Elementide maksimaalsed oksüdatsiooniastmed. Põhiline keemia: oksüdatsiooni olek

Elektronegatiivsus on ühendis oleva keemilise elemendi aatomi võime meelitada ligi elektrone teiste keemiliste elementide seotud aatomitelt.

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

Ülaltoodud graafik näitab põhialarühmade elementide elektronegatiivsuse muutuste perioodilisust sõltuvalt elemendi aatomnumbrist.

Perioodilise tabeli alamrühmas allapoole liikudes keemiliste elementide elektronegatiivsus väheneb ja mööda perioodi paremale liikudes suureneb.

Elektronegatiivsus peegeldab elementide mittemetallilisust: mida suurem on elektronegatiivsuse väärtus, seda rohkem on elemendil mittemetallilisi omadusi.

Oksüdatsiooni olek

Oksüdatsiooniaste on keemilise elemendi aatomi tingimuslik laeng ühendis, mis arvutatakse eeldusel, et kõik sidemed selle molekulis on ioonsed, s.t. kõik siduvad elektronide paarid nihkuvad kõrgema elektronegatiivsusega aatomitele.

Kuidas arvutada ühendi elemendi oksüdatsiooniastet?

1) Keemiliste elementide oksüdatsiooniaste lihtainetes on alati null.

2) On elemente, millel on kompleksainetes pidev oksüdatsiooni olek:

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

Element	Oksüdatsiooniaste peaaegu kõigis ühendites	Erandid
vesinik H	+1	Leelis- ja leelismuldmetallide hüdriidid, näiteks:
hapnik O	-2	Vesinik- ja metalliperoksiidid: Hapnik fluoriid -

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

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

Keemilised elemendid, mille rühmanumber ei lange kokku nende kõrgeima oksüdatsiooniastmega (kohustuslik meeles pidada)

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

mittemetalli madalaim oksüdatsiooniaste = rühmaarv – 8

Ülaltoodud reeglite alusel saate määrata mis tahes aine keemilise elemendi oksüdatsiooniastme.

Elementide oksüdatsiooniastmete leidmine erinevates ühendites

Näide 1

Määrake kõigi väävelhappe elementide oksüdatsiooniaste.

Lahendus:

Kirjutame väävelhappe valemi:

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

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

Tähistame väävli oksüdatsiooniastet kui x:

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

Need. saime järgmise võrrandi:

Lahendame selle:

Seega on väävli oksüdatsiooniaste väävelhappes +6.

Näide 2

Määrake kõigi ammooniumdikromaadi elementide oksüdatsiooniaste.

Lahendus:

Kirjutame ammooniumdikromaadi valemi:

Nagu eelmisel juhul, saame korraldada vesiniku ja hapniku oksüdatsiooniastmeid:

Küll aga näeme, et kahe keemilise elemendi – lämmastiku ja kroomi – oksüdatsiooniaste on korraga teadmata. Seetõttu ei leia me sarnaselt eelmisele näitele oksüdatsiooniasteid (ühel kahe muutujaga võrrandil pole ühte lahendust).

Juhime tähelepanu asjaolule, et see aine kuulub soolade klassi ja vastavalt sellele on sellel ioonne struktuur. Siis võime õigusega väita, et ammooniumdikromaadi koostis sisaldab NH 4 + katioone (selle katiooni laengut saab näha lahustuvuse tabelist). Järelikult, kuna ammooniumdikromaadi valemiühik sisaldab kahte positiivset ühekordselt laetud NH 4 + katiooni, on dikromaadi iooni laeng võrdne -2, kuna aine tervikuna on elektriliselt neutraalne. Need. aine moodustavad NH 4 + katioonid ja Cr 2 O 7 2- anioonid.

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

Need. saame kaks sõltumatut võrrandit:

Mille lahendamiseks leiame x Ja y:

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

Saate lugeda, kuidas määrata orgaanilistes ainetes elementide oksüdatsiooniastet.

Valents

Valents - keemiliste sidemete arv, mille elemendi aatom keemilises ühendis moodustab.

Aatomite valentsi tähistatakse rooma numbritega: I, II, III jne.

Aatomi valentsusvõimed sõltuvad kogusest:

1) paarimata elektronid

2) üksikud elektronpaarid valentstasemete orbitaalides

3) valentstaseme tühjad elektronorbitaalid

Vesinikuaatomi valentsivõimalused

Kujutagem vesinikuaatomi elektrongraafilist valemit:

On öeldud, et valentsivõimalusi võivad mõjutada kolm tegurit – paaritute elektronide olemasolu, üksikute elektronpaaride olemasolu välistasandil ja vabade (tühjade) orbitaalide olemasolu välistasandil. Välimisel (ja ainsal) energiatasemel näeme üht paaritu elektroni. Sellest lähtuvalt võib vesinikul kindlasti olla valents I. Esimesel energiatasemel on aga ainult üks alamtase - s, need. Välistasandi vesinikuaatomil ei ole üksikuid elektronpaare ega tühje orbitaale.

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

Süsinikuaatomi valentsivõimalused

Vaatleme süsinikuaatomi elektroonilist struktuuri. Põhiolekus on selle välistasandi elektrooniline konfiguratsioon järgmine:

Need. põhiseisundis ergastamata süsinikuaatomi välisel energiatasandil on 2 paaristamata elektroni. Selles olekus võib selle valents olla II. Süsinikuaatom läheb aga energia edastamisel väga kergesti ergastatud olekusse ja väliskihi elektrooniline konfiguratsioon on sel juhul järgmine:

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

Lisaks paaritutele elektronidele ja üksikutele elektronpaaridele mõjutab valentsivõimalusi ka vabade ()valentstaseme orbitaalide olemasolu. Selliste orbitaalide olemasolu täidetud tasemel viib selleni, et aatom võib toimida elektronpaari aktseptorina, s.t. moodustavad täiendavaid kovalentseid sidemeid doonor-aktseptor mehhanismi kaudu. Näiteks vastupidiselt ootustele on süsinikmonooksiidi CO molekulis side mitte kahekordne, vaid kolmekordne, nagu on selgelt näidatud järgmisel joonisel:

Võttes kokku teabe süsinikuaatomi valentsusvõime kohta:

1) Süsiniku puhul on võimalikud valentsid II, III, IV

2) Kõige tavalisem süsiniku valents ühendites IV

3) süsinikmonooksiidi CO molekulis on kolmikside (!), kusjuures üks kolmest sidemest moodustub doonor-aktseptor mehhanismi järgi.

Lämmastikuaatomi valentsivõimalused

Kirjutame lämmastikuaatomi välisenergia taseme elektroonilise graafilise valemi:

Nagu ülaltoodud illustratsioonist näha, on lämmastikuaatomil normaalses olekus 3 paarimata elektroni ja seetõttu on loogiline eeldada, et see on võimeline näitama III valentsi. Tõepoolest, ammoniaagi (NH 3), lämmastikhappe (HNO 2), lämmastiktrikloriidi (NCl 3) jne molekulides on valents kolm.

Eespool öeldi, et keemilise elemendi aatomi valents ei sõltu mitte ainult paaritute elektronide arvust, vaid ka üksikute elektronpaaride olemasolust. See on tingitud asjaolust, et kovalentne keemiline side võib tekkida mitte ainult siis, kui kaks aatomit varustavad üksteist ühe elektroniga, vaid ka siis, kui üks aatom üksiku elektronpaariga - doonor () annab selle teisele aatomile, millel on vaba ( ) orbiidi valentsitase (aktseptor). Need. Lämmastikuaatomi puhul on valents IV võimalik ka täiendava kovalentse sideme tõttu, mis moodustub doonor-aktseptor mehhanismi kaudu. Näiteks ammooniumi katiooni moodustumise ajal täheldatakse nelja kovalentset sidet, millest üks moodustub doonor-aktseptormehhanismi kaudu:

Hoolimata asjaolust, et üks kovalentsetest sidemetest moodustub doonor-aktseptormehhanismi järgi, on kõik ammooniumkatioonis olevad N-H sidemed absoluutselt identsed ega erine üksteisest.

Lämmastikuaatom ei ole võimeline näitama V-ga võrdset valentsi. Selle põhjuseks on asjaolu, et lämmastikuaatomil on võimatu üle minna ergastatud olekusse, kus kaks elektroni on paaris, kui üks neist siirdub vabale orbitaalile, mis on energiatasemelt kõige lähemal. Lämmastikuaatomil puudub d-alamtase ning 3s orbitaalile üleminek on energeetiliselt nii kallis, et energiakulusid uute sidemete teke ei kata. Paljud võivad küsida, milline on lämmastiku valentsus näiteks lämmastikhappe HNO 3 või lämmastikoksiidi N 2 O 5 molekulides? Kummalisel kombel on valentsus ka IV, nagu on näha järgmistest struktuurivalemitest:

Joonisel kujutatud punktiirjoon näitab nn delokaliseeritud π -ühendus. Sel põhjusel võib terminali NO võlakirju nimetada "poolteist võlakirjadeks". Sarnased poolteiselised sidemed on olemas ka osooni O 3, benseeni C 6 H 6 jne molekulis.

i>Teabe kokkuvõte lämmastikuaatomi valentsusvõime kohta:

1) Lämmastiku puhul on võimalikud valentsid I, II, III ja IV

2) Valents V lämmastik mitte!

3) Lämmastikhappe ja lämmastikoksiidi N 2 O 5 molekulides on lämmastik valents IV+5 (!) .

4) Ühendites, milles lämmastikuaatom on neljavalentne, moodustub üks kovalentsetest sidemetest vastavalt doonor-aktseptormehhanismile (ammooniumisoolad NH 4 +, lämmastikhape jne.).

Fosfori valentsivõimalused

Kujutame fosfori aatomi välise energiataseme elektroonilist graafilist valemit:

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

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

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

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

Hapnikuaatomi valentsivõimalused

Hapnikuaatomi välise energiataseme elektrongraafiline valem on järgmine:

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

Tulenevalt asjaolust, et hapnikuaatomil puudub väline d-alamtase, elektronide sidumine s Ja p- orbitaalid on võimatu, mistõttu on hapnikuaatomi valentsusvõimed võrreldes selle alarühma teiste elementidega, näiteks väävliga, piiratud.

Seega on hapniku valents peaaegu alati II, kuid mõnes osakeses on see kolmevalentne, eriti süsinikmonooksiidi molekulis C≡O. Juhul, kui hapnikul on valents III, moodustub üks kovalentsetest sidemetest vastavalt doonor-aktseptormehhanismile.

Väävliaatomi valentsivõimalused

Väävliaatomi väline energiatase ergastamata olekus:

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

Nagu näeme, ilmub väävliaatom välisele tasemele d- alamtasand vabade orbitaalidega. Sel põhjusel on väävliaatom võimeline erinevalt hapnikust oma valentsivõimet laiendama tänu ergastatud olekutele üleminekul. Seega üksiku elektronpaari sidumisel 3 lk-alamtasandil omandab väävliaatom välise taseme elektroonilise konfiguratsiooni järgmisel kujul:

Selles olekus on väävliaatomil 4 paaristamata elektroni, mis ütleb meile, et väävliaatomitel võib olla IV valents. Tõepoolest, väävli molekulides on SO 2, SF 4, SOCl 2 jne valents IV.

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

Selles olekus muutub võimalikuks valentsuse VI ilming. VI-valentse väävliga ühendite näideteks on SO 3, H 2 SO 4, SO 2 Cl 2 jne.

Samamoodi võime käsitleda ka teiste keemiliste elementide valentsivõimalusi.

Sihtmärk: Jätkake valentsi õppimist. Esitage oksüdatsiooniastme mõiste. Mõelge oksüdatsiooniolekute tüüpidele: positiivne, negatiivne, nullväärtus. Õppige õigesti määrama aatomi oksüdatsiooniastet ühendis. Õpetada õpitavate mõistete võrdlemise ja üldistamise tehnikaid; arendada oskusi oksüdatsiooniastme määramisel keemiliste valemite abil; jätkata iseseisva töö oskuste arendamist; edendada loogilise mõtlemise arengut. Arendada sallivustunnet (sallivus ja austus teiste inimeste arvamuste suhtes) ja vastastikust abi; teostada esteetilist kasvatust (tahvlite ja vihikute kujundamise kaudu, esitluste kasutamisel).

Tundide ajal

I. Aja organiseerimine

Õpilaste kontrollimine tunni jaoks.

II. Tunniks valmistumine.

Tunni jaoks on vaja: D.I. Mendelejevi perioodilisustabel, õpik, töövihikud, pastakad, pliiatsid.

III. Kodutööde kontrollimine.

Frontaalne küsitlus, mõned töötavad laual kaartide abil, test ja selle etapi lõpp on intellektuaalne mäng.

1. Töö kaartidega.

1 kaart

Määrake süsiniku ja hapniku massiosa (%) süsinikdioksiidis (CO 2 ) .

2 kaarti

Määrake sideme tüüp H 2 S molekulis Kirjutage molekuli struktuuri- ja elektronvalemid.

2. Frontaaluuring

1. Mis on keemiline side?
2. Milliseid keemiliste sidemete liike te teate?
3. Millist sidet nimetatakse kovalentseks sidemeks?
4. Milliseid kovalentseid sidemeid eristatakse?
5. Mis on valents?
6. Kuidas me valentsi defineerime?
7. Millistel elementidel (metallidel ja mittemetallidel) on muutuv valents?

3. Testimine

1. Millistes molekulides eksisteerib mittepolaarne kovalentne side?

2 . Milline molekul moodustab kolmiksideme kovalentse mittepolaarse sideme moodustumisel?

3 . Kuidas nimetatakse positiivselt laetud ioone?

A) katioonid

B) molekulid

B) anioonid

D) kristallid

4. Millises reas paiknevad ioonse ühendi ained?

A) CH4, NH3, Mg

B) CI2, MgO, NaCI

B) MgF2, NaCI, CaCI2

D) H2S, HCI, H2O

5 . Valentsi määrab:

A) rühmanumbri järgi

B) paaritute elektronide arvu järgi

B) keemilise sideme tüübi järgi

D) perioodi numbri järgi.

4. Intellektuaalne mäng “Tic-tac-toe” »

Leidke kovalentselt polaarsete sidemetega ained.

IV. Uue materjali õppimine

Oksüdatsiooniaste on molekulis oleva aatomi oleku oluline tunnus. Valentsi määrab paaritute elektronide arv aatomis, üksikute elektronpaaridega orbitaalid, ainult aatomi ergastamise protsessis. Elemendi kõrgeim valents on tavaliselt võrdne rühma numbriga. Erinevate keemiliste sidemetega ühendites moodustub oksüdatsiooniaste erinevalt.

Kuidas moodustub erinevate keemiliste sidemetega molekulide oksüdatsiooniaste?

1) Ioonsete sidemetega ühendites on elementide oksüdatsiooniastmed võrdsed ioonide laengutega.

2) Kovalentse mittepolaarse sidemega ühendites (lihtainete molekulides) on elementide oksüdatsiooniaste 0.

N 2 0, CI 2 0 , F 2 0 , S 0 , A.I. 0

3) Kovalentse polaarse sidemega molekulide puhul määratakse oksüdatsiooniaste sarnaselt ioonse keemilise sidemega molekulidele.

Elemendi oksüdatsiooniaste on tema aatomi tingimuslik laeng molekulis, kui eeldame, et molekul koosneb ioonidest.

Aatomi oksüdatsiooniastmel on erinevalt selle valentsist märk. See võib olla positiivne, negatiivne ja null.

Valentsust tähistatakse rooma numbritega elemendi sümboli kohal:

II	I	IV
Fe	Cu	S,

ja oksüdatsiooni olek on tähistatud araabia numbritega koos laenguga elemendi sümbolite kohal ( Mg +2 , Ca +2,N+1,C.I.ˉ¹).

Positiivne oksüdatsiooniaste on võrdne nendele aatomitele antud elektronide arvuga. Aatom võib loovutada kõik valentselektronid (põhirühmade puhul on need välise tasandi elektronid), mis vastavad selle rühma arvule, milles element asub, omades samal ajal kõrgeimat oksüdatsiooniastet (välja arvatud ОF 2). Näiteks: II rühma põhialarühma kõrgeim oksüdatsiooniaste on +2 ( Zn +2) Positiivset kraadi näitavad nii metallid kui ka mittemetallid, välja arvatud F, He, Ne. Näiteks: C+4,Na+1 , Al+3

Negatiivne oksüdatsiooniaste on võrdne antud aatomi poolt vastuvõetud elektronide arvuga; seda näitavad ainult mittemetallid. Mittemetalli aatomid lisavad nii palju elektrone, kui neil puudub välimise tasandi lõpetamiseks, avaldades seega negatiivset kraadi.

IV-VII rühmade peamiste alarühmade elementide minimaalne oksüdatsiooniaste on arvuliselt võrdne

Näiteks:

Oksüdatsiooniastme väärtust kõrgeima ja madalaima oksüdatsiooniastme vahel nimetatakse vahepealseks:

Kõrgem	Keskmine	Madalaim
	C +3, C +2, C 0, C -2

Kovalentse mittepolaarse sidemega ühendites (lihtainete molekulides) on elementide oksüdatsiooniaste 0: N 2 0 , KOOSI 2 0 , F 2 0 , S 0 , A.I. 0

Ühendis oleva aatomi oksüdatsiooniastme määramiseks tuleks arvesse võtta mitmeid sätteid:

1. Oksüdatsiooni olekFkõigis ühendustes on võrdne "-1".Na +1 F -1 , H +1 F -1

2. Enamiku ühendite hapniku oksüdatsiooniaste on (-2) erand: OF 2 , kus oksüdatsiooniaste on O +2F -1

3. Enamiku ühendite vesiniku oksüdatsiooniaste on +1, välja arvatud aktiivsete metallidega ühendid, mille oksüdatsiooniaste on (-1): Na +1 H -1

4. Peamiste alarühmade metallide oksüdatsiooniasteI, II, IIIrühmad kõigis ühendites on +1,+2,+3.

Konstantse oksüdatsiooniastmega elemendid on:

A) leelismetallid (Li, Na, K, Pb, Si, Fr) - oksüdatsiooniaste +1

B) rühma II põhialarühma elemendid v.a (Hg): Be, Mg, Ca, Sr, Ra, Zn, Cd - oksüdatsiooniaste +2

B) III rühma element: Al - oksüdatsiooniaste +3

Algoritm valemite koostamiseks ühendites:

1 viis

1 . Esimesele kohale kirjutatakse madalama elektronegatiivsusega element ja teisele kohale suurema elektronegatiivsusega.

2 . Esimesel kohal kirjutatud elemendil on positiivne laeng “+” ja teisele kohale kirjutatud elemendil negatiivne laeng “-”.

3 . Märkige iga elemendi oksüdatsiooniaste.

4 . Leidke oksüdatsiooniastmete ühiskordaja.

5. Jagage vähim ühiskordne oksüdatsiooniastmete väärtusega ja määrake saadud indeksid vastava elemendi sümboli järel paremale alumisse ossa.

6. Kui oksüdatsiooniaste on paaris - paaritu, kuvatakse need paremas alanurgas oleva sümboli kõrval - rist - rist, ilma märkideta "+" ja "-":

7. Kui oksüdatsiooniastmel on ühtlane väärtus, tuleb need kõigepealt vähendada oksüdatsiooniastme madalaima väärtuseni ja panna rist ilma märkideta "+" ja "-": C +4 O -2

2. meetod

1 . Tähistame N oksüdatsiooniastet X-ga, näitame O oksüdatsiooniastet: N 2 xO 3 -2

2 . Määrake negatiivsete laengute summa, selleks korrutage hapniku oksüdatsiooniaste hapnikuindeksiga: 3· (-2) = -6

3 Selleks, et molekul oleks elektriliselt neutraalne, peate määrama positiivsete laengute summa: X2 = 2X

4 .Koosta algebraline võrrand:

N 2 + 3 O 3 –2

V. Konsolideerimine

1) Teemat tugevdades mänguga “Madu”.

Mängureeglid: õpetaja jagab kaardid. Igal kaardil on üks küsimus ja üks vastus teisele küsimusele.

Õpetaja alustab mängu. Kui küsimus on ette loetud, tõstab õpilane, kellel on kaardil minu küsimusele vastus, käe ja ütleb vastuse. Kui vastus on õige, siis ta loeb oma küsimuse läbi ja õpilane, kellel on sellele küsimusele vastus, tõstab käe ja vastab jne. Moodustub õigete vastuste madu.

1. Kuidas ja kus näidatakse keemilise elemendi aatomi oksüdatsiooniastet?
   Vastus: Araabia number laenguga "+" ja "-" elemendi sümboli kohal.
2. Milliseid oksüdatsiooniastmeid eristatakse keemiliste elementide aatomites?
   Vastus: vahepealne
3. Mis kraadi metalli eksponeerib?
   Vastus: positiivne, negatiivne, null.
4. Millises astmes on mittepolaarsete kovalentsete sidemetega lihtsad ained või molekulid?
   Vastus: positiivne
5. Milline laeng on katioonidel ja anioonidel?
   Vastus: null.
6. Mis on positiivse ja negatiivse oksüdatsiooniastme vahel oleva oksüdatsiooniastme nimi.
   Vastus: positiivne negatiivne

2) Kirjutage järgmistest elementidest koosnevate ainete valemid

1. N ja H
2. R ja O
3. Zn ja Cl

3) Otsige üles ja kriipsutage maha ained, millel ei ole muutuvat oksüdatsiooniastet.

Na, Cr, Fe, K, N, Hg, S, Al, C

VI. Tunni kokkuvõte.

Hinnang koos kommentaaridega

VII. Kodutöö

§23, lk.67-72, täida ülesanne peale §23-lk 72 nr 1-4.

Aatomi formaalne laeng ühendites on abisuurus, seda kasutatakse tavaliselt keemias elementide omaduste kirjeldamisel. See tavapärane elektrilaeng on oksüdatsiooniaste. Selle väärtus muutub paljude keemiliste protsesside tulemusena. Kuigi laeng on formaalne, iseloomustab see selgelt aatomite omadusi ja käitumist redoksreaktsioonides (ORR).

Oksüdeerimine ja redutseerimine

Varem kasutasid keemikud hapniku vastasmõju teiste elementidega kirjeldamiseks terminit "oksüdatsioon". Reaktsioonide nimi pärineb hapniku ladinakeelsest nimetusest Oxygenium. Hiljem selgus, et oksüdeeruvad ka teised elemendid. Sel juhul need vähenevad - nad saavad elektrone. Iga aatom muudab molekuli moodustades oma valentselektronkihi struktuuri. Sel juhul tekib formaalne laeng, mille suurus sõltub tinglikult antud või aktsepteeritud elektronide arvust. Selle väärtuse iseloomustamiseks kasutati varem ingliskeelset keemilist terminit “oxidation number”, mis tõlkes tähendab “oksüdatsiooniarv”. Selle kasutamisel lähtutakse eeldusest, et molekulides või ioonides olevad sideelektronid kuuluvad kõrgema elektronegatiivsuse (EO) väärtusega aatomile. Võime hoida oma elektrone ja meelitada neid teistest aatomitest väljendub hästi tugevates mittemetallides (halogeenid, hapnik). Tugevatel metallidel (naatrium, kaalium, liitium, kaltsium, muud leelis- ja leelismuldelemendid) on vastupidised omadused.

Oksüdatsiooniastme määramine

Oksüdatsiooniaste on laeng, mille aatom omandaks, kui sideme moodustumisel osalevad elektronid nihutaks täielikult elektronegatiivsemasse elemendisse. On aineid, millel puudub molekulaarne struktuur (leelismetallide halogeniidid ja muud ühendid). Nendel juhtudel langeb oksüdatsiooniaste kokku iooni laenguga. Tavaline või reaalne laeng näitab, milline protsess toimus enne, kui aatomid omandasid oma praeguse oleku. Positiivne oksüdatsiooniarv on aatomitest eemaldatud elektronide koguarv. Negatiivne oksüdatsiooniarv on võrdne saadud elektronide arvuga. Keemilise elemendi oksüdatsiooniastet muutes otsustatakse, mis juhtub selle aatomitega reaktsiooni käigus (ja vastupidi). Aine värvus määrab, millised muutused on toimunud oksüdatsiooniastmes. Kroomi, raua ja paljude teiste elementide ühendid, milles neil on erinev valents, on erinevat värvi.

Negatiivsed, null- ja positiivsed oksüdatsiooniastme väärtused

Lihtaineid moodustavad sama EO väärtusega keemilised elemendid. Sel juhul kuuluvad siduvad elektronid kõigi struktuuriosakeste hulka võrdselt. Järelikult ei iseloomusta lihtainetes elemente oksüdatsiooniastet (H 0 2, O 0 2, C 0). Kui aatomid võtavad elektrone vastu või üldine pilv nihkub nende suunas, kirjutatakse laengud tavaliselt miinusmärgiga. Näiteks F -1, O -2, C -4. Elektrone loovutades omandavad aatomid reaalse või formaalse positiivse laengu. OF2 oksiidis loovutab hapnikuaatom ühe elektroni kahele fluoriaatomile ja on O +2 oksüdatsiooni olekus. Molekulis või polüaatomises ioonis võtavad elektronegatiivsemad aatomid vastu kõik sideelektronid.

Väävel on element, millel on erinevad valents- ja oksüdatsiooniastmed

Peamiste alarühmade keemilistel elementidel on sageli madalam valentsus, mis on võrdne VIII-ga. Näiteks väävli valents vesiniksulfiidis ja metallisulfiidides on II. Elementi iseloomustab keskmine ja kõrgeim valents ergastatud olekus, kui aatom loovutab ühe, kaks, neli või kõik kuus elektroni ja näitab vastavalt I, II, IV, VI valentsi. Samadel väärtustel, ainult miinus- või plussmärgiga, on väävli oksüdatsiooniaste:

• fluoris sulfiid loovutab ühe elektroni: -1;
• vesiniksulfiidis madalaim väärtus: -2;
• dioksiidi vaheolekus: +4;
• trioksiidis, väävelhappes ja sulfaatides: +6.

Kõrgeimas oksüdatsiooniastmes võtab väävel vastu ainult elektrone, madalamas olekus on tal tugevad redutseerivad omadused. S+4 aatomid võivad olenevalt tingimustest ühendites toimida redutseerivate või oksüdeerivate ainetena.

Elektronide ülekanne keemilistes reaktsioonides

Naatriumkloriidi kristallide moodustumisel loovutab naatrium elektronid elektronegatiivsemale kloorile. Elementide oksüdatsiooniastmed langevad kokku ioonide laengutega: Na +1 Cl -1. Molekulide puhul, mis on loodud elektronpaaride jagamisel ja nihutamisel elektronegatiivsemasse aatomisse, on rakendatav ainult formaalse laengu mõiste. Kuid võime eeldada, et kõik ühendid koosnevad ioonidest. Siis omandavad aatomid elektrone ligi tõmmates tingimusliku negatiivse laengu ja neid ära andes positiivse. Reaktsioonides näitavad nad, kui palju elektrone on nihkunud. Näiteks süsinikdioksiidi molekulis C +4 O - 2 2 peegeldab süsiniku keemilise sümboli paremas ülanurgas näidatud indeks aatomist eemaldatud elektronide arvu. Selles aines sisalduvat hapnikku iseloomustab oksüdatsiooniaste -2. Keemilise märgi O vastav indeks on aatomis lisatud elektronide arv.

Kuidas arvutada oksüdatsiooniastet

Aatomite annetatud ja saadud elektronide arvu loendamine võib olla aeganõudev. Järgmised reeglid muudavad selle ülesande lihtsamaks:

1. Lihtainetes on oksüdatsiooniastmed null.
2. Neutraalse aine kõigi aatomite või ioonide oksüdatsiooni summa on null.
3. Keerulises ioonis peab kõigi elementide oksüdatsiooniastmete summa vastama kogu osakese laengule.
4. Elektronegatiivsem aatom omandab negatiivse oksüdatsiooniastme, mis kirjutatakse miinusmärgiga.
5. Vähem elektronegatiivsed elemendid saavad positiivse oksüdatsiooniastme ja kirjutatakse plussmärgiga.
6. Hapniku oksüdatsiooniaste on tavaliselt -2.
7. Vesiniku puhul on iseloomulik väärtus: +1, metallhüdriidides on see: H-1.
8. Fluor on kõigist elementidest kõige elektronegatiivsem ja selle oksüdatsiooniaste on alati -4.
9. Enamiku metallide oksüdatsiooniarvud ja valentsid on samad.

Oksüdatsiooniaste ja valents

Enamik ühendeid moodustub redoksprotsesside tulemusena. Elektronide üleminek või nihkumine ühest elemendist teise viib nende oksüdatsiooniastme ja valentsi muutumiseni. Sageli langevad need väärtused kokku. Fraasi "elektrokeemiline valents" võib kasutada termini "oksüdatsiooniaste" sünonüümina. Kuid on ka erandeid, näiteks ammooniumioonis on lämmastik neljavalentne. Samal ajal on selle elemendi aatom oksüdatsiooniastmes -3. Orgaanilistes ainetes on süsinik alati neljavalentne, kuid C-aatomi oksüdatsiooniastmed metaanis CH 4, sipelgalkoholis CH 3 OH ja happes HCOOH on erineva väärtusega: -4, -2 ja +2.

Redoksreaktsioonid

Redoksprotsessid hõlmavad paljusid olulisemaid protsesse tööstuses, tehnoloogias, elus- ja eluta looduses: põlemine, korrosioon, käärimine, rakusisene hingamine, fotosüntees ja muud nähtused.

OVR võrrandite koostamisel valitakse koefitsiendid elektroonilise tasakaalu meetodil, mis töötab järgmiste kategooriatega:

• oksüdatsiooniastmed;
• redutseerija loovutab elektronid ja oksüdeerub;
• oksüdeeriv aine võtab vastu elektronid ja redutseerub;
• loobutud elektronide arv peab võrduma lisatud elektronide arvuga.

Elektronide omandamine aatomi poolt viib selle oksüdatsiooniastme vähenemiseni (redutseerumiseni). Ühe või mitme elektroni kadumisega aatomi poolt kaasneb reaktsioonide tulemusena elemendi oksüdatsiooniarvu suurenemine. Vesilahustes tugevate elektrolüütide ioonide vahel toimuvate redoksreaktsioonide puhul kasutatakse sageli pigem poolreaktsioonide meetodit kui elektroonilist tasakaalu.

Oksüdatsiooniastmete arvutamiseks on mitmeid lihtsaid reegleid:

• Eeldatakse, et lihtaine elemendi oksüdatsiooniaste on null. Kui aine on aatomi olekus, siis on ka selle aatomite oksüdatsiooniaste null.
• Paljudel elementidel on ühendites konstantne oksüdatsiooni olek. Nende hulgas on fluor (-1), leelismetallid (+1), leelismuldmetallid, berüllium, magneesium ja tsink (+2), alumiinium (+3).
• Hapniku oksüdatsiooniaste on reeglina −2, välja arvatud peroksiidid $H_2O_2$ (−1) ja hapnikufluoriid $OF_2$ (+2).
• Vesiniku oksüdatsiooniaste kombinatsioonis metallidega (hüdriidides) on –1 ja mittemetallidega ühendites reeglina +1 (välja arvatud $SiH_4, B_2H_6$).
• Molekuli kõigi aatomite oksüdatsiooniastmete algebraline summa peab olema võrdne nulliga ja kompleksioonis - selle iooni laeng.
• Kõrgeim positiivne oksüdatsiooniaste on tavaliselt võrdne elemendi rühmanumbriga perioodilisustabelis. Seega on väävel (VIA rühma element) kõrgeim oksüdatsiooniaste +6, lämmastik (V rühma element) kõrgeim oksüdatsiooniaste +5, mangaan - VIIB rühma siirdeelement - kõrgeim oksüdatsiooniaste. +7. See reegel ei kehti esimese rühma külgmise alarühma elementide kohta, mille oksüdatsiooniastmed tavaliselt ületavad +1, samuti VIII rühma külgmise alarühma elementide kohta. Elemendid hapnik ja fluor ei näita ka nende kõrgeimat oksüdatsiooniastet, mis on võrdne rühma numbriga.
• Mittemetalliliste elementide madalaim negatiivne oksüdatsiooniaste määratakse, lahutades rühma numbri arvust 8. Seega on väävlil (rühma VIA element) madalaim oksüdatsiooniaste -2, lämmastik (rühma V element) - madalaim oksüdatsiooniaste - 3.

Ülaltoodud reeglite alusel saate leida mis tahes aine elemendi oksüdatsiooniastme.

Leidke väävli oksüdatsiooniaste hapetes:

a) H$_2$SO$_3$,

b) H$_2$S$_2$O$_5$,

c) H$_2$S$_3$O$_(10)$.

Lahendus

Vesiniku oksüdatsiooniaste on +1, hapnikul -2. Väävli oksüdatsiooniastet tähistame kui x. Siis võime kirjutada:

$\overset(+1)(H)_2\overset(x)(S)\overset(-2)(O_3) $

$2\cdot$(+1) + x + 3$\cdot$(−2) = 0 x = +4

$\overset(+1)(H)_2\overset(x)(S)_2\overset(-2)(O_5)$

2$\cdot$(+1) + 2x + 5$\cdot$(−2) = 0 x = +4

$\overset(+1)(H)_2\overset(x)(S)_3\overset(-2)(O_10)$

2$\cdot$(+1) + 3x + 10$\cdot$(−2) = 0 x = +6

Seega on kahes esimeses happes väävli oksüdatsiooniaste sama ja võrdub +4, viimases happes +6.

Leia kloori oksüdatsiooniaste ühendites:

b) $Ca(ClO_4)_2$,

c) $Al(ClO_2)_3$.

Lahendus

Esiteks leiame kloori sisaldavate kompleksioonide laengu, pidades meeles, et molekul tervikuna on elektriliselt neutraalne.

$\hspace(1.5cm)\overset(+1)(H)\overset(ClO_3) \hspace(2.5cm) \overset(+2)(Ca)\overset((ClO_4)_2) \hspace(2.5cm) \overset(+3)(Al)\overset((ClO_2)_3) $

$\hspace (1,5 cm) $+1 +x = 0 $\hspace (2,3 cm)$ +2 +2x = 0 $\hspace (2,5 cm) $ +3 + 3x = 0

$\hspace (1,5 cm) $x = - 1 $\hspace (2,7 cm) $ x = - 1 $\hspace (2,9 cm) $ x = - 1

$\hspace(1,5cm)(\overset(x)(Cl) \overset(-2)(O_3))^(-1) \hspace(2,4cm) (\overset(x)(Cl) \overset(- 2)(O_4))^(-1) \hspace(2,7 cm) (\overset(x)(Cl) \overset(-2)(O_2))^(-1)$

$\hspace (0,5 cm)1 \cpunkt x + 3\cpunkt (−2) = -1 \hspace (0,9 cm)1 \cpunkt x + 4\cpunkt (−2) = -1 \hspace (1,2 cm)1 \cdot x + 2\cdot (−2) = -1 $

$\hspace (1,5 cm) x = +5 \h space (2,8 cm) x = +7 \h space (3,2 cm) x = +3 $

ALGORITM ÜHENDIS ELEMENDI VALENTSI ARVUTAMISEKS

Sageli langevad oksüdatsiooniastme ja valentsi arvväärtused kokku. Mõnes ühendis, näiteks lihtainetes, võib nende tähendus siiski erineda.

Seega moodustavad lämmastiku molekuli kaks lämmastikuaatomit, mis on ühendatud kolmiksidemega. Side moodustub kolmest jagatud elektronipaarist, kuna lämmastikuaatomi 2p alamtasandil on kolm paaritu elektroni. See tähendab, et lämmastiku valents on kolm. Samas on $N_2$ lihtne aine, mis tähendab, et selle molekuli oksüdatsiooniaste on null.

Samamoodi on hapniku molekulis valents kaks ja oksüdatsiooniaste on 0; vesiniku molekulis on valents I, oksüdatsiooniaste on 0.

Nii nagu lihtainetel, erinevad oksüdatsiooniaste ja valents sageli ka orgaanilistes ühendites. Sellest tuleb pikemalt juttu teemas “ORR orgaanilises keemias”.

Kompleksühendite valentsuse määramiseks peate esmalt konstrueerima struktuurivalemi. Struktuurivalemis tähistab üht keemilist sidet üks "kriips".

Graafiliste valemite koostamisel tuleb arvesse võtta mitmeid tegureid:

moodustavad kindla arvu teiste elementide aatomitega.

Fluori aatomite valents on alati võrdne I-ga

Li, Na, K, F,H, Rb, Cs- monovalentne;

Ole, Mg, Ca, Sr, Ba, Cd, Zn,O, Ra- valentsus on võrdne II-ga;

Al, BGa, In- kolmevalentne.

Antud elemendi aatomite maksimaalne valents langeb kokku selle rühma arvuga, milles see asub perioodilises tabelis. Näiteks Sa jaoks on seeII, väävli jaoks -VI, kloori jaoks -VII. Erandid Sellest reeglist on palju ka:

ElementVIrühmas O on valents II (H 3 O+ - III);
- monovalentne F (selle asemelVII);
- tavaliselt kahe- ja kolmevalentne raud, VIII rühma element;
- N võib enda läheduses hoida ainult 4 aatomit, mitte aga 5, nagu grupi numbrist tuleneb;
- ühe- ja kahevalentne vask, mis asub I rühmas.

Elementide, mille puhul see on muutuv, valentsi minimaalne väärtus määratakse valemiga: rühma number PS-is - 8. Seega on väävli madalaim valentsus 8 - 6 = 2, fluor ja muud halogeenid - (8 - 7) = 1, lämmastik ja fosfor - (8 - 5) = 3 ja nii edasi.

Ühendis peab ühe elemendi aatomite valentsühikute summa vastama teise elemendi koguvalentsile (või ühe keemilise elemendi valentside koguarv on võrdne teise kemikaali aatomite valentside koguarvuga element). Niisiis, veemolekulis H-O-H on H valents võrdne I-ga, selliseid aatomiid on 2, mis tähendab, et vesinikul on kokku 2 valentsiühikut (1×2=2). Hapniku valentsusel on sama tähendus.

Kui metallid kombineeritakse mittemetallidega, on viimastel madalam valents

Kaht tüüpi aatomitest koosnevas ühendis on teisel kohal asuv element madalaima valentsiga. Seega, kui mittemetallid omavahel kombineeritakse, on Mendelejevi PSHE-s paremal ja ülal paikneval elemendil madalaim valents ja kõrgeim vastavalt vasakul ja all.

Happejäägi valents langeb kokku H aatomite arvuga happe valemis, OH rühma valents võrdub I-ga.

Kolme elemendi aatomitest moodustatud ühendis nimetatakse valemi keskel olevat aatomit keskseks. O-aatomid on sellega otseselt seotud ja ülejäänud aatomid moodustavad sidemeid hapnikuga.

Keemiliste elementide oksüdatsiooniastme määramise reeglid.

Oksüdatsiooniaste on ühendis sisalduva keemilise elemendi aatomite nominaallaeng, mis on arvutatud eeldusel, et ühendid koosnevad ainult ioonidest. Oksüdatsiooniolekutel võib olla positiivne, negatiivne või nullväärtus ning märk asetatakse enne arvu: -1, -2, +3, erinevalt iooni laengust, kus märk asetatakse arvu järele.
Metallide oksüdatsiooniastmed ühendites on alati positiivsed, kõrgeim oksüdatsiooniaste vastab perioodilise süsteemi rühma numbrile, kus element asub (v.a mõned elemendid: kuld Au +3 (I rühm), Cu +2 (II), VIII rühmast võib oksüdatsiooniastet +8 leida ainult osmiumis Os ja ruteeniumis Ru).
Mittemetallide astmed võivad olla nii positiivsed kui negatiivsed, olenevalt sellest, millise aatomiga see on ühendatud: kui metalliaatomiga on see alati negatiivne, kui mittemetalliga võib olla nii + kui -. Oksüdatsiooniastmete määramisel tuleb järgida järgmisi reegleid:

Lihtaine mis tahes elemendi oksüdatsiooniaste on 0.

Kõikide osakest moodustavate aatomite (molekulid, ioonid jne) oksüdatsiooniastmete summa on võrdne selle osakese laenguga.

Neutraalse molekuli kõigi aatomite oksüdatsiooniastmete summa on 0.

Kui ühend moodustub kahest elemendist, siis suurema elektronegatiivsusega elemendi oksüdatsiooniaste on väiksem kui null ja väiksema elektronegatiivsusega elemendi oksüdatsiooniaste on suurem kui null.

Mis tahes elemendi maksimaalne positiivne oksüdatsiooniaste on võrdne rühma numbriga elementide perioodilises tabelis ja minimaalne negatiivne on võrdne N–8, kus N on rühma number.

Fluori oksüdatsiooniaste ühendites on -1.

Leelismetallide (liitium, naatrium, kaalium, rubiidium, tseesium) oksüdatsiooniaste on +1.

Periooditabeli II rühma põhialarühma metallide (magneesium, kaltsium, strontsium, baarium) oksüdatsiooniaste on +2.

Alumiiniumi oksüdatsiooniaste on +3.

Vesiniku oksüdatsiooniaste ühendites on +1 (erandiks on ühendid metallidega NaH, CaH 2 , nendes ühendites on vesiniku oksüdatsiooniaste -1).

Hapniku oksüdatsiooniaste on –2 (erandiks on H-peroksiid 2 O 2 ,Na 2 O 2 ,BaO 2 neis on hapniku oksüdatsiooniaste -1 ja kombinatsioonis fluoriga - +2).

Molekulides on elementide oksüdatsiooniastmete algebraline summa, võttes arvesse nende aatomite arvu, 0.

Näide. Määrake ühendi K oksüdatsiooniastmed 2 Kr 2 O 7 .
Kahe keemilise elemendi, kaaliumi ja hapniku puhul on oksüdatsiooniastmed konstantsed ja võrdsed vastavalt +1 ja -2. Oksüdatsiooniastmete arv hapniku puhul on (-2)·7=(-14), kaaliumi puhul (+1)·2=(+2). Positiivsete oksüdatsiooniastmete arv on võrdne negatiivsete arvuga. Seega (-14)+(+2)=(-12). See tähendab, et kroomi aatomil on 12 positiivset kraadi, kuid seal on 2 aatomit, mis tähendab, et iga aatomi kohta on (+12): 2=(+6), kirjutame elementide oksüdatsiooniastmed ülesTO + 2 Kr +6 2 O -2 7