Elektroujemność to zdolność atomu pierwiastka chemicznego w związku do przyciągania elektronów z powiązanych atomów innych pierwiastków chemicznych.
Elektroujemność, podobnie jak inne właściwości atomów pierwiastków chemicznych, zmienia się okresowo wraz ze wzrostem liczby atomowej pierwiastka:
Powyższy wykres przedstawia okresowość zmian elektroujemności pierwiastków głównych podgrup w zależności od liczby atomowej pierwiastka.
Podczas przesuwania się w dół podgrupy układu okresowego elektroujemność pierwiastków chemicznych maleje, a podczas przesuwania się w prawo wzdłuż okresu wzrasta.
Elektroujemność odzwierciedla niemetaliczność pierwiastków: im wyższa wartość elektroujemności, tym więcej właściwości niemetalicznych ma pierwiastek.
Stan utlenienia
Stopień utlenienia to warunkowy ładunek atomu pierwiastka chemicznego w związku, obliczony w oparciu o założenie, że wszystkie wiązania w jego cząsteczce są jonowe, tj. wszystkie wiążące pary elektronów są przesunięte do atomów o wyższej elektroujemności.
Jak obliczyć stopień utlenienia pierwiastka w związku?
1) Stopień utlenienia pierwiastków chemicznych w prostych substancjach jest zawsze zerowy.
2) Istnieją pierwiastki, które w substancjach złożonych wykazują stały stopień utlenienia:
3) W zdecydowanej większości związków istnieją pierwiastki chemiczne, które wykazują stały stopień utlenienia. Elementy te obejmują:
Element | Stan utlenienia prawie wszystkich związków | Wyjątki |
| wodór H | +1 | Wodorki metali alkalicznych i ziem alkalicznych, na przykład: |
| tlen O | -2 | Nadtlenki wodoru i metali: Fluorek tlenu - |
4) Suma algebraiczna stopni utlenienia wszystkich atomów w cząsteczce zawsze wynosi zero. Suma algebraiczna stopni utlenienia wszystkich atomów jonu jest równa ładunkowi jonu.
5) Najwyższy (maksymalny) stopień utlenienia jest równy numerowi grupy. Wyjątkami nieobjętymi tą regułą są pierwiastki wtórnej podgrupy grupy I, elementy wtórnej podgrupy grupy VIII, a także tlen i fluor.
Pierwiastki chemiczne, których numer grupy nie pokrywa się z najwyższym stopniem utlenienia (obowiązkowo zapamiętać)
6) Najniższy stopień utlenienia metali wynosi zawsze zero, a najniższy stopień utlenienia niemetali oblicza się ze wzoru:
najniższy stopień utlenienia niemetalu = numer grupy - 8
Na podstawie przedstawionych powyżej zasad można ustalić stopień utlenienia pierwiastka chemicznego w dowolnej substancji.
Wyznaczanie stopni utlenienia pierwiastków w różnych związkach
Przykład 1
Określ stopień utlenienia wszystkich pierwiastków kwasu siarkowego.
Rozwiązanie:
Zapiszmy wzór kwasu siarkowego:
Stopień utlenienia wodoru we wszystkich substancjach złożonych wynosi +1 (z wyjątkiem wodorków metali).
Stopień utlenienia tlenu we wszystkich substancjach złożonych wynosi -2 (z wyjątkiem nadtlenków i fluorku tlenu OF 2). Uporządkujmy znane stopnie utlenienia:
Oznaczmy stopień utlenienia siarki jako X:
Cząsteczka kwasu siarkowego, podobnie jak cząsteczka dowolnej substancji, jest ogólnie obojętna elektrycznie, ponieważ suma stopni utlenienia wszystkich atomów w cząsteczce wynosi zero. Schematycznie można to przedstawić w następujący sposób:
Te. otrzymaliśmy następujące równanie:
Rozwiążmy to:
Zatem stopień utlenienia siarki w kwasie siarkowym wynosi +6.
Przykład 2
Określ stopień utlenienia wszystkich pierwiastków w dwuchromianie amonu.
Rozwiązanie:
Zapiszmy wzór na dwuchromian amonu:
Podobnie jak w poprzednim przypadku możemy uporządkować stopnie utlenienia wodoru i tlenu:
Widzimy jednak, że nieznane są stopnie utlenienia dwóch pierwiastków chemicznych naraz - azotu i chromu. Dlatego nie możemy znaleźć stopni utlenienia podobnie jak w poprzednim przykładzie (jedno równanie z dwiema zmiennymi nie ma jednego rozwiązania).
Zwróćmy uwagę na fakt, że substancja ta należy do klasy soli i dlatego ma strukturę jonową. Wtedy słusznie możemy powiedzieć, że w składzie dwuchromianu amonu znajdują się kationy NH 4 + (ładunek tego kationu widać w tabeli rozpuszczalności). W konsekwencji, ponieważ jednostka wzoru dichromianu amonu zawiera dwa dodatnio, pojedynczo naładowane kationy NH 4 +, ładunek jonu dichromianu jest równy -2, ponieważ substancja jako całość jest elektrycznie obojętna. Te. substancję tworzą kationy NH 4 + i aniony Cr 2 O 7 2-.
Znamy stopnie utlenienia wodoru i tlenu. Wiedząc, że suma stopni utlenienia atomów wszystkich pierwiastków w jonie jest równa ładunkowi i oznaczając stopnie utlenienia azotu i chromu jako X I y odpowiednio możemy napisać:
Te. otrzymujemy dwa niezależne równania:
Rozwiązujemy które, znajdujemy X I y:
Zatem w dwuchromianie amonu stopnie utlenienia azotu wynoszą -3, wodór +1, chrom +6 i tlen -2.
Możesz przeczytać, jak określić stopnie utlenienia pierwiastków w substancjach organicznych.
Wartościowość
Wartościowość - liczba wiązań chemicznych, jakie tworzy atom pierwiastka w związku chemicznym.
Wartościowość atomów jest oznaczona cyframi rzymskimi: I, II, III itd.
Zdolności wartościowe atomu zależą od ilości:
1) niesparowane elektrony
2) samotne pary elektronów na orbitali poziomów walencyjnych
3) puste orbitale elektronowe poziomu walencyjnego
Możliwości walencyjne atomu wodoru
Przedstawmy elektronowy wzór graficzny atomu wodoru:
Mówi się, że na możliwości walencyjne mogą wpływać trzy czynniki: obecność niesparowanych elektronów, obecność wolnych par elektronów na poziomie zewnętrznym oraz obecność wolnych (pustych) orbitali na poziomie zewnętrznym. Widzimy jeden niesparowany elektron na zewnętrznym (i jedynym) poziomie energii. Na tej podstawie wodór z pewnością może mieć wartościowość I. Jednakże na pierwszym poziomie energii istnieje tylko jeden podpoziom – S, te. Atom wodoru na poziomie zewnętrznym nie ma ani samotnych par elektronów, ani pustych orbitali.
Zatem jedyną wartościowością, jaką może wykazywać atom wodoru, jest I.
Możliwości wartościowości atomu węgla
Rozważmy strukturę elektronową atomu węgla. W stanie podstawowym konfiguracja elektroniczna jego poziomu zewnętrznego jest następująca:
Te. w stanie podstawowym na zewnętrznym poziomie energii niewzbudzonego atomu węgla znajdują się 2 niesparowane elektrony. W tym stanie może wykazywać wartościowość II. Jednak atom węgla bardzo łatwo przechodzi w stan wzbudzony, gdy zostanie mu przekazana energia, a konfiguracja elektronowa warstwy zewnętrznej w tym przypadku przyjmuje postać:
Pomimo tego, że na proces wzbudzenia atomu węgla zużywa się pewną ilość energii, wydatek ten jest z nawiązką kompensowany przez utworzenie czterech wiązań kowalencyjnych. Z tego powodu wartościowość IV jest znacznie bardziej charakterystyczna dla atomu węgla. Na przykład węgiel ma wartościowość IV w cząsteczkach dwutlenku węgla, kwasu węglowego i absolutnie wszystkich substancji organicznych.
Oprócz niesparowanych elektronów i samotnych par elektronów, obecność wolnych orbitali () poziomu walencyjnego wpływa również na możliwości walencyjne. Obecność takich orbitali na poziomie zapełnionym powoduje, że atom może pełnić funkcję akceptora pary elektronowej, tj. tworzą dodatkowe wiązania kowalencyjne poprzez mechanizm donor-akceptor. Przykładowo, wbrew oczekiwaniom, w cząsteczce tlenku węgla CO wiązanie nie jest podwójne, lecz potrójne, co wyraźnie widać na poniższej ilustracji:
Podsumowując informacje na temat możliwości wartościowości atomu węgla:
1) Dla węgla możliwe są wartościowości II, III, IV
2) Najczęstsza wartościowość węgla w związkach IV
3) W cząsteczce tlenku węgla CO występuje wiązanie potrójne (!), przy czym jedno z trzech wiązań tworzy się zgodnie z mechanizmem donor-akceptor
Możliwości walencyjne atomu azotu
Napiszmy elektroniczny wzór graficzny na poziom energii zewnętrznej atomu azotu:
Jak widać z powyższej ilustracji, atom azotu w stanie normalnym ma 3 niesparowane elektrony, dlatego logiczne jest założenie, że może on wykazywać wartościowość III. Rzeczywiście, wartościowość trzech obserwuje się w cząsteczkach amoniaku (NH 3), kwasu azotawego (HNO 2), trójchlorku azotu (NCl 3) itp.
Powyżej powiedziano, że wartościowość atomu pierwiastka chemicznego zależy nie tylko od liczby niesparowanych elektronów, ale także od obecności wolnych par elektronów. Wynika to z faktu, że kowalencyjne wiązanie chemiczne może powstać nie tylko wtedy, gdy dwa atomy dostarczają sobie jeden elektron, ale także wtedy, gdy jeden atom ma wolną parę elektronów - donor () dostarcza go innemu atomowi z wolnym ( ) poziom walencyjny orbity (akceptor). Te. Dla atomu azotu możliwa jest również wartościowość IV dzięki dodatkowemu wiązaniu kowalencyjnemu utworzonemu przez mechanizm donor-akceptor. Na przykład podczas tworzenia kationu amonowego obserwuje się cztery wiązania kowalencyjne, z których jedno jest utworzone przez mechanizm donor-akceptor:
Pomimo tego, że jedno z wiązań kowalencyjnych powstaje zgodnie z mechanizmem donor-akceptor, wszystkie wiązania N-H w kationie amonowym są absolutnie identyczne i nie różnią się od siebie.
Atom azotu nie może wykazywać wartościowości równej V. Wynika to z faktu, że atom azotu nie może przejść do stanu wzbudzonego, w którym dwa elektrony są sparowane wraz z przejściem jednego z nich na orbital swobodny najbliższy poziomowi energetycznemu. Atom azotu nie ma D-podpoziom, a przejście na orbital 3s jest energetycznie tak kosztowne, że koszty energii nie są pokrywane przez tworzenie nowych wiązań. Wiele osób może się zastanawiać, jaka jest wartościowość azotu na przykład w cząsteczkach kwasu azotowego HNO 3 lub tlenku azotu N 2 O 5? Co dziwne, wartościowość wynosi również IV, jak widać z następujących wzorów strukturalnych:
Linia przerywana na ilustracji przedstawia tzw zdelokalizowany π -połączenie. Z tego powodu końcowe wiązania NO można nazwać „półtora wiązaniami”. Podobne półtora wiązania występują również w cząsteczce ozonu O 3, benzenu C 6 H 6 itp.
i>Podsumowując informacje na temat możliwości wartościowości atomu azotu:
1) W przypadku azotu możliwe są wartościowości I, II, III i IV
2) Walencja V azot nie!
3) W cząsteczkach kwasu azotowego i tlenku azotu N 2 O 5 azot ma wartościowość IV+5 (!) .
4) W związkach, w których atom azotu jest czterowartościowy, jedno z wiązań kowalencyjnych powstaje zgodnie z mechanizmem donor-akceptor (sole amonowe NH 4 +, kwas azotowy itp.).
Możliwości wartościowości fosforu
Przedstawmy elektroniczny wzór graficzny poziomu energii zewnętrznej atomu fosforu:
Jak widzimy, struktura zewnętrznej warstwy atomu fosforu w stanie podstawowym i atomu azotu jest taka sama, dlatego logiczne jest oczekiwanie dla atomu fosforu, a także dla atomu azotu możliwych wartościowości równych I, II, III i IV, jak zaobserwowano w praktyce.
Jednak w przeciwieństwie do azotu, atom fosforu również ma D-podpoziom z 5 wolnymi orbitalami.
Pod tym względem jest w stanie przejść do stanu wzbudzonego, parując elektrony 3 S-orbitale:
Zatem możliwa jest wartościowość V dla atomu fosforu, która jest niedostępna dla azotu. Na przykład atom fosforu ma wartościowość pięć w cząsteczkach związków, takich jak kwas fosforowy, halogenki fosforu (V), tlenek fosforu (V) itp.
Możliwości wartościowości atomu tlenu
Elektronowy wzór graficzny na poziom energii zewnętrznej atomu tlenu ma postać:
Na drugim poziomie widzimy dwa niesparowane elektrony, dlatego dla tlenu możliwa jest wartościowość II. Należy zauważyć, że tę wartościowość atomu tlenu obserwuje się w prawie wszystkich związkach. Powyżej, rozważając możliwości wartościowości atomu węgla, omówiliśmy powstawanie cząsteczki tlenku węgla. Wiązanie w cząsteczce CO jest potrójne, dlatego zawarty w nim tlen jest trójwartościowy (tlen jest donorem pary elektronów).
Ze względu na to, że atom tlenu nie ma zewnętrznego D-podpoziom, parowanie elektronów S I P- orbitale jest niemożliwe, dlatego możliwości wartościowości atomu tlenu są ograniczone w porównaniu z innymi pierwiastkami jego podgrupy, na przykład siarką.
Zatem tlen prawie zawsze ma wartościowość II, ale w niektórych cząsteczkach jest trójwartościowy, w szczególności w cząsteczce tlenku węgla C≡O. W przypadku, gdy tlen ma III wartościowość, jedno z wiązań kowalencyjnych powstaje zgodnie z mechanizmem donor-akceptor.
Możliwości walencyjne atomu siarki
Zewnętrzny poziom energii atomu siarki w stanie niewzbudzonym:
Atom siarki, podobnie jak atom tlenu, zwykle ma dwa niesparowane elektrony, zatem możemy stwierdzić, że w przypadku siarki możliwa jest wartościowość wynosząca dwa. Rzeczywiście siarka ma wartościowość II, na przykład w cząsteczce siarkowodoru H2S.
Jak widzimy, atom siarki pojawia się na poziomie zewnętrznym D-podpoziom z pustymi orbitalami. Z tego powodu atom siarki, w przeciwieństwie do tlenu, może rozszerzać swoje możliwości wartościowości w wyniku przejścia do stanów wzbudzonych. Zatem podczas parowania samotnej pary elektronów 3 P-podpoziom, atom siarki uzyskuje konfigurację elektroniczną poziomu zewnętrznego w postaci:
W tym stanie atom siarki ma 4 niesparowane elektrony, co mówi nam, że atomy siarki mogą wykazywać wartościowość IV. Rzeczywiście siarka ma wartościowość IV w cząsteczkach SO 2, SF 4, SOCl 2 itp.
Podczas parowania drugiej wolnej pary elektronów znajdującej się w pozycji 3 S-podpoziom, zewnętrzny poziom energii przyjmuje konfigurację:
W tym stanie możliwa staje się manifestacja wartościowości VI. Przykładami związków z VI-wartościową siarką są SO 3, H 2 SO 4, SO 2 Cl 2 itp.
Podobnie możemy rozważyć możliwości wartościowości innych pierwiastków chemicznych.
Cel: Kontynuuj naukę wartościowości. Podaj pojęcie stopnia utlenienia. Rozważ rodzaje stopni utlenienia: dodatni, ujemny, wartość zerowa. Naucz się poprawnie określać stopień utlenienia atomu w związku. Nauczać technik porównywania i uogólniania badanych koncepcji; rozwijać umiejętności określania stopnia utlenienia za pomocą wzorów chemicznych; nadal rozwijać umiejętności niezależnej pracy; wspierają rozwój logicznego myślenia. Rozwijanie poczucia tolerancji (tolerancji i szacunku dla opinii innych ludzi) oraz wzajemnej pomocy; prowadzić edukację estetyczną (poprzez projektowanie tablic i zeszytów, podczas korzystania z prezentacji).
Podczas zajęć
I. Organizowanie czasu
Sprawdzanie uczniów na lekcję.
II. Przygotowanie do lekcji.
Do lekcji potrzebne będą: układ okresowy D.I. Mendelejewa, podręcznik, zeszyty ćwiczeń, długopisy, ołówki.
III. Sprawdzanie pracy domowej.
Badanie frontalne, niektórzy będą pracować przy planszy przy użyciu kart, test, a zakończeniem tego etapu będzie intelektualna gra.
1. Praca z kartami.
1 karta
Określ udziały masowe (%) węgla i tlenu w dwutlenku węgla (WSPÓŁ 2 ) .
2 karty
Określ rodzaj wiązania w cząsteczce H 2 S. Napisz wzory strukturalne i elektroniczne cząsteczki.
2. Badanie czołowe
- Co to jest wiązanie chemiczne?
- Jakie znasz rodzaje wiązań chemicznych?
- Które wiązanie nazywa się wiązaniem kowalencyjnym?
- Jakie wiązania kowalencyjne wyróżniamy?
- Co to jest wartościowość?
- Jak definiujemy wartościowość?
- Które pierwiastki (metale i niemetale) mają zmienną wartościowość?
3. Testowanie
1. W jakich cząsteczkach występuje niepolarne wiązanie kowalencyjne?
2 . Która cząsteczka tworzy wiązanie potrójne, gdy tworzy się wiązanie kowalencyjne niepolarne?
3 . Jak nazywają się jony naładowane dodatnio?
A) kationy
B) cząsteczki
B) aniony
D) kryształy
4. W którym rzędzie znajdują się substancje związku jonowego?
A) CH4, NH3, Mg
B) CI2, MgO, NaCI
B) MgF2, NaCl, CaCl2
D) H2S, HCI, H2O
5 . Wartościowość jest określana przez:
A) według numeru grupy
B) przez liczbę niesparowanych elektronów
B) według rodzaju wiązania chemicznego
D) według numeru okresu.
4. Gra intelektualna „Kółko i krzyżyk” »
Znajdź substancje posiadające kowalencyjne wiązania polarne.
IV. Nauka nowego materiału
Stopień utlenienia jest ważną cechą stanu atomu w cząsteczce. Wartościowość jest określana przez liczbę niesparowanych elektronów w atomie, orbitali z samotnymi parami elektronów, tylko w procesie wzbudzenia atomu. Najwyższa wartościowość elementu jest zwykle równa numerowi grupy. Stopień utlenienia w związkach o różnych wiązaniach chemicznych kształtuje się inaczej.
Jak powstaje stopień utlenienia cząsteczek z różnymi wiązaniami chemicznymi?
1) W związkach z wiązaniami jonowymi stopnie utlenienia pierwiastków są równe ładunkom jonów.
2) W związkach z kowalencyjnym wiązaniem niepolarnym (w cząsteczkach prostych substancji) stopień utlenienia pierwiastków wynosi 0.
N 2 0, CI 2 0 , F 2 0 , S 0 , sztuczna inteligencja 0
3) W przypadku cząsteczek z kowalencyjnym wiązaniem polarnym stopień utlenienia określa się podobnie jak w przypadku cząsteczek z jonowym wiązaniem chemicznym.
Stopień utlenienia pierwiastka jest warunkowym ładunkiem jego atomu w cząsteczce, jeśli założymy, że cząsteczka składa się z jonów.
Stopień utlenienia atomu, w przeciwieństwie do jego wartościowości, ma znak. Może być dodatnia, ujemna i zerowa.
Wartościowość jest oznaczona cyframi rzymskimi nad symbolem pierwiastka:
II |
I |
IV |
Fe |
Cu |
S, |
a stopień utlenienia jest oznaczony cyframi arabskimi z ładunkiem nad symbolami pierwiastków ( MG +2 , Ca +2 ,N+1,CIˉ¹).
Dodatni stopień utlenienia jest równy liczbie elektronów przypisanych tym atomom. Atom może oddać wszystkie elektrony walencyjne (w przypadku grup głównych są to elektrony poziomu zewnętrznego) odpowiadające numerowi grupy, w której znajduje się pierwiastek, wykazując jednocześnie najwyższy stopień utlenienia (z wyjątkiem ОF 2). Na przykład: najwyższy stopień utlenienia głównej podgrupy grupy II wynosi +2 ( Zn +2) Stopień dodatni wykazują zarówno metale, jak i niemetale, z wyjątkiem F, He, Ne. Na przykład: C+4,Nie+1 , Glin+3
Ujemny stopień utlenienia jest równy liczbie elektronów przyjętych przez dany atom, wykazują go tylko niemetale. Atomy niemetali dodają tyle elektronów, ile im brakuje, aby ukończyć poziom zewnętrzny, wykazując w ten sposób stopień ujemny.
W przypadku pierwiastków głównych podgrup grup IV-VII minimalny stopień utlenienia jest liczbowo równy
Na przykład:
Wartość stopnia utlenienia pomiędzy najwyższym i najniższym stopniem utlenienia nazywa się pośrednim:
Wyższy |
Mediator |
Najniższy |
C +3, C +2, C 0, C -2 |
||
W związkach z kowalencyjnym wiązaniem niepolarnym (w cząsteczkach prostych substancji) stopień utlenienia pierwiastków wynosi 0: N 2 0 , ZI 2 0 , F 2 0 , S 0 , sztuczna inteligencja 0
Aby określić stopień utlenienia atomu w związku, należy wziąć pod uwagę szereg przepisów:
1. Stan utlenieniaFwe wszystkich połączeniach jest równa „-1”.Nie +1 F -1 , H +1 F -1
2. Stopień utlenienia tlenu w większości związków to (-2) wyjątek: OF 2 , gdzie stopień utlenienia wynosi O +2F -1
3. Wodór w większości związków ma stopień utlenienia +1, z wyjątkiem związków z aktywnymi metalami, gdzie stopień utlenienia wynosi (-1): Nie +1 H -1
4. Stopień utlenienia metali głównych podgrupI, II, IIIgrupy we wszystkich związkach wynosi +1, +2, +3.
Pierwiastki o stałych stopniach utlenienia to:
A) metale alkaliczne (Li, Na, K, Pb, Si, Fr) - stopień utlenienia +1
B) pierwiastki II głównej podgrupy grupy z wyjątkiem (Hg): Be, Mg, Ca, Sr, Ra, Zn, Cd - stopień utlenienia +2
B) pierwiastek z grupy III: Al - stopień utlenienia +3
Algorytm tworzenia formuł w związkach:
1 sposób
1 . Na pierwszym miejscu zapisywany jest pierwiastek o niższej elektroujemności, a na drugim miejscu o wyższej elektroujemności.
2 . Element zapisany na pierwszym miejscu ma ładunek dodatni „+”, a element zapisany na drugim miejscu ma ładunek ujemny „-”.
3 . Wskaż stopień utlenienia każdego pierwiastka.
4 . Znajdź wspólną wielokrotność stopni utlenienia.
5. Podziel najmniejszą wspólną wielokrotność przez wartość stopni utlenienia i przypisz powstałe wskaźniki w prawym dolnym rogu za symbolem odpowiedniego pierwiastka.
6. Jeżeli stopień utlenienia jest parzysty – nieparzysty, to obok symbolu w prawym dolnym rogu pojawiają się – krzyżyk bez znaków „+” i „-”:
7. Jeżeli stopień utlenienia ma wartość parzystą, należy je najpierw zredukować do najniższej wartości stopnia utlenienia i postawić krzyżyk bez znaków „+” i „-”: C +4O-2
Metoda 2
1 . Oznaczmy stopień utlenienia N przez X, wskażmy stopień utlenienia O: N 2 XO 3 -2
2 . Oblicz sumę ładunków ujemnych, w tym celu pomnóż stopień utlenienia tlenu przez wskaźnik tlenowy: 3· (-2) = -6
3 Aby cząsteczka była elektrycznie obojętna, należy wyznaczyć sumę ładunków dodatnich: X2 = 2X
4 .Ułóż równanie algebraiczne:
N 2 + 3 O 3 –2
V. Konsolidacja
1) Wzmocnienie tematu grą o nazwie „Wąż”.
Zasady gry: nauczyciel rozdaje karty. Każda karta zawiera jedno pytanie i jedną odpowiedź na drugie pytanie.
Nauczyciel rozpoczyna grę. Po odczytaniu pytania uczeń, który ma na karcie odpowiedź na moje pytanie, podnosi rękę i wypowiada odpowiedź. Jeśli odpowiedź jest prawidłowa, czyta swoje pytanie, a uczeń, który zna odpowiedź na to pytanie, podnosi rękę i odpowiada itp. Tworzy się wąż poprawnych odpowiedzi.
- Jak i gdzie wskazuje się stopień utlenienia atomu pierwiastka chemicznego?
Odpowiedź: Cyfra arabska nad symbolem pierwiastka z ładunkiem „+” i „-”. - Jakie rodzaje stopni utlenienia wyróżnia się w atomach pierwiastków chemicznych?
Odpowiedź: mediator - Jaki stopień wykazuje metal?
Odpowiedź: dodatni, ujemny, zero. - W jakim stopniu wykazują proste substancje lub cząsteczki z niepolarnymi wiązaniami kowalencyjnymi?
Odpowiedź: pozytywne - Jaki ładunek mają kationy i aniony?
Odpowiedź: zero. - Jak nazywa się stopień utlenienia, który znajduje się pomiędzy dodatnim i ujemnym stopniem utlenienia.
Odpowiedź: pozytywny Negatywny
2) Napisz wzory substancji składające się z następujących pierwiastków
- N i H
- R i O
- Zn i Cl
3) Znajdź i skreśl substancje, które nie mają zmiennego stopnia utlenienia.
Na, Cr, Fe, K, N, Hg, S, Al, C
VI. Podsumowanie lekcji.
Ocena z komentarzami
VII. Praca domowa
§23, s. 67-72, wykonaj zadanie po §23-s. 72 nr 1-4.
Ładunek formalny atomu w związkach jest wielkością pomocniczą, używa się go zwykle w opisach właściwości pierwiastków w chemii. Ten konwencjonalny ładunek elektryczny to stopień utlenienia. Jego wartość zmienia się w wyniku wielu procesów chemicznych. Chociaż ładunek ma charakter formalny, wyraźnie charakteryzuje właściwości i zachowanie atomów w reakcjach redoks (ORR).
Utlenianie i redukcja
W przeszłości chemicy używali terminu „utlenianie” do opisania interakcji tlenu z innymi pierwiastkami. Nazwa reakcji pochodzi od łacińskiej nazwy tlenu – Oxygenium. Później okazało się, że utleniają się także inne pierwiastki. W tym przypadku ulegają redukcji – zyskują elektrony. Każdy atom tworząc cząsteczkę zmienia strukturę swojej powłoki elektronu walencyjnego. W tym przypadku pojawia się ładunek formalny, którego wielkość zależy od liczby konwencjonalnie oddanych lub przyjętych elektronów. Aby scharakteryzować tę wartość, używano wcześniej angielskiego terminu chemicznego „liczba utlenienia”, co w tłumaczeniu oznacza „liczba utlenienia”. Przy jego stosowaniu opiera się na założeniu, że elektrony wiążące w cząsteczkach lub jonach należą do atomu o wyższej wartości elektroujemności (EO). Zdolność do zatrzymywania elektronów i przyciągania ich z innych atomów dobrze wyraża się w silnych niemetalach (halogeny, tlen). Metale mocne (sód, potas, lit, wapń i inne pierwiastki alkaliczne i ziem alkalicznych) mają przeciwne właściwości.
Oznaczanie stopnia utlenienia
Stopień utlenienia to ładunek, jaki uzyskałby atom, gdyby elektrony biorące udział w tworzeniu wiązania zostały całkowicie przesunięte do pierwiastka bardziej elektroujemnego. Istnieją substancje, które nie mają struktury molekularnej (halogenki metali alkalicznych i inne związki). W takich przypadkach stopień utlenienia pokrywa się z ładunkiem jonu. Ładunek konwencjonalny lub rzeczywisty pokazuje, jaki proces nastąpił, zanim atomy osiągnęły swój obecny stan. Dodatni stopień utlenienia to całkowita liczba elektronów, które zostały usunięte z atomów. Ujemny stopień utlenienia jest równy liczbie uzyskanych elektronów. Zmieniając stopień utlenienia pierwiastka chemicznego, ocenia się, co dzieje się z jego atomami podczas reakcji (i odwrotnie). Barwa substancji określa, jakie zmiany zaszły na stopniu utlenienia. Związki chromu, żelaza i szeregu innych pierwiastków, w których wykazują różną wartościowość, są różnie zabarwiane.
Ujemne, zerowe i dodatnie wartości stopnia utlenienia
Substancje proste składają się z pierwiastków chemicznych o tej samej wartości EO. W tym przypadku elektrony wiążące należą jednakowo do wszystkich cząstek strukturalnych. W konsekwencji w substancjach prostych pierwiastki nie charakteryzują się stopniem utlenienia (H 0 2, O 0 2, C 0). Kiedy atomy przyjmują elektrony lub ogólna chmura przesuwa się w ich kierunku, ładunki są zwykle zapisywane ze znakiem minus. Na przykład F-1, O-2, C-4. Oddając elektrony, atomy uzyskują rzeczywisty lub formalny ładunek dodatni. W tlenku OF2 atom tlenu oddaje po jednym elektronie dwóm atomom fluoru i znajduje się na stopniu utlenienia O +2. W cząsteczce lub jonie wieloatomowym mówi się, że atomy bardziej elektroujemne otrzymują wszystkie elektrony wiążące.
Siarka jest pierwiastkiem wykazującym różne stopnie wartościowości i utlenienia
Pierwiastki chemiczne głównych podgrup często wykazują niższą wartościowość równą VIII. Na przykład wartościowość siarki w siarkowodorze i siarczkach metali wynosi II. Pierwiastek charakteryzuje się pośrednią i najwyższą wartościowością w stanie wzbudzonym, gdy atom oddaje jeden, dwa, cztery lub wszystkie sześć elektronów i wykazuje odpowiednio wartościowości I, II, IV, VI. Te same wartości, tylko ze znakiem minus lub plus, mają stopnie utlenienia siarki:
- w siarczku fluoru oddaje jeden elektron: -1;
- w siarkowodorze najniższa wartość: -2;
- w stanie pośrednim dwutlenku: +4;
- w trójtlenku, kwasie siarkowym i siarczanach: +6.
Na najwyższym stopniu utlenienia siarka przyjmuje tylko elektrony, w niższym stanie wykazuje silne właściwości redukujące. Atomy S+4 mogą działać jako środki redukujące lub utleniające w związkach, w zależności od warunków.
Przenoszenie elektronów w reakcjach chemicznych
Kiedy tworzy się kryształ chlorku sodu, sód oddaje elektrony bardziej elektroujemnemu chlorowi. Stopnie utlenienia pierwiastków pokrywają się z ładunkami jonów: Na +1 Cl -1. W przypadku cząsteczek powstałych w wyniku podziału i przeniesienia par elektronów do atomu bardziej elektroujemnego ma zastosowanie wyłącznie koncepcja ładunku formalnego. Możemy jednak założyć, że wszystkie związki składają się z jonów. Następnie atomy, przyciągając elektrony, uzyskują warunkowo ładunek ujemny, a oddając je - dodatni. W reakcjach wskazują, ile elektronów zostało przesuniętych. Na przykład w cząsteczce dwutlenku węgla C +4 O - 2 2 indeks wskazany w prawym górnym rogu symbolu chemicznego węgla odzwierciedla liczbę elektronów usuniętych z atomu. Tlen w tej substancji charakteryzuje się stopniem utlenienia -2. Odpowiedni indeks znaku chemicznego O to liczba dodanych elektronów w atomie.
Jak obliczyć stopnie utlenienia
Liczenie liczby elektronów oddanych i uzyskanych przez atomy może być czasochłonne. Poniższe zasady ułatwiają to zadanie:
- W prostych substancjach stopnie utlenienia wynoszą zero.
- Suma utlenienia wszystkich atomów lub jonów w substancji obojętnej wynosi zero.
- W jonie złożonym suma stopni utlenienia wszystkich pierwiastków musi odpowiadać ładunkowi całej cząstki.
- Bardziej elektroujemny atom uzyskuje ujemny stopień utlenienia, który jest zapisywany znakiem minus.
- Pierwiastki mniej elektroujemne otrzymują dodatnie stopnie utlenienia i są zapisywane ze znakiem plus.
- Tlen ogólnie wykazuje stopień utlenienia -2.
- Dla wodoru wartość charakterystyczna wynosi: +1, w wodorkach metali stwierdza się: H-1.
- Fluor jest najbardziej elektroujemnym ze wszystkich pierwiastków, a jego stopień utlenienia wynosi zawsze -4.
- W przypadku większości metali stopnie utlenienia i wartościowości są takie same.
Stan utlenienia i wartościowość
Większość związków powstaje w wyniku procesów redoks. Przejście lub przemieszczenie elektronów z jednego pierwiastka na drugi prowadzi do zmiany ich stopnia utlenienia i wartościowości. Często te wartości się pokrywają. Wyrażenie „wartościowość elektrochemiczna” może być użyte jako synonim terminu „stan utlenienia”. Ale są wyjątki, na przykład w jonie amonowym azot jest czterowartościowy. Jednocześnie atom tego pierwiastka znajduje się na stopniu utlenienia -3. W substancjach organicznych węgiel jest zawsze czterowartościowy, ale stopnie utlenienia atomu C w metanie CH 4, alkoholu mrówkowym CH 3 OH i kwasie HCOOH mają różne wartości: -4, -2 i +2.
Reakcje redoks
Procesy redoks obejmują wiele najważniejszych procesów zachodzących w przemyśle, technologii, przyrodzie ożywionej i nieożywionej: spalanie, korozja, fermentacja, oddychanie wewnątrzkomórkowe, fotosynteza i inne zjawiska.
Przy zestawieniu równań OVR współczynniki dobiera się metodą wagi elektronicznej, która operuje następującymi kategoriami:
- stany utlenienia;
- środek redukujący oddaje elektrony i ulega utlenieniu;
- utleniacz przyjmuje elektrony i ulega redukcji;
- liczba oddanych elektronów musi być równa liczbie elektronów dodanych.
Pozyskanie elektronów przez atom prowadzi do obniżenia jego stopnia utlenienia (redukcji). Utracie jednego lub większej liczby elektronów przez atom towarzyszy wzrost stopnia utlenienia pierwiastka w wyniku reakcji. W przypadku reakcji redoks zachodzących pomiędzy jonami mocnych elektrolitów w roztworach wodnych często stosuje się metodę reakcji połowicznych, a nie wagę elektroniczną.
Istnieje kilka prostych zasad obliczania stopni utlenienia:
- Przyjmuje się, że stopień utlenienia pierwiastka w substancji prostej wynosi zero. Jeśli substancja jest w stanie atomowym, wówczas stopień utlenienia jej atomów również wynosi zero.
- Szereg pierwiastków wykazuje w związkach stały stopień utlenienia. Należą do nich fluor (-1), metale alkaliczne (+1), metale ziem alkalicznych, beryl, magnez i cynk (+2), aluminium (+3).
- Tlen z reguły wykazuje stopień utlenienia -2, z wyjątkiem nadtlenków $H_2O_2$ (-1) i fluorku tlenu $OF_2$ (+2).
- Wodór w połączeniu z metalami (w wodorkach) wykazuje stopień utlenienia -1, a w związkach z niemetalami z reguły +1 (z wyjątkiem $SiH_4, B_2H_6$).
- Suma algebraiczna stopni utlenienia wszystkich atomów w cząsteczce musi być równa zeru, a w jonie zespolonym - ładunek tego jonu.
- Najwyższy dodatni stopień utlenienia jest zwykle równy numerowi grupy pierwiastka w układzie okresowym. Zatem siarka (pierwiastek grupy VIA) wykazuje najwyższy stopień utlenienia +6, azot (pierwiastek grupy V) - najwyższy stopień utlenienia +5, mangan - pierwiastek przejściowy grupy VIIB - najwyższy stopień utlenienia +7. Zasada ta nie dotyczy elementów bocznej podgrupy pierwszej grupy, których stopnie utlenienia zwykle przekraczają +1, a także elementów bocznej podgrupy grupy VIII. Pierwiastki tlen i fluor również nie wykazują najwyższych stopni utlenienia równych liczbie grupowej.
- Najniższy ujemny stopień utlenienia pierwiastków niemetalicznych określa się odejmując numer grupy od liczby 8. Zatem siarka (pierwiastek grupy VIA) wykazuje najniższy stopień utlenienia -2, azot (pierwiastek grupy V) - najniższy stopień utlenienia - 3.
W oparciu o powyższe zasady można znaleźć stopień utlenienia pierwiastka w dowolnej substancji.
Znajdź stopień utlenienia siarki w kwasach:
a) H$_2$SO$_3$,
b) H$_2$S$_2$O$_5$,
c) H$_2$S$_3$O$_(10)$.
Rozwiązanie
Stopień utlenienia wodoru wynosi +1, tlenu -2. Oznaczmy stopień utlenienia siarki jako x. Wtedy możemy napisać:
$\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
Zatem w pierwszych dwóch kwasach stopień utlenienia siarki jest taki sam i wynosi +4, w ostatnim kwasie +6.
Znajdź stopień utlenienia chloru w związkach:
b) $Ca(ClO_4)_2$,
c) $Al(ClO_2)_3$.
Rozwiązanie
Najpierw znajdźmy ładunek jonów złożonych zawierających chlor, pamiętając, że cząsteczka jako całość jest elektrycznie obojętna.
$\hspace(1,5cm)\overset(+1)(H)\overbrace(ClO_3) \hspace(2,5cm) \overset(+2)(Ca)\overset((ClO_4)_2) \hspace(2,5cm) \overset(+3)(Al)\overbrace((ClO_2)_3) $
$\hspace(1,5cm)$+1 +x = 0 $\hspace(2,3cm)$ +2 +2x = 0 $\hspace(2,5cm)$ +3 + 3x = 0
$\hspace(1,5cm)$x = - 1 $\hspace(2,7cm)$ x = - 1 $\hspace(2,9cm)$ x = - 1
$\hspace(1,5cm)(\overset(x)(Cl) \overset(-2)(O_3))^(-1) \hspace(2,4cm) (\overset(x)(Cl) \overset(- 2)(O_4))^(-1) \hspace(2,7cm) (\overset(x)(Cl) \overset(-2)(O_2))^(-1)$
$\hspace(0,5cm)1 \cdot x + 3\cdot (−2) = -1 \hspace(0,9cm)1 \cdot x + 4\cdot (−2) = -1 \hspace(1,2cm)1 \cdot x + 2\cdot (−2) = -1$
$\hspace(1,5cm) x = +5 \hspace(2,8cm) x = +7 \hspace(3,2cm) x = +3$
ALGORYTM OBLICZANIA WALENCJI ELEMENTU W ZWIĄZKU
Często wartości liczbowe stopnia utlenienia i wartościowości pokrywają się. Jednak w przypadku niektórych związków, takich jak proste substancje, ich znaczenie może się różnić.
Zatem cząsteczka azotu jest utworzona przez dwa atomy azotu połączone potrójnym wiązaniem. Wiązanie tworzą trzy wspólne pary elektronów w wyniku obecności trzech niesparowanych elektronów na podpoziomie 2p atomu azotu. Oznacza to, że wartościowość azotu wynosi trzy. Jednocześnie $N_2$ jest substancją prostą, co oznacza, że stopień utlenienia tej cząsteczki wynosi zero.
Podobnie w cząsteczce tlenu wartościowość wynosi dwa, a stopień utlenienia wynosi 0; w cząsteczce wodoru wartościowość wynosi I, stopień utlenienia wynosi 0.
Podobnie jak w przypadku prostych substancji, w związkach organicznych stopień utlenienia i wartościowość często różnią się. Zostanie to omówione bardziej szczegółowo w temacie „ORR w chemii organicznej”.
Aby określić wartościowość w związkach złożonych, należy najpierw skonstruować wzór strukturalny. We wzorze strukturalnym jedno wiązanie chemiczne jest oznaczone jedną „kreską”.
Konstruując formuły graficzne należy wziąć pod uwagę szereg czynników:
utworzyć określoną liczbę z atomami innych pierwiastków. Wartościowość atomów fluoru jest zawsze równa I
Li, Na, K, F,H, Rb, Cs- jednowartościowy;
Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Cd, Zn,O, Ra- mają wartościowość równą II;
Al, BOsiągać- trójwartościowy.
Maksymalna wartościowość atomów danego pierwiastka pokrywa się z numerem grupy, w której się on znajduje w układzie okresowym. Na przykład dla Sa tak jestII, dla siarki -VI, dla chloru -VII. Wyjątki Z tej zasady wynika również wiele:
ElementVIgrupa O ma wartościowość II (w H 3
O+ - III);
- jednowartościowy F (zamiastVII);
- zwykle żelazo dwu- i trójwartościowe, pierwiastek grupy VIII;
- N może zawierać blisko siebie tylko 4 atomy, a nie 5, jak wynika z numeru grupy;
- miedź jedno- i dwuwartościowa, mieszcząca się w grupie I.
Minimalną wartość wartościowości pierwiastków, dla których jest zmienna, określa wzór: numer grupy w PS - 8. Zatem najniższa wartościowość siarki wynosi 8 - 6 = 2, fluoru i innych halogenów - (8 - 7) = 1, azot i fosfor - (8 - 5) = 3 i tak dalej.
W związku suma jednostek wartościowości atomów jednego pierwiastka musi odpowiadać całkowitej wartościowości drugiego pierwiastka (lub całkowita liczba wartościowości jednego pierwiastka chemicznego jest równa całkowitej liczbie wartościowości atomów innego pierwiastka chemicznego) element). Zatem w cząsteczce wody H-O-H wartościowość H jest równa I, są 2 takie atomy, co oznacza, że wodór ma w sumie 2 jednostki wartościowości (1×2=2). Wartościowość tlenu ma to samo znaczenie.
Kiedy metale łączą się z niemetalami, te ostatnie wykazują niższą wartościowość
W związku składającym się z dwóch rodzajów atomów pierwiastek znajdujący się na drugim miejscu ma najniższą wartościowość. Tak więc, gdy niemetale łączą się ze sobą, pierwiastek znajdujący się po prawej i powyżej PSHE Mendelejewa wykazuje najniższą wartościowość, a najwyższą odpowiednio po lewej i poniżej.
Wartościowość reszty kwasowej pokrywa się z liczbą atomów H we wzorze kwasu, wartościowość grupy OH jest równa I.
W związku utworzonym przez atomy trzech pierwiastków atom znajdujący się w środku wzoru nazywa się centralnym. Atomy O są z nim bezpośrednio związane, a pozostałe atomy tworzą wiązania z tlenem.
Zasady określania stopnia utlenienia pierwiastków chemicznych.
Stopień utlenienia to nominalny ładunek atomów pierwiastka chemicznego w związku, obliczony przy założeniu, że związki składają się wyłącznie z jonów.
Stany utlenienia mogą mieć wartość dodatnią, ujemną lub zerową, a znak umieszcza się przed liczbą: -1, -2, +3, w przeciwieństwie do ładunku jonu, gdzie znak umieszcza się po liczbie.
Stopnie utlenienia metali w związkach są zawsze dodatnie, najwyższy stopień utlenienia odpowiada numerowi grupy układu okresowego, w którym znajduje się pierwiastek (z wyjątkiem niektórych pierwiastków: złota Au +3
(grupuję), Cu +2
(II), z grupy VIII stopień utlenienia +8 występuje tylko w osmie Os i rutenie Ru).
Stopnie niemetali mogą być zarówno dodatnie, jak i ujemne, w zależności od tego, z którym atomem są połączone: jeśli w przypadku atomu metalu jest to zawsze ujemne, jeśli w przypadku niemetalu może to być zarówno +, jak i -. Przy określaniu stopni utlenienia należy stosować następujące zasady:
Stopień utlenienia dowolnego pierwiastka w substancji prostej wynosi 0.
Suma stopni utlenienia wszystkich atomów tworzących cząstkę (cząsteczek, jonów itp.) jest równa ładunkowi tej cząstki.
Suma stopni utlenienia wszystkich atomów w cząsteczce obojętnej jest równa 0.
Jeżeli związek tworzą dwa pierwiastki, to pierwiastek o większej elektroujemności ma stopień utlenienia mniejszy od zera, a pierwiastek o mniejszej elektroujemności ma stopień utlenienia większy od zera.
Maksymalny dodatni stopień utlenienia dowolnego pierwiastka jest równy numerowi grupy w układzie okresowym pierwiastków, a minimalny ujemny jest równy N–8, gdzie N jest numerem grupy.
Stopień utlenienia fluoru w związkach wynosi -1.
Stopień utlenienia metali alkalicznych (lit, sód, potas, rubid, cez) wynosi +1.
Stopień utlenienia metali głównej podgrupy grupy II układu okresowego (magnez, wapń, stront, bar) wynosi +2.
Stopień utlenienia aluminium wynosi +3.
Stopień utlenienia wodoru w związkach wynosi +1 (z wyjątkiem związków z metalami NaH, CaH 2 , w tych związkach stopień utlenienia wodoru wynosi -1).
Stopień utlenienia tlenu wynosi –2 (wyjątkiem jest nadtlenek H 2 O 2 ,Na 2 O 2 ,BaO 2 w nich stopień utlenienia tlenu wynosi -1, a w połączeniu z fluorem - +2).
W cząsteczkach suma algebraiczna stopni utlenienia pierwiastków, biorąc pod uwagę liczbę ich atomów, jest równa 0.
Przykład.
Określ stopnie utlenienia związku K 2
Kr 2
O 7
.
W przypadku dwóch pierwiastków chemicznych, potasu i tlenu, stopnie utlenienia są stałe i wynoszą odpowiednio +1 i -2. Liczba stopni utlenienia dla tlenu wynosi (-2)·7=(-14), dla potasu (+1)·2=(+2). Liczba dodatnich stopni utlenienia jest równa liczbie ujemnych. Zatem (-14)+(+2)=(-12). Oznacza to, że atom chromu ma 12 stopni dodatnich, ale są 2 atomy, co oznacza, że na atom przypada (+12): 2=(+6), zapisujemy stopnie utlenienia nad pierwiastkamiDO
+
2
Kr
+6
2
O
-2
7