 3) happiatomia, hapen hapetustila, kuten tiedät, on "-2", mikä tarkoittaa, että kertomalla nämä arvot saadaan "-18".
• Jäljellä on tasata negatiivinen ja positiiviset arvot, mikä määrittää typen hapetusasteen. -18 ja +3, + 15 puuttuu. Ja koska typpiatomeja on 3, sen hapetusaste on helppo määrittää: jaa 15 kolmella ja saa 5.
• Typen hapetusaste on "+5", ja kaava näyttää tältä: Al + 3 (N + 5O-23) 3
• Jos halutun arvon määrittäminen tällä tavalla on vaikeaa, voit muodostaa ja ratkaista yhtälöitä:

1*(+3) + 3x + 9*(-2) = 0.
+3+3x-18=0
3x = 15
x=5

Joten hapettumisaste on melko tärkeä käsite kemiassa, joka symboloi atomien tilaa molekyylissä.
Ilman tietämystä tietyistä määräyksistä tai perusteista, joiden avulla voit määrittää hapetusasteen oikein, on mahdotonta selviytyä tästä tehtävästä. Siksi on vain yksi johtopäätös: tutustu perusteellisesti ja tutkia artikkelissa selkeästi ja ytimekkäästi esitettyjä sääntöjä hapetusasteen löytämiseksi ja edetä rohkeasti kemiallisen viisauden vaikeaa polkua pitkin.