Δοκιμή σθένους κατάστασης οξείδωσης ηλεκτροαρνητικότητας. Ποιοτικά χαρακτηριστικά αντιδράσεων οξειδοαναγωγής. Πληροφορίες για το βαθμό οξείδωσης

Inner Temple Master Degree

Ο μαζοχισμός ως ακραίος βαθμός εκούσιου βαμπιρισμού Με αυτή την έννοια, ο μαζοχισμός είναι παρόμοιος με την συνεξάρτηση. Οι μαζοχιστές είναι άνθρωποι που αντλούν ευχάριστες αισθήσεις από τη δική τους σωματική και ψυχική ταλαιπωρία. Τους αρέσει δηλαδή να τους δέρνουν, να τους μαλώνουν, να τους εκφοβίζουν

Επαναφορά του Ρυθμού... Ορίστε την ίδια ώρα για να πάτε για ύπνο - αν κάθε βράδυ είναι έντεκα, τότε είναι έντεκα. Μην αλλάξετε αυτή τη φορά, διαφορετικά θα μπερδέψετε το σώμα. Σώμα

Ανάκαμψη Μετά τη διανομή του ινστιτούτου, δουλεύοντας ως μηχανικός σε μια κλειστή επιχείρηση, συνειδητοποίησα ότι βρισκόμουν στο λάθος μέρος, οπότε αποφάσισα να αλλάξω επάγγελμα και μπήκα στη σχολή τζαζ αυτοσχεδιασμού και αργότερα στο κλασικό τμήμα της μουσικής σχολής.

7.5. Ο βαθμός επίγνωσης του κακού Όπως εξηγείται στο άρθρο «The Giving of the Torah», η ευχαρίστηση και η ευδαιμονία καθορίζονται από τον βαθμό ομοιότητας με τον Δημιουργό όσον αφορά τις ιδιότητες, ενώ η ταλαιπωρία και η ανυπομονησία καθορίζονται από το βαθμό διαφοράς από Δημιουργός. Συνεπώς, ο εγωισμός είναι αποκρουστικός και αφόρητα επώδυνος για εμάς,

Βίντεο μάθημα 2: Ο βαθμός οξείδωσης των χημικών στοιχείων

Βίντεο μάθημα 3: Σθένος. Ορισμός σθένους

Διάλεξη: Ηλεκτραρνητικότητα. Η κατάσταση οξείδωσης και το σθένος των χημικών στοιχείων

Ηλεκτραρνητικότητα

Ηλεκτραρνητικότητα- αυτή είναι η ικανότητα των ατόμων να προσελκύουν τα ηλεκτρόνια άλλων ατόμων προς τον εαυτό τους για να συνδεθούν μαζί τους.

Είναι εύκολο να κρίνουμε την ηλεκτραρνητικότητα ενός χημικού στοιχείου από τον πίνακα. Θυμηθείτε, σε ένα από τα μαθήματά μας ειπώθηκε ότι αυξάνεται όταν μετακινείται από αριστερά προς τα δεξιά μέσα από περιόδους στον περιοδικό πίνακα και μετακινείται από κάτω προς τα πάνω σε ομάδες.

Για παράδειγμα, δίνεται 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 O, γιατί είναι δεξιά και πάνω από τα υπόλοιπα.

Ποιοι παράγοντες επηρεάζουν την ηλεκτραρνητικότητα; Το:

• Η ακτίνα ενός ατόμου, όσο μικρότερη είναι, τόσο μεγαλύτερη είναι η ηλεκτραρνητικότητα.
• Η πλήρωση του φλοιού σθένους με ηλεκτρόνια, όσο περισσότερα από αυτά, 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.

Οι τιμές της 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 για το οξείδιο του χαλκού είναι Cu 2 O - το πρώτο στοιχείο πρέπει να είναι αυτό του οποίου η ηλεκτραρνητικότητα είναι χαμηλότερη.

Κατάσταση οξείδωσης

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

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

Οι καταστάσεις οξείδωσης αναγράφονται πάνω από τα υπογεγραμμένα σύμβολα «+»/«-» . Υπάρχουν και ενδιάμεσες ΚΟ. Το μέγιστο CO του στοιχείου είναι θετικό και ίσο με τον αριθμό της ομάδας και το ελάχιστο αρνητικό για τα μέταλλα είναι μηδέν, για τα αμέταλλα = (αριθμός ομάδας - 8). Στοιχεία με μέγιστο CO δέχονται μόνο ηλεκτρόνια και με ένα ελάχιστο τα δίνουν μόνο. Τα στοιχεία που έχουν ενδιάμεσα CO μπορούν να δωρίσουν και να δέχονται ηλεκτρόνια.

Εξετάστε ορισμένους από τους κανόνες που πρέπει να ακολουθούνται για τον προσδιορισμό του CO:

Το CO όλων των απλών ουσιών είναι ίσο με μηδέν.

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

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

Τα στοιχεία μιας ένωσης που έχουν την υψηλότερη ηλεκτραρνητικότητα έχουν αρνητικούς βαθμούςοξείδωση αν είναι η λιγότερο θετική. 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: ενεργά υδρίδια μετάλλων 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 –Ο–Ο–, στην οποία η κατάσταση οξείδωσης του οξυγόνου είναι –1.

Όταν σχηματίζεται ένας ιονικός δεσμός, υπάρχει μια ορισμένη μετάβαση ενός ηλεκτρονίου, από ένα λιγότερο ηλεκτραρνητικό άτομο σε ένα άτομο μεγαλύτερης ηλεκτραρνητικότητας. Επίσης, σε αυτή τη διαδικασία, τα άτομα χάνουν πάντα την ηλεκτρική τους ουδετερότητα και στη συνέχεια μετατρέπονται σε ιόντα. Τα ακέραια φορτία σχηματίζονται με τον ίδιο τρόπο. Όταν σχηματίζεται ένας ομοιοπολικός πολικός δεσμός, το ηλεκτρόνιο μεταφέρεται μόνο εν μέρει, οπότε προκύπτουν μερικά φορτία.

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

Και το σθένος είναι η ικανότητα ενός ατόμου να κρατά άλλα άτομα κοντά του. Όπως γνωρίζετε από σχολικό μάθημαχημεία, διαφορετικά άτομα συνδέονται μεταξύ τους με ηλεκτρόνια του εξωτερικού ενεργειακού επιπέδου. Ένα ασύζευκτο ηλεκτρόνιο αναζητά ένα ζεύγος για τον εαυτό του 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. Κοίτα δομικός τύποςνερό: H - O - N. Κάθε παύλα είναι ένα ζεύγος ηλεκτρονίων, που σημαίνει ότι δείχνει σθένος, δηλ. Το οξυγόνο εδώ έχει δύο παύλες, που σημαίνει ότι είναι δισθενές, μια παύλα προέρχεται από μόρια υδρογόνου, που σημαίνει ότι το υδρογόνο είναι μονοσθενές. Κατά τη γραφή, το σθένος υποδεικνύεται με λατινικούς αριθμούς: O (II), H (I). Μπορεί επίσης να τοποθετηθεί πάνω από ένα στοιχείο.

Το σθένος είναι είτε σταθερό είτε μεταβλητό. Για παράδειγμα, στα αλκαλικά μέταλλα, είναι σταθερή και ισούται με Ι. Αλλά το χλώριο σε διάφορες ενώσεις εμφανίζει σθένη I, III, V, VII.

Πώς να προσδιορίσετε το σθένος ενός στοιχείου;

Ας στραφούμε ξανά στο Περιοδικός Πίνακας. Τα μέταλλα των κύριων υποομάδων έχουν σταθερό σθένος, άρα τα μέταλλα της πρώτης ομάδας έχουν σθένος Ι, της δεύτερης του II. Και για μέταλλα δευτερευουσών υποομάδων, το σθένος είναι μεταβλητό. Είναι επίσης μεταβλητό για τα μη μέταλλα. Το υψηλότερο σθένος ενός ατόμου είναι ίσο με τον αριθμό της ομάδας, το χαμηλότερο είναι = αριθμός ομάδας - 8. Μια γνωστή διατύπωση. Αυτό σημαίνει ότι το σθένος συμπίπτει με την κατάσταση οξείδωσης. Θυμηθείτε, το σθένος μπορεί να συμπίπτει με το βαθμό οξείδωσης, αλλά αυτοί οι δείκτες δεν είναι πανομοιότυποι μεταξύ τους. Το σθένος δεν μπορεί να έχει το σύμβολο =/- και επίσης δεν μπορεί να είναι μηδέν.

Ο δεύτερος τρόπος προσδιορισμού του σθένους με τον χημικό τύπο, εάν είναι γνωστό το σταθερό σθένος ενός από τα στοιχεία. Για παράδειγμα, πάρτε τον τύπο για το οξείδιο του χαλκού: CuO. Σθένος οξυγόνου II. Βλέπουμε ότι υπάρχει ένα άτομο χαλκού ανά άτομο οξυγόνου σε αυτόν τον τύπο, που σημαίνει ότι το σθένος του χαλκού είναι II. Τώρα ας πάρουμε έναν πιο περίπλοκο τύπο: Fe 2 O 3. Το σθένος του ατόμου οξυγόνου είναι II. Υπάρχουν τρία τέτοια άτομα εδώ, πολλαπλασιάζουμε 2 * 3 \u003d 6. Βρήκαμε ότι υπάρχουν 6 σθένη για δύο άτομα σιδήρου. Ας μάθουμε το σθένος ενός ατόμου σιδήρου: 6:2=3. Άρα το σθένος του σιδήρου είναι III.

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

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 ενός κενού ομοιοπολικούς δεσμούς.

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 των ατόμων φθορίου είναι πάντα ίσο με I

Li, Na, K, F,H, Rb, Cs- μονοσθενές

Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Cd, Zn,Ο, Ra- έχουν σθένος ίσο με II.

Αλ, ΒGa, In- τρισθενής.

Το μέγιστο σθένος για τα άτομα ενός δεδομένου στοιχείου συμπίπτει με τον αριθμό της ομάδας στην οποία βρίσκεται στο Περιοδικό σύστημα. Για παράδειγμα, για τον Σα είναιII, για το θείο -VI, για το χλώριο -VII. Εξαιρέσεις πολλά από αυτόν τον κανόνα επίσης:

ΣτοιχείοVIη ομάδα, Ο, έχει σθένος II (στο Η 3 O+ - III);
- μονοσθενές F (αντί γιαVII);
- συνήθως δισθενής και τρισθενής σίδηρος, στοιχείο της ομάδας VIII.
- Το N μπορεί να κρατήσει μόνο 4 άτομα κοντά του, και όχι 5, όπως προκύπτει από τον αριθμό της ομάδας.
- μονοσθενής και δισθενής χαλκός, που βρίσκεται στην ομάδα I.

Η ελάχιστη τιμή σθένους για τα στοιχεία στα οποία είναι μεταβλητή καθορίζεται από τον τύπο: αριθμός ομάδας σε PS - 8. Έτσι, το χαμηλότερο σθένος θείου 8 - 6 \u003d 2, φθορίου και άλλων αλογόνων - (8 - 7) \u003d 1, άζωτο και φώσφορος - (8 - 5)= 3 και ούτω καθεξής.

Σε μια ένωση, το άθροισμα των μονάδων σθένους των ατόμων ενός στοιχείου πρέπει να αντιστοιχεί στο συνολικό σθένος ενός άλλου στοιχείου (ή ο συνολικός αριθμός σθένους ενός χημικού στοιχείου είναι ίσος με τον συνολικό αριθμό σθένους των ατόμων ενός άλλου χημικού στοιχείου). Έτσι, σε ένα μόριο νερού H-O-H σθένοςΤο H είναι ίσο με I, υπάρχουν 2 τέτοια άτομα, που σημαίνει ότι υπάρχουν 2 μονάδες σθένους στο υδρογόνο (1 × 2 = 2). Την ίδια τιμή έχει και το σθένος του οξυγόνου.

Όταν τα μέταλλα συνδυάζονται με τα αμέταλλα, τα τελευταία παρουσιάζουν χαμηλότερο σθένος

Σε μια ένωση που αποτελείται από άτομα δύο τύπων, το στοιχείο που βρίσκεται στη δεύτερη θέση έχει το χαμηλότερο σθένος. Έτσι, όταν συνδέουμε τα αμέταλλα μεταξύ τους, το στοιχείο που βρίσκεται στο PSCE του Mendeleev προς τα δεξιά και πάνω, και το υψηλότερο, αντίστοιχα, προς τα αριστερά και κάτω, παρουσιάζει το χαμηλότερο σθένος.

Το σθένος του υπολείμματος οξέος συμπίπτει με τον αριθμό των ατόμων Η στον τύπο του οξέος, το σθένος της ομάδας ΟΗ είναι I.

Σε μια ένωση που σχηματίζεται από άτομα τριών στοιχείων, το άτομο που βρίσκεται στη μέση του τύπου ονομάζεται κεντρικό. Τα άτομα O συνδέονται άμεσα με αυτό και τα υπόλοιπα άτομα σχηματίζουν δεσμούς με το οξυγόνο.

Κανόνες για τον προσδιορισμό του βαθμού οξείδωσης των χημικών στοιχείων.

Η κατάσταση οξείδωσης είναι το υπό όρους φορτίο των ατόμων ενός χημικού στοιχείου σε μια ένωση, που υπολογίζεται από την υπόθεση ότι οι ενώσεις αποτελούνται μόνο από ιόντα. Οι καταστάσεις οξείδωσης μπορεί να έχουν θετική, αρνητική ή μηδενική τιμή και το πρόσημο τοποθετείται πριν από τον αριθμό: -1, -2, +3, σε αντίθεση με το φορτίο του ιόντος, όπου το πρόσημο τοποθετείται μετά τον αριθμό.
Οι καταστάσεις οξείδωσης των μετάλλων στις ενώσεις είναι πάντα θετικές, υψηλοτερος ΒΑΘΜΟΣΟ αριθμός οξείδωσης αντιστοιχεί στον αριθμό ομάδας του περιοδικού συστήματος όπου βρίσκεται αυτό το στοιχείο (εξαιρουμένων ορισμένων στοιχείων: χρυσός Au +3 (Ι ομάδα), Cu +2 (II), από την ομάδα VIII, μόνο το όσμιο Os και το ρουθήνιο Ru μπορούν να έχουν κατάσταση οξείδωσης +8.
Οι βαθμοί των μη μετάλλων μπορεί να είναι θετικοί και αρνητικοί, ανάλογα με το άτομο με το οποίο συνδέεται: αν με άτομο μετάλλου, τότε είναι πάντα αρνητικό, αν με αμέταλλο, τότε μπορεί να είναι και + και -. Κατά τον προσδιορισμό των καταστάσεων οξείδωσης, πρέπει να χρησιμοποιούνται οι ακόλουθοι κανόνες:

Η κατάσταση οξείδωσης οποιουδήποτε στοιχείου σε απλή υπόθεσηισούται με 0.

Το άθροισμα των καταστάσεων οξείδωσης όλων των ατόμων που αποτελούν το σωματίδιο (μόρια, ιόντα κ.λπ.) είναι ίσο με το φορτίο αυτού του σωματιδίου.

Το άθροισμα των καταστάσεων οξείδωσης όλων των ατόμων σε ένα ουδέτερο μόριο είναι 0.

Εάν η ένωση σχηματίζεται από δύο στοιχεία, τότε το στοιχείο με υψηλότερη ηλεκτραρνητικότητα έχει κατάσταση οξείδωσης μικρότερη από το μηδέν και το στοιχείο με χαμηλότερη ηλεκτραρνητικότητα έχει κατάσταση οξείδωσης μεγαλύτερη από μηδέν.

Η μέγιστη θετική κατάσταση οξείδωσης οποιουδήποτε στοιχείου είναι ίση με τον αριθμό της ομάδας στον Περιοδικό Πίνακα Στοιχείων και η ελάχιστη αρνητική κατάσταση οξείδωσης είναι N-8, όπου N είναι ο αριθμός της ομάδας.

Η κατάσταση οξείδωσης του φθορίου στις ενώσεις είναι -1.

Η κατάσταση οξείδωσης των αλκαλιμετάλλων (λίθιο, νάτριο, κάλιο, ρουβίδιο, καίσιο) είναι +1.

Η κατάσταση οξείδωσης των μετάλλων της κύριας υποομάδας της ομάδας II του περιοδικού συστήματος (μαγνήσιο, ασβέστιο, στρόντιο, βάριο) είναι +2.

Η κατάσταση οξείδωσης του αλουμινίου είναι +3.

Η κατάσταση οξείδωσης του υδρογόνου στις ενώσεις είναι +1 (με εξαίρεση τις ενώσεις με μέταλλα NaH, CaH 2 , σε αυτές τις ενώσεις η κατάσταση οξείδωσης του υδρογόνου είναι -1).

Η κατάσταση οξείδωσης του οξυγόνου είναι –2 (εξαιρούνται τα υπεροξείδια Η 2 Ο 2 , Να 2 Ο 2 , BaO 2 σε αυτά, η κατάσταση οξείδωσης του οξυγόνου είναι -1, και σε συνδυασμό με το φθόριο - +2).

Στα μόρια, το αλγεβρικό άθροισμα των καταστάσεων οξείδωσης των στοιχείων, λαμβάνοντας υπόψη τον αριθμό των ατόμων τους, είναι 0.

Παράδειγμα. Προσδιορίστε τις καταστάσεις οξείδωσης στην ένωση Κ 2 Cr 2 Ο 7 .
Τα δύο χημικά στοιχεία κάλιο και οξυγόνο έχουν σταθερές καταστάσεις οξείδωσης και ισούνται με +1 και -2, αντίστοιχα. Ο αριθμός των καταστάσεων οξείδωσης για το οξυγόνο είναι (-2) 7=(-14), για το κάλιο (+1) 2=(+2). Ο αριθμός των θετικών καταστάσεων οξείδωσης είναι ίσος με τον αριθμό των αρνητικών καταστάσεων. Επομένως (-14)+(+2)=(-12). Αυτό σημαίνει ότι ο αριθμός των θετικών βαθμών του ατόμου του χρωμίου είναι 12, αλλά υπάρχουν 2 άτομα, που σημαίνει ότι υπάρχουν (+12):2=(+6) ανά άτομο, σημειώνουμε τις καταστάσεις οξείδωσης πάνω από τα στοιχείαΠρος την + 2 Cr +6 2 Ο -2 7

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) Απεικονίζουμε τον δομικό τύπο του μορίου, η 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.