Ηλεκτραρνητικότητα, όπως και άλλες ιδιότητες των ατόμων χημικά στοιχεία, αλλάζει με αύξηση του τακτικού αριθμού του στοιχείου περιοδικά:
Το παραπάνω γράφημα δείχνει την περιοδικότητα της μεταβολής της ηλεκτραρνητικότητας των στοιχείων των κύριων υποομάδων, ανάλογα με τον τακτικό αριθμό του στοιχείου.
Κατά τη μετακίνηση προς τα κάτω στην υποομάδα του περιοδικού πίνακα, η ηλεκτραρνητικότητα των χημικών στοιχείων μειώνεται, όταν μετακινείται προς τα δεξιά κατά μήκος της περιόδου, αυξάνεται.
Η ηλεκτροαρνητικότητα αντανακλά τη μη μεταλλικότητα των στοιχείων: όσο μεγαλύτερη είναι η τιμή της ηλεκτραρνητικότητας, τόσο περισσότερες μη μεταλλικές ιδιότητες εκφράζονται στο 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 |
Η 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 ταιριάζει με τους τον υψηλότερο βαθμόοξείδωση (απαιτείται 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 ενός μη μετάλλου = αριθμός ομάδας - 8
Με βάση τους κανόνες που παρουσιάζονται παραπάνω, είναι δυνατός ο προσδιορισμός του βαθμού 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 για το θειικό οξύ:
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 κάθε ουσίας, είναι γενικά ηλεκτρικά ουδέτερο, γιατί. 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, του αζώτου και του χρωμίου, είναι άγνωστες. Επομένως, δεν μπορούμε να βρούμε τις καταστάσεις οξείδωσης με τον ίδιο τρόπο όπως στο προηγούμενο παράδειγμα (μία εξίσωση με δύο μεταβλητές δεν έχει μοναδική λύση).
Ας δώσουμε προσοχή στο γεγονός ότι η καθορισμένη 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). Επομένως, δεδομένου ότι υπάρχουν δύο θετικά μεμονωμένα φορτισμένα κατιόντα NH 4 + στη μονάδα τύπου του διχρωμικού αμμωνίου, το φορτίο του διχρωμικού ιόντος είναι -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 στο 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.
Μπορείτε να διαβάσετε πώς να προσδιορίσετε την κατάσταση οξείδωσης των στοιχείων σε οργανικές ουσίες.
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) μη κοινόχρηστα ζεύγη ηλεκτρονίων στα τροχιακά των επιπέδων σθένους
3) άδειο τροχιακά ηλεκτρονίωνεπίπεδο σθένους
Δυνατότητες σθένους του ατόμου υδρογόνου
Ας απεικονίσουμε τον ηλεκτρονικό γραφικό τύπο του ατόμου του υδρογόνου:
Ειπώθηκε ότι τρεις παράγοντες μπορούν να επηρεάσουν τις δυνατότητες σθένους - η παρουσία μη ζευγαρωμένων ηλεκτρονίων, η παρουσία μη κοινόχρηστων ζευγών ηλεκτρονίων στο εξωτερικό επίπεδο και η παρουσία κενών (κενών) τροχιακών του εξωτερικού επιπέδου. Βλέπουμε ένα ασύζευκτο ηλεκτρόνιο στο εξωτερικό (και μόνο) επίπεδο ενέργειας. Με βάση αυτό, το υδρογόνο μπορεί να έχει ακριβώς σθένος ίσο με I. Ωστόσο, στο πρώτο ενεργειακό επίπεδο υπάρχει μόνο ένα υποεπίπεδο - μικρό,εκείνοι. το άτομο υδρογόνου στο εξωτερικό επίπεδο δεν έχει ούτε ζεύγη ηλεκτρονίων που δεν μοιράζονται ούτε άδεια τροχιακά.
Έτσι, το μόνο σθένος που μπορεί να εμφανίσει ένα άτομο υδρογόνου είναι το I.
Δυνατότητες σθένους ενός ατόμου άνθρακα
Εξετάστε την ηλεκτρονική δομή του ατόμου άνθρακα. Στη βασική κατάσταση, η ηλεκτρονική διαμόρφωση του εξωτερικού του επιπέδου έχει ως εξής:
Εκείνοι. Στη θεμελιώδη κατάσταση, το εξωτερικό επίπεδο ενέργειας ενός μη διεγερμένου ατόμου άνθρακα περιέχει 2 ασύζευκτα ηλεκτρόνια. Σε αυτή την κατάσταση, μπορεί να εμφανίσει σθένος ίσο με 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:
Αν και κάποια ενέργεια δαπανάται στη διαδικασία διέγερσης του ατόμου άνθρακα, η δαπάνη αντισταθμίζεται περισσότερο από το σχηματισμό τεσσάρων ομοιοπολικών δεσμών. Για το λόγο αυτό, το σθένος IV είναι πολύ πιο χαρακτηριστικό του ατόμου άνθρακα. Έτσι, για παράδειγμα, ο άνθρακας έχει σθένος IV στα μόρια διοξείδιο του άνθρακα, ανθρακικό οξύ και απολύτως όλες τις οργανικές ουσίες.
Εκτός από τα μη ζευγαρωμένα ηλεκτρόνια και τα μεμονωμένα ζεύγη ηλεκτρονίων, η παρουσία κενών () τροχιακών του 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 πρόσθετους ομοιοπολικούς δεσμούς μέσω του μηχανισμού δότη-δέκτη. Έτσι, για παράδειγμα, αντίθετα με τις προσδοκίες, στο μόριο μονοξειδίου του άνθρακα CO, ο δεσμός δεν είναι διπλός, αλλά τριπλός, κάτι που φαίνεται ξεκάθαρα στην παρακάτω εικόνα:
Δυνατότητες σθένους του ατόμου αζώτου
Ας γράψουμε τον ηλεκτρονικό γραφικό τύπο του εξωτερικού ενεργειακού επιπέδου 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 μπορεί να εμφανίσει σθένος ίσο με III. Πράγματι, ένα σθένος 3 παρατηρείται στα μόρια της αμμωνίας (NH 3), του νιτρώδους οξέος (HNO 2), του τριχλωριούχου αζώτου (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 μη κοινόχρηστων 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 το καθένα, αλλά και όταν ένα άτομο που έχει ένα μη κοινό 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. Έτσι, για παράδειγμα, τέσσερις ομοιοπολικοί δεσμοί, ένας από τους οποίους σχηματίζεται από τον μηχανισμό δότη-δέκτη, παρατηρούνται κατά τον σχηματισμό του κατιόντος αμμωνίου:
Παρά το γεγονός ότι ένας από τους ομοιοπολικούς δεσμούς σχηματίζεται από τον μηχανισμό δότη-δέκτη, όλοι Δεσμοί Ν-Ηστο κατιόν αμμωνίου είναι απολύτως πανομοιότυπα και δεν διαφέρουν μεταξύ τους.
Σθένος ίσο με V, το άτομο αζώτου δεν μπορεί να δείξει. Αυτό οφείλεται στο γεγονός ότι η μετάβαση σε μια διεγερμένη κατάσταση είναι αδύνατη για το άτομο αζώτου, στο οποίο συμβαίνει το ζεύγος δύο ηλεκτρονίων με τη μετάβαση ενός από αυτά σε ένα ελεύθερο τροχιακό, το οποίο είναι το 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 τότε το σθένος του αζώτου, για παράδειγμα, στα μόρια του νιτρικού οξέος HNO 3 ή του μονοξειδίου 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, ΚΑΝΕΝΑ τερματικά ομόλογα δεν μπορούν να ονομαστούν "ενάμιση". Παρόμοιοι ενάμισι δεσμοί βρίσκονται επίσης στο μόριο του όζοντος O 3 , στο βενζόλιο 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 μπορούμε να δούμε, 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 έως I, II, III και IV, που 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 σε θέση να περάσει σε διεγερμένη κατάσταση, ατμίζοντας ηλεκτρόνια 3 μικρό- τροχιακά:
Έτσι, το σθένος V για το άτομο φωσφόρου, το οποίο είναι απρόσιτο στο άζωτο, είναι δυνατό. Έτσι, για παράδειγμα, ένα άτομο φωσφόρου έχει σθένος πέντε στα μόρια ενώσεων όπως φωσφορικό οξύ, αλογονίδια φωσφόρου (V), οξείδιο του φωσφόρου (V) κ.λπ.
Δυνατότητες σθένους του ατόμου οξυγόνου
Ο ηλεκτρονικός-γραφικός τύπος του εξωτερικού ενεργειακού επιπέδου του 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 του άνθρακα, συζητήσαμε τον σχηματισμό του μορίου του μονοξειδίου του άνθρακα. Ο δεσμός στο μόριο του CO είναι τριπλός, επομένως, το οξυγόνο είναι τρισθενές εκεί (το οξυγόνο είναι δότης ζεύγους ηλεκτρονίων).
Λόγω του ότι το άτομο οξυγόνου δεν έχει εξωτερικό επίπεδο ρε-υποεπίπεδα, αποσύνθεση 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
Το εξωτερικό ενεργειακό επίπεδο του ατόμου του θείου σε μη διεγερμένη κατάσταση:
Το άτομο θείου, όπως και το άτομο οξυγόνου, έχει δύο ασύζευκτα ηλεκτρόνια στην κανονική του κατάσταση, επομένως μπορούμε να συμπεράνουμε ότι το σθένος δύο είναι δυνατό για το θείο. Πράγματι, το θείο έχει σθένος II, για παράδειγμα, στο μόριο υδρόθειου H 2 S.
Όπως μπορούμε να δούμε, το άτομο θείου στο εξωτερικό επίπεδο έχει ρευποεπίπεδο 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 την αποσύζευξη ενός μοναχικού ζεύγους ηλεκτρονίων 3 Π- υποεπίπεδο, το άτομο θείου αποκτά την ηλεκτρονική διαμόρφωση του εξωτερικού επιπέδου της ακόλουθης μορφής:
Σε αυτή την κατάσταση, το άτομο θείου έχει 4 ασύζευκτα ηλεκτρόνια, κάτι που μας λέει για την πιθανότητα τα άτομα θείου να εμφανίζουν σθένος ίσο με IV. Πράγματι, το θείο έχει σθένος IV στα μόρια SO 2, SF 4, SOCl 2 κ.λπ.
Κατά την αποσύζευξη του δεύτερου μοναχικού ζεύγους ηλεκτρονίων που βρίσκεται στο 3 μικρό- υποεπίπεδο, το εξωτερικό επίπεδο ενέργειας αποκτά την ακόλουθη διαμόρφωση:
Σε μια τέτοια κατάσταση, η εκδήλωση του σθένους VI είναι ήδη δυνατή. Ένα παράδειγμα ενώσεων με VI-σθενές θείο είναι τα SO 3 , H 2 SO 4 , SO 2 Cl 2 κ.λπ.
Ομοίως, μπορούμε να εξετάσουμε τις δυνατότητες σθένους άλλων χημικών στοιχείων.
Τα άτομα διαφόρων χημικών στοιχείων μπορούν να προσκολλήσουν διαφορετικό αριθμό άλλων ατόμων, δηλαδή να παρουσιάζουν διαφορετικά σθένη.
Το σθένος χαρακτηρίζει την ικανότητα των ατόμων να συνδυάζονται με άλλα άτομα. Τώρα, έχοντας μελετήσει τη δομή του ατόμου και τους τύπους των χημικών δεσμών, μπορούμε να εξετάσουμε αυτή την έννοια με περισσότερες λεπτομέρειες.
Valency είναι ο αριθμός των single χημικοί δεσμοίότι ένα άτομο σχηματίζεται με άλλα άτομα σε ένα μόριο. Ο αριθμός των χημικών δεσμών νοείται ως ο αριθμός των κοινών ζευγών ηλεκτρονίων. Δεδομένου ότι τα κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων σχηματίζονται μόνο στην περίπτωση ενός ομοιοπολικού δεσμού, το σθένος των ατόμων μπορεί να προσδιοριστεί μόνο σε ομοιοπολικές ενώσεις.
Στον δομικό τύπο ενός μορίου, οι χημικοί δεσμοί αντιπροσωπεύονται με παύλες. Ο αριθμός των παύλων που εκτείνεται από το σύμβολο ενός δεδομένου στοιχείου είναι το σθένος του. Το σθένος είναι πάντα μια θετική ακέραια τιμή από το I έως το VIII.
Όπως θυμάστε, το υψηλότερο σθένος ενός χημικού στοιχείου σε ένα οξείδιο είναι συνήθως ίσο με τον αριθμό της ομάδας στην οποία βρίσκεται. Για να προσδιορίσετε το σθένος ενός μη μετάλλου σε μια ένωση υδρογόνου, πρέπει να αφαιρέσετε τον αριθμό της ομάδας από το 8.
Στις απλούστερες περιπτώσεις, το σθένος είναι ίσο με τον αριθμό των μη ζευγαρωμένων ηλεκτρονίων σε ένα άτομο, επομένως, για παράδειγμα, το οξυγόνο (που περιέχει δύο μη ζευγαρωμένα ηλεκτρόνια) έχει σθένος II και το υδρογόνο (που περιέχει ένα μη ζευγαρωμένο ηλεκτρόνιο) έχει ένα Ι.
Στους ιοντικούς και μεταλλικούς κρυστάλλους δεν υπάρχουν κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων, επομένως για αυτές τις ουσίες η έννοια του σθένους ως ο αριθμός των χημικών δεσμών δεν έχει νόημα. Για όλες τις κατηγορίες ενώσεων, ανεξάρτητα από τον τύπο των χημικών δεσμών, εφαρμόζεται μια πιο καθολική έννοια, η οποία ονομάζεται βαθμός οξείδωσης.
Κατάσταση οξείδωσης
είναι το υπό όρους φορτίο ενός ατόμου σε ένα μόριο ή κρύσταλλο. Υπολογίζεται υποθέτοντας ότι όλοι οι ομοιοπολικοί πολικοί δεσμοί είναι ιοντικοί.
Σε αντίθεση με το σθένος, η κατάσταση οξείδωσης μπορεί να είναι θετική, αρνητική ή μηδενική. Στις απλούστερες ιοντικές ενώσεις, οι καταστάσεις οξείδωσης συμπίπτουν με τα φορτία των ιόντων.
Για παράδειγμα, στο χλωριούχο κάλιο KCl (K + Cl - ) το κάλιο 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 οξυγόνο -2. Αυτός ο κανόνας ισχύει για όλα τα βασικά οξείδια: σε αυτά, η κατάσταση οξείδωσης του μετάλλου είναι ίση 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 έναν αραβικό αριθμό, ο οποίος τοποθετείται πάνω από το σύμβολο του στοιχείου, όπως το σθένος:
Cu +2 Cl 2-1; Fe +2 S -2
Η κατάσταση οξείδωσης ενός στοιχείου σε απλή υπόθεσηπάρε ίσο με μηδέν:
Na 0, O 2 0, S 8 0, Cu 0
Εξετάστε πώς προσδιορίζονται οι καταστάσεις οξείδωσης σε ομοιοπολικές ενώσεις.
Υδροχλώριο Το HCl είναι μια ουσία με πολικό ομοιοπολικό δεσμό. Το κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων στο μόριο HCl μετατοπίζεται στο άτομο χλωρίου, το οποίο έχει υψηλή ηλεκτραρνητικότητα. Μετατρέπουμε νοερά τον δεσμό H-Cl σε ιοντικό (αυτό συμβαίνει πραγματικά σε ένα υδατικό διάλυμα), μετατοπίζοντας εντελώς το ζεύγος ηλεκτρονίων στο άτομο χλωρίου. Θα αποκτήσει φορτίο -1, και υδρογόνο +1. Επομένως, το χλώριο σε αυτή την ουσία έχει κατάσταση οξείδωσης -1 και το υδρογόνο +1:
Πραγματικά φορτία και καταστάσεις οξείδωσης των ατόμων σε ένα μόριο υδροχλωρίου
Η κατάσταση οξείδωσης και το σθένος είναι έννοιες σχετικές. Σε πολλές ομοιοπολικές ενώσεις, η απόλυτη τιμή της κατάστασης οξείδωσης των στοιχείων είναι ίση με το σθένος τους. Υπάρχουν, ωστόσο, αρκετές περιπτώσεις όπου το σθένος είναι διαφορετικό από την κατάσταση οξείδωσης. Αυτό είναι χαρακτηριστικό, για παράδειγμα, για απλές ουσίες, όπου η κατάσταση οξείδωσης των ατόμων είναι μηδέν και το σθένος είναι ο αριθμός των κοινών ζευγών ηλεκτρονίων:
Ο=Ο.
Το σθένος του οξυγόνου είναι II και η κατάσταση οξείδωσης είναι 0.
Σε ένα μόριο υπεροξειδίου του υδρογόνου
Η-Ο-Ο-Η
Το οξυγόνο είναι δισθενές και το υδρογόνο μονοσθενές. Ταυτόχρονα, οι καταστάσεις οξείδωσης και των δύο στοιχείων είναι ίσες σε απόλυτη τιμή με 1:
H 2 +1 O 2 -1
Το ίδιο στοιχείο σε διαφορετικές ενώσεις μπορεί να έχει και θετικές και αρνητικές καταστάσεις οξείδωσης, ανάλογα με την ηλεκτραρνητικότητα των ατόμων που σχετίζονται με αυτό. Σκεφτείτε, για παράδειγμα, δύο ενώσεις άνθρακα, το μεθάνιο CH 4 και το φθόριο άνθρακα (IV) CF 4 .
Ο άνθρακας είναι πιο ηλεκτραρνητικός από το υδρογόνο, επομένως στο μεθάνιο η ηλεκτρονιακή πυκνότητα των δεσμών C–H μετατοπίζεται από υδρογόνο σε άνθρακα και καθένα από τα τέσσερα άτομα υδρογόνου έχει κατάσταση οξείδωσης +1 και το άτομο άνθρακα είναι -4. Αντίθετα, στο μόριο CF4, τα ηλεκτρόνια όλων των δεσμών μετατοπίζονται από το άτομο άνθρακα στα άτομα φθορίου, η κατάσταση οξείδωσης του οποίου είναι -1, επομένως, ο άνθρακας βρίσκεται στην κατάσταση οξείδωσης +4. Θυμηθείτε ότι η κατάσταση οξείδωσης του πιο ηλεκτραρνητικού ατόμου σε μια ένωση είναι πάντα αρνητική.
Μοντέλα μορίων φθορίου μεθανίου CH 4 και άνθρακα(IV) CF 4. Η πολικότητα των δεσμών υποδεικνύεται με βέλη.
Οποιοδήποτε μόριο είναι ηλεκτρικά ουδέτερο, επομένως το άθροισμα των καταστάσεων οξείδωσης όλων των ατόμων είναι μηδέν. Χρησιμοποιώντας αυτόν τον κανόνα, από μια γνωστή κατάσταση οξείδωσης ενός στοιχείου σε μια ένωση, μπορεί κανείς να προσδιορίσει την κατάσταση οξείδωσης ενός άλλου χωρίς να καταφύγει σε συλλογισμό σχετικά με τη μετατόπιση των ηλεκτρονίων.
Ως παράδειγμα, ας πάρουμε το οξείδιο του χλωρίου(Ι) Cl 2 O. Προχωράμε από την ηλεκτροουδετερότητα του σωματιδίου. Το άτομο οξυγόνου στα οξείδια έχει κατάσταση οξείδωσης -2, που σημαίνει ότι και τα δύο άτομα χλωρίου φέρουν συνολικό φορτίο +2. Επομένως, σε καθένα από αυτά το φορτίο είναι +1, δηλαδή το χλώριο έχει κατάσταση οξείδωσης +1:
Cl 2 + 1 O - 2
Για να τοποθετηθούν σωστά τα σημάδια της κατάστασης οξείδωσης διαφορετικών ατόμων, αρκεί να συγκρίνουμε την ηλεκτραρνητικότητα τους. Ένα άτομο με υψηλότερη ηλεκτραρνητικότητα θα έχει αρνητική κατάσταση οξείδωσης και ένα άτομο με χαμηλότερη ηλεκτραρνητικότητα θα έχει θετική. Σύμφωνα με τους καθιερωμένους κανόνες, το σύμβολο του πιο ηλεκτραρνητικού στοιχείου γράφεται στην τελευταία θέση στον σύνθετο τύπο:
I +1 Cl -1, O +2 F 2 -1, P +5 Cl 5 -1
Πραγματικά φορτία και καταστάσεις οξείδωσης των ατόμων σε ένα μόριο νερού
Κατά τον προσδιορισμό των καταστάσεων οξείδωσης των στοιχείων σε ενώσεις, τηρούνται οι ακόλουθοι κανόνες.
Η κατάσταση οξείδωσης ενός στοιχείου σε μια απλή ουσία είναι μηδέν.
Το φθόριο είναι το πιο ηλεκτραρνητικό χημικό στοιχείο, επομένως η κατάσταση οξείδωσης του φθορίου σε όλες τις ουσίες εκτός από το F2 είναι -1.
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 στο υπεροξείδιο του υδρογόνου H 2 O 2 -1.
Η κατάσταση οξείδωσης του υδρογόνου είναι +1 σε ενώσεις με αμέταλλα, -1 σε ενώσεις με μέταλλα (υδρίδια). μηδέν στην απλή ύλη H 2 .
Οι καταστάσεις οξείδωσης των μετάλλων στις ενώσεις είναι πάντα θετικές. Η κατάσταση οξείδωσης των μετάλλων των κύριων υποομάδων, κατά κανόνα, είναι ίση με τον αριθμό της ομάδας. Τα μέταλλα των δευτερογενών υποομάδων έχουν συχνά αρκετές καταστάσεις οξείδωσης.
Η μέγιστη δυνατή θετική κατάσταση οξείδωσης ενός χημικού στοιχείου είναι ίση με τον αριθμό της ομάδας (η εξαίρεση είναι Cu +2).
Η ελάχιστη κατάσταση οξείδωσης των μετάλλων είναι μηδέν και για τα μη μέταλλα, ο αριθμός ομάδας μείον οκτώ.
Το άθροισμα των καταστάσεων οξείδωσης όλων των ατόμων σε ένα μόριο είναι μηδέν.
Πλοήγηση
- Επίλυση συνδυασμένων προβλημάτων με βάση τα ποσοτικά χαρακτηριστικά μιας ουσίας
- Επίλυση προβλήματος. Ο νόμος της σταθερότητας της σύνθεσης των ουσιών. Υπολογισμοί χρησιμοποιώντας τις έννοιες «μοριακή μάζα» και «χημική ποσότητα» μιας ουσίας
- Επίλυση υπολογιστικών προβλημάτων με βάση τα ποσοτικά χαρακτηριστικά της ύλης και τους στοιχειομετρικούς νόμους
- Επίλυση υπολογιστικών προβλημάτων με βάση τους νόμους της αέριας κατάστασης της ύλης
- Ηλεκτρονική διαμόρφωση ατόμων. Η δομή των ηλεκτρονίων των ατόμων των τριών πρώτων περιόδων
Η ηλεκτροαρνητικότητα είναι η ιδιότητα ενός χημικού στοιχείου να έλκει ηλεκτρόνια στο άτομό του από τα άτομα άλλων στοιχείων με τα οποία αυτό το στοιχείο σχηματίζει χημικό δεσμό σε ενώσεις.
Όταν σχηματίζεται ένας χημικός δεσμός μεταξύ ατόμων διαφορετικών στοιχείων, το κοινό νέφος ηλεκτρονίων μετατοπίζεται σε ένα πιο ηλεκτραρνητικό άτομο, λόγω του οποίου ο δεσμός γίνεται ομοιοπολικά πολικός και με μεγάλη διαφορά στην ηλεκτραρνητικότητα - ιοντικό.
Η ηλεκτροαρνητικότητα λαμβάνεται υπόψη κατά τη σύνταξη χημικών τύπων: στις δυαδικές ενώσεις, το σύμβολο του πιο ηλεκτραρνητικού στοιχείου αναγράφεται πίσω.
Η ηλεκτροαρνητικότητα αυξάνεται από αριστερά προς τα δεξιά για στοιχεία κάθε περιόδου και μειώνεται από πάνω προς τα κάτω για στοιχεία της ίδιας ομάδας PS.
ΣθένοςΈνα στοιχείο ονομάζεται η ιδιότητα των ατόμων του να συνδυάζονται με έναν ορισμένο αριθμό άλλων ατόμων.
Υπάρχουν στοιχειομετρικός, ηλεκτρονικός σθένος και αριθμός συντονισμού. Θα εξετάσουμε μόνο το στοιχειομετρικό σθένος.
ΣτοιχειομετρικήΤο σθένος δείχνει πόσα άτομα ενός άλλου στοιχείου συνδέει ένα άτομο αυτού του στοιχείου. Το σθένος του υδρογόνου λαμβάνεται ως μονάδα σθένους, επειδή Το υδρογόνο είναι πάντα μονοσθενές. Για παράδειγμα, στις ενώσεις HCl, H 2 O, NH 3 (η σωστή γραφή της αμμωνίας H 3 N χρησιμοποιείται ήδη στα σύγχρονα εγχειρίδια), το CH 4 χλώριο είναι μονοσθενές, το οξυγόνο είναι δισθενές, το άζωτο είναι τρισθενές και ο άνθρακας είναι τετρασθενής.
Το στοιχειομετρικό σθένος του οξυγόνου είναι συνήθως 2. Δεδομένου ότι σχεδόν όλα τα στοιχεία σχηματίζουν ενώσεις με το οξυγόνο, είναι βολικό να χρησιμοποιείται ως πρότυπο για τον προσδιορισμό του σθένους ενός άλλου στοιχείου. Για παράδειγμα, στις ενώσεις Na 2 O, CoO, Fe 2 O 3, SO 3, το νάτριο είναι μονοσθενές, το κοβάλτιο είναι δισθενές, ο σίδηρος είναι τρισθενής και το θείο είναι εξασθενές.
Στις αντιδράσεις οξειδοαναγωγής, θα είναι σημαντικό για εμάς να προσδιορίσουμε τις καταστάσεις οξείδωσης των στοιχείων.
κατάσταση οξείδωσηςστοιχείο σε μια ουσία ονομάζεται στοιχειομετρικό σθένος, λαμβανόμενο με πρόσημο συν ή πλην.
Τα χημικά στοιχεία υποδιαιρούνται σε στοιχεία σταθερών στοιχείων μεταβλητού σθένους.
1.3.3. Ουσίες μοριακής και μη μοριακής δομής. Τύπος κρυσταλλικού πλέγματος. Η εξάρτηση των ιδιοτήτων των ουσιών από τη σύνθεση και τη δομή τους.
Ανάλογα με την κατάσταση στην οποία βρίσκονται οι ενώσεις στη φύση, χωρίζονται σε μοριακές και μη μοριακές. Στις μοριακές ουσίες, τα μικρότερα δομικά σωματίδια είναι μόρια. Αυτές οι ουσίες έχουν ένα μοριακό κρυσταλλικό πλέγμα. Στις μη μοριακές ουσίες, τα μικρότερα δομικά σωματίδια είναι άτομα ή ιόντα. Το κρυσταλλικό τους πλέγμα είναι ατομικό, ιοντικό ή μεταλλικό.
Ο τύπος του κρυσταλλικού πλέγματος καθορίζει σε μεγάλο βαθμό τις ιδιότητες των ουσιών. Για παράδειγμα, μέταλλα που έχουν τύπου μεταλλικό κρυσταλλικό πλέγμα, διαφορετικό από όλα τα άλλα στοιχεία υψηλή πλαστικότητα, ηλεκτρική και θερμική αγωγιμότητα. Αυτές οι ιδιότητες, καθώς και πολλές άλλες - ελατότητα, μεταλλική λάμψη κ.λπ. λόγω ενός ειδικού τύπου δεσμού μεταξύ ατόμων μετάλλου - μεταλλικός δεσμός.Πρέπει να σημειωθεί ότι οι ιδιότητες που είναι εγγενείς στα μέταλλα εμφανίζονται μόνο στη συμπυκνωμένη κατάσταση. Για παράδειγμα, το ασήμι σε αέρια κατάσταση δεν έχει φυσικές ιδιότητεςμέταλλα.
Ένας ειδικός τύπος δεσμού στα μέταλλα - μεταλλικός - οφείλεται σε έλλειψη ηλεκτρονίων σθένους, επομένως είναι κοινά σε ολόκληρη τη δομή του μετάλλου. Το απλούστερο μοντέλο της δομής των μετάλλων υπέθεσε ότι το κρυσταλλικό πλέγμα των μετάλλων αποτελείται από θετικά ιόντα που περιβάλλονται από ελεύθερα ηλεκτρόνια, η κίνηση των ηλεκτρονίων συμβαίνει τυχαία, όπως τα μόρια αερίου. Ωστόσο, ένα τέτοιο μοντέλο, ενώ εξηγεί ποιοτικά πολλές ιδιότητες των μετάλλων, αποδεικνύεται ανεπαρκές σε ποσοτική επαλήθευση. Η περαιτέρω ανάπτυξη της θεωρίας της μεταλλικής κατάστασης οδήγησε στη δημιουργία θεωρία ζώνης μετάλλων, το οποίο βασίζεται στις έννοιες της κβαντικής μηχανικής.
Στους κόμβους του κρυσταλλικού πλέγματος υπάρχουν κατιόντα και άτομα μετάλλου και τα ηλεκτρόνια κινούνται ελεύθερα κατά μήκος του κρυσταλλικού πλέγματος.
Μια χαρακτηριστική μηχανική ιδιότητα των μετάλλων είναι πλαστική ύλη, λόγω των ιδιαιτεροτήτων της εσωτερικής δομής των κρυστάλλων τους. Ως πλαστικότητα νοείται η ικανότητα των σωμάτων υπό τη δράση εξωτερικών δυνάμεων να υφίστανται παραμόρφωση, η οποία παραμένει μετά την παύση της εξωτερικής επιρροής. Αυτή η ιδιότητα των μετάλλων τους επιτρέπει να τους δίνονται διάφορα σχήματα κατά τη σφυρηλάτηση, να τυλίγονται σε φύλλα ή να σύρονται σε σύρμα.
Η πλαστικότητα των μετάλλων οφείλεται στο γεγονός ότι υπό εξωτερική δράση, τα στρώματα ιόντων που σχηματίζουν το κρυσταλλικό πλέγμα μετατοπίζονται μεταξύ τους χωρίς να σπάνε. Αυτό συμβαίνει ως αποτέλεσμα του γεγονότος ότι τα κινούμενα ηλεκτρόνια, λόγω της ελεύθερης ανακατανομής, συνεχίζουν να πραγματοποιούν τη σύνδεση μεταξύ των ιοντικών στοιβάδων. Υπό μηχανική δράση σε στερεόςμε το ατομικό πλέγμα, τα επιμέρους στρώματά του μετατοπίζονται και η συνοχή μεταξύ τους σπάει λόγω θραύσης ομοιοπολικών δεσμών.
ιόντων, τότε σχηματίζονται αυτές οι ουσίες ιοντικός τύπος κρυσταλλικού πλέγματος.
Αυτά είναι άλατα, καθώς και οξείδια και υδροξείδια τυπικών μετάλλων. Αυτές είναι σκληρές, εύθραυστες ουσίες, αλλά η κύρια ποιότητά τους : διαλύματα και τήγματα αυτών των ενώσεων φέρουν ηλεκτρικό ρεύμα.
Αν οι κόμβοι του κρυσταλλικού πλέγματος είναι άτομα, τότε σχηματίζονται αυτές οι ουσίες ατομικός τύπος κρυσταλλικού πλέγματος(διαμάντι, βόριο, οξείδια πυριτίου αλουμινίου και πυριτίου). Με ιδιότητες πολύ σκληρό και πυρίμαχο, αδιάλυτο στο νερό.
Αν οι κόμβοι του κρυσταλλικού πλέγματος είναι μόρια, τότε σχηματίζονται αυτές οι ουσίες (υπό κανονικές συνθήκες, αέρια και υγρά: O 2, HCl, I 2 οργανική ύλη).
Είναι ενδιαφέρον να σημειωθεί το μέταλλο γάλλιο, το οποίο λιώνει σε θερμοκρασία 30 ° C. Αυτή η ανωμαλία εξηγείται από το γεγονός ότι τα μόρια Ga 2 βρίσκονται στους κόμβους του κρυσταλλικού πλέγματος και οι ιδιότητές του γίνονται παρόμοιες με ουσίες που έχουν μοριακό κρυσταλλικού πλέγματος.
Παράδειγμα.Όλα τα αμέταλλα της ομάδας έχουν μη μοριακή δομή:
1) άνθρακας, βόριο, πυρίτιο; 2) φθόριο, βρώμιο, ιώδιο.
3) οξυγόνο, θείο, άζωτο; 4) χλώριο, φώσφορο, σελήνιο.
Στις μη μοριακές ουσίες, τα μικρότερα δομικά σωματίδια είναι άτομα ή ιόντα. Το κρυσταλλικό τους πλέγμα είναι ατομικό, ιοντικό ή μεταλλικό
Στο απόφασηΑυτή η ερώτηση είναι πιο εύκολο να φύγει από το αντίθετο. Αν οι κόμβοι του κρυσταλλικού πλέγματος είναι μόρια, τότε σχηματίζονται αυτές οι ουσίες μοριακός τύπος κρυσταλλικού πλέγματος(υπό κανονικές συνθήκες, αέρια και υγρά: O 2, HCl· επίσης I 2, ρομβικό θείο S 8, λευκός φώσφορος P 4, οργανικές ουσίες). Από ιδιότητες, αυτές είναι εύθραυστες ενώσεις χαμηλής τήξης.
Στη δεύτερη απάντηση υπάρχει αέριο φθόριο, στην τρίτη - οξυγόνο, αέρια αζώτου, στην τέταρτη - αέριο χλώριο. Αυτό σημαίνει ότι αυτές οι ουσίες έχουν ένα μοριακό κρυσταλλικό πλέγμα και μια μοριακή δομή.
ΣΤΟ πρώταΑπάντηση, όλες οι ουσίες είναι στερεές ενώσεις υπό κανονικές συνθήκες και σχηματίζουν ένα ατομικό πλέγμα, που σημαίνει ότι έχουν μη μοριακή δομή.
Σωστή απάντηση:1) άνθρακα, βόριο, πυρίτιο
Το σθένος και η κατάσταση οξείδωσης είναι έννοιες που χρησιμοποιούνται συχνά στην ανόργανη χημεία. Σε ΠΟΛΛΟΥΣ χημικές ενώσειςη τιμή σθένους και η κατάσταση οξείδωσης του στοιχείου είναι ίδιες, γι' αυτόν τον λόγο συχνά μπερδεύονται μαθητές και μαθητές. Αυτές οι έννοιες έχουν κάτι κοινό, αλλά οι διαφορές είναι πιο σημαντικές. Για να κατανοήσετε πώς διαφέρουν αυτές οι δύο έννοιες, αξίζει να μάθετε περισσότερα για αυτές.
Πληροφορίες για το βαθμό οξείδωσης
Η κατάσταση οξείδωσης είναι μια βοηθητική τιμή που αποδίδεται σε ένα άτομο ενός χημικού στοιχείου ή σε μια ομάδα ατόμων, η οποία δείχνει πώς κατανέμονται κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων μεταξύ των στοιχείων που αλληλεπιδρούν.
Αυτή είναι μια βοηθητική ποσότητα που δεν έχει καμία φυσική σημασία ως τέτοια. Η ουσία του είναι αρκετά απλό να εξηγηθεί με τη βοήθεια παραδειγμάτων:
μόριο αλατιού τροφίμων NaClΑποτελείται από δύο άτομα, ένα άτομο χλωρίου και ένα άτομο νατρίου. Ο δεσμός μεταξύ αυτών των ατόμων είναι ιοντικός. Το νάτριο έχει 1 ηλεκτρόνιο σε επίπεδο σθένους, που σημαίνει ότι έχει ένα κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων με το άτομο χλωρίου. Από αυτά τα δύο στοιχεία, το χλώριο είναι πιο ηλεκτραρνητικό (έχει την ιδιότητα να αναμειγνύει ζεύγη ηλεκτρονίων προς τον εαυτό του), τότε το μόνο κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων θα μετατοπιστεί προς αυτό. Σε μια ένωση, ένα στοιχείο με υψηλότερη ηλεκτραρνητικότητα έχει αρνητική κατάσταση οξείδωσης, λιγότερο ηλεκτραρνητική, αντίστοιχα, θετική και η τιμή του είναι ίση με τον αριθμό των κοινών ζευγών ηλεκτρονίων. Για το υπό εξέταση μόριο NaCl, οι καταστάσεις οξείδωσης του νατρίου και του χλωρίου θα μοιάζουν με αυτό:
Το χλώριο, με ένα ζεύγος ηλεκτρονίων μετατοπισμένο σε αυτό, θεωρείται πλέον ως ανιόν, δηλαδή άτομο που έχει προσαρτήσει ένα επιπλέον ηλεκτρόνιο στον εαυτό του και το νάτριο ως κατιόν, δηλαδή άτομο που έχει δωρίσει ένα ηλεκτρόνιο. Αλλά κατά την καταγραφή του βαθμού οξείδωσης, το σύμβολο βρίσκεται στην πρώτη θέση και η αριθμητική τιμή είναι στη δεύτερη και αντίστροφα κατά την καταγραφή του ιοντικού φορτίου.
Η κατάσταση οξείδωσης μπορεί να οριστεί ως ο αριθμός των ηλεκτρονίων που λείπει από ένα θετικό ιόν για να δημιουργήσει ένα ηλεκτρικά ουδέτερο άτομο ή που πρέπει να ληφθούν από ένα αρνητικό ιόν για να οξειδωθούν σε ένα άτομο. Στο αυτό το παράδειγμαΕίναι προφανές ότι το θετικό ιόν νατρίου στερείται ηλεκτρονίου λόγω της μετατόπισης του ζεύγους ηλεκτρονίων και το ιόν χλωρίου έχει ένα επιπλέον ηλεκτρόνιο.
Η κατάσταση οξείδωσης μιας απλής (καθαρής) ουσίας, ανεξάρτητα από τη φυσική της και Χημικές ιδιότητες, ισούται με μηδέν. Το μόριο O 2, για παράδειγμα, αποτελείται από δύο άτομα οξυγόνου. Έχουν τις ίδιες τιμές ηλεκτραρνητικότητας, επομένως τα κοινά ηλεκτρόνια δεν μετατοπίζονται προς κανένα από τα δύο. Αυτό σημαίνει ότι το ζεύγος ηλεκτρονίων είναι αυστηρά μεταξύ των ατόμων, επομένως η κατάσταση οξείδωσης θα είναι μηδέν.
Για ορισμένα μόρια, μπορεί να είναι δύσκολο να προσδιοριστεί πού κινούνται τα ηλεκτρόνια, ειδικά εάν υπάρχουν τρία ή περισσότερα στοιχεία σε αυτό. Για να υπολογίσετε τις καταστάσεις οξείδωσης σε τέτοια μόρια, πρέπει να χρησιμοποιήσετε μερικούς απλούς κανόνες:
- Το άτομο υδρογόνου έχει σχεδόν πάντα μια σταθερή κατάσταση οξείδωσης +1..
- Για το οξυγόνο, αυτός ο δείκτης είναι -2. Η μόνη εξαίρεση σε αυτόν τον κανόνα είναι τα οξείδια του φθορίου.
OF 2 και O 2 F 2,
Δεδομένου ότι το φθόριο είναι το στοιχείο με την υψηλότερη ηλεκτραρνητικότητα, επομένως, μετατοπίζει πάντα τα αλληλεπιδρώντα ηλεκτρόνια προς τον εαυτό του. Σύμφωνα με τους διεθνείς κανόνες, το στοιχείο με τη χαμηλότερη τιμή ηλεκτραρνητικότητας γράφεται πρώτο, επομένως, σε αυτά τα οξείδια, το οξυγόνο βρίσκεται στην πρώτη θέση.
- Εάν αθροίσετε όλες τις καταστάσεις οξείδωσης σε ένα μόριο, θα έχετε μηδέν.
- Τα άτομα μετάλλου χαρακτηρίζονται από θετική κατάσταση οξείδωσης.
Κατά τον υπολογισμό των καταστάσεων οξείδωσης, πρέπει να θυμάστε ότι η υψηλότερη κατάσταση οξείδωσης ενός στοιχείου είναι ίση με τον αριθμό της ομάδας του και η ελάχιστη είναι ο αριθμός ομάδας μείον 8. Για το χλώριο, η μέγιστη δυνατή κατάσταση οξείδωσης είναι +7, επειδή είναι στον 7ο όμιλο, και το ελάχιστο 7-8 = -ένα. 
Γενικές πληροφορίες για το σθένος
Σθένος είναι ο αριθμός των ομοιοπολικών δεσμών που μπορεί να σχηματίσει ένα στοιχείο σε διαφορετικές ενώσεις.
Σε αντίθεση με την κατάσταση οξείδωσης, η έννοια του σθένους είναι πραγματική φυσική έννοια.
Το υψηλότερο σθένος είναι ίσο με τον αριθμό της ομάδας στον περιοδικό πίνακα. Το θείο S βρίσκεται στην 6η ομάδα, δηλαδή το μέγιστο σθένος του είναι 6. Μπορεί όμως να είναι και 2 (H 2 S) ή 4 (SO 2).
Σχεδόν όλα τα στοιχεία χαρακτηρίζονται από μεταβλητό σθένος. Ωστόσο, υπάρχουν άτομα για τα οποία αυτή η τιμή είναι σταθερή. Αυτά περιλαμβάνουν αλκαλικά μέταλλα, ασήμι, υδρογόνο (το σθένος τους είναι πάντα 1), ψευδάργυρος (το σθένος είναι πάντα 2), το λανθάνιο (το σθένος είναι 3). 
Τι κοινό έχουν το σθένος και η κατάσταση οξείδωσης;
- Για τον προσδιορισμό και των δύο αυτών μεγεθών, χρησιμοποιούνται θετικοί ακέραιοι αριθμοί, οι οποίοι γράφονται πάνω από τον λατινικό προσδιορισμό του στοιχείου.
- Το υψηλότερο σθένος, καθώς και η υψηλότερη κατάσταση οξείδωσης, συμπίπτουν με τον αριθμό της ομάδας του στοιχείου.
- Η κατάσταση οξείδωσης οποιουδήποτε στοιχείου σε μια σύνθετη ένωση συμπίπτει με την αριθμητική τιμή ενός από τους δείκτες σθένους. Για παράδειγμα, το χλώριο, που βρίσκεται στην 7η ομάδα, μπορεί να έχει σθένος 1, 3, 4, 5, 6 ή 7, πράγμα που σημαίνει ότι οι πιθανές καταστάσεις οξείδωσης είναι ±1, +3, +4, +5, + 6, +7.
Οι κύριες διαφορές μεταξύ αυτών των εννοιών
- Η έννοια του «σθένους» έχει φυσική σημασία και ο βαθμός οξείδωσης είναι ένας βοηθητικός όρος που δεν έχει πραγματική φυσική σημασία.
- Η κατάσταση οξείδωσης μπορεί να είναι μηδέν, μεγαλύτερη ή μικρότερη από μηδέν. Το σθένος είναι αυστηρά μεγαλύτερο από το μηδέν.
- Το Valency εμφανίζει τον αριθμό των ομοιοπολικών δεσμών και την κατάσταση οξείδωσης - την κατανομή των ηλεκτρονίων στην ένωση.
Ηλεκτραρνητικότητα (EO) είναι η ικανότητα των ατόμων να προσελκύουν ηλεκτρόνια όταν συνδέονται με άλλα άτομα .
Η ηλεκτροαρνητικότητα εξαρτάται από την απόσταση μεταξύ του πυρήνα και των ηλεκτρονίων σθένους και από το πόσο κοντά είναι η ολοκλήρωση του φλοιού σθένους. Όσο μικρότερη είναι η ακτίνα ενός ατόμου και όσο περισσότερα ηλεκτρόνια σθένους, τόσο υψηλότερο είναι το ER του.
Το φθόριο είναι το πιο ηλεκτραρνητικό στοιχείο. Πρώτον, έχει 7 ηλεκτρόνια στο φλοιό σθένους (μόνο 1 ηλεκτρόνιο λείπει πριν από μια οκτάδα) και, δεύτερον, αυτό το φλοιό σθένους (…2s 2 2p 5) βρίσκεται κοντά στον πυρήνα.
Τα λιγότερο ηλεκτραρνητικά άτομα είναι τα μέταλλα των αλκαλίων και των αλκαλικών γαιών. Έχουν μεγάλες ακτίνες και τα εξωτερικά κελύφη ηλεκτρονίων τους δεν είναι καθόλου ολοκληρωμένα. Είναι πολύ πιο εύκολο για αυτούς να δώσουν τα ηλεκτρόνια σθένους τους σε ένα άλλο άτομο (τότε το προ-εξωτερικό περίβλημα θα γίνει πλήρες) παρά να «κερδίσουν» ηλεκτρόνια.
Η ηλεκτροαρνητικότητα μπορεί να εκφραστεί ποσοτικά και να ευθυγραμμιστούν τα στοιχεία σε αύξουσα σειρά. Η κλίμακα ηλεκτραρνητικότητας που προτείνεται από τον Αμερικανό χημικό L. Pauling χρησιμοποιείται συχνότερα.
Η διαφορά στην ηλεκτραρνητικότητα των στοιχείων στην ένωση ( ΔΧ) θα μας επιτρέψει να κρίνουμε το είδος του χημικού δεσμού. Εάν η τιμή ∆ X= 0 - σύνδεση ομοιοπολική μη πολική.
Με διαφορά ηλεκτραρνητικότητας έως 2,0, καλείται ο δεσμός ομοιοπολική πολική, για παράδειγμα: Σύνδεση H-Fσε μόριο υδροφθορίου HF: Δ X \u003d (3,98 - 2,20) \u003d 1,78
Θεωρούνται δεσμοί με διαφορά ηλεκτραρνητικότητας μεγαλύτερη από 2,0 ιωνικός. Για παράδειγμα: ο δεσμός Na-Cl στην ένωση NaCl: Δ X \u003d (3,16 - 0,93) \u003d 2,23.
Κατάσταση οξείδωσης
Κατάσταση οξείδωσης (CO) είναι το υπό όρους φορτίο ενός ατόμου σε ένα μόριο, που υπολογίζεται με την υπόθεση ότι το μόριο αποτελείται από ιόντα και είναι γενικά ηλεκτρικά ουδέτερο.
Όταν σχηματίζεται ένας ιονικός δεσμός, ένα ηλεκτρόνιο περνά από ένα λιγότερο ηλεκτραρνητικό άτομο σε ένα πιο ηλεκτραρνητικό, τα άτομα χάνουν την ηλεκτρική τους ουδετερότητα και μετατρέπονται σε ιόντα. υπάρχουν ακέραιες χρεώσεις. Όταν σχηματίζεται ένας ομοιοπολικός πολικός δεσμός, το ηλεκτρόνιο δεν μεταφέρεται πλήρως, αλλά εν μέρει, οπότε προκύπτουν μερικά φορτία (στο παρακάτω σχήμα, HCl). Ας φανταστούμε ότι το ηλεκτρόνιο πέρασε εντελώς από το άτομο του υδρογόνου στο χλώριο, και ένα ολόκληρο θετικό φορτίο +1 εμφανίστηκε στο υδρογόνο και -1 στο χλώριο. τέτοια φορτία υπό όρους ονομάζονται κατάσταση οξείδωσης.
Αυτό το σχήμα δείχνει τις καταστάσεις οξείδωσης που χαρακτηρίζουν τα πρώτα 20 στοιχεία.
Σημείωση. Το υψηλότερο SD είναι συνήθως ίσο με τον αριθμό της ομάδας στον περιοδικό πίνακα. Τα μέταλλα των κύριων υποομάδων έχουν ένα χαρακτηριστικό CO, τα μη μέταλλα, κατά κανόνα, έχουν εξάπλωση CO. Επομένως, σχηματίζονται αμέταλλα ένας μεγάλος αριθμός απόενώσεις και έχουν πιο «διαφορετικές» ιδιότητες σε σύγκριση με τα μέταλλα.
Παραδείγματα προσδιορισμού του βαθμού οξείδωσης
Ας προσδιορίσουμε τις καταστάσεις οξείδωσης του χλωρίου στις ενώσεις:
Οι κανόνες που εξετάσαμε δεν μας επιτρέπουν πάντα να υπολογίζουμε το CO όλων των στοιχείων, όπως, για παράδειγμα, σε ένα δεδομένο μόριο αμινοπροπανίου.
Εδώ είναι βολικό να χρησιμοποιήσετε την ακόλουθη μέθοδο:
1) Απεικονίζοντας δομικός τύποςμόρια, μια παύλα είναι ένας δεσμός, ένα ζεύγος ηλεκτρονίων.
2) Μετατρέπουμε την παύλα σε ένα βέλος που κατευθύνεται σε ένα άτομο περισσότερο EO. Αυτό το βέλος συμβολίζει τη μετάβαση ενός ηλεκτρονίου σε ένα άτομο. Εάν συνδέονται δύο ίδια άτομα, αφήνουμε τη γραμμή ως έχει - δεν υπάρχει μεταφορά ηλεκτρονίων.
3) Μετράμε πόσα ηλεκτρόνια «ήρθαν» και «έφυγαν».
Για παράδειγμα, εξετάστε το φορτίο στο πρώτο άτομο άνθρακα. Τρία βέλη κατευθύνονται προς το άτομο, που σημαίνει ότι έχουν φτάσει 3 ηλεκτρόνια, το φορτίο είναι -3.
Το δεύτερο άτομο άνθρακα: το υδρογόνο του έδωσε ένα ηλεκτρόνιο και το άζωτο πήρε ένα ηλεκτρόνιο. Η χρέωση δεν έχει αλλάξει, ισούται με μηδέν. Και τα λοιπά.
Σθένος
Σθένος(από το λατινικό valēns "έχοντας δύναμη") - η ικανότητα των ατόμων να σχηματίζουν έναν ορισμένο αριθμό χημικών δεσμών με άτομα άλλων στοιχείων.
Βασικά, σθένος σημαίνει την ικανότητα των ατόμων να σχηματίζουν έναν ορισμένο αριθμό ομοιοπολικών δεσμών. Αν ένα άτομο έχει nασύζευκτα ηλεκτρόνια και Μμόνα ζεύγη ηλεκτρονίων, τότε αυτό το άτομο μπορεί να σχηματιστεί n+mομοιοπολικούς δεσμούς με άλλα άτομα, δηλ. το σθένος του θα είναι n+m. Κατά την αξιολόγηση του μέγιστου σθένους, θα πρέπει κανείς να προχωρήσει από την ηλεκτρονική διαμόρφωση της κατάστασης "διεγερμένης". Για παράδειγμα, το μέγιστο σθένος ενός ατόμου βηρυλλίου, βορίου και αζώτου είναι 4 (για παράδειγμα, σε Be (OH) 4 2-, BF 4 - και NH 4 +), φώσφορος - 5 (PCl 5), θείο - 6 (H2SO4), χλώριο-7 (Cl2O7).
Σε ορισμένες περιπτώσεις, το σθένος μπορεί να συμπίπτει αριθμητικά με την κατάσταση οξείδωσης, αλλά σε καμία περίπτωση δεν είναι πανομοιότυπα μεταξύ τους. Για παράδειγμα, στα μόρια N 2 και CO, πραγματοποιείται ένας τριπλός δεσμός (δηλαδή, το σθένος κάθε ατόμου είναι 3), αλλά η κατάσταση οξείδωσης του αζώτου είναι 0, ο άνθρακας +2, το οξυγόνο -2.
ΣΤΟ νιτρικό οξύη κατάσταση οξείδωσης του αζώτου είναι +5, ενώ το άζωτο δεν μπορεί να έχει σθένος μεγαλύτερο από 4, επειδή έχει μόνο 4 τροχιακά στο εξωτερικό επίπεδο (και ο δεσμός μπορεί να θεωρηθεί ως επικαλυπτόμενα τροχιακά). Και γενικά, οποιοδήποτε στοιχείο της δεύτερης περιόδου, για τον ίδιο λόγο, δεν μπορεί να έχει σθένος μεγαλύτερο από 4.
Λίγες ακόμα «δύσκολες» ερωτήσεις στις οποίες γίνονται συχνά λάθη.
