Kā noteikt ķīmiskā elementa atoma oksidācijas pakāpi. Sēra savienojumi

Halkogēnu apakšgrupā ietilpst sērs - tas ir otrais no elementiem, kas var veidot lielu skaitu rūdas atradņu. Sulfāti, sulfīdi, oksīdi un citi sēra savienojumi ir ļoti plaši izplatīti, svarīgi rūpniecībā un dabā. Tāpēc šajā rakstā mēs apsvērsim, kas tie ir, kas ir pats sērs, tā vienkāršā viela.

Sērs un tā īpašības

Šim elementam periodiskajā sistēmā ir šāda pozīcija.

1. Sestā grupa, galvenā apakšgrupa.
2. Trešais mazais periods.
3. Atommasa - 32,064.
4. Sērijas numurs ir 16, ir vienāds skaits protonu un elektronu, un ir arī 16 neitroni.
5. Attiecas uz nemetāla elementiem.
6. Formulās tas tiek lasīts kā "es", elementa nosaukums sērs, latīņu sērs.

Dabā ir četri stabili izotopi. masas skaitļi 32,33,34 un 36. Šis elements ir sestais izplatītākais dabā. Attiecas uz biogēniem elementiem, jo ​​tā ir daļa no svarīgām organiskām molekulām.

Atoma elektroniskā struktūra

Sēra savienojumu daudzveidība ir saistīta ar atoma elektroniskās struktūras iezīmēm. To izsaka ar šādu konfigurācijas formulu: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 .

Dotā secība atspoguļo tikai elementa stacionāro stāvokli. Tomēr ir zināms, ka, ja atomam tiek piešķirta papildu enerģija, tad elektronus var savienot pārī 3p un 3s apakšlīmenī, kam seko vēl viena pāreja uz 3d, kas paliek brīva. Tā rezultātā mainās ne tikai atoma valence, bet arī visi iespējamie oksidācijas stāvokļi. To skaits ievērojami palielinās, kā arī dažādu vielu skaits ar sēra piedalīšanos.

Sēra oksidācijas pakāpe savienojumos

Šim indikatoram ir vairākas galvenās iespējas. Sēram tas ir:

No tiem S +2 ir visretākais, pārējie ir izkliedēti visur. Visas vielas ķīmiskā aktivitāte un oksidēšanas spēja ir atkarīga no sēra oksidācijas pakāpes savienojumos. Tā, piemēram, savienojumi ar -2 ir sulfīdi. Tajos elements, ko mēs apsveram, ir tipisks oksidētājs.

Jo augstāka ir savienojuma oksidācijas pakāpe, jo izteiktākas būs vielas oksidēšanas spējas. To ir viegli pārbaudīt, ja atceramies divas galvenās skābes, ko veido sērs:

• H 2 SO 3 - sērs;
• H 2 SO 4 - sērskābe.

Ir zināms, ka pēdējais ir daudz stabilāks, stiprāks savienojums, kam lielā koncentrācijā ir ļoti nopietna oksidēšanās spēja.

vienkārša viela

Kā vienkārša viela sērs ir dzelteni skaisti kristāli ar vienmērīgu, regulāru, iegarenu formu. Lai gan šī ir tikai viena no tās formām, jo ​​šai vielai ir divas galvenās. Pirmais, monoklīnisks vai rombisks - tas ir dzeltenais, ko nevar izšķīdināt ūdenī, bet tikai organiskie šķīdinātāji. Tas ir trausls un skaista forma struktūra attēlota kā kronis. Kušanas temperatūra ir aptuveni 110 0 C.

Ja tomēr, karsējot šādu modifikāciju, netiek palaists garām kāds starpbrīdis, tad jau laikus var konstatēt citu stāvokli - plastmasas sēru. Tas ir gumijas viskozs šķīdums Brūna krāsa, kas, tālāk karsējot vai strauji atdziestot, atkal pārvēršas romba formā.

Ja mēs runājam par ķīmiski tīru sēru, kas iegūts, atkārtoti filtrējot, tad tas ir spilgti dzelteni mazi kristāli, trausli un pilnībā nešķīst ūdenī. Spēj aizdegties, saskaroties ar mitrumu un skābekli gaisā. Atšķiras ar diezgan augstu ķīmisko aktivitāti.

Atrodoties dabā

Dabā ir dabas atradnes, no kurām tiek iegūti sēra savienojumi un pats sērs kā vienkārša viela. Turklāt tas satur:

• minerālos, rūdās un iežos;
• dzīvnieku, augu un cilvēku organismā, jo tā ir daļa no daudzām organiskām molekulām;
• iekšā dabasgāzes, nafta un ogles;
• degslāneklī un dabiskajos ūdeņos.

Jūs varat nosaukt dažus no bagātākajiem sēra minerāliem:

• cinobra;
• pirīts;
• sfalerīts;
• antimonīts;
• galena un citi.

Lielākā daļa mūsdienās saražotā sēra nonāk sulfātu ražošanā. Cita daļa tiek izmantota medicīniskiem nolūkiem, Lauksaimniecība, rūpnieciskie procesi vielu ražošana.

Fizikālās īpašības

Tos var aprakstīt vairākos punktos.

1. Tas nešķīst ūdenī, oglekļa disulfīdā vai terpentīnā - tas labi šķīst.
2. Ar ilgstošu berzi uzkrājas negatīvs lādiņš.
3. Kušanas temperatūra ir 110 0 C.
4. Vārīšanās temperatūra 190 0 С.
5. Sasniedzot 300 0 C, tas pārvēršas šķidrumā, viegli pārvietojams.
6. Tīra viela spēj spontāni aizdegties, degšanas īpašības ir ļoti labas.
7. Pats par sevi tai praktiski nav smakas, tomēr sērūdeņraža savienojumi izdala asu puvušu olu smaku. Tāpat kā daži gāzveida binārie pārstāvji.

Attiecīgās vielas fizikālās īpašības cilvēkiem ir zināmas kopš seniem laikiem. Sērs savu nosaukumu ieguva tā uzliesmojamības dēļ. Karos kā ierocis pret ienaidniekiem tika izmantoti asfiksējoši un indīgi izgarojumi, kas veidojas šī savienojuma sadegšanas laikā. Turklāt sēru saturošām skābēm vienmēr ir bijusi liela rūpnieciskā nozīme.

Ķīmiskās īpašības

Tēma: "Sērs un tā savienojumi" par skolas kurssĶīmija aizņem nevis vienu stundu, bet vairākas. Galu galā viņu ir ļoti daudz. Tas ir saistīts ar šīs vielas ķīmisko aktivitāti. Tam var būt gan oksidējošas īpašības, izmantojot spēcīgākus reducētājus (metālus, boru un citus), gan reducējošas īpašības lielākajai daļai nemetālu.

Tomēr, neskatoties uz šādu aktivitāti, mijiedarbība notiek tikai ar fluoru plkst normāli apstākļi. Visiem pārējiem ir nepieciešama apkure. Ir vairākas vielu kategorijas, ar kurām sērs var mijiedarboties:

• metāli;
• nemetāli;
• sārmi;
• spēcīgas oksidējošas skābes - sērskābe un slāpekļskābe.

Sēra savienojumi: šķirnes

To daudzveidība tiks skaidrota ar galvenā elementa - sēra - oksidācijas pakāpes nevienlīdzīgo vērtību. Tātad, pamatojoties uz to, mēs varam atšķirt vairākus galvenos vielu veidus:

• savienojumi ar oksidācijas pakāpi -2;

Ja mēs ņemam vērā klases, nevis valences indeksu, tad šis elements veido tādas molekulas kā:

• skābes;
• oksīdi;
• sāls;
• bināri savienojumi ar nemetāliem (oglekļa disulfīds, hlorīdi);
• organiskās vielas.

Tagad apsveriet galvenos un sniedziet piemērus.

Vielas ar oksidācijas pakāpi -2

Sēra savienojumi 2 ir to konformācijas ar metāliem, kā arī ar:

• ogleklis;
• ūdeņradis;
• fosfors;
• silīcijs;
• arsēns;
• bors.

Šādos gadījumos tas darbojas kā oksidētājs, jo visi uzskaitītie elementi ir elektropozitīvāki. Apskatīsim dažus no svarīgākajiem.

1. Oglekļa disulfīds - CS 2 . Caurspīdīgs šķidrums ar raksturīgu patīkamu ētera aromātu. Tas ir toksisks, uzliesmojošs un sprādzienbīstams. To izmanto kā šķīdinātāju vairumam eļļu, tauku, nemetālu, sudraba nitrāta, sveķu un gumijas veidu. Tā ir svarīga sastāvdaļa arī mākslīgā zīda - viskozes ražošanā. Rūpniecībā to sintezē lielos daudzumos.
2. Sērūdeņradis vai sērūdeņradis - H 2 S. Bezkrāsaina gāze ar saldu garšu. Smarža ir asa, ārkārtīgi nepatīkama, atgādina sapuvusi ola. Indīgs, nomāc elpošanas centru, jo saista vara jonus. Tāpēc, saindējoties ar tiem, notiek nosmakšana un nāve. To plaši izmanto medicīnā, organiskajā sintēzē, sērskābes ražošanā, kā arī kā energoefektīvu izejvielu.
3. Tiek atrasti metālu sulfīdi plašs pielietojums medicīnā, sulfātu ražošanā, krāsu ražošanā, fosfora ražošanā un citās vietās. Vispārējā formula ir Me x S y.

Savienojumi ar oksidācijas pakāpi +4

Sēra savienojumi 4 pārsvarā ir oksīds un tam atbilstošie sāļi un skābe. Visi no tiem ir diezgan izplatīti savienojumi, kuriem ir noteikta vērtība rūpniecībā. Tie var darboties arī kā oksidētāji, bet biežāk tiem piemīt reducējošas īpašības.

Formulas sēra savienojumam ar oksidācijas pakāpi +4 ir šādas:

• oksīds - sēra dioksīds SO 2 ;
• skābe - sēra H 2 SO 3;
• sāļiem ir vispārējā formula Mex(SO3)y.

Viens no visizplatītākajiem ir vai anhidrīds. Tā ir bezkrāsaina viela ar piedeguša sērkociņa smaržu. Lielās kopās tas veidojas vulkānu izvirdumu laikā, šobrīd to ir viegli atpazīt pēc smaržas.

Tas izšķīst ūdenī, veidojot viegli sadalāmu skābi - sērskābi. Tas uzvedas kā tipiska sāls forma, kas nonāk sulfītjona veidā SO 3 2-. Šis anhidrīds ir galvenā gāze, kas ietekmē apkārtējās atmosfēras piesārņojumu. Tieši viņš ietekmē izglītību.Rūpniecībā to izmanto sulfātu ražošanā.

Savienojumi, kuros sēram ir oksidācijas pakāpe +6

Tie, pirmkārt, ietver sērskābes anhidrīdu un sērskābi ar to sāļiem:

• sulfāti;
• hidrosulfāti.

Tā kā tajos esošais sēra atoms ir visaugstākajā oksidācijas pakāpē, šo savienojumu īpašības ir diezgan saprotamas. Tie ir spēcīgi oksidētāji.

Sēra oksīds (VI) - sērskābes anhidrīds - ir gaistošs bezkrāsains šķidrums. Funkcija- spēcīga mitruma absorbcijas spēja. Smēķē ārā. Izšķīdinot ūdenī, tā dod vienu no spēcīgākajām minerālskābēm – sērskābi. Tā koncentrētais šķīdums ir smags eļļains viegli dzeltenīgs šķidrums. Ja anhidrīdu izšķīdina sērskābē, tiks iegūts īpašs savienojums, ko sauc par oleumu. Rūpnieciski to izmanto skābes ražošanā.

Starp sāļiem - sulfāti - liela nozīme ir tādi savienojumi kā:

• ģipsis CaSO 4 2H 2 O;
• barīts BaSO 4;
• mirabilite;
• svina sulfāts un citi.

Tos izmanto celtniecībā, ķīmiskajā sintēzē, medicīnā, ražošanā optiskie instrumenti un stikla un pat pārtikas rūpniecībā.

Hidrosulfātus plaši izmanto metalurģijā, kur tos izmanto kā plūsmu. Un arī tie palīdz pārvērst daudzus sarežģītus oksīdus šķīstošās sulfātu formās, kuras izmanto attiecīgajās nozarēs.

Sēra izpēte skolas ķīmijas kursā

Kad ir vislabākais laiks skolēniem uzzināt, kas ir sērs, kādas ir tā īpašības, kas ir sēra savienojums? 9. klase - labākais periods. Šis nav pats sākums, kad bērniem viss ir jauns un nesaprotams. Tas ir vidusceļš ķīmijas zinātnes izpētē, kad iepriekš liktie pamati palīdzēs pilnībā izprast tēmu. Tāpēc šo jautājumu izskatīšanai tiek atvēlēta absolventu klases otrā puse. Tajā pašā laikā visa tēma ir sadalīta vairākos blokos, kuros ir atsevišķa nodarbība "Sēra savienojumi. 9. klase".

Tas ir saistīts ar to pārpilnību. Atsevišķi tiek aplūkots arī jautājums par sērskābes rūpniecisko ražošanu. Kopumā uz šī tēma aizņem vidēji 3 stundas.

Bet sēru mācībām izved tikai 10. klasē, kad tiek izskatīti bioloģiskie jautājumi. Viņus ietekmē arī bioloģija vidusskolā. Galu galā sērs ir daļa no tādām organiskām molekulām kā:

• tiospirti (tioli);
• olbaltumvielas (terciārā struktūra, uz kuras veidojas disulfīda tilti);
• tioaldehīdi;
• tiofenoli;
• tioēteri;
• sulfonskābes;
• sulfoksīdi un citi.

Tās izceļas īpaša grupa sēra organiskie savienojumi. Tie ir svarīgi ne tikai dzīvo būtņu bioloģiskajos procesos, bet arī rūpniecībā. Piemēram, sulfonskābes ir daudzu pamats zāles(aspirīns, sulfanilamīds vai streptocīds).

Turklāt sērs ir pastāvīga sastāvdaļu, piemēram, dažu savienojumu sastāvdaļa:

• aminoskābes;
• fermenti;
• vitamīni;
• hormoni.

Oksidācijas stāvoklis ir savienojumā esošā atoma nosacīts lādiņš, ko aprēķina, pieņemot, ka tas sastāv tikai no joniem. Definējot šo jēdzienu, nosacīti tiek pieņemts, ka saistošie (valences) elektroni pāriet uz vairāk elektronnegatīviem atomiem (sk. Elektronegativitāte), un tāpēc savienojumi sastāv it kā no pozitīvi un negatīvi lādētiem joniem. Oksidācijas pakāpei var būt nulle, negatīvas un pozitīvas vērtības, kuras parasti novieto virs elementa simbola augšpusē: .

Elementu atomiem brīvā stāvoklī tiek piešķirta oksidācijas pakāpes nulles vērtība, piemēram: . Negatīvā nozīme Oksidācijas stāvokļi ir tie atomi, pret kuriem tiek pārvietots saistošais elektronu mākonis (elektronu pāris). Fluoram visos tā savienojumos tas ir -1. Atomiem, kas nodod valences elektronus citiem atomiem, ir pozitīvs oksidācijas stāvoklis. Piemēram, sārmu un sārmzemju metālos tas ir attiecīgi vienāds ar un Vienkāršos jonos, piemēram, K, tas ir vienāds ar jona lādiņu. Lielākajā daļā savienojumu ūdeņraža atomu oksidācijas pakāpe ir vienāda, bet metālu hidrīdos (to savienojumos ar ūdeņradi) - un citos - tas ir -1. Skābeklim raksturīgs oksidācijas stāvoklis -2, bet, piemēram, kombinācijā ar fluoru tas būs, un peroksīda savienojumos utt.) -1. Dažos gadījumos šo vērtību var izteikt un daļskaitlis: dzelzs oksīdā (II, III) tas ir vienāds ar .

Atomu oksidācijas pakāpju algebriskā summa savienojumā ir nulle, un kompleksā jona ir jona lādiņš. Izmantojot šo noteikumu, mēs aprēķinām, piemēram, fosfora oksidācijas pakāpi ortofosforskābē. Apzīmējot to cauri un reizinot ūdeņraža un skābekļa oksidācijas pakāpi ar to atomu skaitu savienojumā, iegūstam vienādojumu: no kurienes. Līdzīgi mēs aprēķinām hroma oksidācijas stāvokli jonos -.

Savienojumos mangāna oksidācijas pakāpe būs attiecīgi.

Augstākais oksidācijas līmenis ir tā augstākā pozitīvā vērtība. Lielākajai daļai elementu tas ir vienāds ar grupas numuru periodiskajā sistēmā un ir svarīgs kvantitatīvā īpašība elements tā savienojumos. Zemākā vērtība elementa oksidācijas pakāpi, kas rodas tā savienojumos, parasti sauc par zemāko oksidācijas pakāpi; visi pārējie ir starpposma rādītāji. Tātad sēram augstākais oksidācijas līmenis ir vienāds ar, zemākais -2, starpprodukts.

Elementu oksidācijas pakāpju izmaiņas pa grupām periodiska sistēma atspoguļo to maiņas biežumu ķīmiskās īpašības ar pieaugošu sērijas numuru.

Elementu oksidācijas pakāpes jēdziens tiek izmantots vielu klasifikācijā, aprakstot to īpašības, veidojot savienojumus un to starptautiskos nosaukumus. Bet īpaši plaši to izmanto redoksreakciju pētījumos. Jēdziens "oksidācijas stāvoklis" bieži tiek lietots neorganiskajā ķīmijā "valences" jēdziena vietā (sk. Valence).

Valence ir sarežģīts jēdziens. Šis termins ir piedzīvojis ievērojamas pārvērtības vienlaikus ar ķīmiskās saites teorijas attīstību. Sākotnēji valence bija atoma spēja piesaistīt vai aizstāt noteiktu skaitu citu atomu vai atomu grupu, veidojot ķīmisku saiti.

Elementa atoma valences kvantitatīvais mērs bija ūdeņraža vai skābekļa atomu skaits (šie elementi tika uzskatīti attiecīgi par vienvērtīgiem un divvērtīgiem), ko elements pievieno, veidojot hidrīdu ar formulu EH x vai oksīdu ar formulu. E n O m .

Tātad slāpekļa atoma valence amonjaka molekulā NH 3 ir trīs, bet sēra atoms H 2S molekulā ir divi, jo ūdeņraža atoma valence ir viena.

Savienojumos Na 2 O, BaO, Al 2 O 3, SiO 2 nātrija, bārija un silīcija valences ir attiecīgi 1, 2, 3 un 4.

Valences jēdzienu ķīmijā ieviesa pirms atoma struktūras tapšanas, proti, 1853. gadā angļu ķīmiķis Franklends. Tagad ir noskaidrots, ka elementa valence ir cieši saistīta ar atomu ārējo elektronu skaitu, jo atomu iekšējo apvalku elektroni nepiedalās ķīmisko saišu veidošanā.

Kovalentās saites elektroniskajā teorijā tiek uzskatīts, ka atoma valence tiek noteikts pēc tā nepāra elektronu skaita pamata vai ierosinātā stāvoklī, kas piedalās kopīgu elektronu pāru veidošanā ar citu atomu elektroniem.

Dažiem elementiem valence ir nemainīga vērtība. Tātad nātrijs vai kālijs visos savienojumos ir vienvērtīgs, kalcijs, magnijs un cinks ir divvērtīgs, alumīnijs ir trīsvērtīgs utt. Bet lielākajai daļai ķīmisko elementu ir mainīga valence, kas ir atkarīga no partnerelementa rakstura un procesa apstākļiem. Tātad dzelzs ar hloru var veidot divus savienojumus - FeCl 2 un FeCl 3, kuros dzelzs valence ir attiecīgi 2 un 3.

Oksidācijas stāvoklis- jēdziens, kas raksturo elementa stāvokli ķīmiskā savienojumā un tā uzvedību redoksreakcijās; Skaitliski oksidācijas pakāpe ir vienāda ar formālo lādiņu, ko var attiecināt uz elementu, pamatojoties uz pieņēmumu, ka visi katras tā saites elektroni ir pārgājuši uz elektronnegatīvāko atomu.

Elektronegativitāte- mērs, kas raksturo atoma spēju iegūt negatīvu lādiņu ķīmiskās saites veidošanās laikā, vai atoma spējai molekulā piesaistīt valences elektronus, kas iesaistīti ķīmiskās saites veidošanā. Elektronegativitāte nav absolūta vērtība, un to aprēķina dažādas metodes. Tāpēc dažādās mācību grāmatās un uzziņu grāmatās norādītās elektronegativitātes vērtības var atšķirties.

2. tabulā parādīta dažu ķīmisko elementu elektronegativitāte pēc Sandersona skalas, bet 3. tabulā parādīta elementu elektronegativitāte pēc Polinga skalas.

Elektronegativitātes vērtība ir norādīta zem atbilstošā elementa simbola. Jo lielāka ir atoma elektronegativitātes skaitliskā vērtība, jo elektronnegatīvāks ir elements. Visvairāk elektronegatīvākais ir fluora atoms, vismazāk elektronegatīvais ir rubīdija atoms. Molekulā, ko veido divu dažādu ķīmisko elementu atomi, formālais negatīvais lādiņš būs atomam, kura elektronegativitātes skaitliskā vērtība būs lielāka. Tātad sēra dioksīda molekulā SO 2 sēra atoma elektronegativitāte ir 2,5, bet skābekļa atoma elektronegativitātes vērtība ir lielāka - 3,5. Tāpēc negatīvais lādiņš būs uz skābekļa atoma, bet pozitīvais lādiņš uz sēra atomu.

Amonjaka molekulā NH 3 slāpekļa atoma elektronegativitātes vērtība ir 3,0, bet ūdeņraža - 2,1. Tāpēc slāpekļa atomam būs negatīvs lādiņš, un ūdeņraža atomam būs pozitīvs lādiņš.

Jums skaidri jāzina vispārējās elektronegativitātes tendences. Tā kā atoms jebkura ķīmiskais elements ir tendence iegūt stabilu ārējā elektronu slāņa konfigurāciju - inertas gāzes okteta apvalku, tad elementu elektronegativitāte periodā palielinās, un grupā elektronegativitāte kopumā samazinās, palielinoties elementa atomu skaitam. . Tāpēc, piemēram, sērs ir vairāk elektronnegatīvs nekā fosfors un silīcijs, un ogleklis ir vairāk elektronegatīvs nekā silīcijs.

Sastādot formulas savienojumiem, kas sastāv no diviem nemetāliem, elektronegatīvākais no tiem vienmēr tiek novietots pa labi: PCl 3, NO 2. Šim noteikumam ir daži vēsturiski izņēmumi, piemēram, NH 3 , PH 3 u.c.

Oksidācijas stāvokli parasti norāda ar arābu cipariem (ar zīmi cipara priekšā), kas atrodas virs elementa simbola, piemēram:

Lai noteiktu atomu oksidācijas pakāpi ķīmiskajos savienojumos, tiek ievēroti šādi noteikumi:

1. Elementu oksidācijas stāvoklis vienkāršas vielas vienāds ar nulli.
2. Atomu oksidācijas pakāpju algebriskā summa molekulā ir nulle.
3. Savienojumos esošajam skābeklim galvenokārt ir oksidācijas pakāpe -2 (skābekļa fluorīdā OF 2 + 2, M 2 O 2 -1 tipa metālu peroksīdos).
4. Ūdeņradis savienojumos uzrāda oksidācijas pakāpi +1, izņemot hidrīdus aktīvie metāli, piemēram, sārmzeme vai sārmzeme, kurā ūdeņraža oksidācijas pakāpe ir -1.
5. Monatomiskajiem joniem oksidācijas pakāpe ir vienāda ar jona lādiņu, piemēram: K + - +1, Ba 2+ - +2, Br - - -1, S 2- - -2 utt.
6. Savienojumos ar kovalento polāro saiti elektronegatīvāka atoma oksidācijas pakāpei ir mīnusa zīme, bet mazāk elektronegatīvam atomam ir plusa zīme.
7. AT organiskie savienojumiūdeņraža oksidācijas pakāpe ir +1.

Ilustrēsim iepriekš minētos noteikumus ar vairākiem piemēriem.

1. piemērs Noteikt elementu oksidācijas pakāpi kālija K 2 O, selēna SeO 3 un dzelzs Fe 3 O 4 oksīdos.

Kālija oksīds K 2 O. Atomu oksidācijas pakāpju algebriskā summa molekulā ir nulle. Skābekļa oksidācijas pakāpe oksīdos ir –2. Apzīmēsim kālija oksidācijas pakāpi tā oksīdā kā n, tad 2n + (–2) = 0 vai 2n = 2, tātad n = +1, t.i., kālija oksidācijas pakāpe ir +1.

Selēna oksīds SeO 3 . SeO 3 molekula ir elektriski neitrāla. Trīs skābekļa atomu kopējais negatīvais lādiņš ir –2 × 3 = –6. Tāpēc, lai šo negatīvo lādiņu izlīdzinātu līdz nullei, selēna oksidācijas pakāpei jābūt +6.

Fe 3 O 4 molekula elektriski neitrāls. Četru skābekļa atomu kopējais negatīvais lādiņš ir –2 × 4 = –8. Lai izlīdzinātu šo negatīvo lādiņu, kopējam pozitīvajam lādiņam uz trim dzelzs atomiem jābūt +8. Tāpēc viena dzelzs atoma lādiņam jābūt 8/3 = +8/3.

Jāuzsver, ka elementa oksidācijas pakāpe savienojumā var būt daļskaitlis. Šādiem frakcionētiem oksidācijas stāvokļiem nav jēgas izskaidrot saiti ķīmiskajā savienojumā, bet tos var izmantot, lai formulētu vienādojumus redoksreakcijām.

2. piemērs Noteikt elementu oksidācijas pakāpi savienojumos NaClO 3, K 2 Cr 2 O 7.

NaClO 3 molekula ir elektriski neitrāla. Nātrija oksidācijas pakāpe ir +1, skābekļa oksidācijas pakāpe ir -2. Apzīmēsim hlora oksidācijas pakāpi kā n, tad +1 + n + 3 × (–2) = 0 vai +1 + n – 6 = 0, vai n – 5 = 0, tātad n = +5. Tādējādi hlora oksidācijas pakāpe ir +5.

K 2 Cr 2 O 7 molekula ir elektriski neitrāla. Kālija oksidācijas pakāpe ir +1, skābekļa oksidācijas pakāpe ir -2. Apzīmēsim hroma oksidācijas pakāpi ar n, tad 2 × 1 + 2n + 7 × (–2) = 0 vai +2 + 2n – 14 = 0, vai 2n – 12 = 0, 2n = 12, tātad n = +6. Tādējādi hroma oksidācijas pakāpe ir +6.

3. piemērs Noteiksim sēra oksidācijas pakāpi sulfātjonā SO 4 2– . SO 4 2– jonam ir –2 lādiņš. Skābekļa oksidācijas pakāpe ir –2. Apzīmēsim sēra oksidācijas pakāpi kā n, tad n + 4 × (–2) = –2, vai n – 8 = –2, vai n = –2 – (–8), tātad n = +6. Tādējādi sēra oksidācijas pakāpe ir +6.

Jāatceras, ka oksidācijas pakāpe dažkārt nav vienāda ar konkrētā elementa valenci.

Piemēram, slāpekļa atoma oksidācijas pakāpe amonjaka molekulā NH 3 vai hidrazīna molekulā N 2 H 4 ir attiecīgi -3 un -2, savukārt slāpekļa valence šajos savienojumos ir trīs.

Galveno apakšgrupu elementu maksimālais pozitīvais oksidācijas stāvoklis, kā likums, ir vienāds ar grupas skaitu (izņēmumi: skābeklis, fluors un daži citi elementi).

Maksimālais negatīvais oksidācijas stāvoklis ir 8 - grupas numurs.

Apmācības uzdevumi

1. Kurā savienojumā fosfora oksidācijas pakāpe ir +5?

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

2. Kuram savienojumam ir fosfora oksidācijas pakāpe -3?

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

3. Kurā savienojumā slāpekļa oksidācijas pakāpe ir vienāda ar +4?

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

4. Kurā savienojumā slāpekļa oksidācijas skaitlis ir vienāds ar -2?

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

5. Kurā savienojumā sēra oksidācijas pakāpe ir vienāda ar +2?

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

6. Kurā savienojumā sēra oksidācijas pakāpe ir vienāda ar +6?

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

7. Vielās, kuru formulas ir CrBr 2, K 2 Cr 2 O 7, Na 2 CrO 4, hroma oksidācijas pakāpe attiecīgi ir

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

8. Ķīmiskā elementa minimālais negatīvais oksidācijas stāvoklis parasti ir vienāds ar

1) perioda numurs
3) trūkstošo elektronu skaits pirms ārējā elektronu slāņa pabeigšanas

9. Galvenajās apakšgrupās esošo ķīmisko elementu maksimālais pozitīvais oksidācijas stāvoklis parasti ir vienāds ar

1) perioda numurs
2) ķīmiskā elementa kārtas numurs
3) grupas numurs
4) kopējais skaits elektroni elementā

10. Fosforam savienojumā ir maksimālais pozitīvais oksidācijas stāvoklis

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

11. Fosforam savienojumā ir viszemākais oksidācijas līmenis

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

12. Slāpekļa atomi amonija nitrītā, kas ir daļa no katjona un anjona, uzrāda attiecīgi oksidācijas stāvokļus

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

13. Skābekļa valence un oksidācijas pakāpe ūdeņraža peroksīdā ir attiecīgi

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

14. Sēra valence un oksidācijas pakāpe pirīta FeS2 ir attiecīgi

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

15. Slāpekļa atoma valence un oksidācijas pakāpe amonija bromīdā ir attiecīgi

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

16. Oglekļa atoms parāda negatīva pakāpe oksidēšana saistībā ar

1) skābeklis
2) nātrijs
3) fluors
4) hlors

17. Tā savienojumos ir nemainīga oksidācijas pakāpe

1) stroncijs
2) dzelzs
3) sērs
4) hlors

18. To savienojumos var būt +3 oksidācijas pakāpe

1) hlors un fluors
2) fosfors un hlors
3) ogleklis un sērs
4) skābeklis un ūdeņradis

19. To savienojumos var būt +4 oksidācijas pakāpe

1) ogleklis un ūdeņradis
2) ogleklis un fosfors
3) ogleklis un kalcijs
4) slāpeklis un sērs

20. Oksidācijas pakāpe, kas vienāda ar grupas numuru, tā savienojumos ir redzama

1) hlors
2) dzelzs
3) skābeklis
4) fluors

Elektronegativitāte, tāpat kā citas ķīmisko elementu atomu īpašības, periodiski mainās, palielinoties elementa kārtas skaitam:

Augšējā diagramma parāda galveno apakšgrupu elementu elektronegativitātes izmaiņu periodiskumu atkarībā no elementa kārtas numura.

Virzoties lejup pa periodiskās tabulas apakšgrupu, ķīmisko elementu elektronegativitāte samazinās, pa periodu virzoties pa labi, palielinās.

Elektronegativitāte atspoguļo elementu nemetālismu: jo augstāka ir elektronegativitātes vērtība, jo vairāk tiek izteiktas elementa nemetāliskās īpašības.

Oksidācijas stāvoklis

Kā aprēķināt savienojuma elementa oksidācijas pakāpi?

1) Ķīmisko elementu oksidācijas pakāpe vienkāršās vielās vienmēr ir nulle.

2) Ir elementi, kuriem sarežģītās vielās ir nemainīgs oksidācijas stāvoklis:

3) Ir ķīmiskie elementi, kuriem lielākajā daļā savienojumu ir nemainīgs oksidācijas stāvoklis. Šie elementi ietver:

4) Visu molekulas atomu oksidācijas pakāpju algebriskā summa vienmēr ir nulle. Visu jonu atomu oksidācijas pakāpju algebriskā summa ir vienāda ar jona lādiņu.

5) Augstākais (maksimālais) oksidācijas līmenis ir vienāds ar grupas numuru. Izņēmumi, uz kuriem neattiecas šis noteikums, ir I grupas sekundārās apakšgrupas elementi, VIII grupas sekundārās apakšgrupas elementi, kā arī skābeklis un fluors.

Ķīmiskie elementi, kuru grupas numurs neatbilst tiem augstākā pakāpe oksidēšana (jāatceras)

6) Metālu zemākais oksidācijas pakāpe vienmēr ir nulle, bet nemetālu zemāko oksidācijas pakāpi aprēķina pēc formulas:

nemetāla zemākais oksidācijas līmenis = grupas numurs - 8

Pamatojoties uz iepriekš sniegtajiem noteikumiem, jebkurā vielā ir iespējams noteikt ķīmiskā elementa oksidācijas pakāpi.

Elementu oksidācijas pakāpju atrašana dažādos savienojumos

1. piemērs

Noteikt visu sērskābē esošo elementu oksidācijas pakāpi.

Risinājums:

Uzrakstīsim sērskābes formulu:

Ūdeņraža oksidācijas pakāpe visās kompleksajās vielās ir +1 (izņemot metālu hidrīdus).

Skābekļa oksidācijas pakāpe visās kompleksajās vielās ir -2 (izņemot peroksīdus un skābekļa fluorīdu OF 2). Sakārtosim zināmos oksidācijas stāvokļus:

Apzīmēsim sēra oksidācijas pakāpi kā x:

Sērskābes molekula, tāpat kā jebkuras vielas molekula, parasti ir elektriski neitrāla, jo. visu molekulas atomu oksidācijas pakāpju summa ir nulle. Shematiski to var attēlot šādi:

Tie. mēs saņēmām šādu vienādojumu:

Atrisināsim:

Tādējādi sēra oksidācijas pakāpe sērskābē ir +6.

2. piemērs

Noteikt visu amonija dihromāta elementu oksidācijas pakāpi.

Risinājums:

Uzrakstīsim amonija dihromāta formulu:

Tāpat kā iepriekšējā gadījumā, mēs varam sakārtot ūdeņraža un skābekļa oksidācijas stāvokļus:

Tomēr mēs redzam, ka divu ķīmisko elementu, slāpekļa un hroma, oksidācijas pakāpe nav zināma. Tāpēc mēs nevaram atrast oksidācijas stāvokļus tāpat kā iepriekšējā piemērā (vienādojumam ar diviem mainīgajiem nav unikāla risinājuma).

Pievērsīsim uzmanību tam, ka norādītā viela pieder pie sāļu klases un attiecīgi tai ir jonu struktūra. Tad mēs varam pamatoti teikt, ka amonija dihromāta sastāvā ir NH 4 + katjoni (šī katjona lādiņš redzams šķīdības tabulā). Tāpēc, tā kā amonija dihromāta formulas vienībā ir divi pozitīvi atsevišķi lādēti NH 4 + katjoni, dihromāta jona lādiņš ir -2, jo viela kopumā ir elektriski neitrāla. Tie. vielu veido NH 4 + katjoni un Cr 2 O 7 2- anjoni.

Mēs zinām ūdeņraža un skābekļa oksidācijas stāvokļus. Zinot, ka visu jonu elementu atomu oksidācijas pakāpju summa ir vienāda ar lādiņu, un apzīmējot slāpekļa un hroma oksidācijas pakāpes kā x un y attiecīgi mēs varam rakstīt:

Tie. mēs iegūstam divus neatkarīgus vienādojumus:

Kuru atrisinot, mēs atrodam x un y:

Tādējādi amonija dihromātā slāpekļa oksidācijas pakāpe ir -3, ūdeņraža +1, hroma +6 un skābekļa -2.

Kā noteikt elementu oksidācijas pakāpi organiskajās vielās var lasīt.

Valence

Atomu valence tiek apzīmēta ar romiešu cipariem: I, II, III utt.

Atoma valences iespējas ir atkarīgas no daudzuma:

1) nepāra elektroni

2) nedalīti elektronu pāri valences līmeņu orbitālēs

3) valences līmeņa tukšas elektronu orbitāles

Ūdeņraža atoma valences iespējas

Attēlosim ūdeņraža atoma elektronisko grafisko formulu:

Tika teikts, ka valences iespējas var ietekmēt trīs faktori - nesapārotu elektronu klātbūtne, nedalītu elektronu pāru klātbūtne ārējā līmenī un brīvu (tukšu) ārējā līmeņa orbitāļu klātbūtne. Mēs redzam vienu nepāra elektronu ārējā (un vienīgajā) enerģijas līmenī. Pamatojoties uz to, ūdeņraža valence var precīzi būt vienāda ar I. Tomēr pirmajā enerģijas līmenī ir tikai viens apakšlīmenis - s, tie. ūdeņraža atomam ārējā līmenī nav ne kopīgu elektronu pāru, ne tukšu orbitāļu.

Tādējādi vienīgā valence, ko var parādīt ūdeņraža atomam, ir I.

Oglekļa atoma valences iespējas

Apsveriet oglekļa atoma elektronisko struktūru. Pamatstāvoklī tā ārējā līmeņa elektroniskā konfigurācija ir šāda:

Tie. Pamatstāvoklī neierosināta oglekļa atoma ārējais enerģijas līmenis satur 2 nepāra elektronus. Šajā stāvoklī tā valence var būt vienāda ar II. Tomēr oglekļa atoms ļoti viegli nonāk ierosinātā stāvoklī, kad tam tiek nodota enerģija, un ārējā slāņa elektroniskā konfigurācija šajā gadījumā izpaužas šādi:

Lai gan oglekļa atoma ierosināšanas procesam tiek tērēts noteikts enerģijas daudzums, izdevumus vairāk nekā kompensē četru kovalento saišu veidošanās. Šī iemesla dēļ valence IV ir daudz raksturīgāka oglekļa atomam. Tā, piemēram, ogleklim ir IV valence oglekļa dioksīda, ogļskābes un absolūti visu organisko vielu molekulās.

Papildus nepāra elektroniem un vientuļajiem elektronu pāriem valences līmeņa brīvo () orbitāļu klātbūtne ietekmē arī valences iespējas. Šādu orbitāļu klātbūtne piepildītajā līmenī noved pie tā, ka atoms var darboties kā elektronu pāra akceptors, t.i. veido papildu kovalentās saites ar donora-akceptora mehānismu. Tā, piemēram, pretēji gaidītajam, molekulā oglekļa monoksīds CO saite nav divkārša, bet trīskārša, kas skaidri parādīts nākamajā attēlā:

Slāpekļa atoma valences iespējas

Pierakstīsim slāpekļa atoma ārējā enerģijas līmeņa elektrongrafisko formulu:

Kā redzams iepriekš redzamajā attēlā, slāpekļa atomam normālā stāvoklī ir 3 nepāra elektroni, un tāpēc ir loģiski pieņemt, ka tā valence var būt vienāda ar III. Patiešām, amonjaka molekulās (NH 3) tiek novērota valence, kas vienāda ar trīs, slāpekļskābe(HNO 2), slāpekļa trihlorīds (NCl 3) utt.

Iepriekš tika teikts, ka ķīmiskā elementa atoma valence ir atkarīga ne tikai no nesapāroto elektronu skaita, bet arī no nedalītu elektronu pāru klātbūtnes. Tas ir saistīts ar faktu, ka kovalentā ķīmiskā saite var veidoties ne tikai tad, kad divi atomi nodrošina viens otru ar vienu elektronu, bet arī tad, kad viens atoms, kuram ir nedalīts elektronu pāris - donors () nodrošina to citam atomam ar valences līmeņa (akceptora) brīvu () orbitāli. ). Tie. slāpekļa atomam ir iespējama arī IV valence, pateicoties papildu kovalentajai saitei, ko veido donora-akceptora mehānisms. Tā, piemēram, amonija katjona veidošanās laikā tiek novērotas četras kovalentās saites, no kurām vienu veido donora-akceptora mehānisms:

Neskatoties uz to, ka vienu no kovalentajām saitēm veido donora-akceptora mehānisms, viss N-H saites amonija katjoni ir absolūti identiski un neatšķiras viens no otra.

Valenci, kas vienāda ar V, slāpekļa atoms nevar parādīt. Tas ir saistīts ar faktu, ka slāpekļa atomam nav iespējama pāreja uz ierosinātu stāvokli, kurā notiek divu elektronu savienošana pārī, vienam no tiem pārejot uz brīvu orbitāli, kas ir vistuvāk enerģijas līmenī. Slāpekļa atomam nav d-apakšlīmenis, un pāreja uz 3s-orbitāli ir enerģētiski tik dārga, ka enerģijas izmaksas nesedz jaunu saišu veidošanās. Daudzi var brīnīties, kāda tad ir slāpekļa valence, piemēram, molekulās slāpekļskābe HNO 3 vai slāpekļa oksīds N 2 O 5? Savādi, ka tur valence ir arī IV, kā redzams no šādām strukturālajām formulām:

Punktētā līnija ilustrācijā parāda t.s delokalizēts π - savienojums. Šī iemesla dēļ NEVIENAS termināla obligācijas nevar saukt par "pusotru". Līdzīgas pusotras saites ir atrodamas arī ozona molekulā O 3 , benzolā C 6 H 6 u.c.

Fosfora valences iespējas

Attēlosim fosfora atoma ārējā enerģijas līmeņa elektrongrafisko formulu:

Kā redzam, fosfora atoma ārējā slāņa struktūra pamatstāvoklī un slāpekļa atomam ir vienāda, un tāpēc ir loģiski sagaidīt, ka fosfora atomam, kā arī slāpekļa atomam iespējamās valences ir vienādas. uz I, II, III un IV, ko ievēro praksē.

Tomēr atšķirībā no slāpekļa ir arī fosfora atoms d-apakšlīmenis ar 5 brīvām orbitālēm.

Šajā sakarā tas spēj pāriet uzbudinātā stāvoklī, tvaicējot elektronus 3 s- orbitāles:

Tādējādi ir iespējama valence V fosfora atomam, kas nav pieejams slāpeklim. Tā, piemēram, fosfora atoma valence ir pieci tādu savienojumu molekulās kā fosforskābe, fosfora (V) halogenīdi, fosfora (V) oksīds utt.

Skābekļa atoma valences iespējas

Skābekļa atoma ārējā enerģijas līmeņa elektrongrafiskajai formulai ir šāda forma:

Mēs redzam divus nepāra elektronus 2. līmenī, un tāpēc skābeklim ir iespējama II valence. Jāatzīmē, ka šī skābekļa atoma valence tiek novērota gandrīz visos savienojumos. Iepriekš, apsverot oglekļa atoma valences iespējas, mēs apspriedām oglekļa monoksīda molekulas veidošanos. CO molekulā saite ir trīskārša, tāpēc skābeklis tur ir trīsvērtīgs (skābeklis ir elektronu pāra donors).

Sakarā ar to, ka skābekļa atomam nav ārējā līmeņa d-apakšlīmeņi, elektronu deparācija s un p- orbitāles nav iespējamas, tāpēc skābekļa atoma valences iespējas ir ierobežotas salīdzinājumā ar citiem tā apakšgrupas elementiem, piemēram, sēru.

Sēra atoma valences iespējas

Sēra atoma ārējais enerģijas līmenis neierosinātā stāvoklī:

Sēra atomam, tāpat kā skābekļa atomam, normālā stāvoklī ir divi nepāra elektroni, tāpēc varam secināt, ka sēram ir iespējama divu valence. Patiešām, sēram ir II valence, piemēram, sērūdeņraža molekulā H 2 S.

Kā redzam, sēra atomam ārējā līmenī ir d apakšlīmenis ar brīvām orbitālēm. Šī iemesla dēļ sēra atoms atšķirībā no skābekļa spēj paplašināt savas valences spējas, pārejot uz ierosinātiem stāvokļiem. Tātad, atvienojot vientuļo elektronu pāri 3 lpp- apakšlīmenis, sēra atoms iegūst ārējā līmeņa elektronisko konfigurāciju šādā formā:

Šajā stāvoklī sēra atomam ir 4 nepāra elektroni, kas norāda uz iespēju, ka sēra atomiem ir valence, kas vienāda ar IV. Patiešām, sēram ir IV valence molekulās SO 2, SF 4, SOCl 2 utt.

Atvienojot otro vientuļo elektronu pāri, kas atrodas uz 3 s- apakšlīmenis, ārējais enerģijas līmenis iegūst šādu konfigurāciju:

Šādā stāvoklī jau kļūst iespējama VI valences izpausme. Savienojumu ar VI-valento sēru piemēri ir SO 3 , H 2 SO 4 , SO 2 Cl 2 utt.

Līdzīgi mēs varam apsvērt citu ķīmisko elementu valences iespējas.