Το καθήκον του προσδιορισμού της κατάστασης οξείδωσης μπορεί να είναι είτε μια απλή τυπική διαδικασία είτε ένα πολύπλοκο παζλ. Πρώτα απ 'όλα, αυτό θα εξαρτηθεί από τον τύπο της χημικής ένωσης, καθώς και από τη διαθεσιμότητα βασικών γνώσεων χημείας και μαθηματικών.

Γνωρίζοντας τους βασικούς κανόνες και τον αλγόριθμο των διαδοχικών λογικών ενεργειών που θα συζητηθούν σε αυτό το άρθρο κατά την επίλυση προβλημάτων αυτού του τύπου, ο καθένας μπορεί εύκολα να αντιμετωπίσει αυτό το έργο. Και αφού εξασκηθείτε και μάθετε να προσδιορίζετε τις καταστάσεις οξείδωσης διαφορετικών χημικών ενώσεων, μπορείτε να αναλάβετε με ασφάλεια το έργο της εξισορρόπησης πολύπλοκων αντιδράσεων οξειδοαναγωγής συντάσσοντας μια ηλεκτρονική ισορροπία.

Η έννοια της κατάστασης οξείδωσης

Για να μάθετε πώς να προσδιορίζετε τον βαθμό οξείδωσης, πρέπει πρώτα να καταλάβετε τι σημαίνει αυτή η έννοια;

  • Ο αριθμός οξείδωσης χρησιμοποιείται κατά την εγγραφή σε αντιδράσεις οξειδοαναγωγής όταν τα ηλεκτρόνια μεταφέρονται από άτομο σε άτομο.
  • Η κατάσταση οξείδωσης καταγράφει τον αριθμό των ηλεκτρονίων που μεταφέρονται, υποδεικνύοντας το υπό όρους φορτίο του ατόμου.
  • Η κατάσταση οξείδωσης και το σθένος είναι συχνά πανομοιότυπα.

Αυτός ο χαρακτηρισμός είναι γραμμένος πάνω από το χημικό στοιχείο, στη δεξιά γωνία του και είναι ένας ακέραιος αριθμός με σύμβολο «+» ή «-». Μια μηδενική τιμή της κατάστασης οξείδωσης δεν φέρει πρόσημο.

Κανόνες για τον προσδιορισμό του βαθμού οξείδωσης

Ας εξετάσουμε τους κύριους κανόνες για τον προσδιορισμό της κατάστασης οξείδωσης:

  • Οι απλές στοιχειώδεις ουσίες, δηλαδή αυτές που αποτελούνται από έναν τύπο ατόμου, θα έχουν πάντα μηδενική κατάσταση οξείδωσης. Για παράδειγμα, Na0, H02, P04
  • Υπάρχει ένας αριθμός ατόμων που έχουν πάντα μία, σταθερή, κατάσταση οξείδωσης. Είναι καλύτερα να θυμάστε τις τιμές που δίνονται στον πίνακα.
  • Όπως μπορείτε να δείτε, η μόνη εξαίρεση συμβαίνει με το υδρογόνο σε συνδυασμό με μέταλλα, όπου αποκτά μια κατάσταση οξείδωσης «-1» που δεν είναι χαρακτηριστική για αυτό.
  • Το οξυγόνο παίρνει επίσης την κατάσταση οξείδωσης "+2" in χημική ένωσημε φθόριο και «-1» στις συνθέσεις υπεροξειδίων, υπεροξειδίων ή οζονιδίων, όπου τα άτομα οξυγόνου συνδέονται μεταξύ τους.


  • Τα μεταλλικά ιόντα έχουν αρκετές καταστάσεις οξείδωσης (και μόνο θετικές), επομένως προσδιορίζονται από γειτονικά στοιχεία της ένωσης. Για παράδειγμα, στο FeCl3, το χλώριο έχει κατάσταση οξείδωσης "-1", έχει 3 άτομα, οπότε πολλαπλασιάζουμε -1 με 3, παίρνουμε "-3". Για να είναι το άθροισμα των καταστάσεων οξείδωσης μιας ένωσης «0», ο σίδηρος πρέπει να έχει κατάσταση οξείδωσης «+3». Στον τύπο FeCl2, ο σίδηρος θα αλλάξει ανάλογα το βαθμό του σε «+2».
  • Αθροίζοντας μαθηματικά τις καταστάσεις οξείδωσης όλων των ατόμων στον τύπο (λαμβάνοντας υπόψη τα πρόσημα), πρέπει πάντα να λαμβάνεται μια μηδενική τιμή. Για παράδειγμα, σε υδροχλωρικό οξύ H+1Cl-1 (+1 και -1 = 0), και σε θειικό οξύ H2+1S+4O3-2 (+1 * 2 = +2 για το υδρογόνο, +4 για το θείο και -2 * 3 = – 6 για οξυγόνο, +6 και -6 αθροίζονται σε 0).
  • Η κατάσταση οξείδωσης ενός μονοατομικού ιόντος θα είναι ίση με το φορτίο του. Για παράδειγμα: Na+, Ca+2.
  • Η υψηλότερη κατάσταση οξείδωσης, κατά κανόνα, συσχετίζεται με τον αριθμό της ομάδας στο περιοδικό σύστημα του D.I. Mendeleev.


Αλγόριθμος για τον προσδιορισμό του βαθμού οξείδωσης

Η σειρά εύρεσης της κατάστασης οξείδωσης δεν είναι περίπλοκη, αλλά απαιτεί προσοχή και ορισμένες ενέργειες.

Εργασία: τακτοποιήστε τις καταστάσεις οξείδωσης στην ένωση KMnO4

  • Το πρώτο στοιχείο, το κάλιο, έχει σταθερή κατάσταση οξείδωσης «+1».
    Για να ελέγξετε, μπορείτε να δείτε Περιοδικός Πίνακας, όπου το κάλιο βρίσκεται στην ομάδα 1 στοιχείων.
  • Από τα υπόλοιπα δύο στοιχεία, το οξυγόνο τείνει να έχει κατάσταση οξείδωσης -2.
  • Παίρνουμε τον ακόλουθο τύπο: K+1MnxO4-2. Απομένει να προσδιοριστεί η κατάσταση οξείδωσης του μαγγανίου.
    Άρα, x είναι η κατάσταση οξείδωσης του μαγγανίου άγνωστη σε εμάς. Τώρα είναι σημαντικό να δώσετε προσοχή στον αριθμό των ατόμων στην ένωση.
    Ο αριθμός των ατόμων καλίου είναι 1, το μαγγάνιο είναι 1, το οξυγόνο είναι 4.
    Λαμβάνοντας υπόψη την ηλεκτρική ουδετερότητα του μορίου, όταν το συνολικό (συνολικό) φορτίο είναι μηδέν,

1*(+1) + 1*(x) + 4(-2) = 0,
+1+1х+(-8) = 0,
-7+1x = 0,
(κατά τη μεταφορά, αλλάζουμε το σήμα)
1x = +7, x = +7

Έτσι, η κατάσταση οξείδωσης του μαγγανίου στην ένωση είναι "+7".

Εργασία: τακτοποιήστε τις καταστάσεις οξείδωσης στην ένωση Fe2O3.

  • Το οξυγόνο, όπως είναι γνωστό, έχει κατάσταση οξείδωσης «-2» και δρα ως οξειδωτικός παράγοντας. Λαμβάνοντας υπόψη τον αριθμό των ατόμων (3), η συνολική τιμή για το οξυγόνο είναι "-6" (-2*3= -6), δηλ. πολλαπλασιάζουμε τον αριθμό οξείδωσης με τον αριθμό των ατόμων.
  • Για να εξισορροπηθεί ο τύπος και να μηδενιστεί, 2 άτομα σιδήρου θα έχουν κατάσταση οξείδωσης «+3» (2*+3=+6).
  • Το σύνολο είναι μηδέν (-6 και +6 = 0).

Εργασία: τακτοποιήστε τις καταστάσεις οξείδωσης στην ένωση Al(NO3)3.

  • Υπάρχει μόνο ένα άτομο αλουμινίου και έχει σταθερή κατάσταση οξείδωσης «+3».
  • Υπάρχουν 9 άτομα οξυγόνου σε ένα μόριο (3*3), η κατάσταση οξείδωσης του οξυγόνου, όπως είναι γνωστό, είναι "-2", που σημαίνει ότι πολλαπλασιάζοντας αυτές τις τιμές, παίρνουμε "-18".
  • Μένει να ισοφαρίσουμε το αρνητικό και θετικές αξίες, προσδιορίζοντας έτσι τον βαθμό οξείδωσης του αζώτου. -18 και +3, λείπει + 15. Και δεδομένου ότι υπάρχουν 3 άτομα αζώτου, είναι εύκολο να προσδιοριστεί η κατάσταση οξείδωσής του: διαιρέστε το 15 με το 3 και λάβετε 5.
  • Η κατάσταση οξείδωσης του αζώτου είναι "+5" και ο τύπος θα μοιάζει με: Al+3(N+5O-23)3
  • Εάν είναι δύσκολο να προσδιορίσετε την επιθυμητή τιμή με αυτόν τον τρόπο, μπορείτε να συνθέσετε και να λύσετε τις εξισώσεις:

1*(+3) + 3x + 9*(-2) = 0.
+3+3x-18=0
3x=15
x=5


Έτσι, η κατάσταση οξείδωσης είναι μια αρκετά σημαντική έννοια στη χημεία, που συμβολίζει την κατάσταση των ατόμων σε ένα μόριο.
Χωρίς γνώση ορισμένων διατάξεων ή βασικών στοιχείων που σας επιτρέπουν να προσδιορίσετε σωστά τον βαθμό οξείδωσης, είναι αδύνατο να αντιμετωπίσετε αυτό το έργο. Επομένως, υπάρχει μόνο ένα συμπέρασμα: εξοικειωθείτε διεξοδικά και μελετήστε τους κανόνες για την εύρεση της κατάστασης οξείδωσης, που παρουσιάζονται με σαφήνεια και συνοπτικά στο άρθρο, και προχωρήστε με τόλμη στο δύσκολο μονοπάτι των χημικών περιπλοκών.

Χημική προετοιμασία για τον καρκίνο και DPA
Ολοκληρωμένη έκδοση

ΜΕΡΟΣ ΚΑΙ

ΓΕΝΙΚΗ ΧΗΜΕΙΑ

ΧΗΜΙΚΟΣ ΣΥΝΔΕΣΜΟΣ ΚΑΙ ΔΟΜΗ ΤΗΣ ΟΥΣΙΑΣ

Κατάσταση οξείδωσης

Η κατάσταση οξείδωσης είναι το υπό όρους φορτίο ενός ατόμου σε ένα μόριο ή κρύσταλλο που θα προέκυπτε σε αυτό όταν όλοι οι πολικοί δεσμοί που δημιουργήθηκαν από αυτό ήταν ιοντικής φύσης.

Σε αντίθεση με το σθένος, οι καταστάσεις οξείδωσης μπορεί να είναι θετικές, αρνητικές ή μηδενικές. Στις απλές ιοντικές ενώσεις, η κατάσταση οξείδωσης συμπίπτει με τα φορτία των ιόντων. Για παράδειγμα, σε χλωριούχο νάτριο NaCl (Na + Cl - ) Το νάτριο έχει κατάσταση οξείδωσης +1 και το χλώριο -1, στο οξείδιο του ασβεστίου CaO (Ca +2 O -2), το ασβέστιο εμφανίζει κατάσταση οξείδωσης +2 και το οξυένιο - -2. Αυτός ο κανόνας ισχύει για όλα τα βασικά οξείδια: κατάσταση οξείδωσης μεταλλικό στοιχείοείναι ίσο με το φορτίο του μεταλλικού ιόντος (Νάτριο +1, Βάριο +2, Αλουμίνιο +3), και η κατάσταση οξείδωσης του Οξυγόνου είναι -2. Η κατάσταση οξείδωσης υποδεικνύεται με αραβικούς αριθμούς, οι οποίοι τοποθετούνται πάνω από το σύμβολο του στοιχείου, όπως το σθένος, και υποδεικνύεται πρώτα το πρόσημο του φορτίου και μετά η αριθμητική του τιμή:

Εάν το μέτρο της κατάστασης οξείδωσης είναι ίσο με ένα, τότε ο αριθμός "1" μπορεί να παραλειφθεί και να γραφεί μόνο το πρόσημο: Na + Cl-.

Ο αριθμός οξείδωσης και το σθένος είναι σχετικές έννοιες. Σε πολλές ενώσεις, η απόλυτη τιμή της κατάστασης οξείδωσης των στοιχείων συμπίπτει με το σθένος τους. Ωστόσο, υπάρχουν πολλές περιπτώσεις όπου το σθένος διαφέρει από την κατάσταση οξείδωσης.

ΣΕ απλές ουσίες- στα μη μέταλλα υπάρχει ομοιοπολικός μη πολικός δεσμός, το κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων μετατοπίζεται σε ένα από τα άτομα, επομένως η κατάσταση οξείδωσης των στοιχείων σε απλές ουσίες είναι πάντα μηδενική. Αλλά τα άτομα συνδέονται μεταξύ τους, δηλαδή εμφανίζουν ένα ορισμένο σθένος, όπως, για παράδειγμα, στο οξυγόνο το σθένος του οξυγόνου είναι II και στο άζωτο το σθένος του αζώτου είναι III:

Στο μόριο του υπεροξειδίου του υδρογόνου, το σθένος του Οξυγόνου είναι επίσης II, και αυτό του Υδρογόνου είναι Ι:

Ορισμός πιθανών πτυχίων οξείδωση στοιχείων

Οι δηλώσεις οξείδωσης ότι τα στοιχεία μπορούν να εμφανίσουν σε διάφορες ενώσεις μπορεί στις περισσότερες περιπτώσεις να προσδιοριστεί από τη δομή του εξωτερικού ηλεκτρονικού επιπέδου ή από τη θέση του στοιχείου στον Περιοδικό Πίνακα.

Τα άτομα μεταλλικών στοιχείων μπορούν να δωρίσουν μόνο ηλεκτρόνια, επομένως στις ενώσεις παρουσιάζουν θετικούς βαθμούςοξείδωση. Η απόλυτη τιμή του σε πολλές περιπτώσεις (εκτόςρε -στοιχεία) ισούται με τον αριθμό των ηλεκτρονίων στο εξωτερικό επίπεδο, δηλαδή τον αριθμό της ομάδας στον Περιοδικό Πίνακα. Άτομαρε -τα στοιχεία μπορούν επίσης να δωρίσουν ηλεκτρόνια από υψηλότερο επίπεδο, δηλαδή από μη συμπληρωμέναρε -τροχιακά. Επομένως γιαρε -στοιχεία, ο προσδιορισμός όλων των πιθανών καταστάσεων οξείδωσης είναι πολύ πιο δύσκολος από ό,τι γιαμικρό- και p-στοιχεία. Είναι ασφαλές να πούμε ότι η πλειοψηφίαρε -τα στοιχεία παρουσιάζουν μια κατάσταση οξείδωσης +2 λόγω των ηλεκτρονίων στο εξωτερικό επίπεδο ηλεκτρονίων και η μέγιστη κατάσταση οξείδωσης στις περισσότερες περιπτώσεις είναι ίση με τον αριθμό της ομάδας.

Τα άτομα μη μεταλλικών στοιχείων μπορούν να εμφανίσουν θετικές και αρνητικές καταστάσεις οξείδωσης, ανάλογα με το άτομο του στοιχείου με το οποίο σχηματίζουν δεσμό. Εάν ένα στοιχείο είναι πιο ηλεκτραρνητικό, τότε εμφανίζει αρνητική κατάσταση οξείδωσης και εάν είναι λιγότερο ηλεκτραρνητικό, εμφανίζει θετική κατάσταση οξείδωσης.

Η απόλυτη τιμή της κατάστασης οξείδωσης των μη μεταλλικών στοιχείων μπορεί να προσδιοριστεί από τη δομή του εξωτερικού ηλεκτρονικού στρώματος. Ένα άτομο είναι ικανό να δεχτεί τόσα ηλεκτρόνια που οκτώ ηλεκτρόνια βρίσκονται στο εξωτερικό του επίπεδο: τα μη μεταλλικά στοιχεία της ομάδας VII δέχονται ένα ηλεκτρόνιο και παρουσιάζουν κατάσταση οξείδωσης -1, η ομάδα VI - δύο ηλεκτρόνια και εμφανίζουν κατάσταση οξείδωσης - 2, κ.λπ.

Τα μη μεταλλικά στοιχεία είναι ικανά να δωρίσουν διαφορετικό αριθμό ηλεκτρονίων: το πολύ όσα βρίσκονται στο εξωτερικό επίπεδο ενέργειας. Με άλλα λόγια, η μέγιστη κατάσταση οξείδωσης των μη μεταλλικών στοιχείων είναι ίση με τον αριθμό της ομάδας. Λόγω της κυκλοφορίας των ηλεκτρονίων στο εξωτερικό επίπεδο των ατόμων, ο αριθμός των μη ζευγαρωμένων ηλεκτρονίων στα οποία μπορεί να δώσει ένα άτομο χημικές αντιδράσεις, μπορεί να είναι διαφορετικά, επομένως τα μη μεταλλικά στοιχεία είναι ικανά να ανιχνεύουν διάφορες ενδιάμεσες τιμές της κατάστασης οξείδωσης.

Πιθανές καταστάσεις οξείδωσης s- και p-στοιχεία

Ομάδα Π.Σ

Υψηλότερη κατάσταση οξείδωσης

Ενδιάμεση κατάσταση οξείδωσης

Χαμηλότερη κατάσταση οξείδωσης

Προσδιορισμός καταστάσεων οξείδωσης σε ενώσεις

Οποιοδήποτε ηλεκτρικά ουδέτερο μόριο, επομένως το άθροισμα των καταστάσεων οξείδωσης των ατόμων όλων των στοιχείων πρέπει να είναι ίσο με μηδέν. Ας προσδιορίσουμε τον βαθμό οξείδωσης στο θείο(I) V) οξείδιο SO 2 ταφωσφόρου (V) σουλφίδιο P 2 S 5.

Οξείδιο του θείου (I V) SO 2 που σχηματίζεται από άτομα δύο στοιχείων. Από αυτά, το Οξυγόνο έχει τη μεγαλύτερη ηλεκτραρνητικότητα, επομένως τα άτομα οξυγόνου θα έχουν αρνητική κατάσταση οξείδωσης. Για το Οξυγόνο ισούται με -2. Σε αυτή την περίπτωση, το θείο έχει μια θετική κατάσταση οξείδωσης. Το θείο μπορεί να εμφανίσει διαφορετικές καταστάσεις οξείδωσης σε διαφορετικές ενώσεις, οπότε σε αυτή την περίπτωση πρέπει να υπολογιστεί. Σε ένα μόριοΛΟΙΠΟΝ 2 δύο άτομα οξυγόνου με κατάσταση οξείδωσης -2, άρα το συνολικό φορτίο των ατόμων οξυγόνου είναι -4. Για να είναι το μόριο ηλεκτρικά ουδέτερο, το άτομο του θείου πρέπει να εξουδετερώσει πλήρως το φορτίο και των δύο ατόμων οξυγόνου, επομένως η κατάσταση οξείδωσης του Θείου είναι +4:

Στο μόριο υπάρχει φώσφορος ( V) σουλφίδιο P 2 S 5 Το πιο ηλεκτραρνητικό στοιχείο είναι το θείο, δηλαδή εμφανίζει αρνητική κατάσταση οξείδωσης και ο φώσφορος έχει θετική κατάσταση οξείδωσης. Για το θείο, η αρνητική κατάσταση οξείδωσης είναι μόνο 2. Μαζί, τα πέντε άτομα του θείου φέρουν αρνητικό φορτίο -10. Επομένως δύο άτομα φωσφόρου πρέπει να εξουδετερώσουν αυτό το φορτίο με συνολικό φορτίο +10. Δεδομένου ότι υπάρχουν δύο άτομα φωσφόρου στο μόριο, το καθένα πρέπει να έχει κατάσταση οξείδωσης +5:

Είναι πιο δύσκολο να υπολογιστεί η κατάσταση οξείδωσης σε μη δυαδικές ενώσεις - άλατα, βάσεις και οξέα. Αλλά για αυτό θα πρέπει επίσης να χρησιμοποιήσετε την αρχή της ηλεκτρικής ουδετερότητας και επίσης να θυμάστε ότι στις περισσότερες ενώσεις η κατάσταση οξείδωσης του Οξυγόνου είναι -2, Υδρογόνο +1.

Ας το δούμε αυτό χρησιμοποιώντας ως παράδειγμα θειικό κάλιο. K2SO4. Η κατάσταση οξείδωσης του Καλίου στις ενώσεις μπορεί να είναι μόνο +1 και το Οξυγόνο -2:

Χρησιμοποιώντας την αρχή της ηλεκτρικής ουδετερότητας, υπολογίζουμε την κατάσταση οξείδωσης του θείου:

2(+1) + 1 (x) + 4 (-2) = 0, από όπου x = +6.

Κατά τον προσδιορισμό των καταστάσεων οξείδωσης των στοιχείων σε ενώσεις, πρέπει να τηρούνται οι ακόλουθοι κανόνες:

1. Η κατάσταση οξείδωσης ενός στοιχείου σε μια απλή ουσία είναι μηδέν.

2. Το φθόριο είναι το πιο ηλεκτραρνητικό χημικό στοιχείο, επομένως η κατάσταση οξείδωσης του Φθορίου σε όλες τις ενώσεις είναι ίση με -1.

3. Το οξυγόνο είναι το πιο ηλεκτραρνητικό στοιχείο μετά το Φθόριο, επομένως η κατάσταση οξείδωσης του Οξυγόνου σε όλες τις ενώσεις εκτός από τα φθορίδια είναι αρνητική: στις περισσότερες περιπτώσεις είναι -2 και στα υπεροξείδια -1.

4. Η κατάσταση οξείδωσης του Υδρογόνου στις περισσότερες ενώσεις είναι +1, και σε ενώσεις με μεταλλικά στοιχεία (υδρίδια) - -1.

5. Η κατάσταση οξείδωσης των μετάλλων στις ενώσεις είναι πάντα θετική.

6. Ένα πιο ηλεκτραρνητικό στοιχείο έχει πάντα αρνητική κατάσταση οξείδωσης.

7. Το άθροισμα των καταστάσεων οξείδωσης όλων των ατόμων σε ένα μόριο είναι μηδέν.

Εκμάθηση βίντεο 2: Κατάσταση οξείδωσης χημικά στοιχεία

Εκμάθηση βίντεο 3: Σθένος. Προσδιορισμός σθένους

Διάλεξη: Ηλεκτραρνητικότητα. Κατάσταση οξείδωσης και σθένος χημικών στοιχείων

Ηλεκτραρνητικότητα


Ηλεκτραρνητικότηταείναι η ικανότητα των ατόμων να προσελκύουν ηλεκτρόνια από άλλα άτομα για να τα ενώσουν.

Είναι εύκολο να κρίνουμε την ηλεκτραρνητικότητα ενός συγκεκριμένου χημικού στοιχείου χρησιμοποιώντας τον πίνακα. Θυμηθείτε, σε ένα από τα μαθήματά μας ειπώθηκε ότι αυξάνεται κατά τη μετακίνηση από αριστερά προς τα δεξιά σε περιόδους στον περιοδικό πίνακα και όταν μετακινείται από κάτω προς τα πάνω μέσω ομάδων.

Για παράδειγμα, δόθηκε η εργασία να προσδιοριστεί ποιο στοιχείο από την προτεινόμενη σειρά είναι το πιο ηλεκτραρνητικό: C (άνθρακας), N (άζωτο), O (οξυγόνο), S (θείο); Κοιτάμε τον πίνακα και διαπιστώνουμε ότι αυτό είναι το Ο, γιατί είναι στα δεξιά και ψηλότερα από τους άλλους.


Ποιοι παράγοντες επηρεάζουν την ηλεκτραρνητικότητα; Αυτό:

  • Η ακτίνα ενός ατόμου, όσο μικρότερη είναι, τόσο μεγαλύτερη είναι η ηλεκτραρνητικότητα.
  • Το κέλυφος σθένους είναι γεμάτο με ηλεκτρόνια· όσο περισσότερα ηλεκτρόνια υπάρχουν, τόσο μεγαλύτερη είναι η ηλεκτραρνητικότητα.

Από όλα τα χημικά στοιχεία, το φθόριο είναι το πιο ηλεκτραρνητικό επειδή έχει μικρή ατομική ακτίνα και 7 ηλεκτρόνια στο κέλυφος σθένους.


Στοιχεία με χαμηλή ηλεκτραρνητικότητα περιλαμβάνουν μέταλλα αλκαλίων και αλκαλικών γαιών. Έχουν μεγάλες ακτίνες και πολύ λίγα ηλεκτρόνια στο εξωτερικό περίβλημα.

Οι τιμές ηλεκτραρνητικότητας ενός ατόμου δεν μπορούν να είναι σταθερές, γιατί εξαρτάται από πολλούς παράγοντες, συμπεριλαμβανομένων αυτών που αναφέρονται παραπάνω, καθώς και από τον βαθμό οξείδωσης, ο οποίος μπορεί να είναι διαφορετικός για το ίδιο στοιχείο. Επομένως, συνηθίζεται να μιλάμε για τη σχετικότητα των τιμών ηλεκτραρνητικότητας. Μπορείτε να χρησιμοποιήσετε τις ακόλουθες κλίμακες:




Θα χρειαστείτε τιμές ηλεκτραρνητικότητας όταν γράφετε τύπους για δυαδικές ενώσεις που αποτελούνται από δύο στοιχεία. Για παράδειγμα, ο τύπος του οξειδίου του χαλκού Cu 2 O - το πρώτο στοιχείο πρέπει να γραφτεί σε αυτό του οποίου η ηλεκτραρνητικότητα είναι χαμηλότερη.


Τη στιγμή του σχηματισμού ενός χημικού δεσμού, εάν η διαφορά ηλεκτραρνητικότητας μεταξύ των στοιχείων είναι μεγαλύτερη από 2,0, σχηματίζεται ομοιοπολικός πολικός δεσμός, εάν μικρότερος, σχηματίζεται ιονικός δεσμός.

Κατάσταση οξείδωσης

Κατάσταση οξείδωσης (CO)- αυτό είναι το υπό όρους ή πραγματικό φορτίο ενός ατόμου σε μια ένωση: υπό όρους - εάν ο δεσμός είναι πολικός ομοιοπολικός, πραγματικός - εάν ο δεσμός είναι ιοντικός.

Ένα άτομο αποκτά θετικό φορτίο όταν δίνει ηλεκτρόνια και αρνητικό όταν δέχεται ηλεκτρόνια.

Οι καταστάσεις οξείδωσης γράφονται πάνω από τα σύμβολα με πρόσημο «+»/«-» . Υπάρχουν και ενδιάμεσες ΚΟ. Το μέγιστο CO ενός στοιχείου είναι θετικό και ίσο με τον αριθμό της ομάδας και το ελάχιστο αρνητικό για τα μέταλλα είναι μηδέν, για τα αμέταλλα = (Ομάδα Αρ. – 8). Τα στοιχεία με μέγιστο CO δέχονται μόνο ηλεκτρόνια και τα στοιχεία με ελάχιστο CO παραχωρούν μόνο ηλεκτρόνια. Τα στοιχεία που έχουν ενδιάμεσα CO μπορούν να δώσουν και να λάβουν ηλεκτρόνια.


Ας δούμε μερικούς κανόνες που πρέπει να ακολουθούνται για τον προσδιορισμό του CO:

    Το CO όλων των απλών ουσιών είναι μηδέν.

    Το άθροισμα όλων των ατόμων CO σε ένα μόριο είναι επίσης ίσο με μηδέν, αφού οποιοδήποτε μόριο είναι ηλεκτρικά ουδέτερο.

    Σε ενώσεις με ομοιοπολικό μη πολικός δεσμόςΤο CO είναι ίσο με μηδέν (O 2 0), και με ιοντικό δεσμό είναι ίσο με τα φορτία των ιόντων (Na + Cl - νάτριο CO +1, χλώριο -1). Τα στοιχεία CO των ενώσεων με ομοιοπολικό πολικό δεσμό θεωρούνται σαν με ιοντικό δεσμό (H:Cl = H + Cl-, που σημαίνει H +1 Cl-1).

    Τα στοιχεία μιας ένωσης που έχουν τη μεγαλύτερη ηλεκτραρνητικότητα έχουν αρνητικές καταστάσεις οξείδωσης, ενώ εκείνα με τη μικρότερη ηλεκτραρνητικότητα έχουν θετικές καταστάσεις οξείδωσης. Με βάση αυτό, μπορούμε να συμπεράνουμε ότι τα μέταλλα έχουν μόνο μια κατάσταση οξείδωσης «+».

Σταθερές καταστάσεις οξείδωσης:

    Αλκαλιμέταλλα +1.

    Όλα τα μέταλλα της δεύτερης ομάδας +2. Εξαίρεση: Hg +1, +2.

    Αλουμίνιο +3.

  • Υδρογόνο +1. Εξαίρεση: υδρίδια ενεργά μέταλλα NaH, CaH 2, κ.λπ., όπου η κατάσταση οξείδωσης του υδρογόνου είναι –1.

    Οξυγόνο -2. Εξαίρεση: F 2 -1 O +2 και υπεροξείδια που περιέχουν την ομάδα –O–O–, στην οποία η κατάσταση οξείδωσης του οξυγόνου είναι –1.

Πότε σχηματίζεται ιοντικός δεσμός, συμβαίνει μια ορισμένη μετάβαση ενός ηλεκτρονίου, από ένα λιγότερο ηλεκτραρνητικό άτομο σε ένα άτομο μεγαλύτερης ηλεκτραρνητικότητας. Επίσης σε αυτή η διαδικασία, τα άτομα χάνουν πάντα την ηλεκτρική ουδετερότητα και στη συνέχεια μετατρέπονται σε ιόντα. Σχηματίζονται επίσης ακέραιοι χρεώσεις. Όταν σχηματίζεται ένας πολικός ομοιοπολικός δεσμός, το ηλεκτρόνιο μεταφέρεται μόνο εν μέρει, οπότε προκύπτουν μερικά φορτία.

Σθένος

Σθένοςείναι η ικανότητα των ατόμων να σχηματίζουν n - ο αριθμός των χημικών δεσμών με άτομα άλλων στοιχείων.

Το σθένος είναι επίσης η ικανότητα ενός ατόμου να κρατά άλλα άτομα κοντά του. Όπως γνωρίζετε από σχολικό μάθημαχημεία, διαφορετικά άτομασυνδέονται μεταξύ τους με ηλεκτρόνια από το εξωτερικό επίπεδο ενέργειας. Ένα ασύζευκτο ηλεκτρόνιο αναζητά ένα ζεύγος από ένα άλλο άτομο. Αυτά τα ηλεκτρόνια εξωτερικού επιπέδου ονομάζονται ηλεκτρόνια σθένους. Αυτό σημαίνει ότι το σθένος μπορεί επίσης να οριστεί ως ο αριθμός των ζευγών ηλεκτρονίων που συνδέουν τα άτομα μεταξύ τους. Δείτε τον δομικό τύπο του νερού: H – O – H. Κάθε παύλα είναι ένα ζεύγος ηλεκτρονίων, που σημαίνει ότι δείχνει το σθένος, δηλ. Το οξυγόνο εδώ έχει δύο γραμμές, που σημαίνει ότι είναι δισθενές, τα μόρια υδρογόνου προέρχονται από μία γραμμή το καθένα, που σημαίνει ότι το υδρογόνο είναι μονοσθενές. Κατά τη γραφή, το σθένος υποδεικνύεται με λατινικούς αριθμούς: O (II), H (I). Μπορεί επίσης να υποδειχθεί πάνω από το στοιχείο.


Το σθένος μπορεί να είναι σταθερό ή μεταβλητό. Για παράδειγμα, στα μεταλλικά αλκάλια είναι σταθερή και ισούται με Ι. Όμως το χλώριο σε διάφορες ενώσεις εμφανίζει σθένες I, III, V, VII.


Πώς να προσδιορίσετε το σθένος ενός στοιχείου;

    Ας δούμε ξανά τον Περιοδικό Πίνακα. Τα μέταλλα των κύριων υποομάδων έχουν σταθερό σθένος, επομένως τα μέταλλα της πρώτης ομάδας έχουν σθένος Ι, η δεύτερη - II. Και τα μέταλλα των πλευρικών υποομάδων έχουν μεταβλητό σθένος. Είναι επίσης μεταβλητό για τα μη μέταλλα. Το υψηλότερο σθένος ενός ατόμου είναι ίσο με τον αριθμό της ομάδας, το χαμηλότερο είναι ίσο με = αριθμός ομάδας - 8. Μια γνωστή διατύπωση. Αυτό δεν σημαίνει ότι το σθένος συμπίπτει με την κατάσταση οξείδωσης; Θυμηθείτε, το σθένος μπορεί να συμπίπτει με την κατάσταση οξείδωσης, αλλά αυτοί οι δείκτες δεν είναι πανομοιότυποι μεταξύ τους. Το σθένος δεν μπορεί να έχει σύμβολο =/- και επίσης δεν μπορεί να είναι μηδέν.

    Ο δεύτερος τρόπος προσδιορισμού του σθένους με χημική φόρμουλα, εάν είναι γνωστό το σταθερό σθένος ενός από τα στοιχεία. Για παράδειγμα, πάρτε τον τύπο του οξειδίου του χαλκού: CuO. Σθένος οξυγόνου II. Βλέπουμε ότι για ένα άτομο οξυγόνου σε αυτόν τον τύπο υπάρχει ένα άτομο χαλκού, που σημαίνει ότι το σθένος του χαλκού είναι ίσο με II. Τώρα ας πάρουμε έναν πιο περίπλοκο τύπο: Fe 2 O 3. Το σθένος του ατόμου οξυγόνου είναι II. Υπάρχουν τρία τέτοια άτομα εδώ, πολλαπλασιάστε 2*3 =6. Βρήκαμε ότι υπάρχουν 6 σθένη ανά δύο άτομα σιδήρου. Ας μάθουμε το σθένος ενός ατόμου σιδήρου: 6:2=3. Αυτό σημαίνει ότι το σθένος του σιδήρου είναι III.

    Επιπλέον, όταν είναι απαραίτητο να εκτιμηθεί το «μέγιστο σθένος», πρέπει πάντα να ξεκινά κανείς από την ηλεκτρονική διαμόρφωση που υπάρχει στην «διεγερμένη» κατάσταση.

Μέρος Ι

1. Κατάσταση οξείδωσης (σ.ο.) είναιτο συμβατικό φορτίο των ατόμων ενός χημικού στοιχείου σε μια σύνθετη ουσία, που υπολογίζεται με βάση την υπόθεση ότι αποτελείται από απλά ιόντα.

Θα πρέπει να γνωρίζετε!

1) Σε συνδέσεις με. Ο. υδρογόνο = +1, εκτός από τα υδρίδια.
2) Σε συνδέσεις με. Ο. οξυγόνο = -2, εκτός από τα υπεροξείδια και φθοριούχα
3) Η κατάσταση οξείδωσης των μετάλλων είναι πάντα θετική.

Για μέταλλα των κύριων υποομάδων των τριών πρώτων ομάδων Με. Ο. συνεχής:
Ομάδα ΙΑ μέταλλα - σελ. Ο. = +1,
Μέταλλα Ομάδας ΙΙΑ - σελ. Ο. = +2,
Μέταλλα της ομάδας IIIA - σελ. Ο. = +3.
4) Σε ελεύθερα άτομα και απλές ουσίες σελ. Ο. = 0.
5) Σύνολο s. Ο. όλα τα στοιχεία στη σύνδεση = 0.

2. Τρόπος σχηματισμού ονομάτωνενώσεις δύο στοιχείων (δυαδικές).



4. Συμπληρώστε τον πίνακα «Ονόματα και τύποι δυαδικών ενώσεων».


5. Προσδιορίστε την κατάσταση οξείδωσης του στοιχείου της σύνθετης ένωσης που επισημαίνεται με γραμματοσειρά.


Μέρος II

1. Προσδιορίστε τις καταστάσεις οξείδωσης των χημικών στοιχείων σε ενώσεις χρησιμοποιώντας τους τύπους τους. Γράψτε τα ονόματα αυτών των ουσιών.

2. Διαχωρίστε τις ουσίες FeO, Fe2O3, CaCl2, AlBr3, CuO, K2O, BaCl2, SO3σε δύο ομάδες. Γράψτε τα ονόματα των ουσιών, υποδεικνύοντας τις καταστάσεις οξείδωσής τους.


3. Καθιερώστε μια αντιστοιχία μεταξύ του ονόματος και της κατάστασης οξείδωσης ενός ατόμου ενός χημικού στοιχείου και του τύπου της ένωσης.

4. Δημιουργήστε τύπους για ουσίες ονομαστικά.

5. Πόσα μόρια υπάρχουν σε 48 g οξειδίου του θείου (IV);


6. Χρησιμοποιώντας το Διαδίκτυο και άλλες πηγές πληροφοριών, ετοιμάστε ένα μήνυμα σχετικά με τη χρήση οποιασδήποτε δυαδικής ένωσης σύμφωνα με το ακόλουθο σχέδιο:
1) τύπος?
2) όνομα?
3) ιδιότητες?
4) αίτηση.

νερό H2O, οξείδιο του υδρογόνου.
Το νερό υπό κανονικές συνθήκες είναι υγρό, άχρωμο, άοσμο και μπλε σε παχύ στρώμα. Το σημείο βρασμού είναι περίπου 100⁰С. Είναι καλός διαλύτης. Ένα μόριο νερού αποτελείται από δύο άτομα υδρογόνου και ένα άτομο οξυγόνου, αυτή είναι η ποιοτική και ποσοτική του σύνθεση. Αυτή είναι μια σύνθετη ουσία, χαρακτηρίζεται από τα ακόλουθα Χημικές ιδιότητες: αλληλεπίδραση με αλκαλιμέταλλα, μέταλλα αλκαλικών γαιών. Οι αντιδράσεις ανταλλαγής με νερό ονομάζονται υδρόλυση. Αυτές οι αντιδράσεις έχουν μεγάλης σημασίαςστη χημεία.

7. Η κατάσταση οξείδωσης του μαγγανίου στην ένωση K2MnO4 είναι ίση με:
3) +6

8. Το χρώμιο έχει τη χαμηλότερη κατάσταση οξείδωσης στην ένωση της οποίας ο τύπος είναι:
1) Cr2O3

9. Το χλώριο εμφανίζει τη μέγιστη οξειδωτική του κατάσταση σε μια ένωση της οποίας ο τύπος είναι:
3) Cl2O7

Η ηλεκτροαρνητικότητα, όπως και άλλες ιδιότητες των ατόμων χημικών στοιχείων, αλλάζει με την αύξηση σειριακός αριθμόςστοιχείο περιοδικά:

Το παραπάνω γράφημα δείχνει την περιοδικότητα των αλλαγών στην ηλεκτραρνητικότητα των στοιχείων των κύριων υποομάδων ανάλογα με τον ατομικό αριθμό του στοιχείου.

Όταν μετακινούμαστε προς τα κάτω σε μια υποομάδα του περιοδικού πίνακα, η ηλεκτραρνητικότητα των χημικών στοιχείων μειώνεται και όταν μετακινείται προς τα δεξιά κατά τη διάρκεια της περιόδου αυξάνεται.

Η ηλεκτροαρνητικότητα αντανακλά τη μη μεταλλικότητα των στοιχείων: όσο μεγαλύτερη είναι η τιμή της ηλεκτραρνητικότητας, τόσο περισσότερες μη μεταλλικές ιδιότητες έχει το στοιχείο.

Κατάσταση οξείδωσης

Πώς να υπολογίσετε την κατάσταση οξείδωσης ενός στοιχείου σε μια ένωση;

1) Η κατάσταση οξείδωσης των χημικών στοιχείων σε απλές ουσίες είναι πάντα μηδενική.

2) Υπάρχουν στοιχεία που εκδηλώνονται σε σύνθετες ουσίεςσταθερή κατάσταση οξείδωσης:

3) Υπάρχουν χημικά στοιχεία που παρουσιάζουν σταθερή κατάσταση οξείδωσης στη συντριπτική πλειοψηφία των ενώσεων. Αυτά τα στοιχεία περιλαμβάνουν:

Στοιχείο

Κατάσταση οξείδωσης σε όλες σχεδόν τις ενώσεις

Εξαιρέσεις
υδρογόνο Η +1 Υδρίδια αλκαλίων και μετάλλων αλκαλικών γαιών, για παράδειγμα:
οξυγόνο Ο -2 Υδρογόνο και υπεροξείδια μετάλλων:

Φθόριο οξυγόνου -

4) Το αλγεβρικό άθροισμα των καταστάσεων οξείδωσης όλων των ατόμων σε ένα μόριο είναι πάντα μηδέν. Το αλγεβρικό άθροισμα των καταστάσεων οξείδωσης όλων των ατόμων σε ένα ιόν είναι ίσο με το φορτίο του ιόντος.

5) Η υψηλότερη (μέγιστη) κατάσταση οξείδωσης είναι ίση με τον αριθμό της ομάδας. Εξαιρέσεις που δεν εμπίπτουν σε αυτόν τον κανόνα είναι στοιχεία της δευτερεύουσας υποομάδας της ομάδας Ι, στοιχεία της δευτερεύουσας υποομάδας της ομάδας VIII, καθώς και το οξυγόνο και το φθόριο.

Χημικά στοιχεία των οποίων ο αριθμός ομάδας δεν συμπίπτει με την υψηλότερη κατάσταση οξείδωσης (υποχρεωτικό να θυμόμαστε)

6) Η χαμηλότερη κατάσταση οξείδωσης των μετάλλων είναι πάντα μηδέν και η χαμηλότερη κατάσταση οξείδωσης των μη μετάλλων υπολογίζεται από τον τύπο:

χαμηλότερη κατάσταση οξείδωσης μη μετάλλου = αριθμός ομάδας − 8

Με βάση τους κανόνες που παρουσιάζονται παραπάνω, μπορείτε να καθορίσετε την κατάσταση οξείδωσης ενός χημικού στοιχείου σε οποιαδήποτε ουσία.

Εύρεση των καταστάσεων οξείδωσης των στοιχείων σε διάφορες ενώσεις

Παράδειγμα 1

Προσδιορίστε τις καταστάσεις οξείδωσης όλων των στοιχείων στο θειικό οξύ.

Λύση:

Ας γράψουμε τον τύπο του θειικού οξέος:

Η κατάσταση οξείδωσης του υδρογόνου σε όλες τις σύνθετες ουσίες είναι +1 (εκτός από τα υδρίδια μετάλλων).

Η κατάσταση οξείδωσης του οξυγόνου σε όλες τις σύνθετες ουσίες είναι -2 (εκτός από τα υπεροξείδια και το φθοριούχο οξυγόνο OF 2). Ας τακτοποιήσουμε τις γνωστές καταστάσεις οξείδωσης:

Ας υποδηλώσουμε την κατάσταση οξείδωσης του θείου ως Χ:

Το μόριο του θειικού οξέος, όπως και το μόριο οποιασδήποτε ουσίας, είναι γενικά ηλεκτρικά ουδέτερο, επειδή το άθροισμα των καταστάσεων οξείδωσης όλων των ατόμων σε ένα μόριο είναι μηδέν. Σχηματικά αυτό μπορεί να απεικονιστεί ως εξής:

Εκείνοι. έχουμε την εξής εξίσωση:

Ας το λύσουμε:

Έτσι, η κατάσταση οξείδωσης του θείου στο θειικό οξύ είναι +6.

Παράδειγμα 2

Προσδιορίστε την κατάσταση οξείδωσης όλων των στοιχείων στο διχρωμικό αμμώνιο.

Λύση:

Ας γράψουμε τον τύπο του διχρωμικού αμμωνίου:

Όπως και στην προηγούμενη περίπτωση, μπορούμε να τακτοποιήσουμε τις καταστάσεις οξείδωσης του υδρογόνου και του οξυγόνου:

Ωστόσο, βλέπουμε ότι οι καταστάσεις οξείδωσης δύο χημικών στοιχείων ταυτόχρονα είναι άγνωστες - το άζωτο και το χρώμιο. Επομένως, δεν μπορούμε να βρούμε καταστάσεις οξείδωσης παρόμοια με το προηγούμενο παράδειγμα (μία εξίσωση με δύο μεταβλητές δεν έχει μία μόνο λύση).

Ας επιστήσουμε την προσοχή στο γεγονός ότι αυτή η ουσία ανήκει στην κατηγορία των αλάτων και, κατά συνέπεια, έχει ιοντική δομή. Τότε δικαίως μπορούμε να πούμε ότι η σύνθεση του διχρωμικού αμμωνίου περιλαμβάνει κατιόντα NH 4 + (το φορτίο αυτού του κατιόντος φαίνεται στον πίνακα διαλυτότητας). Κατά συνέπεια, δεδομένου ότι η μονάδα τύπου του διχρωμικού αμμωνίου περιέχει δύο θετικά μονοφορτισμένα κατιόντα NH 4 +, το φορτίο του διχρωμικού ιόντος είναι ίσο με -2, καθώς η ουσία στο σύνολό της είναι ηλεκτρικά ουδέτερη. Εκείνοι. η ουσία σχηματίζεται από κατιόντα NH 4 + και ανιόντα Cr 2 O 7 2-.

Γνωρίζουμε τις καταστάσεις οξείδωσης του υδρογόνου και του οξυγόνου. Γνωρίζοντας ότι το άθροισμα των καταστάσεων οξείδωσης των ατόμων όλων των στοιχείων σε ένα ιόν είναι ίσο με το φορτίο και δηλώνοντας τις καταστάσεις οξείδωσης του αζώτου και του χρωμίου ως ΧΚαι yαναλόγως μπορούμε να γράψουμε:

Εκείνοι. παίρνουμε δύο ανεξάρτητες εξισώσεις:

Λύνοντας ποια, βρίσκουμε ΧΚαι y:

Έτσι, στο διχρωμικό αμμώνιο οι καταστάσεις οξείδωσης του αζώτου είναι -3, υδρογόνο +1, χρώμιο +6 και οξυγόνο -2.

Πώς να προσδιορίσετε τις καταστάσεις οξείδωσης των στοιχείων σε οργανική ύλημπορείτε να το διαβάσετε.

Σθένος

Το σθένος των ατόμων υποδεικνύεται με λατινικούς αριθμούς: I, II, III κ.λπ.

Οι δυνατότητες σθένους ενός ατόμου εξαρτώνται από την ποσότητα:

1) ασύζευκτα ηλεκτρόνια

2) μοναχικά ζεύγη ηλεκτρονίων στα τροχιακά των επιπέδων σθένους

3) άδειο τροχιακά ηλεκτρονίωνεπίπεδο σθένους

Δυνατότητες σθένους του ατόμου υδρογόνου

Ας απεικονίσουμε τον γραφικό τύπο ηλεκτρονίων του ατόμου του υδρογόνου:

Έχει ειπωθεί ότι τρεις παράγοντες μπορούν να επηρεάσουν τις δυνατότητες σθένους - η παρουσία μη ζευγαρωμένων ηλεκτρονίων, η παρουσία μοναχικών ζευγών ηλεκτρονίων στο εξωτερικό επίπεδο και η παρουσία κενών (κενών) τροχιακών στο εξωτερικό επίπεδο. Βλέπουμε ένα ασύζευκτο ηλεκτρόνιο στο εξωτερικό (και μόνο) επίπεδο ενέργειας. Με βάση αυτό, το υδρογόνο μπορεί σίγουρα να έχει σθένος I. Ωστόσο, στο πρώτο ενεργειακό επίπεδο υπάρχει μόνο ένα υποεπίπεδο - μικρό,εκείνοι. Το άτομο υδρογόνου στο εξωτερικό επίπεδο δεν έχει ούτε μεμονωμένα ζεύγη ηλεκτρονίων ούτε κενά τροχιακά.

Έτσι, το μόνο σθένος που μπορεί να εμφανίσει ένα άτομο υδρογόνου είναι το I.

Δυνατότητες σθένους του ατόμου άνθρακα

Ας σκεφτούμε ηλεκτρονική δομήάτομο άνθρακα. Στη βασική κατάσταση, η ηλεκτρονική διαμόρφωση του εξωτερικού του επιπέδου έχει ως εξής:

Εκείνοι. στη θεμελιώδη κατάσταση στο εξωτερικό ενεργειακό επίπεδο του μη διεγερμένου ατόμου άνθρακα υπάρχει 2 ασύζευκτο ηλεκτρόνιο. Σε αυτή την κατάσταση μπορεί να εμφανίσει σθένος II. Ωστόσο, το άτομο άνθρακα περνά πολύ εύκολα σε διεγερμένη κατάσταση όταν του μεταδίδεται ενέργεια και η ηλεκτρονική διαμόρφωση του εξωτερικού στρώματος σε αυτή την περίπτωση παίρνει τη μορφή:

Παρά το γεγονός ότι ένα ορισμένο ποσό ενέργειας δαπανάται στη διαδικασία διέγερσης του ατόμου άνθρακα, η δαπάνη αντισταθμίζεται περισσότερο από το σχηματισμό τεσσάρων ομοιοπολικούς δεσμούς. Για το λόγο αυτό, το σθένος IV είναι πολύ πιο χαρακτηριστικό του ατόμου άνθρακα. Έτσι, για παράδειγμα, ο άνθρακας έχει σθένος IV σε μόρια διοξειδίου του άνθρακα, ανθρακικό οξύκαι απολύτως όλες τις οργανικές ουσίες.

Εκτός από τα μη ζευγαρωμένα ηλεκτρόνια και τα μεμονωμένα ζεύγη ηλεκτρονίων, η παρουσία κενών τροχιακών () επιπέδου σθένους επηρεάζει επίσης τις δυνατότητες σθένους. Η παρουσία τέτοιων τροχιακών στο γεμάτο επίπεδο οδηγεί στο γεγονός ότι το άτομο μπορεί να λειτουργήσει ως δέκτης ζεύγους ηλεκτρονίων, δηλ. σχηματίζουν επιπλέον ομοιοπολικούς δεσμούς μέσω ενός μηχανισμού δότη-δέκτη. Για παράδειγμα, αντίθετα με τις προσδοκίες, στο μόριο μονοξειδίου του άνθρακα CO ο δεσμός δεν είναι διπλός, αλλά τριπλός, όπως φαίνεται ξεκάθαρα στην παρακάτω εικόνα:

Δυνατότητες σθένους του ατόμου αζώτου

Ας γράψουμε τον ηλεκτρονικό γραφικό τύπο για το εξωτερικό επίπεδο ενέργειας του ατόμου του αζώτου:

Όπως φαίνεται από την παραπάνω εικόνα, το άτομο αζώτου στην κανονική του κατάσταση έχει 3 ασύζευκτα ηλεκτρόνια, και επομένως είναι λογικό να υποθέσουμε ότι είναι ικανό να εμφανίζει σθένος III. Πράγματι, ένα σθένος τριών παρατηρείται στα μόρια αμμωνίας (NH 3), νιτρώδες οξύ(HNO 2), τριχλωριούχο άζωτο (NCl 3), κ.λπ.

Ειπώθηκε παραπάνω ότι το σθένος ενός ατόμου ενός χημικού στοιχείου εξαρτάται όχι μόνο από τον αριθμό των μη ζευγαρωμένων ηλεκτρονίων, αλλά και από την παρουσία μοναχικών ζευγών ηλεκτρονίων. Αυτό οφείλεται στο γεγονός ότι ένας ομοιοπολικός χημικός δεσμός μπορεί να σχηματιστεί όχι μόνο όταν δύο άτομα παρέχουν το ένα στο άλλο ένα ηλεκτρόνιο, αλλά και όταν ένα άτομο με ένα μόνο ζεύγος ηλεκτρονίων - δότης () το παρέχει σε ένα άλλο άτομο με ένα κενό ( ) επίπεδο τροχιακού σθένους (δέκτης). Εκείνοι. Για το άτομο αζώτου, το σθένος IV είναι επίσης δυνατό λόγω ενός πρόσθετου ομοιοπολικού δεσμού που σχηματίζεται από τον μηχανισμό δότη-δέκτη. Για παράδειγμα, τέσσερις ομοιοπολικοί δεσμοί, ένας από τους οποίους σχηματίζεται από έναν μηχανισμό δότη-δέκτη, παρατηρούνται κατά τον σχηματισμό ενός κατιόντος αμμωνίου:

Παρά το γεγονός ότι ένας από τους ομοιοπολικούς δεσμούς σχηματίζεται σύμφωνα με τον μηχανισμό δότη-δέκτη, όλα τα N-H συνδέσειςστο κατιόν του αμμωνίου είναι απολύτως πανομοιότυπα και δεν διαφέρουν μεταξύ τους σε καμία περίπτωση.

Το άτομο αζώτου δεν είναι ικανό να εμφανίζει σθένος ίσο με V. Αυτό οφείλεται στο γεγονός ότι είναι αδύνατο για ένα άτομο αζώτου να μεταβεί σε μια διεγερμένη κατάσταση, στην οποία δύο ηλεκτρόνια ζευγαρώνονται με τη μετάβαση ενός από αυτά σε ένα ελεύθερο τροχιακό που είναι πλησιέστερο σε ενεργειακό επίπεδο. Το άτομο αζώτου δεν έχει αρ ρε-υποεπίπεδο, και η μετάβαση στο τροχιακό 3s είναι ενεργειακά τόσο δαπανηρή που το ενεργειακό κόστος δεν καλύπτεται από το σχηματισμό νέων δεσμών. Πολλοί μπορεί να αναρωτηθούν, ποιο είναι το σθένος του αζώτου, για παράδειγμα, στα μόρια νιτρικό οξύ HNO 3 ή οξείδιο του αζώτου N 2 O 5; Παραδόξως, το σθένος εκεί είναι επίσης IV, όπως φαίνεται από τους ακόλουθους δομικούς τύπους:

Η διακεκομμένη γραμμή στην εικόνα δείχνει το λεγόμενο μετατοπισμένη π -σύνδεση. Για το λόγο αυτό, τα τερματικά ομόλογα NO μπορούν να ονομαστούν "ενάμισι ομόλογα". Παρόμοιοι ενάμισι δεσμοί υπάρχουν επίσης στο μόριο του όζοντος O 3, του βενζολίου C 6 H 6 κ.λπ.

Δυνατότητες σθένους του φωσφόρου

Ας απεικονίσουμε τον ηλεκτρονικό γραφικό τύπο του εξωτερικού ενεργειακού επιπέδου του ατόμου του φωσφόρου:

Όπως βλέπουμε, η δομή του εξωτερικού στρώματος του ατόμου φωσφόρου στη θεμελιώδη κατάσταση και του ατόμου αζώτου είναι η ίδια, και επομένως είναι λογικό να αναμένουμε για το άτομο φωσφόρου, καθώς και για το άτομο του αζώτου, πιθανά σθένη ίσα με I, II, III και IV, όπως παρατηρείται στην πράξη.

Ωστόσο, σε αντίθεση με το άζωτο, το άτομο φωσφόρου έχει επίσης ρε-υποεπίπεδο με 5 κενά τροχιακά.

Από αυτή την άποψη, είναι ικανό να μεταβεί σε διεγερμένη κατάσταση, ατμίζοντας ηλεκτρόνια 3 μικρό- τροχιακά:

Έτσι, το σθένος V για το άτομο φωσφόρου, το οποίο είναι απρόσιτο στο άζωτο, είναι δυνατό. Για παράδειγμα, το άτομο φωσφόρου έχει σθένος πέντε σε μόρια ενώσεων όπως φωσφορικό οξύ, αλογονίδια φωσφόρου (V), οξείδιο του φωσφόρου (V) κ.λπ.

Δυνατότητες σθένους του ατόμου οξυγόνου

Ο γραφικός τύπος ηλεκτρονίων για το εξωτερικό επίπεδο ενέργειας ενός ατόμου οξυγόνου έχει τη μορφή:

Βλέπουμε δύο ασύζευκτα ηλεκτρόνια στο 2ο επίπεδο, και επομένως το σθένος II είναι δυνατό για το οξυγόνο. Πρέπει να σημειωθεί ότι αυτό το σθένος του ατόμου οξυγόνου παρατηρείται σε όλες σχεδόν τις ενώσεις. Παραπάνω, όταν εξετάσαμε τις δυνατότητες σθένους του ατόμου άνθρακα, συζητήσαμε τον σχηματισμό του μορίου μονοξειδίου του άνθρακα. Ο δεσμός στο μόριο του CO είναι τριπλός, επομένως, το οξυγόνο εκεί είναι τρισθενές (το οξυγόνο είναι δότης ζεύγους ηλεκτρονίων).

Λόγω του ότι το άτομο οξυγόνου δεν έχει εξωτερικό ρε-υποεπίπεδο, σύζευξη ηλεκτρονίων μικρόΚαι Π-τα τροχιακά είναι αδύνατα, γι 'αυτό οι δυνατότητες σθένους του ατόμου οξυγόνου είναι περιορισμένες σε σύγκριση με άλλα στοιχεία της υποομάδας του, για παράδειγμα, το θείο.

Πιθανότητες σθένους του ατόμου θείου

Εξωτερικός επίπεδο ενέργειαςάτομο θείου σε μη διεγερμένη κατάσταση:

Το άτομο θείου, όπως και το άτομο οξυγόνου, έχει κανονικά δύο ασύζευκτα ηλεκτρόνια, επομένως μπορούμε να συμπεράνουμε ότι ένα σθένος δύο είναι δυνατό για το θείο. Πράγματι, το θείο έχει σθένος II, για παράδειγμα, στο μόριο υδρόθειου H 2 S.

Όπως βλέπουμε, το άτομο του θείου εμφανίζεται στο εξωτερικό επίπεδο ρε-υποεπίπεδο με κενά τροχιακά. Για το λόγο αυτό, το άτομο θείου είναι σε θέση να επεκτείνει τις δυνατότητές του σθένους, σε αντίθεση με το οξυγόνο, λόγω της μετάβασης σε διεγερμένες καταστάσεις. Έτσι, κατά τη σύζευξη ενός μοναχικού ζεύγους ηλεκτρονίων 3 Π-υποεπίπεδο αποκτά το άτομο θείου ηλεκτρονική διαμόρφωσηεξωτερικό επίπεδο της ακόλουθης μορφής:

Σε αυτή την κατάσταση, το άτομο θείου έχει 4 ασύζευκτα ηλεκτρόνια, γεγονός που μας λέει ότι τα άτομα θείου μπορούν να εμφανίσουν σθένος IV. Πράγματι, το θείο έχει σθένος IV στα μόρια SO 2, SF 4, SOCl 2, κ.λπ.

Κατά τη σύζευξη του δεύτερου μοναχικού ζεύγους ηλεκτρονίων που βρίσκεται στο 3 μικρό-υποεπίπεδο, το εξωτερικό επίπεδο ενέργειας αποκτά τη διαμόρφωση:

Σε αυτή την κατάσταση, η εκδήλωση του σθένους VI καθίσταται δυνατή. Παραδείγματα ενώσεων με VI-σθενές θείο είναι SO 3, H 2 SO 4, SO 2 Cl 2, κ.λπ.

Ομοίως, μπορούμε να εξετάσουμε τις δυνατότητες σθένους άλλων χημικών στοιχείων.