У металів 2 групи ступінь окиснення дорівнює. Ступінь окислення в XO

У хімічних процесах головну роль грають атоми та молекули, властивості яких визначають результат хімічних реакцій. Однією з важливих характеристик атома є окисне число, яке полегшує метод обліку перенесення електронів у частинці. Як визначити ступінь окислення чи формальний заряд частинки та які правила необхідно знати для цього?

Будь-яка хімічна реакція обумовлена ​​взаємодією атомів різних речовин. Від характеристик найдрібніших частинок залежить процес реакції та її результат.

Термін окислення (оксидація) в хімії означає реакцію, в ході якої група атомів або один з них втрачають електрони або набувають, у разі придбання реакцію називають відновленням.

Ступінь окислення – це величина, яка вимірюється кількісно і характеризує електрони, що перерозподіляються, в ході реакції. Тобто. в процесі оксидації електрони в атомі зменшуються або збільшуються, перерозподіляючись між іншими частинками, що взаємодіють, і рівень оксидації показує, як саме вони реорганізуються. Дане поняття тісно пов'язане з електронегативністю частинок – їх умінням притягувати та відштовхувати від себе вільні іони.

Визначення рівня оксидації залежить від характеристик та властивостей конкретної речовини, тому не можна однозначно назвати процедуру обчислення легкою чи складною, але її результати допомагають умовно записати процеси окисно-відновних реакцій. Слід розуміти, що отриманий результат обчислень є результатом обліку перенесення електронів і немає фізичного сенсу, і навіть є істинним зарядом ядра.

Важливо знати! Неорганічна хімія часто використовує термін валентності замість ступеня окислення елементів, це помилка, але слід враховувати, що друге поняття універсальніше.

Поняття та правила обчислень руху електронів є основою для класифікації хімічних речовин (номенклатура), опису їх властивостей та складання формул зв'язку. Але найчастіше це поняття використовується для опису та роботи з окислювально-відновними реакціями.

Правила визначення ступеня окиснення

Як дізнатися ступінь окиснення? Працюючи з окислювально-відновними реакціями важливо знати, що формальний заряд частки завжди дорівнюватиме величині електрона, вираженого в числовому значенні. Ця особливість пов'язана з припущенням, що електронні пари, що утворюють зв'язок, завжди повністю зміщуються в бік більш негативних частинок. Слід розуміти, що йдеться про іонні зв'язки, а у разі реакції при електрони будуть ділитися порівну між однаковими частинками.

Окисне число може мати як позитивні, так і негативні значення. Вся справа в тому, що в процесі реакції атом повинен стати нейтральним, а для цього потрібно або приєднати до іону деяку кількість електронів, якщо він позитивний, або забрати їх, якщо він негативний. Для позначення цього поняття під час запису формули зазвичай прописують над позначенням елемента арабську цифру з відповідним знаком. Наприклад, або т.д.

Слід знати, що формальний заряд металів завжди буде позитивним, а здебільшого, щоб визначити його, можна скористатися таблицею Менделєєва. Існує ряд особливостей, які необхідно враховувати, щоб правильно визначати показники.

Ступінь оксидації:

Запам'ятавши ці особливості, досить просто визначатиме окисне число в елементів, незалежно від складності та кількості рівнів атомів.

Корисне відео: визначення ступеня окиснення

Періодична таблиця Менделєєва містить майже всю інформацію для роботи з хімічними елементами. Наприклад, школярі використовують лише її для опису хімічних реакцій. Так, щоб визначити максимальні позитивні та негативні значення окисного числа необхідно звіритися з позначенням хімічного елемента в таблиці:

1. Максимально позитивне – це номер групи, де знаходиться елемент.
2. Максимально негативний ступінь окислення – це різниця між максимально позитивним кордоном та числом 8.

Таким чином, досить просто дізнатися про крайні межі формального заряду того чи іншого елемента. Таку дію можна зробити за допомогою обчислень на основі таблиці Менделєєва.

Важливо знати! В одного елемента може бути одночасно кілька різних показників оксидації.

Розрізняють два основні способи визначення рівня оксидації, приклади яких представлені нижче. Перший – це спосіб, який вимагає знань і умінь застосовувати закони хімії. Як розставляти ступені окислення за допомогою цього способу?

Правило визначення ступенів окиснення

Для цього необхідно:

1. Визначити, чи ця речовина є елементарною і чи знаходиться вона поза зв'язком. Якщо так, то його окисне число дорівнюватиме 0, незалежно від складу речовини (окремі атоми або багаторівневі атомні сполуки).
2. Визначити, чи складається речовина, що розглядається, з іонів. Якщо так, то ступінь оксидації дорівнюватиме їх заряду.
3. Якщо речовина, що розглядається метал, то подивитися на показники інших речовин у формулі і обчислити показання металу шляхом арифметичних дій.
4. Якщо все з'єднання має один заряд (по суті це сума всіх частинок представлених елементів), достатньо визначити показники простих речовин, потім відняти їх від загальної суми і отримати дані металу.
5. Якщо зв'язок нейтральний, то загальна сума повинна дорівнювати нулю.

Наприклад можна розглянути об'єднання з іоном алюмінію, загальний заряд якого дорівнює нулю. Правила хімії підтверджують той факт, що іон Cl має окисне число -1, а в даному випадку їх три у поєднанні. Значить іон Al повинен дорівнювати +3, щоб все з'єднання було нейтральним.

Цей спосіб дуже хороший, оскільки правильність рішення можна перевірити, якщо скласти всі рівні оксидації разом.

Другий метод можна застосовувати без знання хімічних законів:

1. Знайти дані частинок, щодо яких немає строгих правил і точну кількість їх електронів невідомо (можна шляхом виключення).
2. З'ясувати показники всіх інших частинок і після загальної суми шляхом віднімання знайти потрібну частинку.

Розглянемо другий метод з прикладу речовини Na2SO4, у якому визначено атом сірки S, відомо лише, що він відмінний від нуля.

Щоб знайти, чому рівні всі ступені окислення необхідно:

1. Знайти відомі елементи, пам'ятаючи про традиційні правила та винятки.
2. Іон Na = +1, а кожен кисень = -2.
3. Помножити кількість частинок кожної речовини на їх електрони та одержати ступеня оксидації всіх атомів, крім одного.
4. У Na2SO4 складаються 2 натрію та 4 кисні, при множенні виходить: 2 X +1 = 2 – це окисне число всіх частинок натрію та 4 X -2 = -8 – киснів.
5. Скласти отримані результати 2+(-8) =-6 – це загальний заряд з'єднання без сірки.
6. Подати хімічний запис у вигляді рівняння: сума відомих даних + невідоме число = загальний заряд.
7. Na2SO4 представлено так: -6 + S = 0, S = 0 + 6, S = 6.

Отже, щоб використати другий метод, досить знати прості закони арифметики.

Таблиця оксидації

Для простоти роботи та обчислення показників оксидації для кожної хімічної речовини використовують спеціальні таблиці, де прописані всі дані.

Вона виглядає так:

Корисне відео: вчимося визначати ступінь окислення за формулами

Висновок

Знаходження ступеня окислення для хімічної речовини – це проста дія, яка потребує лише уважності та знання основних правил та винятків. Знаючи винятки та користуючись спеціальними таблицями, ця дія не займатиме багато часу.

Електронегативність, як і інші властивості атомів хімічних елементів, змінюється із збільшенням порядкового номера елемента періодично:

Графік вище показує періодичність зміни електронегативності елементів основних підгруп залежно від порядкового номера елемента.

При русі вниз по підгрупі таблиці Менделєєва електронегативність хімічних елементів зменшується, під час руху праворуч за періодом зростає.

Електронегативність відбиває неметаллічність елементів: що вище значення електронегативності, то більше в елемента виражені неметалеві властивості.

Ступінь окислення

Як розрахувати ступінь окислення елемента у поєднанні?

1) Ступінь окиснення хімічних елементів у простих речовинах завжди дорівнює нулю.

2) Існують елементи, що виявляють у складних речовинах постійний ступінь окислення:

3) Існують хімічні елементи, які виявляють у переважній більшості сполук постійний ступінь окислення. До таких елементів відносяться:

4) Алгебраїчна сума ступенів окислення всіх атомів у молекулі завжди дорівнює нулю. Алгебраїчна сума ступенів окислення всіх атомів в іоні дорівнює заряду іона.

5) Вища (максимальна) ступінь окислення дорівнює номеру групи. Винятки, які не підпадають під це правило, - елементи побічної підгрупи І групи, елементи побічної підгрупи VIII групи, а також кисень і фтор.

Хімічні елементи, номер групи яких не збігається з їх вищим ступенем окиснення (обов'язкові для запам'ятовування)

6) Нижчий ступінь окиснення металів завжди дорівнює нулю, а нижчий ступінь окиснення неметалів розраховується за формулою:

нижчий ступінь окислення неметалу = № групи − 8

Відштовхуючись від наведених вище правил, можна встановити ступінь окислення хімічного елемента в будь-якій речовині.

Знаходження ступенів окислення елементів у різних сполуках

Приклад 1

Визначте ступеня окиснення всіх елементів у сірчаній кислоті.

Рішення:

Запишемо формулу сірчаної кислоти:

Ступінь окиснення водню у всіх складних речовинах +1 (крім гідридів металів).

Ступінь окислення кисню у всіх складних речовинах дорівнює -2 (крім пероксидів та фториду кисню OF 2). Розставимо відомі ступені окислення:

Позначимо ступінь окислення сірки як x:

Молекула сірчаної кислоти, як і молекула будь-якої речовини, загалом електронейтральна, т.к. сума ступенів окиснення всіх атомів у молекулі дорівнює нулю. Схематично це можна зобразити так:

Тобто. ми отримали наступне рівняння:

Вирішимо його:

Таким чином, ступінь окислення сірки у сірчаній кислоті дорівнює +6.

Приклад 2

Визначте ступінь окислення всіх елементів дихромату амонію.

Рішення:

Запишемо формулу дихромату амонію:

Як і в попередньому випадку, ми можемо розставити ступені окислення водню та кисню:

Проте бачимо, що невідомі ступеня окислення відразу в двох хімічних елементів — азоту і хрому. Тому знайти ступеня окислення аналогічно попередньому прикладу ми можемо (одне рівняння з двома змінними немає єдиного рішення).

Звернемо увагу на те, що вказана речовина відноситься до класу солей і, відповідно, має іонну будову. Тоді справедливо можна сказати, що до складу дихромату амонію входять катіони NH 4 + (заряд даного катіону можна подивитися у таблиці розчинності). Отже, так як у формульній одиниці дихромату амонію два позитивні однозарядні катіони NH 4 + , заряд дихромат-іона дорівнює -2, оскільки речовина в цілому електронейтрально. Тобто. речовина утворена катіонами NH 4 + та аніонами Cr 2 O 7 2- .

Ми знаємо ступеня окислення водню та кисню. Знаючи, що сума ступенів окиснення атомів всіх елементів в іоні дорівнює заряду, і позначивши ступеня окиснення азоту та хрому як xі yвідповідно, ми можемо записати:

Тобто. ми отримуємо два незалежні рівняння:

Вирішуючи які, знаходимо xі y:

Таким чином, у дихроматі амонію ступеня окиснення азоту -3, водню +1, хрому +6, а кисню -2.

Як визначати ступеня окиснення елементів в органічних речовинах можна почитати.

Валентність

Валентність атомів позначається римськими цифрами: І, ІІ, ІІІ тощо.

Валентні можливості атома залежать від кількості:

1) неспарених електронів

2) неподілених електронних пар на орбіталях валентних рівнів

3) порожніх електронних орбіталей валентного рівня

Валентні можливості атома водню

Зобразимо електронно-графічну формулу атома водню:

Було сказано, що на валентні можливості можуть впливати три фактори – наявність неспарених електронів, наявність неподілених електронних пар на зовнішньому рівні та наявність вакантних (порожніх) орбіталей зовнішнього рівня. Ми бачимо на зовнішньому (і єдиному) енергетичному рівні один неспарений електрон. Виходячи з цього, водень може точно мати валентність, що дорівнює I. Однак на першому енергетичному рівні є лише один підрівень — s,тобто. атом водню на зовнішньому рівні немає як неподілених електронних пар, і порожніх орбіталей.

Таким чином, єдина валентність, яку може виявляти атом водню, дорівнює I.

Валентні можливості атома вуглецю

Розглянемо електронну будову атома вуглецю. В основному стані електронна конфігурація його зовнішнього рівня виглядає так:

Тобто. в основному стані на зовнішньому енергетичному рівні незбудженого атома вуглецю знаходиться 2 неспарені електрони. У такому стані він може виявляти валентність, що дорівнює II. Однак атом вуглецю дуже легко переходить у збуджений стан при повідомленні йому енергії, і електронна конфігурація зовнішнього шару в цьому випадку набуває вигляду:

Незважаючи на те, що на процес збудження атома вуглецю витрачається деяка кількість енергії, витрати з надлишком компенсуються при утворенні чотирьох ковалентних зв'язків. Тому валентність IV набагато більш характерна для атома вуглецю. Так, наприклад, валентність IV вуглець має на молекулах вуглекислого газу, вугільної кислоти і всіх органічних речовин.

Крім неспарених електронів та неподілених електронних пар на валентні можливості також впливає наявність вакантних () орбіталей валентного рівня. Наявність таких орбіталей на рівні, що заповнюється призводить до того, що атом може виконувати роль акцептора електронної пари, тобто. утворювати додаткові ковалентні зв'язки за донорно-акцепторним механізмом. Так, наприклад, всупереч очікуванням, у молекулі чадного газу CO зв'язок не подвійний, а потрійний, що наочно показано на наступній ілюстрації:

Валентні можливості атома азоту

Запишемо електронно-графічну формулу зовнішнього енергетичного рівня атома азоту:

Як видно з ілюстрації вище, атом азоту у своєму звичайному стані має 3 неспарені електрони, у зв'язку з чим логічно припустити про його здатність виявляти валентність, рівну III. Дійсно, валентність, що дорівнює трьом, спостерігається в молекулах аміаку (NH 3), азотистої кислоти (HNO 2), трихлористого азоту (NCl 3) і т.д.

Вище було сказано, що валентність атома хімічного елемента залежить від кількості неспарених електронів, а й від наявності неподілених електронних пар. Пов'язано це з тим, що ковалентний хімічний зв'язок може утворитися не тільки, коли два атоми надають один одному по одному електрону, але також і тоді, коли один атом, що має неподілену пару електронів — донор() надає її іншому атому з вакантною орбіталлю () валентного рівня (акцептор). Тобто. для атома азоту можлива також валентність IV за рахунок додаткового ковалентного зв'язку, утвореного за донорно-акцепторним механізмом. Так, наприклад, чотири ковалентні зв'язки, одна з яких утворена за донорно-акцепторним механізмом, спостерігається при утворенні катіону амонію:

Незважаючи на те, що один з ковалентних зв'язків утворюється за донорно-акцепторним механізмом, всі зв'язки N-H в катіоні амонію абсолютно ідентичні і нічим один від одного не відрізняються.

Валентність, що дорівнює V, атом азоту виявляти не здатний. Пов'язано це з тим, що для атома азоту неможливий перехід у збуджений стан, при якому відбувається розпарювання двох електронів з переходом одного з них на вільну орбіталь, найближчу за рівнем енергії. Атом азоту не має d-підрівня, а перехід на 3s-орбіталь енергетично настільки витратний, що витрати енергії не покриваються утворенням нових зв'язків. Багато хто може поставити питання, а яка ж тоді валентність у азоту, наприклад, в молекулах азотної кислоти HNO 3 або оксиду азоту N 2 O 5 ? Як не дивно, валентність там теж IV, що видно з наведених нижче структурних формул:

Пунктирною лінією на ілюстрації зображено так звану справакалізована π -зв'язок. Тому кінцеві зв'язки NO можна назвати «полуторними». Аналогічні полуторні зв'язки є також молекулі озону O 3 , бензолу C 6 H 6 тощо.

Валентні можливості фосфору

Зобразимо електронно-графічну формулу зовнішнього енергетичного рівня атома фосфору:

Як бачимо, будова зовнішнього шару в атома фосфору переважно стані і атома азоту однаково, у зв'язку з чим логічно очікувати атома фосфору як і, як й у атома азоту, можливих валентностей, рівних I, II, III і IV, як і спостерігається практично.

Однак, на відміну від азоту, атом фосфору має на зовнішньому енергетичному рівні ще й d-підрівень з 5-ма вакантними орбіталями.

У зв'язку з цим він здатний переходити в збуджений стан, розпарюючи електрони 3 s-орбіталі:

Таким чином, недоступна азоту валентність V для атома фосфору можлива. Так, наприклад, валентність, що дорівнює п'яти, атом фосфору має в молекулах таких сполук, як фосфорна кислота, галогеніди фосфору (V), оксид фосфору (V) і т.д.

Валентні можливості атома кисню

Електронно-графічна формула зовнішнього енергетичного рівня атома кисню має вигляд:

Ми бачимо на 2-му рівні два неспарені електрони, у зв'язку з чим для кисню можлива валентність II. Слід зазначити, що ця валентність атома кисню спостерігається практично у всіх сполуках. Вище під час розгляду валентних можливостей атома вуглецю ми обговорили утворення молекули чадного газу. Зв'язок у молекулі CO потрійний, отже, кисень там тривалентний (кисень — донор електронної пари).

Через те, що атом кисню не має на зовнішньому рівні d-підрівня, розпарювання електронів sі p-орбіталей неможливо, через що валентні можливості атома кисню обмежені порівняно з іншими елементами його підгрупи, наприклад сіркою.

Валентні можливості атома сірки

Зовнішній енергетичний рівень атома сірки у незбудженому стані:

У атома сірки, як і в атома кисню, у звичайному стані два неспарені електрони, тому ми можемо зробити висновок про те, що для сірки можлива валентність, що дорівнює двом. І справді, валентність II сірка має, наприклад, в молекулі сірководню H 2 S.

Як бачимо, у атома сірки зовнішньому рівні з'являється d-підрівень із вакантними орбіталями. Тому атом сірки здатний розширювати свої валентні можливості на відміну від кисню за рахунок переходу в збуджені стани. Так, при розпаруванні неподіленої електронної пари 3 p-підрівня атом сірки набуває електронної конфігурації зовнішнього рівня наступного виду:

У такому стані атом сірки має 4 неспарені електрони, що говорить нам про можливість прояву атомами сірки валентності, що дорівнює IV. Дійсно, валентність IV сірка має молекулах SO 2 , SF 4 , SOCl 2 і т.д.

При розпарюванні другої неподіленої електронної пари, розташованої на 3 s-підрівні, зовнішній енергетичний рівень набуває конфігурації:

У такому стані стає можливим прояв валентності VI. Прикладом сполук з VI-валентною сіркою є SO 3 H 2 SO 4 SO 2 Cl 2 і т.д.

Аналогічно можна розглянути валентні можливості решти хімічних елементів.

Електронегативність (ЕО) - Це здатність атомів притягувати електрони при зв'язуванні з іншими атомами .

Електронегативність залежить від відстані між ядром та валентними електронами, і від того, наскільки валентна оболонка близька до завершеної. Чим менший радіус атома і що більше валентних електронів, то вищий його ЭО.

Фтор є електронегативним елементом. По-перше, він має на валентній оболонці 7 електронів (до октету бракує всього 1-го електрона) і, по-друге, ця валентна оболонка (2s 2 2p 5) розташована близько до ядра.

Найменше електронегативні атоми лужних і лужноземельних металів. Вони мають великі радіуси та їх зовнішні електронні оболонки далекі від завершення. Їм набагато простіше віддати свої валентні електрони іншому атому (тоді передня оболонка стане завершеною), ніж «добирати» електрони.

Електронегативність можна висловити кількісно і побудувати елементи в ряд за її зростанням. Найчастіше використовують шкалу електронегативностей, запропоновану американським хіміком Л. Полінгом.

Різниця електронегативності елементів у з'єднанні ( ΔX) дозволить судити про тип хімічного зв'язку. Якщо величина Δ X= 0 – зв'язок ковалентна неполярна.

При різниці електронегативностей до 2,0 зв'язок називають ковалентної полярноїнаприклад, зв'язок H-F в молекулі фтороводню HF: Δ X = (3,98 - 2,20) = 1,78

Зв'язки з різницею електронегативностей більше 2,0 вважаються іонними. Наприклад: зв'язок Na-Cl у з'єднанні NaCl: X = (3,16 - 0,93) = 2,23.

Ступінь окислення

Ступінь окислення (СО) - Це умовний заряд атома в молекулі, обчислений у припущенні, що молекула складається з іонів і в цілому електронейтральна.

При утворенні іонного зв'язку відбувається перехід електрона від менш електронегативного атома до електронегативнішого, атоми втрачає свою електронейтральність, перетворюється на іони. з'являються цілі заряди. При утворенні ковалентного полярного зв'язку електрон переходить в повному обсязі, а частково, тому виникають часткові заряди (на малюнку нижче HCl). Уявімо, що електрон перейшов повністю від атома водню до хлору, і водню виник цілий позитивний заряд +1, але в хлорі -1. такі умовні заряди називають ступенем окислення.

На цьому малюнку зображені ступеня окиснення, характерні для перших 20 елементів.
Зверніть увагу. Вища СО зазвичай дорівнює номеру групи в таблиці Менделєєва. У металів основних підгруп – одна характерна СО, у неметалів, зазвичай, спостерігається розкид СО. Тому неметали утворюють велику кількість сполук і мають більш «різноманітні» властивості, порівняно з металами.

Приклади визначення ступеня окиснення

Визначимо ступеня окиснення хлору в сполуках:

Ті правила, які ми розглянули не завжди дозволяють розрахувати СО всіх елементів, наприклад, у даній молекулі амінопропану.

Тут зручно користуватися наступним прийомом:

1)Зображаємо структурну формулу молекули, рисочка – це зв'язок, пара електронів.

2) Рисунок перетворюємо на стрілку, спрямовану до більш ЕО атому. Ця стрілка символізує перехід електрона до атома. Якщо пов'язані два однакові атоми, залишаємо межу як є – немає переходу електронів.

3) Вважаємо скільки електронів «прийшло» і «пішло».

Наприклад, порахуємо заряд першого атома вуглецю. Три стрілки спрямовані до атома, отже, 3 електрони надійшло, заряд -3.

Другий атом вуглецю: водень віддав електрон, а азот забрав один електрон. Заряд не змінився, дорівнює нулю. І т.д.

Валентність

Валентність(Від лат. valēns «має силу») - здатність атомів утворювати певну кількість хімічних зв'язків з атомами інших елементів.

В основному, під валентністю розуміється здатність атомів до утворення певної кількості ковалентних зв'язків. Якщо в атомі є nнеспарених електронів та mнеподілених електронних пар, цей атом може утворювати n+mковалентних зв'язків коїться з іншими атомами, тобто. його валентність дорівнюватиме n+m. Оцінюючи максимальної валентності слід з електронної конфігурації «збудженого» стану. Наприклад, максимальна валентність атома берилію, бору і азоту дорівнює 4 (наприклад, Be(OH) 4 2- , BF 4 - і NH 4 +), фосфору - 5 (PCl 5), сірки - 6 (H 2 SO 4) , Хлору - 7 (Cl 2 O 7).

У ряді випадків, валентність може чисельно збігатися зі ступенем окислення, але жодним чином вони не тотожні один одному. Наприклад, у молекулах N 2 і CO реалізується потрійний зв'язок (тобто валентність кожного атома дорівнює 3), проте ступінь окислення азоту дорівнює 0, вуглецю +2, кисню -2.

Вміння знаходити ступінь окислення хімічних елементів є необхідною умовою для успішного вирішення хімічних рівнянь, що описують окисно-відновлювальні реакції. Без нього ви не зможете скласти точну формулу речовини, що вийшла в результаті реакції між різними хімічними елементами. В результаті вирішення хімічних завдань, побудованих на подібних рівняннях, буде або неможливим або помилковим.

В окислювально-відновлювальних реакціях поняття ступінь окислення використовується для визначення хімічних формул сполук елементів, що виходять в результаті взаємодії кількох речовин.

На перший погляд може здатися, що ступінь окислення еквівалентний поняттю валентності хімічного елемента, але це не так. Концепція валентністьвикористовується для кількісного вираження електронної взаємодії у ковалентних з'єднаннях, тобто у з'єднаннях, утворених за рахунок утворення загальних електронних пар. Ступінь окиснення використовується для опису реакцій, що супроводжуються віддачею або приєднанням електронів.

На відміну від валентності, що є нейтральною характеристикою, ступінь окислення може мати позитивне, негативне або нульове значення. Позитивне значення відповідає числу відданих електронів, а негативна числу приєднаних. Нульове значення означає, що елемент знаходиться у формі простої речовини, або він був відновлений до 0 після окислення, або окислений до нуля після попереднього відновлення.

Як визначити ступінь окислення конкретного хімічного елемента
Визначення ступеня окиснення для конкретного хімічного елемента підпорядковується наступним правилам:

1. Ступінь окиснення простих речовин завжди дорівнює нулю.
   
2. Лужні метали, що у першій групі періодичної таблиці, мають ступінь окислення +1.
   
3. Лужноземельні метали, які у періодичної таблиці другу групу, мають ступінь окислення +2.
   
4. Водень у сполуках з різними неметалами завжди виявляє ступінь окиснення +1, а сполуках з металами +1.
   
5. Ступінь окислення молекулярного кисню у всіх сполуках, що розглядаються у шкільному курсі неорганічної хімії, дорівнює -2. Фтору -1.
   
6. При визначенні ступеня окиснення в продуктах хімічних реакцій виходять із правила електронейтральності, відповідно до якого сума ступенів окиснення різних елементів, що входять до складу речовини, повинна дорівнювати нулю.
   
7. Алюміній у всіх сполуках виявляє ступінь окислення рівний +3.
   

Розрізняють вищий, нижчий та проміжний ступінь окислення. Вища ступінь окислення, як і валентність, відповідає номеру групи хімічного елемента періодичної таблиці, але має у своїй позитивне значення. Нижчий ступінь окислення чисельно дорівнює різниці між числом 8 групою елемента. Проміжним ступенем окиснення буде будь-яке число в діапазоні від нижчого ступеня окиснення до вищого.

Щоб допомогти вам зорієнтуватися в різноманітті ступенів окислення хімічних елементів, пропонуємо до вашої уваги наступну допоміжну таблицю. Виберіть в ній елемент, що вас цікавить, і ви отримаєте значення його можливих ступенів окислення. У дужках будуть вказані значення, що рідко зустрічаються.

Відеоурок 2: Ступінь окиснення хімічних елементів

Відеоурок 3: Валентність. Визначення валентності

Лекція: Електронегативність. Ступінь окислення та валентність хімічних елементів

Електронегативність

Електронегативність- Це здатність атомів притягувати до себе електрони інших атомів для з'єднання з ними.

Судити про електронегативність того чи іншого хімічного елемента легко за таблицею. Згадайте, на одному з наших уроків було сказано про те, що вона зростає при русі ліворуч праворуч за періодами в таблиці Менделєєва і з переміщенням знизу вгору групами.

Наприклад, дано завдання визначити який елемент із запропонованого ряду найбільш електронегативний: C (вуглець), N (азот), O (кисень), S (сірка)? Дивимося по таблиці і знаходимо, що це О, тому що він правіше і вище за інших.

Які ж чинники впливають на електронегативність? Це:

• Радіус атома, що він менше, тим електронегативність вища.
• Заповненість валентної оболонки електронами, чим більше, тим вище електронегативність.

Зі всіх хімічних елементів фтор є найбільш електронегативним, тому що у нього малий атомний радіус і на валентній оболонці 7 електронів.

Значення електронегативності атома неможливо знайти постійними, т.к. вона залежить від багатьох факторів серед яких перераховані вище, а також ступінь окислення, яка може бути різною в одного і того ж елемента. Тому прийнято говорити про відносність значень електронегативності. Ви можете скористатися такими шкалами:

Значення електронегативності вам знадобляться під час запису формул бінарних сполук, які з двох елементів. Наприклад, формула оксиду міді Cu 2 O - першим елементом слід записувати той, чия електронегативність нижче.

Ступінь окислення

Ступінь окислення (ЗІ)– це умовний чи реальний заряд атома у поєднанні: умовний – якщо зв'язок ковалентний полярний, реальний – якщо зв'язок іонний.

Атом набуває позитивного заряду при віддачі електронів, а негативний заряд – при прийнятті електронів.

Ступені окислення записуються над символами зі знаком «+»/«-» . Є й проміжні ЗІ. Максимальна СО елемента позитивна і дорівнює № групи, а мінімальна негативна для металів дорівнює нулю, для неметалів = (№ групи – 8). Елементи з максимальною ЗІ тільки приймають електрони, а з мінімальної, тільки віддають. Елементи, що мають проміжні ЗІ можуть і віддавати і приймати електрони.

Розглянемо деякі правила, якими варто керуватися для визначення СО:

З усіх простих речовин дорівнює нулю.

Рівна нулю і сума всіх атомів С у молекулі, так як будь-яка молекула електронейтральна.

У з'єднаннях з ковалентним неполярним зв'язком СО дорівнює нулю (О 2 0), а з іонним зв'язком дорівнює зарядам іонів (Na + Cl - СО натрію +1, хлору -1). З елементів з'єднань з ковалентним полярним зв'язком розглядаються як з іонним зв'язком (H:Cl = H + Cl - , значить H +1 Cl -1).

Елементи у поєднанні, що мають найбільшу електронегативність, мають негативні ступені окислення, якщо найменшу позитивні. Виходячи з цього можна дійти невтішного висновку, що метали мають лише «+» ступінь окислення.

Постійні ступені окислення:

Лужні метали +1.

Усі метали другої групи +2. Виняток: Hg +1, +2.

Алюміній +3.

• Водень +1. Виняток: гідриди активних металів NaH, CaH 2 та ін, де ступінь окислення водню дорівнює -1.

  Кисень -2. Виняток: F 2 -1 O +2 і пероксиди, що містять групу -О-О-, в якій ступінь окислення кисню дорівнює -1.

Коли утворюється іонний зв'язок, відбувається певний перехід електрона від менш електронегативного атома до атома більшої електронегативності. Також, у цьому процесі, атоми завжди втрачають електронейтральність і згодом перетворюються на іони. Так само утворюються цілі заряди. При утворенні ковалентного полярного зв'язку електрон переходить лише частково, тому виникають часткові заряди.

Валентність- Це здатність атомів утворити n - Число хімічних зв'язків з атомами інших елементів.

А ще валентність – це здатність атома утримати інші атоми біля себе. Як відомо з шкільного курсу хімії, різні атоми зв'язуються друг з одним електронами зовнішнього енергетичного рівня. Неспарений електрон шукає собі пару в іншого атома. Ці електрони зовнішнього рівня називаються валентними. Значить валентність можна визначити як число електронних пар, пов'язують атоми друг з одним. Подивіться структурну формулу води: Н – Про – Н. Кожна рисочка – це електронна пара, отже показує валентність, тобто. кисень тут має дві рисочки, отже він двовалентний, від молекул водню виходять по одній рисці, значить водень одновалентний. При записі валентність позначається римськими цифрами: (II), Н (I). Може вказуватися над елементом.

Валентність буває постійною чи змінною. Наприклад, у лугів металів вона стала і дорівнює I. І це хлор у різних сполуках виявляє валентності I, III, V, VII.

Як визначити валентність елемента?

Знову звернемося до Періодичної таблиці. Постійна валентність у металів головних підгруп, так що метали першої групи мають валентність I, другий II. А у металів побічних підгруп валентність змінна. Також вона змінна і у неметалів. Найвища валентність атома дорівнює № групи, нижча дорівнює = № групи - 8. Знайоме формулювання. Чи це не означає те, що валентність збігається зі ступенем окислення. Пам'ятайте, валентність може збігатися зі ступенем окислення, але ці показники не тотожні один одному. Валентність неспроможна мати знака =/-, і навіть може бути нульової.

Другий спосіб визначення валентності за хімічною формулою, якщо відома постійна валентність одного з елементів. Наприклад, візьмемо формулу оксиду міді: CuО. Валентність кисню ІІ. Бачимо, що на один атом кисню в цій формулі припадає один атом міді, отже, і валентність міді дорівнює II. А тепер візьмемо складнішу формулу: Fe 2 O 3 . Валентність атома кисню дорівнює ІІ. Таких атомів тут три, множимо 2*3 =6. Отримали, що на два атоми заліза припадає 6 валентностей. Дізнаємося валентність одного атома заліза: 6:2 = 3. Значить валентність заліза дорівнює ІІІ.

Крім того, коли необхідно оцінити "максимальну валентність", завжди слід виходити з електронної конфігурації, яка є в збудженому стані.