Kuinka määrittää kemiallisen alkuaineen atomin hapetusaste. Rikkiyhdisteet

Kalkogeenien alaryhmään kuuluu rikki - tämä on toinen alkuaineista, jotka voivat muodostaa suuren määrän malmiesiintymiä. Sulfaatit, sulfidit, oksidit ja muut rikkiyhdisteet ovat hyvin yleisiä, tärkeitä teollisuudessa ja luonnossa. Siksi tässä artikkelissa tarkastelemme, mitä ne ovat, mikä itse rikki on, sen yksinkertainen aine.

Rikki ja sen ominaisuudet

Tällä elementillä on seuraava sijainti jaksollisessa taulukossa.

1. Kuudes ryhmä, pääalaryhmä.
2. Kolmas alajakso.
3. Atomimassa - 32,064.
4. Sarjanumero on 16, protoneja ja elektroneja on sama määrä ja neutroneja on myös 16.
5. Viittaa ei-metallisiin elementteihin.
6. Kaavoissa se luetaan "es", elementin nimi rikki, latinalainen rikki.

Luonnossa on neljä stabiilia isotooppia. massaluvut 32,33,34 ja 36. Tämä alkuaine on kuudenneksi yleisin luonnossa. Viittaa biogeenisiin alkuaineisiin, koska se on osa tärkeitä orgaanisia molekyylejä.

Atomin elektroninen rakenne

Rikkiyhdisteiden monimuotoisuus johtuu atomin elektronisen rakenteen ominaisuuksista. Se ilmaistaan ​​seuraavalla konfiguraatiokaavalla: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 .

Annettu järjestys heijastaa vain elementin stationaarista tilaa. Tiedetään kuitenkin, että jos atomille annetaan lisäenergiaa, elektronit voivat hajota 3p- ja 3s-alatasoilla, minkä jälkeen tapahtuu toinen siirtyminen 3d:hen, joka pysyy vapaana. Tämän seurauksena atomin valenssi ei muutu, vaan myös kaikki mahdolliset hapetustilat. Niiden määrä kasvaa merkittävästi, samoin kuin erilaisten aineiden määrä, joissa on rikkiä.

Rikin hapetustilat yhdisteissä

Tälle indikaattorille on useita päävaihtoehtoja. Rikille se on:

Näistä S +2 on harvinaisin, loput ovat hajallaan kaikkialla. Koko aineen kemiallinen aktiivisuus ja hapetuskyky riippuvat yhdisteiden rikin hapetusasteesta. Joten esimerkiksi yhdisteet, joissa on -2, ovat sulfideja. Niissä tarkastelemamme alkuaine on tyypillinen hapetin.

Mitä korkeampi yhdisteen hapetusaste on, sitä selvempiä ovat aineen hapetusominaisuudet. Tämä on helppo varmistaa, jos muistamme kaksi pääasiallista happoa, joita rikki muodostaa:

• H2S03 - rikkipitoinen;
• H 2SO 4 - rikkihappo.

Tiedetään, että jälkimmäinen on paljon vakaampi, vahvempi yhdiste, jolla on korkeissa pitoisuuksissa erittäin vakava hapetuskyky.

yksinkertainen aine

Yksinkertaisena aineena rikki on keltaisia ​​kauniita kiteitä, joilla on tasainen, säännöllinen, pitkänomainen muoto. Vaikka tämä on vain yksi sen muodoista, koska tässä aineessa on kaksi pääosaa. Ensimmäinen, monokliininen tai rombinen - tämä on keltainen, jota ei voida liuottaa veteen, vaan vain orgaaniset liuottimet. Se on hauras ja kaunis muoto rakenne on esitetty kruununa. Sulamispiste on noin 110 0 С.

Jos sellaista muunnelmaa lämmitettäessä ei kuitenkaan jätetä välihetkeä väliin, voidaan ajoissa havaita toinen tila - muovinen rikki. Se on kumimainen viskoosi liuos Ruskea, joka edelleen kuumennettaessa tai nopeasti jäähtyessään muuttuu jälleen rombiseksi.

Jos puhumme toistuvalla suodatuksella saadusta kemiallisesti puhtaasta rikistä, se on kirkkaan keltaisia ​​pieniä kiteitä, hauraita ja täysin veteen liukenemattomia. Pystyy syttymään joutuessaan kosketuksiin ilman kosteuden ja hapen kanssa. Eroavat melko korkeassa kemiallisessa aktiivisuudessa.

Luonnossa oleminen

Luonnossa on luonnollisia esiintymiä, joista uutetaan rikkiyhdisteitä ja itse rikki yksinkertaisena aineena. Lisäksi se sisältää:

• mineraaleissa, malmeissa ja kivissä;
• eläinten, kasvien ja ihmisten kehossa, koska se on osa monia orgaanisia molekyylejä;
• sisään maakaasut, öljy ja kivihiili;
• öljyliuskeessa ja luonnonvesissä.

Voit nimetä joitain rikin rikkaimmista mineraaleista:

• sinooperi;
• rikkikiisu;
• sfaleriitti;
• antimoniitti;
• galena ja muut.

Suurin osa nykyään tuotetusta rikistä menee sulfaattien tuotantoon. Toista osaa käytetään lääketieteellisiin tarkoituksiin, Maatalous, teolliset prosessit aineiden tuotanto.

Fyysiset ominaisuudet

Niitä voidaan kuvata useissa kohdissa.

1. Se on liukenematon veteen, hiilidisulfidiin tai tärpättiin - se liukenee hyvin.
2. Pitkällä kitkalla kerääntyy negatiivinen varaus.
3. Sulamispiste on 110 0 C.
4. Kiehumispiste 190 0 С.
5. Saavutettuaan 300 0 C, se muuttuu nesteeksi, helposti liikkuvaksi.
6. Puhdas aine kykenee itsestään syttymään, palamisominaisuudet ovat erittäin hyvät.
7. Sillä itsessään ei käytännössä ole hajua, mutta rikkivetyyhdisteet tuottavat pistävän hajun mädistä munista. Aivan kuten jotkut kaasumaiset binääriedustajat.

Kyseisen aineen fysikaaliset ominaisuudet ovat olleet ihmisten tiedossa antiikista lähtien. Rikki sai nimensä syttyvyydestään. Sodissa tukehduttavia ja myrkyllisiä höyryjä, joita muodostuu tämän yhdisteen palamisen aikana, käytettiin aseena vihollisia vastaan. Lisäksi rikkipitoisilla hapoilla on aina ollut suuri teollinen merkitys.

Kemialliset ominaisuudet

Aihe: "Rikki ja sen yhdisteet" päällä koulun kurssi Kemia ei vie yhtä oppituntia, vaan useita. Loppujen lopuksi niitä on paljon. Tämä johtuu tämän aineen kemiallisesta aktiivisuudesta. Sillä voi olla sekä hapettavia ominaisuuksia vahvemmilla pelkistysaineilla (metallit, boori ja muut) että pelkistäviä ominaisuuksia useimmilla ei-metalleilla.

Tällaisesta aktiivisuudesta huolimatta vuorovaikutus tapahtuu kuitenkin vain fluorin kanssa normaaleissa olosuhteissa. Kaikki muut vaativat lämmitystä. On olemassa useita aineluokkia, joiden kanssa rikki voi olla vuorovaikutuksessa:

• metallit;
• ei-metalliset;
• alkalit;
• voimakkaat hapettavat hapot - rikki- ja typpihappo.

Rikkiyhdisteet: lajikkeet

Niiden monimuotoisuus selittyy pääelementin - rikin - hapetustilan epätasaisella arvolla. Joten voimme erottaa tämän perusteella useita päätyyppejä aineista:

• yhdisteet, joiden hapetusaste on -2;

Jos otamme huomioon luokat, ei valenssiindeksiä, tämä elementti muodostaa molekyylejä, kuten:

• hapot;
• oksidit;
• suola;
• binääriset yhdisteet ei-metallien kanssa (hiilidisulfidi, kloridit);
• orgaaniset aineet.

Harkitse nyt tärkeimpiä ja anna esimerkkejä.

Aineet, joiden hapetusaste on -2

Rikkiyhdisteet 2 ovat sen konformaatioita metallien kanssa sekä:

• hiili;
• vety;
• fosfori;
• pii;
• arseeni;
• boori.

Näissä tapauksissa se toimii hapettavana aineena, koska kaikki luetellut alkuaineet ovat sähköpositiivisempia. Katsotaanpa joitain tärkeimmistä.

1. Hiilidisulfidi - CS 2 . Läpinäkyvä neste, jolla on tyypillinen miellyttävä eetterin aromi. Se on myrkyllistä, syttyvää ja räjähtävää. Sitä käytetään useimpien öljyjen, rasvojen, ei-metallien, hopeanitraatin, hartsien ja kumien liuottimena. Se on myös tärkeä osa keinosilkin - viskoosin - tuotannossa. Teollisuudessa sitä syntetisoidaan suuria määriä.
2. Rikkivety tai rikkivety - H 2 S. Väritön kaasu, jolla on makea maku. Tuoksu on pistävä, erittäin epämiellyttävä, muistuttaa mätä muna. Myrkyllinen, painaa hengityskeskusta, koska se sitoo kupari-ioneja. Siksi, kun ne myrkytetään, tapahtuu tukehtuminen ja kuolema. Sitä käytetään laajasti lääketieteessä, orgaanisessa synteesissä, rikkihapon tuotannossa ja myös energiatehokkaana raaka-aineena.
3. Metallisulfideja löytyy laaja sovellus lääketieteessä, sulfaattituotannossa, maalien valmistuksessa, fosforien valmistuksessa ja muissa paikoissa. Yleinen kaava on Me x S y .

Yhdisteet, joiden hapetusaste on +4

Rikkiyhdisteet 4 ovat pääasiassa oksidia ja sitä vastaavat suolat ja happo. Kaikki ne ovat melko yleisiä yhdisteitä, joilla on tietty arvo teollisuudessa. Ne voivat toimia myös hapettimina, mutta useammin niillä on pelkistäviä ominaisuuksia.

Kaavat rikkiyhdisteelle, jonka hapetusaste on +4, ovat seuraavat:

• oksidi - rikkidioksidi SO 2 ;
• happo - rikkipitoinen H2S03;
• suoloissa on yleinen kaava Mex(SO3)y.

Yksi yleisimmistä on tai anhydridi. Se on väritön aine, jolla on palaneen tulitikkujen tuoksu. Suurissa klusteissa se muodostuu tulivuorenpurkauksissa; tällä hetkellä se on helppo tunnistaa hajulla.

Se liukenee veteen muodostaen helposti hajoavaa happoa - rikkipitoista. Se käyttäytyy kuten tyypillinen suola muodostuu, joka tulee sisään sulfiitti-ionin muodossa SO 3 2-. Tämä anhydridi on tärkein kaasu, joka vaikuttaa ympäröivän ilmakehän saastumiseen. Hän on se, joka vaikuttaa koulutukseen, teollisuudessa sitä käytetään sulfaattituotannossa.

Yhdisteet, joissa rikin hapetusaste on +6

Näitä ovat ensinnäkin rikkihappoanhydridi ja rikkihappo suolaineen:

• sulfaatit;
• hydrosulfaatit.

Koska niissä oleva rikkiatomi on korkeimmassa hapetusasteessa, näiden yhdisteiden ominaisuudet ovat varsin ymmärrettäviä. Ne ovat vahvoja hapettimia.

Rikkioksidi (VI) - rikkihappoanhydridi - on haihtuva väritön neste. Ominaista- vahva kosteuden imemiskyky. Tupakoi ulkona. Veteen liuotettuna se antaa yhden vahvimmista mineraalihapoista - rikkihaposta. Sen tiivistetty liuos on raskas öljyinen, hieman kellertävä neste. Jos anhydridi liuotetaan rikkihappoon, saadaan erityinen yhdiste, nimeltään oleum. Sitä käytetään teollisesti hapon valmistuksessa.

Suolojen joukossa - sulfaatit - hyvin tärkeä on liitännät kuten:

• kipsi CaSO 4 2H 2O;
• bariitti BaS04;
• mirabilite;
• lyijysulfaatti ja muut.

Niitä käytetään rakentamisessa, kemiallisessa synteesissä, lääketieteessä ja valmistuksessa optiset laitteet ja lasi ja jopa elintarviketeollisuus.

Hydrosulfaatteja käytetään laajalti metallurgiassa, jossa niitä käytetään juoksutteena. Ja myös ne auttavat muuttamaan monia monimutkaisia ​​oksideja liukoisiksi sulfaattimuodoiksi, joita käytetään vastaavilla teollisuudenaloilla.

Rikin tutkiminen koulun kemian kurssilla

Milloin on paras aika opiskelijoille oppia mitä rikki on, mitkä ovat sen ominaisuudet, mikä on rikkiyhdiste? luokka 9 - paras aika. Tämä ei ole aivan alku, kun kaikki on uutta ja käsittämätöntä lapsille. Tämä on kemiantutkimuksen keskitie, jolloin aiemmin luotu perusta auttaa ymmärtämään aihetta täysin. Siksi valmistuvien luokan toinen puolisko on varattu näiden asioiden pohtimiseen. Samalla koko aihe on jaettu useisiin lohkoihin, joissa on erillinen oppitunti "Rikkiyhdisteet. Arvosana 9".

Tämä johtuu niiden runsaudesta. Myös rikkihapon teollista tuotantoa tarkastellaan erikseen. Yleensä päällä Tämä aihe kestää keskimäärin 3 tuntia.

Mutta rikki viedään opiskeluun vasta 10. luokalla, kun orgaanisia asioita pohditaan. Heihin vaikuttaa myös biologia lukiossa. Loppujen lopuksi rikki on osa sellaisia ​​orgaanisia molekyylejä kuin:

• tioalkoholit (tiolit);
• proteiinit (tertiäärinen rakenne, jossa disulfidisiltojen muodostuminen tapahtuu);
• tioaldehydit;
• tiofenolit;
• tioeetterit;
• sulfonihapot;
• sulfoksidit ja muut.

Ne erottuvat erityinen ryhmä orgaaniset rikkiyhdisteet. Ne ovat tärkeitä elävien olentojen biologisten prosessien lisäksi myös teollisuudessa. Esimerkiksi sulfonihapot ovat monien perusta lääkkeet(aspiriini, sulfanilamidi tai streptosidi).

Lisäksi rikki on vakiokomponentti yhdisteissä, kuten eräissä:

• aminohappoja;
• entsyymit;
• vitamiinit;
• hormonit.

Hapetusaste on yhdisteen atomin ehdollinen varaus, joka lasketaan olettaen, että se koostuu vain ioneista. Tätä käsitettä määritettäessä oletetaan ehdollisesti, että sitovat (valenssi)elektronit siirtyvät elektronegatiivisempiin atomeihin (katso elektronegatiivisuus), ja siksi yhdisteet koostuvat ikään kuin positiivisesti ja negatiivisesti varautuneista ioneista. Hapetusasteella voi olla nolla, negatiivinen ja positiivinen arvo, jotka yleensä sijoitetaan yläosassa olevan elementtimerkin yläpuolelle: .

Hapetusasteen nolla-arvo on annettu vapaassa tilassa olevien alkuaineiden atomeille, esimerkiksi: . Negatiivinen merkitys Hapetustilat ovat niitä atomeja, joita kohti sitova elektronipilvi (elektronipari) siirtyy. Fluorille kaikissa sen yhdisteissä se on -1. Atomilla, jotka luovuttavat valenssielektroneja muille atomeille, on positiivinen hapetustila. Esimerkiksi alkali- ja maa-alkalimetalleissa se on vastaavasti yhtä suuri kuin ja yksinkertaisissa ioneissa, kuten , K, se on yhtä suuri kuin ionin varaus. Useimmissa yhdisteissä vetyatomien hapetusaste on sama, mutta metallihydrideissä (niiden yhdisteissä vedyn kanssa) - ja muissa - se on -1. Hapen hapetusaste on -2, mutta esimerkiksi fluorin kanssa se on, ja peroksidiyhdisteissä jne.) -1. Joissakin tapauksissa tämä arvo voidaan ilmaista ja murtoluku: raudalle rautaoksidissa (II, III) se on yhtä suuri kuin .

Yhdisteen atomien hapetustilojen algebrallinen summa on nolla, ja kompleksisessa ionissa se on ionin varaus. Tällä säännöllä lasketaan esimerkiksi fosforin hapetusaste ortofosforihapossa. Merkitään se läpi ja kerrotaan vedyn ja hapen hapetusaste niiden atomien lukumäärällä yhdisteessä, saadaan yhtälö: mistä. Samoin laskemme kromin hapetustilan ionissa -.

Yhdisteissä mangaanin hapetusaste on vastaavasti.

Korkein hapetusaste on sen suurin positiivinen arvo. Useimmille elementeille se on yhtä suuri kuin jaksollisen järjestelmän ryhmänumero ja on tärkeä määrällinen ominaisuus alkuaine sen yhdisteissä. Alin arvo alkuaineen hapetusastetta, joka esiintyy sen yhdisteissä, kutsutaan yleisesti alimmaksi hapetusasteeksi; kaikki muut ovat keskitasoa. Joten rikille korkein hapetusaste on yhtä suuri kuin alhaisin -2, välituote.

Alkuaineiden hapetustilojen muutos ryhmittäin jaksollinen järjestelmä kuvastaa niiden muutosten tiheyttä kemialliset ominaisuudet sarjanumeron kasvaessa.

Alkuaineiden hapetusasteen käsitettä käytetään aineiden luokittelussa, kuvattaessa niiden ominaisuuksia, formuloitaessa yhdisteitä ja niiden kansainvälisiä nimiä. Mutta sitä käytetään erityisen laajasti redox-reaktioiden tutkimuksessa. Käsitettä "hapetustila" käytetään usein epäorgaanisessa kemiassa "valenssin" käsitteen sijaan (katso Valenssi).

Valenssi on monimutkainen käsite. Tämä termi on käynyt läpi merkittävän muutoksen samanaikaisesti kemiallisen sidoksen teorian kehittymisen kanssa. Aluksi valenssi oli atomin kyky kiinnittää tai korvata tietty määrä muita atomeja tai atomiryhmiä kemiallisen sidoksen muodostamiseksi.

Alkuaineatomin valenssin kvantitatiivinen mitta oli vety- tai happiatomien lukumäärä (näitä alkuaineita pidettiin vastaavasti yksi- ja kaksiarvoisina), jonka alkuaine lisää muodostaen kaavan EH x mukaisen hydridin tai kaavan mukaisen oksidin E n O m .

Joten typpiatomin valenssi NH 3 ammoniakkimolekyylissä on kolme ja rikkiatomi H 2 S -molekyylissä on kaksi, koska vetyatomin valenssi on yksi.

Yhdisteissä Na 2O, BaO, Al 2O 3, SiO 2 natriumin, bariumin ja piin valenssit ovat vastaavasti 1, 2, 3 ja 4.

Valenssin käsite otettiin kemiaan ennen kuin atomin rakenne tuli tunnetuksi, nimittäin vuonna 1853 englantilainen kemisti Frankland. Nyt on todettu, että elementin valenssi liittyy läheisesti atomien ulkoelektronien lukumäärään, koska atomien sisäkuorten elektronit eivät osallistu kemiallisten sidosten muodostumiseen.

Kovalenttisen sidoksen elektronisessa teoriassa uskotaan, että atomin valenssi määräytyy sen parittomien elektronien lukumäärän perusteella maa- tai viritetyssä tilassa, jotka osallistuvat yhteisten elektroniparien muodostumiseen muiden atomien elektronien kanssa.

Joillekin elementeille valenssi on vakioarvo. Joten natrium tai kalium kaikissa yhdisteissä on yksiarvoisia, kalsium, magnesium ja sinkki ovat kaksiarvoisia, alumiini on kolmiarvoisia jne. Mutta useimmilla kemiallisilla alkuaineilla on vaihteleva valenssi, joka riippuu kumppanielementin luonteesta ja prosessin olosuhteista. Joten rauta voi muodostaa kaksi yhdistettä kloorin kanssa - FeCl 2 ja FeCl 3, joissa raudan valenssi on 2 ja 3.

Hapetustila- käsite, joka kuvaa alkuaineen tilaa kemiallisessa yhdisteessä ja sen käyttäytymistä redox-reaktioissa; Numeerisesti hapetusaste on yhtä suuri kuin muodollinen varaus, joka voidaan katsoa alkuaineelle, sillä oletuksella, että sen jokaisen sidoksen kaikki elektronit ovat siirtyneet elektronegatiivisempaan atomiin.

Elektronegatiivisuus- mitta atomin kyvystä hankkia negatiivinen varaus kemiallisen sidoksen muodostumisen aikana tai molekyylin atomin kyvystä vetää puoleensa valenssielektroneja, jotka osallistuvat kemiallisen sidoksen muodostumiseen. Elektronegatiivisuus ei ole absoluuttinen arvo ja se lasketaan erilaisia ​​menetelmiä. Siksi eri oppikirjoissa ja hakuteoksissa annetut elektronegatiivisuusarvot voivat vaihdella.

Taulukossa 2 on esitetty joidenkin kemiallisten alkuaineiden elektronegatiivisuus Sandersonin asteikolla ja taulukossa 3 on esitetty elementtien elektronegatiivisuus Paulingin asteikolla.

Elektronegatiivisuuden arvo on annettu vastaavan elementin symbolin alla. Mitä suurempi atomin elektronegatiivisuuden numeerinen arvo on, sitä elektronegatiivisempi alkuaine on. Elektronegatiivisin on fluoriatomi, vähiten elektronegatiivisin rubidiumatomi. Molekyylissä, joka muodostuu kahden eri kemiallisen alkuaineen atomeista, muodollinen negatiivinen varaus on atomissa, jonka elektronegatiivisuuden numeerinen arvo on suurempi. Joten rikkidioksidimolekyylissä SO 2 rikkiatomin elektronegatiivisuus on 2,5 ja happiatomin elektronegatiivisuuden arvo on suurempi - 3,5. Siksi negatiivinen varaus on happiatomissa ja positiivinen rikkiatomissa.

Ammoniakkimolekyylissä NH 3 typpiatomin elektronegatiivisuusarvo on 3,0 ja vedyn 2,1. Siksi typpiatomilla on negatiivinen varaus ja vetyatomilla on positiivinen varaus.

Sinun pitäisi selvästi tietää elektronegatiivisuuden yleiset suuntaukset. Koska atomi tahansa kemiallinen alkuaine pyrkii saamaan ulkoisen elektronikerroksen vakaan konfiguraation - inertin kaasun oktettikuoren, jolloin elementtien elektronegatiivisuus jaksolla kasvaa, ja ryhmässä elektronegatiivisuus yleensä vähenee elementin atomiluvun kasvaessa . Siksi esimerkiksi rikki on elektronegatiivisempi kuin fosfori ja pii, ja hiili on elektronegatiivisempi kuin pii.

Formuloitaessa yhdisteitä, jotka koostuvat kahdesta epämetallista, niistä elektronegatiivisempi sijoitetaan aina oikealle: PCl 3 , NO 2 . Tästä säännöstä on joitain historiallisia poikkeuksia, kuten NH 3 , PH 3 , jne.

Hapetusaste ilmaistaan ​​yleensä arabialaisella numerolla (numeron edessä merkki), joka sijaitsee elementtimerkin yläpuolella, esimerkiksi:

Kemiallisten yhdisteiden atomien hapetustilan määrittämiseksi noudatetaan seuraavia sääntöjä:

1. Alkuaineiden hapetustila sisällä yksinkertaiset aineet on yhtä kuin nolla.
2. Molekyylin atomien hapetustilojen algebrallinen summa on nolla.
3. Yhdisteiden hapen hapetusaste on pääasiassa -2 (happifluoridissa OF 2 + 2, M 2 O 2 -1 -tyypin metalliperoksideissa).
4. Vedyn hapetusaste yhdisteissä on +1, lukuun ottamatta hydridejä aktiiviset metallit esimerkiksi alkali- tai maa-alkali, jossa vedyn hapetusaste on -1.
5. Monatomisilla ioneilla hapetusaste on yhtä suuri kuin ionin varaus, esimerkiksi: K + - +1, Ba 2+ - +2, Br - - -1, S 2- - -2 jne.
6. Yhdisteissä, joissa on kovalenttinen polaarinen sidos, elektronegatiivisemman atomin hapetusasteella on miinusmerkki ja vähemmän elektronegatiivisen atomin plusmerkki.
7. AT orgaaniset yhdisteet vedyn hapetusaste on +1.

Havainnollistetaan yllä olevia sääntöjä useilla esimerkeillä.

Esimerkki 1 Määritä alkuaineiden hapettumisaste kalium K 2 O, seleeni SeO 3 ja raudan Fe 3 O 4 oksideissa.

kaliumoksidi K 2 O. Molekyylin atomien hapetustilojen algebrallinen summa on nolla. Hapen hapetusaste oksideissa on –2. Merkitään kaliumin hapetusaste sen oksidissa n:llä, silloin 2n + (–2) = 0 tai 2n = 2, eli n = +1, eli kaliumin hapetusaste on +1.

Seleenioksidi SeO 3 . SeO 3 -molekyyli on sähköisesti neutraali. Kolmen happiatomin negatiivinen kokonaisvaraus on –2 × 3 = –6. Siksi, jotta tämä negatiivinen varaus tasataan nollaan, seleenin hapetusasteen on oltava +6.

Fe3O4-molekyyli sähköisesti neutraali. Neljän happiatomin negatiivinen kokonaisvaraus on –2 × 4 = –8. Tämän negatiivisen varauksen tasaamiseksi kolmen rautaatomin positiivisen kokonaisvarauksen on oltava +8. Siksi yhden rautaatomin varauksen tulisi olla 8/3 = +8/3.

On syytä korostaa, että yhdisteen alkuaineen hapetusaste voi olla murtoluku. Tällaisilla jakeittainen hapetustiloilla ei ole järkeä selittää sidoksen kemiallisessa yhdisteessä, mutta niitä voidaan käyttää yhtälöiden muodostamiseen redox-reaktioihin.

Esimerkki 2 Määritä alkuaineiden hapettumisaste yhdisteissä NaClO 3, K 2 Cr 2 O 7.

NaClO 3 -molekyyli on sähköisesti neutraali. Natriumin hapetusaste on +1, hapen hapetusaste on -2. Merkitään kloorin hapetusaste n:nä, jolloin +1 + n + 3 × (–2) = 0 tai +1 + n – 6 = 0 tai n – 5 = 0, eli n = +5. Siten kloorin hapetusaste on +5.

K 2 Cr 2 O 7 -molekyyli on sähköisesti neutraali. Kaliumin hapetusaste on +1, hapen hapetusaste on -2. Merkitään kromin hapetusaste n:ksi, jolloin 2 × 1 + 2n + 7 × (–2) = 0 tai +2 + 2n – 14 = 0 tai 2n – 12 = 0, 2n = 12, joten n = +6. Siten kromin hapetusaste on +6.

Esimerkki 3 Määritetään rikin hapetusasteet sulfaatti-ionissa SO 4 2– . SO 4 2– -ionin varaus on –2. Hapen hapetusaste on –2. Merkitään rikin hapetusaste n:llä, jolloin n + 4 × (–2) = –2, tai n – 8 = –2, tai n = –2 – (–8), eli n = +6. Siten rikin hapetusaste on +6.

On muistettava, että hapetustila ei joskus ole yhtä suuri kuin tietyn elementin valenssi.

Esimerkiksi typpiatomin hapetusasteet ammoniakkimolekyylissä NH3 tai hydratsiinimolekyylissä N2H4 ovat vastaavasti -3 ja -2, kun taas typen valenssi näissä yhdisteissä on kolme.

Pääalaryhmien elementtien suurin positiivinen hapetustila on yleensä yhtä suuri kuin ryhmän numero (poikkeukset: happi, fluori ja jotkut muut alkuaineet).

Suurin negatiivinen hapetusaste on 8 - ryhmän numero.

Koulutustehtävät

1. Missä yhdisteessä fosforin hapetusaste on +5?

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

2. Minkä yhdisteen hapetusaste on fosfori -3?

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

3. Missä yhdisteessä typen hapetusaste on +4?

1) HNO2
2) N2O4
3) N 2 O
4) HNO3

4. Missä yhdisteessä typen hapetusluku on -2?

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

5. Missä yhdisteessä rikin hapetusaste on +2?

1) Na 2SO 3
2) SO2
3) SCI2
4) H2SO4

6. Missä yhdisteessä rikin hapetusaste on +6?

1) Na 2SO 3
2) SO3
3) SCI2
4) H2SO3

7. Aineissa, joiden kaavat ovat CrBr 2, K 2 Cr 2 O 7, Na 2 CrO 4, kromin hapetusaste on vastaavasti

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

8. Kemiallisen alkuaineen pienin negatiivinen hapetusaste on yleensä yhtä suuri kuin

1) kauden numero
3) puuttuvien elektronien lukumäärä ennen ulomman elektronikerroksen valmistumista

9. Pääalaryhmissä olevien kemiallisten alkuaineiden suurin positiivinen hapetusaste on yleensä yhtä suuri

1) kauden numero
2) kemiallisen alkuaineen sarjanumero
3) ryhmänumero
4) kokonaismäärä elementissä olevat elektronit

10. Fosforilla on yhdisteen suurin positiivinen hapetusaste

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

11. Fosforilla on yhdisteen alhaisin hapetusaste

1) HPO 3
2) H3PO3
3) Na3P04
4) Ca 3P 2

12. Ammoniumnitriitin typpiatomit, jotka ovat osa kationia ja anionia, osoittavat vastaavasti hapetustiloja

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

13. Hapen valenssi ja hapettumistila vetyperoksidissa, vastaavasti

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

14. Rikin valenssi ja hapetusaste rikkikiisussa FeS2 ovat vastaavasti

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

15. Ammoniumbromidin typpiatomin valenssi ja hapetusaste ovat vastaavasti

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

16. Hiiliatomi näyttää negatiivinen aste hapettumisen yhteydessä

1) happi
2) natrium
3) fluori
4) kloori

17. Sen yhdisteissä on jatkuva hapettumisaste

1) strontium
2) rautaa
3) rikki
4) kloori

18. Niiden yhdisteiden hapetusaste voi olla +3

1) kloori ja fluori
2) fosfori ja kloori
3) hiili ja rikki
4) happi ja vety

19. Niiden yhdisteiden hapetusaste voi olla +4

1) hiili ja vety
2) hiili ja fosfori
3) hiili ja kalsium
4) typpi ja rikki

20. Sen yhdisteiden hapetusaste, joka on yhtä suuri kuin ryhmänumero

1) klooria
2) rautaa
3) happi
4) fluori

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 elementin ei-metallisia ominaisuuksia 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 ei-metallien 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).

Kiinnittäkäämme 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 kertavarauksella olevaa 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) kiertoratojen 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 viritysprosessiin kuluu tietty määrä 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 kiertoratojen läsnäolo täytettyyn tasoon 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- alataso, rikkiatomi saa ulkotason elektronisen konfiguraation seuraavassa muodossa:

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.