Hur man bestämmer oxidationstillståndet för en atom i ett kemiskt element. Svavelföreningar

Undergruppen av kalkogener inkluderar svavel - detta är det andra av de element som kan bilda ett stort antal malmfyndigheter. Sulfater, sulfider, oxider och andra svavelföreningar är mycket utbredda, viktiga inom industri och natur. Därför kommer vi i den här artikeln att överväga vad de är, vad svavel i sig är, dess enkla substans.

Svavel och dess egenskaper

Detta element har följande position i det periodiska systemet.

1. Den sjätte gruppen, den huvudsakliga undergruppen.
2. Tredje mindre perioden.
3. Atommassa - 32.064.
4. Serienumret är 16, det finns samma antal protoner och elektroner, och det finns också 16 neutroner.
5. Avser icke-metalliska element.
6. I formlerna läses det som "es", namnet på grundämnet svavel, latinsk svavel.

Det finns fyra stabila isotoper som finns i naturen. masstal 32,33,34 och 36. Detta element är det sjätte vanligaste i naturen. Avser biogena element, eftersom det är en del av viktiga organiska molekyler.

Atomens elektroniska struktur

Svavelföreningar har sin mångfald tack vare egenskaperna hos atomens elektroniska struktur. Det uttrycks med följande konfigurationsformel: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 .

Den givna ordningen återspeglar endast elementets stationära tillstånd. Det är dock känt att om ytterligare energi tillförs en atom, kan elektroner paras ihop på 3p- och 3s-subnivåerna, följt av ytterligare en övergång till 3d, som förblir fri. Som ett resultat förändras inte bara atomens valens, utan också alla möjliga oxidationstillstånd. Deras antal ökar avsevärt, liksom antalet olika ämnen med deltagande av svavel.

Oxidationstillstånden för svavel i föreningar

Det finns flera huvudalternativ för denna indikator. För svavel är det:

Av dessa är S +2 den mest sällsynta, resten är utspridda överallt. Den kemiska aktiviteten och oxidationsförmågan hos hela ämnet beror på graden av oxidation av svavel i föreningar. Så till exempel är föreningar med -2 ​​sulfider. I dem är grundämnet vi överväger ett typiskt oxidationsmedel.

Ju högre värde på oxidationstillståndet i föreningen, desto mer uttalad kommer ämnets oxiderande förmåga att vara. Detta är lätt att verifiera om vi minns de två huvudsyror som svavel bildar:

• H2SO3 - svavelhaltig;
• H 2 SO 4 - svavelsyra.

Det är känt att den senare är en mycket mer stabil, stark förening, som i hög koncentration har en mycket allvarlig förmåga att oxidera.

enkel substans

Som ett enkelt ämne är svavel gula vackra kristaller av jämn, regelbunden, långsträckt form. Även om detta bara är en av dess former, eftersom det finns två huvudsakliga av detta ämne. Den första, monoklinisk eller rombisk - detta är den gula som inte kan lösas i vatten, utan bara i organiska lösningsmedel. Den är skör och vacker form struktur representerad som en krona. Smältpunkten är cirka 110 0 С.

Om emellertid ett mellanliggande ögonblick inte missas när en sådan modifiering värms upp, kan ett annat tillstånd detekteras i tid - plastsvavel. Det är en gummiliknande viskös lösning Brun, som vid ytterligare upphettning eller snabb kylning åter övergår till en rombisk form.

Om vi ​​talar om kemiskt rent svavel som erhålls genom upprepad filtrering, så är det en ljusgul små kristaller, ömtåliga och helt olösliga i vatten. Kan antändas vid kontakt med fukt och syre i luften. Skiljer sig i ganska hög kemisk aktivitet.

Att vara i naturen

I naturen finns naturliga avlagringar från vilka svavelföreningar utvinns och svavel i sig som ett enkelt ämne. Dessutom innehåller den:

• i mineraler, malmer och stenar;
• i kroppen hos djur, växter och människor, eftersom det är en del av många organiska molekyler;
• i naturgaser, olja och kol;
• i oljeskiffer och naturliga vatten.

Du kan nämna några av de rikaste mineralerna i svavel:

• cinnober;
• pyrit;
• sfalerit;
• antimonit;
• galena och andra.

Det mesta av svavlet som produceras idag går till sulfatproduktion. En annan del används för medicinska ändamål, Lantbruk, industriella processer produktion av ämnen.

Fysikaliska egenskaper

De kan beskrivas i flera punkter.

1. Det är olösligt i vatten, i koldisulfid eller terpentin - det löser sig bra.
2. Med långvarig friktion ackumuleras en negativ laddning.
3. Smältpunkten är 110°C.
4. Kokpunkt 190 0 С.
5. När den når 300 0 C, övergår den till en flytande, lätt rörlig.
6. En ren substans är kapabel till självantändning, brännbara egenskaper är mycket goda.
7. I sig själv har den praktiskt taget ingen lukt, men svavelväteföreningar avger en skarp lukt av ruttna ägg. Precis som vissa gasformiga binära representanter.

De fysiska egenskaperna hos ämnet i fråga har varit kända för människor sedan antiken. Det är för sin brännbarhet som svavel har fått sitt namn. I krig användes kvävande och giftiga ångor, som bildas vid förbränning av denna förening, som ett vapen mot fiender. Dessutom har syror som innehåller svavel alltid varit av stor industriell betydelse.

Kemiska egenskaper

Ämne: "Svavel och dess föreningar" på skolkurs Kemi tar inte en lektion utan flera. Det finns trots allt många av dem. Detta beror på den kemiska aktiviteten hos detta ämne. Det kan uppvisa både oxiderande egenskaper med starkare reduktionsmedel (metaller, bor och andra), och reducerande egenskaper med de flesta icke-metaller.

Men trots sådan aktivitet sker interaktionen endast med fluor kl normala förhållanden. Alla andra kräver uppvärmning. Det finns flera kategorier av ämnen som svavel kan interagera med:

• metaller;
• icke-metaller;
• alkalier;
• starka oxiderande syror - svavelsyra och salpetersyra.

Svavelföreningar: sorter

Deras mångfald kommer att förklaras av det ojämna värdet av oxidationstillståndet för huvudelementet - svavel. Så vi kan särskilja flera huvudtyper av ämnen på denna grund:

• föreningar med ett oxidationstillstånd av -2;

Om vi ​​betraktar klasser, och inte valensindexet, bildar detta element molekyler som:

• syror;
• oxider;
• salt;
• binära föreningar med icke-metaller (koldisulfid, klorider);
• organiska ämnen.

Överväg nu de viktigaste och ge exempel.

Ämnen med ett oxidationstillstånd på -2

Svavelföreningar 2 är dess konformationer med metaller, såväl som med:

• kol;
• väte;
• fosfor;
• kisel;
• arsenik;
• bor.

I dessa fall fungerar det som ett oxidationsmedel, eftersom alla de listade elementen är mer elektropositiva. Låt oss ta en titt på några av de viktigare.

1. Koldisulfid - CS 2 . Transparent vätska med en karakteristisk behaglig doft av eter. Det är giftigt, brandfarligt och explosivt. Det används som lösningsmedel för de flesta typer av oljor, fetter, icke-metaller, silvernitrat, hartser och gummin. Det är också en viktig del i produktionen av konstsilke - viskos. Inom industrin syntetiseras det i stora mängder.
2. Svavelväte eller svavelväte - H 2 S. En färglös gas med söt smak. Lukten är stickande, extremt obehaglig, påminner om Ruttet ägg. Giftig, trycker ned andningscentrum, eftersom det binder kopparjoner. Därför, när de förgiftas av dem, inträffar kvävning och död. Det används ofta inom medicin, organisk syntes, produktion av svavelsyra och även som ett energieffektivt råmaterial.
3. Metallsulfider finns bred tillämpning inom medicin, vid sulfattillverkning, vid tillverkning av färger, vid tillverkning av fosfor och på andra ställen. Den allmänna formeln är Me x S y .

Föreningar med ett oxidationstillstånd på +4

Svavelföreningar 4 är övervägande en oxid och dess motsvarande salter och en syra. Alla av dem är ganska vanliga föreningar som har visst värde inom industrin. De kan också fungera som oxidationsmedel, men oftare uppvisar de reducerande egenskaper.

Formlerna för en svavelförening med ett oxidationstillstånd på +4 är följande:

• oxid-svaveldioxid SO 2 ;
• syra - svavelhaltig H2SO3;
• salter har allmän formel Mex(SO3)y.

En av de vanligaste är eller anhydrid. Det är ett färglöst ämne med doften av en bränd tändsticka. I stora kluster bildas den under vulkanutbrott; i detta ögonblick är det lätt att identifiera det med lukt.

Det löses i vatten med bildning av lätt sönderfallande syra - svavelhaltig. Det beter sig som ett typiskt salt bildas, som kommer in i form av en sulfitjon SO 3 2-. Denna anhydrid är den huvudsakliga gasen som påverkar föroreningen av den omgivande atmosfären. Det är han som påverkar utbildningen.Inom industrin används det i sulfatproduktion.

Föreningar där svavel har ett oxidationstillstånd på +6

Dessa inkluderar först och främst svavelsyraanhydrid och svavelsyra med deras salter:

• sulfater;
• hydrosulfater.

Eftersom svavelatomen i dem är i högsta grad av oxidation, är egenskaperna hos dessa föreningar ganska förståeliga. De är starka oxidationsmedel.

Svaveloxid (VI) - svavelsyraanhydrid - är en flyktig färglös vätska. Karakteristisk- stark fuktupptagningsförmåga. Röker utomhus. När det löses i vatten ger det en av de starkaste mineralsyrorna - svavelsyra. Dess koncentrerade lösning är en tung oljig lätt gulaktig vätska. Om anhydriden löses i svavelsyra kommer en speciell förening som kallas oleum att erhållas. Det används industriellt vid framställning av syra.

Bland salterna - sulfater - stor betydelse har kopplingar som:

• gips CaS042H2O;
• baryt BaS04;
• mirabilitet;
• blysulfat och andra.

De används i konstruktion, kemisk syntes, medicin, tillverkning optiska enheter och glas och till och med livsmedelsindustrin.

Hydrosulfater används ofta inom metallurgi, där de används som flussmedel. Och de hjälper också till att omvandla många komplexa oxider till lösliga sulfatformer, som används i motsvarande industrier.

Studiet av svavel i skolans kemikurs

När är den bästa tiden för eleverna att lära sig om vad svavel är, vilka egenskaper har det, vad är en svavelförening? Årskurs 9 - bästa perioden. Det här är inte själva början, när allt är nytt och obegripligt för barn. Detta är medelvägen i studiet av kemivetenskap, när de grunder som lagts tidigare kommer att hjälpa till att helt förstå ämnet. Därför är det andra halvan av avgångsklassen som avsätts för behandling av dessa frågor. Samtidigt är hela ämnet uppdelat i flera block, där det finns en separat lektion "Svavelföreningar. Betyg 9".

Detta beror på deras överflöd. Frågan om industriell produktion av svavelsyra behandlas också separat. I allmänhet på det här ämnet tar i genomsnitt 3 timmar.

Men svavel tas ut för studier först i 10:e klass, när ekologiska frågor beaktas. De påverkas även i biologi på gymnasiet. När allt kommer omkring är svavel en del av sådana organiska molekyler som:

• tioalkoholer (tioler);
• proteiner (tertiär struktur på vilken bildandet av disulfidbroar sker);
• tioaldehyder;
• tiofenoler;
• tioetrar;
• sulfonsyror;
• sulfoxider och andra.

De utmärker sig i specialgrupp organiska svavelföreningar. De är viktiga inte bara i de biologiska processerna hos levande varelser, utan också i industrin. Till exempel är sulfonsyror grunden för många mediciner(aspirin, sulfanilamid eller streptocid).

Dessutom är svavel en konstant komponent av föreningar som några:

• aminosyror;
• enzymer;
• vitaminer;
• hormoner.

Oxidationstillståndet är den villkorade laddningen av en atom i en förening, beräknat på antagandet att den endast består av joner. När man definierar detta begrepp antas det villkorligt att de bindande (valens) elektronerna passerar till mer elektronegativa atomer (se Elektronegativitet), och därför består föreningarna så att säga av positivt och negativt laddade joner. Oxidationstillståndet kan ha noll, negativa och positiva värden, som vanligtvis placeras ovanför elementsymbolen överst: .

Nollvärdet för oxidationstillståndet tilldelas grundämnenas atomer i det fria tillståndet, till exempel: . Negativ betydelse oxidationstillstånd är de atomer mot vilka det bindande elektronmolnet (elektronparet) förskjuts. För fluor i alla dess föreningar är det -1. Atomer som donerar valenselektroner till andra atomer har ett positivt oxidationstillstånd. Till exempel i alkali- och jordalkalimetaller är det lika med respektive och I enkla joner, som , K, är det lika med jonens laddning. I de flesta föreningar är oxidationstillståndet för väteatomer lika, men i metallhydrider (deras föreningar med väte) - och andra - är det -1. Syre kännetecknas av ett oxidationstillstånd på -2, men till exempel i kombination med fluor kommer det att vara det, och i peroxidföreningar etc.) -1. I vissa fall kan detta värde uttryckas och bråktal: för järn i järnoxid (II, III) är det lika med .

Den algebraiska summan av oxidationstillstånden för atomer i en förening är noll, och i en komplex jon är det laddningen av jonen. Med hjälp av denna regel beräknar vi till exempel oxidationstillståndet för fosfor i ortofosforsyra. Genom att beteckna det genom och multiplicera oxidationstillståndet för väte och syre med antalet deras atomer i föreningen, får vi ekvationen: varifrån. På liknande sätt beräknar vi oxidationstillståndet för krom i jonen -.

I föreningar kommer oxidationstillståndet för mangan att vara resp.

Det högsta oxidationstillståndet är dess högsta positiva värde. För de flesta grundämnen är det lika med gruppnumret i det periodiska systemet och är viktigt kvantitativ egenskap element i dess föreningar. Lägsta värde oxidationstillståndet för ett grundämne som förekommer i dess föreningar kallas vanligtvis det lägsta oxidationstillståndet; alla andra är mellanliggande. Så för svavel är det högsta oxidationstillståndet lika med, det lägsta -2, mellanliggande.

Förändring i oxidationstillstånd för grundämnen efter grupper periodiska systemetåterspeglar frekvensen av deras förändring kemiska egenskaper med ökande serienummer.

Begreppet oxidationstillstånd för grundämnen används vid klassificering av ämnen, beskrivning av deras egenskaper, formulering av föreningar och deras internationella namn. Men det används särskilt ofta i studiet av redoxreaktioner. Begreppet "oxidationstillstånd" används ofta inom oorganisk kemi istället för begreppet "valens" (se Valens).

Valensär ett komplext koncept. Denna term har genomgått en betydande omvandling samtidigt med utvecklingen av teorin om kemisk bindning. Ursprungligen var valens förmågan hos en atom att fästa eller ersätta ett visst antal andra atomer eller atomgrupper för att bilda en kemisk bindning.

Det kvantitativa måttet på valensen av en grundämnesatom var antalet väte- eller syreatomer (dessa grundämnen ansågs mono- respektive tvåvärda), som grundämnet adderar för att bilda en hydrid med formeln EH x eller en oxid med formeln E n O m .

Så valensen för kväveatomen i NH3-ammoniakmolekylen är tre, och svavelatomen i H2S-molekylen är två, eftersom valensen för väteatomen är en.

I föreningarna Na 2 O, BaO, Al 2 O 3, SiO 2 är valenserna för natrium, barium och kisel 1, 2, 3 respektive 4.

Begreppet valens introducerades i kemin innan atomens struktur blev känd, nämligen 1853 av den engelske kemisten Frankland. Det har nu fastställts att valensen av ett element är nära relaterat till antalet yttre elektroner hos atomer, eftersom elektronerna i atomernas inre skal inte deltar i bildandet av kemiska bindningar.

I den elektroniska teorin om kovalent bindning tror man att atom valens bestäms av antalet oparade elektroner i marken eller exciterat tillstånd, som deltar i bildandet av vanliga elektronpar med elektroner från andra atomer.

För vissa element är valens ett konstant värde. Så, natrium eller kalium i alla föreningar är envärda, kalcium, magnesium och zink är tvåvärda, aluminium är trevärt, etc. Men de flesta kemiska grundämnen uppvisar variabel valens, vilket beror på arten av partnerelementet och villkoren för processen. Så, järn kan bilda två föreningar med klor - FeCl 2 och FeCl 3, där valensen av järn är 2 respektive 3.

Oxidationstillstånd- ett koncept som kännetecknar tillståndet för ett grundämne i en kemisk förening och dess beteende i redoxreaktioner; numeriskt är oxidationstillståndet lika med den formella laddningen som kan tillskrivas elementet, baserat på antagandet att alla elektroner i var och en av dess bindningar har passerat till den mer elektronegativa atomen.

Elektronnegativitet- ett mått på en atoms förmåga att få en negativ laddning under bildandet av en kemisk bindning, eller förmågan hos en atom i en molekyl att attrahera valenselektroner som är involverade i bildandet av en kemisk bindning. Elektronegativitet är inte ett absolut värde och beräknas olika metoder. Därför kan de elektronegativitetsvärden som ges i olika läroböcker och referensböcker skilja sig åt.

Tabell 2 visar elektronegativiteten för vissa kemiska grundämnen på Sandersonskalan, och Tabell 3 visar elektronegativiteten för elementen på Paulingskalan.

Värdet på elektronegativitet anges under symbolen för motsvarande element. Ju större det numeriska värdet av en atoms elektronegativitet är, desto mer elektronegativt är elementet. Den mest elektronegativa är fluoratomen, den minst elektronegativa är rubidiumatomen. I en molekyl som bildas av atomer av två olika kemiska grundämnen kommer den formella negativa laddningen att finnas på atomen vars numeriska värde på elektronegativitet kommer att vara högre. Så, i en svaveldioxidmolekyl SO 2 är svavelatomens elektronegativitet 2,5 och värdet på syreatomens elektronegativitet är större - 3,5. Därför kommer den negativa laddningen att vara på syreatomen och den positiva laddningen på svavelatomen.

I ammoniakmolekylen NH 3 är kväveatomens elektronegativitetsvärde 3,0 och för väte 2,1. Därför kommer kväveatomen att ha en negativ laddning, och väteatomen kommer att ha en positiv laddning.

Du bör tydligt känna till de allmänna trenderna inom elektronegativitet. Eftersom en atom av någon kemiskt element tenderar att få en stabil konfiguration av det yttre elektronlagret - ett oktettskal av en inert gas, då ökar elektronegativiteten hos elementen under perioden, och i gruppen minskar elektronegativiteten i allmänhet med en ökning av elementets atomnummer . Därför är till exempel svavel mer elektronegativt än fosfor och kisel, och kol är mer elektronegativt än kisel.

Vid formulering av föreningar som består av två icke-metaller placeras alltid den mer elektronegativa av dem till höger: PCl 3 , NO 2 . Det finns några historiska undantag från denna regel, såsom NH 3 , PH 3 , etc.

Oxidationstillståndet anges vanligtvis med en arabisk siffra (med ett tecken framför siffran) placerad ovanför elementsymbolen, till exempel:

För att bestämma oxidationstillståndet för atomer i kemiska föreningar, följs följande regler:

1. Oxidationstillståndet för grundämnena i enkla ämnenär lika med noll.
2. Den algebraiska summan av oxidationstillstånden för atomer i en molekyl är noll.
3. Syre i föreningar uppvisar huvudsakligen ett oxidationstillstånd på -2 (i syrefluorid OF 2 + 2, i metallperoxider av typen M 2 O 2 -1).
4. Väte i föreningar uppvisar ett oxidationstillstånd på +1, med undantag för hydrider aktiva metaller t.ex. alkalisk eller alkalisk jordartsmetall, där oxidationstillståndet för väte är -1.
5. För monoatomiska joner är oxidationstillståndet lika med jonens laddning, till exempel: K + - +1, Ba 2+ - +2, Br - - -1, S 2- - -2, etc.
6. I föreningar med en kovalent polär bindning har oxidationstillståndet för en mer elektronegativ atom ett minustecken och en mindre elektronegativ atom har ett plustecken.
7. PÅ organiska föreningar oxidationstillståndet för väte är +1.

Låt oss illustrera ovanstående regler med flera exempel.

Exempel 1 Bestäm graden av oxidation av grundämnen i oxider av kalium K 2 O, selen SeO 3 och järn Fe 3 O 4.

Kaliumoxid K 2 O. Den algebraiska summan av oxidationstillstånden för atomer i en molekyl är noll. Oxidationstillståndet för syre i oxider är –2. Låt oss beteckna oxidationstillståndet för kalium i dess oxid som n, då är 2n + (–2) = 0 eller 2n = 2, därav n = +1, dvs oxidationstillståndet för kalium är +1.

Selenoxid SeO3. SeO 3-molekylen är elektriskt neutral. Den totala negativa laddningen av de tre syreatomerna är –2 × 3 = –6. Därför, för att utjämna denna negativa laddning till noll, måste oxidationstillståndet för selen vara +6.

Fe3O4-molekyl elektriskt neutral. Den totala negativa laddningen av de fyra syreatomerna är –2 × 4 = –8. För att utjämna denna negativa laddning måste den totala positiva laddningen på de tre järnatomerna vara +8. Därför bör en järnatom ha en laddning på 8/3 = +8/3.

Det bör betonas att oxidationstillståndet för ett grundämne i en förening kan vara ett bråktal. Sådana fraktionerade oxidationstillstånd är inte meningsfulla för att förklara bindningen i en kemisk förening, men kan användas för att formulera ekvationer för redoxreaktioner.

Exempel 2 Bestäm graden av oxidation av grundämnen i föreningarna NaClO 3, K 2 Cr 2 O 7.

NaClO3-molekylen är elektriskt neutral. Oxidationstillståndet för natrium är +1, oxidationstillståndet för syre är -2. Låt oss beteckna oxidationstillståndet för klor som n, då +1 + n + 3 × (–2) = 0, eller +1 + n – 6 = 0, eller n – 5 = 0, därav n = +5. Således är oxidationstillståndet för klor +5.

K 2 Cr 2 O 7-molekylen är elektriskt neutral. Kaliums oxidationstillstånd är +1, oxidationstillståndet för syre är -2. Låt oss beteckna kroms oxidationstillstånd som n, sedan 2 × 1 + 2n + 7 × (–2) = 0, eller +2 + 2n – 14 = 0, eller 2n – 12 = 0, 2n = 12, därav n = +6. Sålunda är oxidationstillståndet för krom +6.

Exempel 3 Låt oss bestämma oxidationstillstånden för svavel i sulfatjonen SO 4 2– . SO 4 2–-jonen har en laddning på –2. Oxidationstillståndet för syre är –2. Låt oss beteckna svavelets oxidationstillstånd som n, då n + 4 × (–2) = –2, eller n – 8 = –2, eller n = –2 – (–8), därav n = +6. Sålunda är oxidationstillståndet för svavel +6.

Man bör komma ihåg att oxidationstillståndet ibland inte är lika med valensen för ett givet element.

Till exempel är oxidationstillstånden för kväveatomen i ammoniakmolekylen NH 3 eller i hydrazinmolekylen N 2 H 4 -3 respektive -2, medan kvävevalensen i dessa föreningar är tre.

Det maximala positiva oxidationstillståndet för element i huvudundergrupperna är som regel lika med gruppnumret (undantag: syre, fluor och några andra element).

Det maximala negativa oxidationstillståndet är 8 - gruppnumret.

Utbildningsuppgifter

1. I vilken förening är oxidationstillståndet för fosfor +5?

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

2. Vilken förening har oxidationstillståndet fosfor -3?

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

3. I vilken förening är kvävets oxidationstillstånd lika med +4?

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

4. I vilken förening är oxidationstalet för kväve lika med -2?

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

5. I vilken förening är svavelets oxidationstillstånd lika med +2?

1) Na2SO3
2) SO2
3) SCI2
4) H2SO4

6. I vilken förening är svavelets oxidationstillstånd lika med +6?

1) Na2SO3
2) SO3
3) SCI2
4) H2SO3

7. I ämnen vars formler är CrBr 2, K 2 Cr 2 O 7, Na 2 CrO 4 är oxidationstillståndet för krom respektive

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

8. Det minsta negativa oxidationstillståndet för ett kemiskt element är vanligtvis lika med

1) periodnummer
3) antalet elektroner som saknas före fullbordandet av det yttre elektronskiktet

9. Det maximala positiva oxidationstillståndet för kemiska element som finns i huvudundergrupperna är vanligtvis lika med

1) periodnummer
2) serienumret för det kemiska elementet
3) gruppnummer
4) Totala numret elektroner i grundämnet

10. Fosfor uppvisar det maximala positiva oxidationstillståndet i föreningen

1) HPO 3
2) H3PO3
3) Na3P
4) Ca 3 P 2

11. Fosfor uppvisar det lägsta oxidationstillståndet i föreningen

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

12. Kväveatomer i ammoniumnitrit, som ingår i katjonen och anjonen, uppvisar oxidationstillstånd, respektive

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

13. Valensen och oxidationstillståndet för syre i väteperoxid är respektive

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

14. Valensen och oxidationstillståndet för svavel i pyrit FeS2 är resp.

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

15. Valensen och oxidationstillståndet för kväveatomen i ammoniumbromid är respektive

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

16. Kolatomen visar negativ makt oxidation i samband med

1) syre
2) natrium
3) fluor
4) klor

17. En konstant grad av oxidation i dess föreningar uppvisar

1) strontium
2) järn
3) svavel
4) klor

18. +3 oxidationstillstånd i deras föreningar kan uppvisa

1) klor och fluor
2) fosfor och klor
3) kol och svavel
4) syre och väte

19. +4 oxidationstillstånd i deras föreningar kan uppvisa

1) kol och väte
2) kol och fosfor
3) kol och kalcium
4) kväve och svavel

20. Oxidationstillståndet, lika med gruppnumret, i dess föreningar uppvisar

1) klor
2) järn
3) syre
4) fluor

Elektronegativitet, liksom andra egenskaper hos atomer av kemiska element, ändras periodiskt med en ökning av elementets ordningsnummer:

Grafen ovan visar periodiciteten för förändringen i elektronegativiteten för elementen i huvudundergrupperna, beroende på elementets ordningsnummer.

När man flyttar ner i undergruppen av det periodiska systemet minskar elektronegativiteten hos kemiska element, när man rör sig till höger längs perioden ökar den.

Elektronegativitet återspeglar elementens icke-metallicitet: ju högre värdet av elektronegativitet är, desto fler icke-metalliska egenskaper uttrycks i elementet.

Oxidationstillstånd

Hur beräknar man oxidationstillståndet för ett grundämne i en förening?

1) Oxidationstillståndet för kemiska grundämnen i enkla ämnen är alltid noll.

2) Det finns element som uppvisar ett konstant oxidationstillstånd i komplexa ämnen:

3) Det finns kemiska grundämnen som uppvisar ett konstant oxidationstillstånd i de allra flesta föreningar. Dessa element inkluderar:

4) Den algebraiska summan av oxidationstillstånden för alla atomer i en molekyl är alltid noll. Den algebraiska summan av oxidationstillstånden för alla atomer i en jon är lika med jonens laddning.

5) Det högsta (maximala) oxidationstillståndet är lika med grupptalet. Undantag som inte faller under denna regel är element i den sekundära undergruppen av grupp I, element i den sekundära undergruppen av grupp VIII, samt syre och fluor.

Kemiska grundämnen vars gruppnummer inte stämmer överens med deras högsta graden oxidation (krävs för att komma ihåg)

6) Det lägsta oxidationstillståndet för metaller är alltid noll, och det lägsta oxidationstillståndet för icke-metaller beräknas med formeln:

lägsta oxidationstillståndet för en icke-metall = gruppnummer - 8

Baserat på reglerna som presenteras ovan är det möjligt att fastställa graden av oxidation av ett kemiskt element i vilket ämne som helst.

Att hitta oxidationstillstånden för grundämnen i olika föreningar

Exempel 1

Bestäm oxidationstillstånden för alla grundämnen i svavelsyra.

Beslut:

Låt oss skriva formeln för svavelsyra:

Oxidationstillståndet för väte i alla komplexa ämnen är +1 (förutom metallhydrider).

Oxidationstillståndet för syre i alla komplexa ämnen är -2 (förutom peroxider och syrefluorid OF 2). Låt oss ordna de kända oxidationstillstånden:

Låt oss beteckna svavelets oxidationstillstånd som x:

Svavelsyramolekylen är, liksom molekylen av vilket ämne som helst, i allmänhet elektriskt neutral, eftersom. summan av oxidationstillstånden för alla atomer i en molekyl är noll. Schematiskt kan detta avbildas enligt följande:

De där. vi fick följande ekvation:

Låt oss lösa det:

Således är oxidationstillståndet för svavel i svavelsyra +6.

Exempel 2

Bestäm oxidationstillståndet för alla grundämnen i ammoniumdikromat.

Beslut:

Låt oss skriva formeln för ammoniumdikromat:

Som i föregående fall kan vi ordna oxidationstillstånden för väte och syre:

Men vi ser att oxidationstillstånden för två kemiska grundämnen samtidigt, kväve och krom, är okända. Därför kan vi inte hitta oxidationstillstånden på samma sätt som i föregående exempel (en ekvation med två variabler har ingen unik lösning).

Låt oss vara uppmärksamma på det faktum att det angivna ämnet tillhör klassen salter och följaktligen har en jonisk struktur. Då kan vi med rätta säga att sammansättningen av ammoniumdikromat inkluderar NH 4 + katjoner (laddningen av denna katjon kan ses i löslighetstabellen). Därför, eftersom det finns två positiva enkelladdade NH 4 + katjoner i formelenheten för ammoniumdikromat, är laddningen av dikromatjonen -2, eftersom ämnet som helhet är elektriskt neutralt. De där. ämnet bildas av NH 4 + katjoner och Cr 2 O 7 2- anjoner.

Vi känner till oxidationstillstånden för väte och syre. Att veta att summan av oxidationstillstånden för atomerna för alla element i jonen är lika med laddningen, och betecknar oxidationstillstånden för kväve och krom som x och y därför kan vi skriva:

De där. vi får två oberoende ekvationer:

Att lösa vilken, finner vi x och y:

I ammoniumdikromat är kvävets oxidationstillstånd -3, väte +1, krom +6 och syre -2.

Hur man bestämmer oxidationstillståndet för grundämnen i organiska ämnen kan utläsas.

Valens

Atomernas valens indikeras med romerska siffror: I, II, III, etc.

Valensmöjligheterna för en atom beror på kvantiteten:

1) oparade elektroner

2) odelade elektronpar i orbitaler av valensnivåer

3) tomma elektronorbitaler av valensnivån

Valensmöjligheter för väteatomen

Låt oss skildra den elektroniska grafiska formeln för väteatomen:

Det sades att tre faktorer kan påverka valensmöjligheterna - närvaron av oparade elektroner, närvaron av oparade elektronpar på den yttre nivån och närvaron av lediga (tomma) orbitaler på den yttre nivån. Vi ser en oparad elektron i den yttre (och enda) energinivån. Baserat på detta kan väte exakt ha en valens lika med I. På den första energinivån finns det dock bara en undernivå - s, de där. väteatomen på den yttre nivån har varken odelade elektronpar eller tomma orbitaler.

Således är den enda valens som en väteatom kan uppvisa I.

Valensmöjligheter för en kolatom

Tänk på den elektroniska strukturen hos kolatomen. I grundtillståndet är den elektroniska konfigurationen av dess yttre nivå som följer:

De där. I grundtillståndet innehåller den yttre energinivån för en oexciterad kolatom 2 oparade elektroner. I detta tillstånd kan den uppvisa en valens lika med II. Men kolatomen går väldigt lätt in i ett exciterat tillstånd när energi tillförs den, och den elektroniska konfigurationen av det yttre lagret tar i detta fall formen:

Även om en del energi förbrukas i processen för excitation av kolatomen, kompenseras utgifterna mer än väl av bildandet av fyra kovalenta bindningar. Av denna anledning är valens IV mycket mer karakteristisk för kolatomen. Så till exempel har kol valens IV i molekylerna koldioxid, kolsyra och absolut alla organiska ämnen.

Förutom oparade elektroner och ensamma elektronpar påverkar förekomsten av lediga () orbitaler av valensnivån också valensmöjligheterna. Närvaron av sådana orbitaler i den fyllda nivån leder till att atomen kan fungera som en elektronparacceptor, d.v.s. bildar ytterligare kovalenta bindningar genom donator-acceptormekanismen. Så till exempel, tvärtemot förväntningarna, i molekylen kolmonoxid CO-bindningen är inte dubbel, utan trippel, vilket tydligt visas i följande illustration:

Valensmöjligheter för kväveatomen

Låt oss skriva ner den elektrongrafiska formeln för den externa energinivån för kväveatomen:

Som framgår av illustrationen ovan har kväveatomen i sitt normala tillstånd 3 oparade elektroner, och därför är det logiskt att anta att den kan uppvisa en valens lika med III. Faktum är att en valens lika med tre observeras i ammoniakmolekyler (NH 3), salpetersyrlighet(HNO 2), kvävetriklorid (NCl 3), etc.

Det sades ovan att valensen av en atom av ett kemiskt element beror inte bara på antalet oparade elektroner, utan också på närvaron av oparade elektronpar. Detta beror på det faktum att den kovalenta kemisk bindning kan bildas inte bara när två atomer förser varandra med en elektron var, utan också när en atom som har ett odelat elektronpar - en donator () förser en annan atom med en ledig () orbital av valensnivån (acceptor ). De där. för kväveatomen är valens IV också möjlig på grund av en ytterligare kovalent bindning som bildas av donator-acceptormekanismen. Så till exempel observeras fyra kovalenta bindningar, varav en bildas av donator-acceptormekanismen, under bildandet av ammoniumkatjonen:

Trots det faktum att en av de kovalenta bindningarna bildas av donator-acceptor-mekanismen, alla N-H-bindningar i ammoniumkatjonen är helt identiska och skiljer sig inte från varandra.

En valens lika med V kan kväveatomen inte visa. Detta beror på det faktum att övergången till ett exciterat tillstånd är omöjligt för kväveatomen, där parningen av två elektroner sker med övergången av en av dem till en fri omloppsbana, som är den närmaste i energinivå. Kväveatomen har ingen d-sublevel, och övergången till 3s-orbitalen är energimässigt så dyr att energikostnaderna inte täcks av bildandet av nya bindningar. Många kanske undrar, vad är då valensen av kväve, till exempel i molekyler salpetersyra HNO 3 eller kväveoxid N 2 O 5? Konstigt nog är valensen där också IV, vilket kan ses av följande strukturformler:

Den prickade linjen i illustrationen visar den sk delokaliseras π -förbindelse. Av denna anledning kan INGA terminalbindningar kallas "en och en halv". Liknande en och en halv bindningar finns också i ozonmolekylen O 3 , bensen C 6 H 6 , etc.

Valensmöjligheter av fosfor

Låt oss skildra den elektrongrafiska formeln för den externa energinivån för fosforatomen:

Som vi kan se är strukturen av det yttre lagret av fosforatomen i grundtillståndet och kväveatomen densamma, och därför är det logiskt att förvänta sig för fosforatomen, såväl som för kväveatomen, möjliga valenser lika till I, II, III och IV, vilket iakttas i praktiken.

Men till skillnad från kväve har fosforatomen också d-undernivå med 5 lediga orbitaler.

I detta avseende kan den övergå till ett exciterat tillstånd, ångande elektroner 3 s-orbitaler:

Således är valensen V för fosforatomen, som är otillgänglig för kväve, möjlig. Så, till exempel, en fosforatom har en valens på fem i molekylerna av sådana föreningar som fosforsyra, fosfor (V) halogenider, fosfor (V) oxid, etc.

Valensmöjligheter för syreatomen

Den elektrongrafiska formeln för syreatomens yttre energinivå har formen:

Vi ser två oparade elektroner på den andra nivån, och därför är valens II möjlig för syre. Det bör noteras att denna valens av syreatomen observeras i nästan alla föreningar. Ovan, när vi övervägde kolatomens valensmöjligheter, diskuterade vi bildandet av kolmonoxidmolekylen. Bindningen i CO-molekylen är trippel, därför är syre trivalent där (syre är en elektronpardonator).

På grund av det faktum att syreatomen inte har en yttre nivå d-subnivåer, depairing av elektroner s och p- orbitaler är omöjligt, varför valensförmågan hos syreatomen är begränsad jämfört med andra element i dess undergrupp, till exempel svavel.

Valensmöjligheter för svavelatomen

Den externa energinivån för svavelatomen i det oexciterade tillståndet:

Svavelatomen, liksom syreatomen, har två oparade elektroner i sitt normala tillstånd, så vi kan dra slutsatsen att en valens på två är möjlig för svavel. I själva verket har svavel valens II, till exempel i vätesulfidmolekylen H 2 S.

Som vi kan se har svavelatomen på den yttre nivån d undernivå med lediga orbitaler. Av denna anledning kan svavelatomen utöka sina valensförmåga, till skillnad från syre, på grund av övergången till exciterade tillstånd. Så när man kopplar bort ett ensamt elektronpar 3 sid- undernivå, svavelatomen förvärvar den elektroniska konfigurationen av den yttre nivån av följande form:

I detta tillstånd har svavelatomen 4 oparade elektroner, vilket talar om för oss om möjligheten att svavelatomer visar en valens lika med IV. Svavel har faktiskt valens IV i molekylerna SO 2, SF 4, SOCl 2, etc.

När du kopplar bort det andra ensamma elektronparet som finns på 3 s- undernivå, den externa energinivån får följande konfiguration:

I ett sådant tillstånd blir manifestationen av valens VI redan möjlig. Ett exempel på föreningar med VI-valent svavel är SO 3 , H 2 SO 4 , SO 2 Cl 2 etc.

På samma sätt kan vi överväga valensmöjligheterna för andra kemiska element.