Чому дорівнює температурний коефіцієнт швидкості реакції? Залежність швидкості реакції від температури

Чинники, що впливають на перебіг реакції

В організмі людини протікають тисячі ферментативних реакцій, що проходять у живій клітині. Однак у багатостадійному ланцюзі процесів досить велика різниця між швидкостями окремих реакцій. Так, синтезу в клітині молекул білка передує принаймні ще дві стадії: синтез транспортної РНК і синтез рибосом. Але час, протягом якого подвоюється концентрація молекул т-РНК, становить 1,7 хв., молекули білка - 17 хв., а рибосом - 170 хв. Швидкість сумарного процесу повільної (лімітуючої) стадії, у прикладі - швидкість синтезу рибосом. Наявність лімітуючої реакції забезпечує високу надійність та гнучкість управління тисячами реакцій, що відбуваються у клітині. Достатньо тримати під наглядом і регулювати лише найповільніші з них. Такий спосіб регулювання швидкості багатостадійного синтезу зветься принципом мінімуму. Він дозволяє суттєво спростити та зробити більш надійною систему авторегулювання у клітці.

Класифікації реакцій, що застосовуються в кінетиці: реакції, гомогенні, гетерогенні та мікрогетерогенні; реакції прості та складні (паралельні, послідовні, сполучені, ланцюгові). Молекулярність елементарного акта. Кінетичні рівняння. Порядок реакції. Період напівперетворення

Мікрогетерогенні реакції –

Молекулярність реакції визначається кількістю молекул, що вступають у хімічну взаємодію в елементарному акті реакції. За цією ознакою реакції поділяються на мономолекулярні, бімолекулярні та тримолекулярні.

Тоді реакції типу А ->В будуть мономолекулярними, наприклад:

а) 16 Н 34 (t°C) -> C g H 18 + 8 Н 16 - реакція крекінгу вуглеводнів;

б) CaC0 3 (t°C) ->СаО + С0 2 - термічне розкладання карбонату кальцію.
Реакції типу А + В -> С або 2А -> С - є бімолекулярними, наприклад:
а) С + 0 2 -> С0 2; б) 2Н 2 0 2 -> 2Н 2 0 + 0 2 і т.д.

Тримолекулярні реакції описуються загальними рівняннями типу:

а) А + В + З Д; б) 2А + В Д; в) 3А Д.

Наприклад: а) 2Н2 + 022Н20; б) 2NO + Н2N20 + Н20.

Швидкість реакцій залежно від молекулярності виражатиметься рівняннями: а) V = до С А – для мономолекулярної реакції; б) V = до С А С або в) V = до С 2 А - для бимолекулярної реакції; г) V = до С С в С е д) V = до С 2 А С або е) V = k С 3 А - для тримолекулярної реакції.

Молекулярність-число молекул, що реагують в одному елементарному хімічному акті.

Нерідко молекулярність реакції важко встановити, тому використовують формальнішу ознаку - порядок хімічної реакції.

Порядок реакції дорівнює сумі показників ступенів концентрацій у рівнянні, що виражає залежність швидкості реакції від концентрації речовин, що реагують (кінетичному рівнянні).

Порядок реакції найчастіше не збігається з молекулярністю через те, що механізм реакції, тобто "елементарний акт" реакції (див. Визначення ознаки молекулярності), важко встановити.

Розглянемо ряд прикладів, що ілюструють вказане положення.

1.Швидкість розчинення кристалів описується рівняннями кінетики нульового порядку, незважаючи на мономолекулярність реакції: AgCl (TB) -> Ag + + CI", V = k C (AgCl (TB p = k" C (AgCl (ra )) - p - щільності і є постійною величиною, тобто швидкість розчинення не залежить від кількості (концентрації) речовини, що розчиняється.

2.Реакція гідролізу сахарози: СО + Н 2 0 -> С 6 Н 12 0 6 (глюкоза) + С 6 Н 12 0 6 (фруктоза) є бімолекулярною реакцією, але її кінетика описується кінетичним рівнянням першого порядку: V = k * C cax , оскільки в умовах дослідів, у тому числі і в організмі, концентрація води є постійна величина С(Н 2 0) - const.

3.
Реакція розкладання водородпероксиду, що протікає за участю каталізаторів, як неорганічних іонів Fe 3+ , Cu 2+ металевої платини, так і біологічних ферментів, наприклад каталази, має загальний вигляд:

2Н 2 0 2 -> 2Н 2 0 + Про це є бімолекулярною.

Залежність швидкості реакції концентрації. Кінетичні рівняння реакцій першого, другого та нульового порядків. Експериментальні методи визначення швидкості та константи швидкості реакцій.

Залежність швидкості реакції від температури. Правило Вант – Гоффа. Температурний коефіцієнт швидкості реакції та її особливості для біохімічних процесів.

γ-температурний коефіцієнт швидкості реакції.

Фізичний зміст величини γ полягає в тому, що він показує, скільки разів змінюється швидкість реакції при зміні температури на кожні 10 градусів.

15. Поняття про теорію активних зіткнень. Енергетичний профіль реакції; енергія активації; рівняння Арреніуса. Роль стеричного чинника. Поняття про теорію перехідного стану.

Взаємозв'язок константи швидкості, енергії активації та температури описується рівнянням Арреніуса: k T = k 0 * Ae ~ E / RT , де до т і до 0 - Константи швидкостей при температурі Т і Т е е - основа натурального логарифму, А -стеричний фактор.

Стеричний фактор А визначає ймовірність зіткнення двох частинок, що реагують, в активному центрі молекули. Цей фактор має особливо важливе значення для біохімічних реакцій із біополімерами. При кислотно-основних реакціях Н + -іон повинен вступити в реакцію з кінцевою карбоксильною групою - СОО". Проте не всяке зіткнення Н + -іона з молекулою білка призведе до цієї реакції. Ефективними будуть лише ті зіткнення, які безпосередньо здійснюються в деяких точках макромолекул , Які називаються активними центрами.

З рівняння Аррениуса слід, що константа швидкості тим вище, що менше величина енергії активації Е і вище температура Т процесу.

З підвищенням температури швидкість хімічного процесу зазвичай зростає. У 1879 р. голландський вчений Я. Вант-Гофф сформулював емпіричне правило: з підвищенням температури на 10 К швидкість більшості хімічних реакцій зростає у 2-4 рази.

Математичний запис правила Я. Вант-Гоффа:

γ 10 = (k т+10)/k тде k т - константа швидкості реакції при температурі Т; k т+10 - константа швидкості реакції при температурі Т+10; 10 - температурний коефіцієнт Вант-Гоффа. Його значення коливається від 2 до 4. Для біохімічних процесів 10 змінюється в межах від 7 до 10.

Усі біологічні процеси протікають у певному інтервалі температур: 45-50°С. Оптимальною температурою є 36-40°С. В організмі теплокровних тварин ця температура підтримується постійною завдяки терморегуляції відповідної біосистеми. При вивченні біосистем користуються температурними коефіцієнтами 2 , 3 , 5 . Для порівняння їх призводять до 10 .

Залежність швидкості реакції від температури, відповідно до правила Вант-Гоффа, можна уявити рівнянням:

V 2 /V 1 = γ ((T 2 -T 1)/10)

Енергія активації.Значне зростання швидкості реакції при підвищенні температури не можна пояснити тільки збільшенням числа зіткнень між частинками реагуючих речовин, тому, відповідно до кінетичної теорії газів, зі зростанням температури кількість зіткнень збільшується в незначній мірі. Збільшення швидкості реакції з підвищенням температури пояснюється тим, що хімічна реакція відбувається не при будь-якому зіткненні частинок речовин, що реагують, а тільки при зустрічі активних частинок, що володіють в момент зіткнення необхідним надлишком енергії.

Енергія, необхідна для перетворення неактивних частинок на активні, називається енергією активації (Eа). Енергія активації – надмірна, проти середнім значенням, енергія, необхідна вступу реагуючих речовин, у реакцію за її зіткненні. Енергію активації вимірюють у кілоджоулях на моль (кДж/моль). Зазвичай Е становить від 40 до 200 кДж/моль.

Енергетична діаграма екзотермічної та ендотермічної реакції представлена ​​на рис. 2.3. Для будь-якого хімічного процесу можна виділити початковий, проміжний та кінцевий стани. На вершині енергетичного бар'єру реагенти знаходяться у проміжному стані, який називається активованим комплексом, або перехідним станом. Різниця між енергією активованого комплексу та початковою енергією реагентів дорівнює Еа, а різниця між енергією продуктів реакції та вихідних речовин (реагентів) - ΔН, тепловому ефекту реакції. Енергія активації, на відміну ΔН, завжди величина позитивна. Для екзотермічної реакції (рис. 2.3 а) продукти розташовані на нижчому енергетичному рівні, ніж реагенти (Еа< ΔН).

Еа є основним фактором, що визначає швидкість реакції: якщо Еа > 120 кДж/моль (вище енергетичний бар'єр, менше активних частинок у системі), реакція йде повільно; і навпаки, якщо Еа< 40 кДж/моль, реакция осуществляется с большой скоростью.

Для реакцій за участю складних біомолекул слід враховувати той факт, що в активованому комплексі, що утворився при зіткненні частинок, молекули повинні бути орієнтовані в просторі певним чином, так як трансформації піддається лише ділянка молекули, що реагує, невеликий по відношенню до її розміру.

Якщо відомі константи швидкості k 1 і k 2 при температурах Т 1 і Т 2 можна розрахувати значення Еа.

У біохімічних процесах енергія активації у 2-3 рази менша, ніж у неорганічних. Разом з тим Еа реакції за участю чужорідних речовин, ксенобіотиків значно перевищує Еа звичайних біохімічних процесів. Цей факт є природним біозахистом системи від впливу чужорідних речовин, тобто. природні для організму реакції відбуваються у сприятливих умовах з низькою Еа, а для чужорідних реакцій Еа висока. Це генний бар'єр, що характеризує одну з головних особливостей протікання біохімічних процесів.

З якісних міркувань відомо, що швидкість реакцій має збільшуватися зі зростанням температури, т.к. при цьому зростає енергія частинок, що стикаються, і підвищується ймовірність того, що при зіткненні відбудеться хімічне перетворення. Для кількісного опису температурних ефектів у хімічній кінетиці використовують два основних співвідношення - правило Вант-Гоффа та рівняння Арреніуса.

Правило Вант-Гоффаполягає в тому, що при нагріванні на 10 про швидкість більшості хімічних реакцій збільшується в 2 4 рази. Математично це означає, що швидкість реакції залежить від температури статечним чином:

, (4.1)

де – температурний коефіцієнт швидкості ( = 24). Правило Вант-Гоффа є дуже грубим і застосовується лише в дуже обмеженому інтервалі температур.

Набагато точнішим є рівняння Арреніуса, що описує температурну залежність константи швидкості:

, (4.2)

де R- Універсальна газова постійна; A- передекспоненційний множник, який залежить від температури, а визначається лише видом реакції; E A - енергія активації, яку можна охарактеризувати як деяку порогову енергію: грубо кажучи, якщо енергія часток, що стикаються, менша E A, то при зіткненні реакція не станеться, якщо енергія перевищує E A, реакція відбудеться. Енергія активації залежить від температури.

Графічно залежність k(T) виглядає наступним чином:

За низьких температур хімічні реакції майже не протікають: k(T) 0. При дуже високих температурах константа швидкості прагне граничного значення: k(T)A. Це відповідає тому, що всі молекули є хімічно активними, і кожне зіткнення призводить до реакції.

Енергію активації можна визначити, вимірявши константу швидкості при двох температурах. З рівняння (4.2) випливає:

. (4.3)

Більш точно енергію активації визначають за значеннями константи швидкості за кількох температур. Для цього рівняння Арреніуса (4.2) записують у логарифмічній формі

та записують експериментальні дані в координатах ln k - 1/T. Тангенс кута нахилу отриманої прямої дорівнює - E A / R.

Для деяких реакцій передекспоненційний множник залежить від температури. У цьому випадку визначають так звану дослідну енергію активації:

. (4.4)

Якщо передекспоненційний множник – постійний, то дослідна енергія активації дорівнює ареніусівській енергії активації: Eоп = E A.

Приклад 4-1. Користуючись рівнянням Арреніуса, оцініть, за яких температур і енергії активації справедливе правило Вант-Гоффа.

Рішення. Представимо правило Вант-Гоффа (4.1) як статечну залежність константи швидкості:

,

де B- Постійна величина. Порівняємо цей вираз із рівнянням Арреніуса (4.2), прийнявши для температурного коефіцієнта швидкості значення ~ e = 2.718:

.

Візьмемо натуральний логарифм обох частин цієї наближеної рівності:

.

Продиференціювавши отримане співвідношення за температурою, знайдемо зв'язок між енергією активації і температурою:

Якщо енергія активації та температура приблизно задовольняють цьому співвідношенню, то правилом Вант-Гоффа для оцінки впливу температури на швидкість реакції можна користуватися.

Приклад 4-2. Реакція першого порядку за температури 70 про З завершується на 40% за 60 хв. За якої температури реакція завершиться на 80% за 120 хв, якщо енергія активації дорівнює 60 кДж/моль?

Рішення. Для реакції першого порядку константа швидкості виражається через ступінь перетворення в такий спосіб:

,

де a = x/a- Ступінь перетворення. Запишемо це рівняння за двох температур з урахуванням рівняння Арреніуса:

де E A= 60 кДж/моль, T 1 = 343 K, t 1 = 60 хв, a 1 = 0.4, t 2 = 120 хв, a 2 = 0.8. Поділимо одне рівняння на інше та прологарифмуємо:

Підставляючи в цей вираз наведені вище величини, знаходимо T 2 = 333 К = 60 про З.

Приклад 4-3. Швидкість бактеріального гідролізу м'язів риб подвоюється при переході від температури -1.1°С до температури +2.2°С. Оцініть енергію активації цієї реакції.

Рішення. Збільшення швидкості гідролізу в 2 рази обумовлено збільшенням константи швидкості: k 2 = 2k 1 . Енергію активації по відношенню до констант швидкості при двох температурах можна визначити з рівняння (4.3) з T 1 = t 1 + 273.15 = 272.05 К, T 2 = t 2 + 273.15 = 275.35 K:

130 800 Дж/моль = 130.8 кДж/моль.

4-1. За допомогою правила Вант-Гоффа обчисліть, за якої температури реакція закінчиться через 15 хв, якщо при 20 про С на це потрібно 2 год. Температурний коефіцієнт швидкості дорівнює 3.(відповідь)

4-2. Час напіврозпаду речовини при 323 К дорівнює 100 хв, а за 353 К - 15 хв. Визначте температурний коефіцієнт швидкості.

4-3. Якою має бути енергія активації, щоб швидкість реакції збільшувалася в 3 рази при зростанні температури на 10 0 С а) при 300 К; б) при 1000 К? (Відповідь)

4-4. Реакція першого порядку має енергію активації 25 ккал/моль та передекспоненційний множник 5 . 10 13 с -1 . При якій температурі час напіврозпаду для цієї реакції становитиме: а) 1 хв; б) 30 днів? (відповідь)

4-5. У якому з двох випадків константа швидкості реакції збільшується у більше разів: при нагріванні від 0 до 10 про З або при нагріванні від 10 до 20 про З? Відповідь обґрунтуйте за допомогою рівняння Арреніуса.

4-6. Енергія активації деякої реакції в 1.5 рази більша, ніж енергія активації іншої реакції. При нагріванні від T 1 до T 2 константа швидкості другої реакції збільшилася в aразів. У скільки разів збільшилася константа швидкості першої реакції при нагріванні від T 1 до T 2? (Відповідь)

4-7. Константа швидкості складної реакції виражається через константи швидкості елементарних стадій так:

Виразіть енергію активації та передекспоненційний множник складної реакції через відповідні величини, що відносяться до елементарних стадій.

4-8. У незворотній реакції 1-го порядку за 20 хв при 125 про З ступінь перетворення вихідної речовини склала 60%, а при 145 o C такий же ступінь перетворення була досягнута за 5.5 хв. Знайдіть константи швидкості та енергію активації даної реакції.

4-9. Реакція 1-го порядку за температури 25 про З завершується на 30% за 30 хв. За якої температури реакція завершиться на 60% за 40 хв, якщо енергія активації дорівнює 30 кДж/моль?(відповідь)

4-10. Реакція 1-го порядку за температури 25 про З завершується на 70% за 15 хв. За якої температури реакція завершиться на 50% за 15 хв, якщо енергія активації дорівнює 50 кДж/моль?(відповідь)

4-11. Константа швидкості реакції першого порядку дорівнює 4.02. 10 -4 з -1 при 393 К та 1.98 . 10 -3 з -1 при 413 К. Розрахуйте передекспоненційний множник для цієї реакції.

4-12. Для реакції H 2 + I 2 2HI константа швидкості при температурі 683 К дорівнює 0,0659 л/(моль. хв), а при температурі 716 К - 0,375 л/(моль. хв). Знайдіть енергію активації цієї реакції та константу швидкості при температурі 700 К. (відповідь)

4-13. Для реакції 2N 2 O 2N 2 + O 2 константа швидкості при температурі 986 К дорівнює 6,72 л/(моль. хв), а при температурі 1165 К - 977,0 л/(моль. хв). Знайдіть енергію активації цієї реакції та константу швидкості при температурі 1053,0 К. (відповідь)

4-14. Трихлорацетат-іон в іонізуючих розчинниках, що містять H + , розкладається за рівнянням

H + + CCl 3 COO - CO 2 + CHCl 3

Стадією, що визначає швидкість реакції, є мономолекулярний розрив зв'язку C-C в трихлорацетат-іоні. Реакція протікає за першим порядком, і константи швидкості мають такі значення: k= 3.11. 10 -4 з -1 при 90 про, k= 7.62. 10 -5 з -1 при 80 про З. Розрахуйте а) енергію активації, б) константу швидкості при 60 про З.(ответ)

4-15. Для реакції CH 3 COOC 2 H 5 + NaOH CH 3 COONa + C 2 H 5 OH константа швидкості при температурі 282,6 К дорівнює 2,307 л/(моль. хв), а при температурі 318,1 К - 21,65 л /(Моль. хв). Знайдіть енергію активації цієї реакції та константу швидкості при температурі 343 К. (відповідь)

4-16. Для реакції C 12 H 22 O 11 + H 2 O C 6 H 12 O 6 + C 6 H 12 O 6 константа швидкості при температурі 298,2 К дорівнює 0,765 л/(моль. хв), а при температурі 328,2 К - 35,5 л/(моль. хв). Знайдіть енергію активації цієї реакції та константу швидкості при температурі 313,2 К. (відповідь)

4-17. Речовина розкладається двома паралельними шляхами з константами швидкості k 1 і k 2 . Яка різниця енергій активації цих двох реакцій, якщо при 10 o C k 1 /k 2 = 10, а при 40 o C k 1 /k 2 = 0.1? (Відповідь)

4-18. У двох реакціях однакового порядку різниця енергій активації становить E 2 - E 1 = 40 кДж/моль. При температурі 293 К відношення констант швидкості дорівнює k 1 /k 2 = 2. За якої температури константи швидкості зрівняються?(відповідь)

4-19. Розкладання ацетондікарбонової кислоти у водному розчині – реакція першого порядку. Виміряно константи швидкості цієї реакції за різних температур:

Розрахуйте енергію активації та передекспоненційний множник. Чому дорівнює період напіврозпаду при 25°С?

Температура та швидкість реакції

При фіксованій температурі реакція можлива, якщо взаємодіючі молекули мають певний запас енергії. Арреніус цю надмірну енергію назвав енергією активації , а самі молекули активованими.

По Арреніусу константа швидкості kта енергія активації E aпов'язані співвідношенням, що отримало назву рівняння Арреніуса:

Тут A- передекспоненційний множник, R- Універсальна газова постійна, T- Абсолютна температура.

Таким чином, при постійній температурі швидкість реакції визначає E a. Чим більше E aтим менше кількість активних молекул і тим повільніше протікає реакція. При зменшенні E aшвидкість зростає, а при E a= 0 реакція протікає миттєво.

Величина E aхарактеризує природу реагуючих речовин і визначається експериментально із залежності k = f(T). Записавши рівняння (5.3) у логарифмічному вигляді та вирішуючи його для констант при двох температурах, знаходимо E a:

γ – температурний коефіцієнт швидкості хімічної реакції. Правило Вант-Гоффа має обмежене застосування, оскільки величина γ залежить від температури, а поза областю E a= 50–100 кДж ∙ моль –1 це правило взагалі не виконується.

На рис. 5.4 видно, що енергія, що витрачається на переведення початкових продуктів в активний стан (А* – активований комплекс), потім повністю або частково знову виділяється при переході до кінцевих продуктів. Різниця енергій початкових та кінцевих продуктів визначає Δ Hреакції, яка від енергії активації не залежить.

Таким чином, шляхом з вихідного стану в кінцеве система повинна подолати енергетичний бар'єр. Тільки активні молекули, що мають в момент зіткнення необхідний надлишок енергії, рівний E aможуть подолати цей бар'єр і вступити в хімічну взаємодію. Зі зростанням температури збільшується частка активних молекул у реакційному середовищі.

Передекспоненційний множникAхарактеризує загальну кількість зіткнень. Для реакцій із простими молекулами Aблизький до теоретичної величини зіткнень Z, тобто. A = Z, що розраховується з кінетичної теорії газів. Для складних молекул A ≠ Zтому необхідно вводити стеричний фактор P:

Тут Z- Число всіх зіткнень, P- Частка зіткнень, сприятливих у просторовому відношенні (приймає значення від 0 до ), - Частка активних, тобто сприятливих в енергетичному відношенні зіткнень.

Розмірність константи швидкості виходить із співвідношення

Аналізуючи вираз (5.3), приходимо до висновку, що існують дві важливі можливості прискорення реакції:
а) підвищення температури,
б) зниження енергії активації.

Завдання та тести на тему "Хімічна кінетика. Температура та швидкість реакції"

• Швидкість перебігу хімічної реакції. Каталізатори - Класифікація хімічних реакцій та закономірності їх протікання 8–9 клас

  Уроків: 5 Задань: 8 Тестів: 1

Швидкість хімічної реакції залежить від температури, причому у разі підвищення температури швидкість реакції збільшується. Голландський вчений Вант-Гофф показав, що при підвищенні температури на 10 градусів швидкість більшості реакцій збільшується в 2-4 рази;

VT 2 =VT 1 *y (T2-T1)/10

Де VT 2 та VT 1 – швидкості реакції при температурах T 2 та T 1 ; у – температурний коефіцієнт швидкості реакції, який показує, скільки разів збільшилася швидкість реакції у разі підвищення температури на 10К.

При концентрації реагуючих речовин 1 моль/л швидкість реакції чисельно дорівнює константі швидкості k. Тоді рівняння показує, що константа швидкості залежить від температури так само, як швидкість процесу.

3. Напишіть варіант реакції відщеплення (елімінування) із виділенням галогенводню.

C 2 H 5 Cl=C 2 H 4 +HCl

Білет №4

1. Що таке "атомна маса", "молекулярна маса", "моль речовини" і що прийнято за атомну одиницю маси (а.е.м.)?

АТОМНА МАСА – маса атома в атомних одиницях маси (а. е. м.). за одиницю а. е. м. прийнята 1/12 маси ізотопу вуглець-12.

а.е.м. = 1/12 m 12 6 С = 1, 66 * 10 -24

МОЛЕКУЛЯРНА МАСА - молярна маса сполуки, віднесена до 1/12 молярної маси атома вуглецю-12.

МІЛЬ - кількість речовини, що містить стільки ж частинок або структурних одиниць (атомів, іонів, молекул, радикалів, електронів, еквівалентів та ін), що і в 12 а. е. м. ізотопу вуглецю-12.

Формула збільшення швидкості реакції у присутності каталізатора.

Змінити величину Еа (енергію активації) можна за допомогою каталізаторів. Речовини, що беруть участь, але не витрачаються в процесі реакції, називають каталізаторами. Саме це явище називається каталізом. Збільшення швидкості реакції у присутності каталізатора визначається формулою

Залежно від того, чи каталізатор знаходиться в тій же фазі, що і реагуючі речовини, або утворює самостійну фазу, говорять про гомогенний або гетерогенний каталіз. Механізм каталітичної дії для них не одиниць, однак і в тому, і в іншому випадку відбувається прискорення реакції за рахунок зниження Еа. Існує ряд специфічних каталізаторів – інгібіторів, що знижують швидкість реакції.

де -параметри каталітичного процесу, V, k, Еа-некаталітичного процесу.

Напишіть реакції згоряння вуглецевмісних неорганічних речовин у кисні, вказавши окислювач і відновник, а також ступеня окислення вуглецю до і після реакції.

С – відновник, процес окиснення

О – окислювач, процес відновлення

Білет № 5

1. Що таке «електронегативність», «валентність», «ступінь окислення» елемента та які основні правила їх визначення?

СТУПЕНЬ ОКИСЛЕННЯ - умовний заряд атома елемента, отриманий у припущенні, що з'єднання складається з іонів. Вона може бути позитивною, негативною, нульовою, дробовою і позначається арабською цифрою зі знаком «+» або «-» у вигляді верхнього правого індексу символу елемента: З 1- , О 2- , Н + , Мg 2+ , N 3- , N 5+, Сr 6+.

Для визначення ступеня окислення (с. о.) елемента у поєднанні (іоні) користуються такими правилами:

1 У простих речовинах (Н2, S8, Р4) с. о. дорівнює нулю.

2 Постійну с. о. мають лужні (Е+) та лужно-земельні (Е2+) елементи, а також фтор Р-.

3 Водень у більшості сполук має с. о. Н+ (Н2О, СН4, НС1), у гідридах - Н-(-NaН, СаН2); с. о. кисню, як правило, дорівнює -2 (О2-), в пероксидах (-О-О-) - 1 (О-).

4 У бінарних сполуках неметалів негативна с. о. приписується елементу, розташованому праворуч).

5 Алгебраїчна сума с. о. молекула дорівнює нулю, іона - його заряду.

Здатність атома приєднувати чи заміщати певну кількість інших атомів називають ВАЛЕНТНІСТЬЮ. Мірою валентності вважають число атомів водню або кисню, приєднаних до елемента, за умови, що водень одно-, а кисень двовалентний.