Verbindungen haben einen Oxidationszustand. Grundlegende Chemie: Oxidationszustand

Der Oxidationsgrad. Bestimmung der Oxidationsstufe eines Elementatoms durch chemische Formel Verbindungen. Zusammenstellung der Formel der Verbindung nach den bekannten Oxidationsstufen der Atome der Elemente

Die Oxidationsstufe eines Elements ist die bedingte Ladung eines Atoms in einer Substanz, berechnet unter der Annahme, dass sie aus Ionen besteht. Um den Oxidationsgrad von Elementen zu bestimmen, müssen bestimmte Regeln beachtet werden:

1. Die Oxidationsstufe kann positiv, negativ oder sein Null. Es wird durch eine arabische Ziffer mit einem Plus- oder Minuszeichen über dem Elementsymbol gekennzeichnet.

2. Bei der Bestimmung der Oxidationsstufen gehen sie von der Elektronegativität der Substanz aus: Die Summe der Oxidationsstufen aller Atome in der Verbindung ist Null.

3. Wenn die Verbindung aus Atomen eines Elements (in einer einfachen Substanz) besteht, ist die Oxidationsstufe dieser Atome Null.

4. Atomen einiger chemischer Elemente werden üblicherweise Oxidationsstufen von Stahl zugeordnet. Beispielsweise ist die Oxidationsstufe von Fluor in Verbindungen immer -1; Lithium, Natrium, Kalium, Rubidium und Cäsium +1; Magnesium, Calcium, Strontium, Barium und Zink +2, Aluminium +3.

5. Die Oxidationsstufe von Wasserstoff ist in den meisten Verbindungen +1, und nur in Verbindungen mit einigen Metallen ist sie gleich -1 (KH, BaH2).

6. Die Oxidationsstufe von Sauerstoff ist in den meisten Verbindungen -2, und nur in einigen Verbindungen wird ihm eine Oxidationsstufe von -1 (H2O2, Na2O2 oder +2 (OF2)) zugeordnet.

7. Atome vieler chemischer Elemente weisen unterschiedliche Oxidationsstufen auf.

8. Die Oxidationsstufe eines Metallatoms in Verbindungen ist positiv und numerisch gleich seiner Wertigkeit.

9. Die maximale positive Oxidationsstufe eines Elements ist normalerweise gleich der Gruppennummer im Periodensystem, in dem sich das Element befindet.

10. Die minimale Oxidationsstufe für Metalle ist Null. Bei Nichtmetallen ist die niedrigere negative Oxidationsstufe in den meisten Fällen gleich der Differenz zwischen der Gruppenzahl und der Zahl acht.

11. Die Oxidationsstufe eines Atoms bildet ein einfaches Ion (besteht aus einem Atom), gleich der Ladung dieses Ions.

Mit den obigen Regeln bestimmen wir die Oxidationsstufen chemischer Elemente in der Zusammensetzung von H2SO4. Dies ist eine komplexe Substanz, die aus drei chemischen Elementen besteht - Wasserstoff H, Schwefel S und Sauerstoff O. Wir notieren die Oxidationsstufen der Elemente, für die sie konstant sind. In unserem Fall sind dies Wasserstoff H und Sauerstoff O.

Lassen Sie uns definieren unbekannter Grad Schwefeloxidation. Der Oxidationszustand des Schwefels in dieser Verbindung sei x.

Stellen wir Gleichungen auf, indem wir für jedes Element seinen Index mit dem Oxidationszustand multiplizieren und die extrahierte Menge mit Null gleichsetzen: 2 (+1) + x + 4 (-2) = 0

2 + X - 8 = 0

x = +8 - 2 = +6

Daher ist die Oxidationsstufe von Schwefel plus sechs.

Lassen Sie uns im folgenden Beispiel herausfinden, wie Sie eine Formel für eine Verbindung mit bekannten Oxidationsstufen der Atome der Elemente schreiben können. Machen wir die Formel von Eisen(III)-oxid. Das Wort "Oxid" bedeutet, dass rechts neben dem Symbol für Eisen das Symbol für Sauerstoff stehen sollte: FeO.

Beachten Sie die Oxidationsstufen chemischer Elemente über ihren Symbolen. Die Oxidationsstufe von Eisen ist im Namen in Klammern (III) angegeben, daher ist sie gleich +3, die Oxidationsstufe von Sauerstoff in Oxiden ist -2.

Lassen Sie uns das kleinste gemeinsame Vielfache für die Zahlen 3 und 2 finden, das ist 6. Teilen Sie die Zahl 6 durch 3, wir erhalten die Zahl 2 - das ist der Index für Eisen. Wir teilen die Zahl 6 durch 2, wir erhalten die Zahl 3 - das ist der Index für Sauerstoff.

Lassen Sie uns im folgenden Beispiel herausfinden, wie man eine Verbindungsformel mit bekannten Oxidationsstufen von Elementatomen und Ionenladungen formuliert. Machen wir eine Formel aus Calciumorthophosphat. Das Wort „Orthophosphat“ bedeutet, dass rechts neben dem Calcium-Symbol der Säurerest der Orthophosphatsäure geschrieben werden sollte: CaPO4.

Beachten Sie die Oxidationsstufe von Calcium (Regel Nummer vier) und die Ladung des Säurerests (gemäß der Löslichkeitstabelle).

Lassen Sie uns das kleinste gemeinsame Vielfache für die Zahlen 2 und 3 finden, das ist 6. Teilen Sie die Zahl 6 durch 2, wir erhalten die Zahl 3 - das ist der Index für Kalzium. Wir teilen die Zahl 6 durch 3, wir erhalten die Zahl 2 - das ist der Index für den Säurerest.

Beim Studium ionischer und kovalenter polarer chemischer Bindungen haben Sie komplexe Substanzen kennengelernt, die aus zwei chemischen Elementen bestehen. Solche Substanzen werden Bi-Pair (von lateinisch Bi - „zwei“) oder Zwei-Element genannt.

Erinnern wir uns an die typischen binären Verbindungen, die wir als Beispiel angeführt haben, um die Mechanismen für die Bildung ionischer und kovalenter polarer chemischer Bindungen zu betrachten: NaHl - Natriumchlorid und HCl - Chlorwasserstoff. Im ersten Fall ist die Bindung ionisch: Das Natriumatom übertrug sein äußeres Elektron auf das Chloratom und verwandelte sich in ein Ion mit der Ladung -1. und das Chloratom nahm ein Elektron auf und verwandelte sich in ein Ion mit einer Ladung von -1. Schematisch lässt sich der Prozess der Umwandlung von Atomen in Ionen wie folgt darstellen:

Im HCl-Molekül entsteht die Bindung durch die Paarung ungepaarter Außenelektronen und die Bildung eines gemeinsamen Elektronenpaares aus Wasserstoff- und Chloratomen.

Richtiger ist es, die Bildung einer kovalenten Bindung in einem Chlorwasserstoffmolekül als Überlagerung einer Ein-Elektronen-s-Wolke eines Wasserstoffatoms mit einer Ein-Elektronen-p-Wolke eines Chloratoms darzustellen:

Bei der chemischen Wechselwirkung verschiebt sich das gemeinsame Elektronenpaar zum elektronegativeren Chloratom:

Solche bedingten Gebühren werden aufgerufen Oxidationszustand. Bei der Definition dieses Begriffs wird bedingt davon ausgegangen, dass bei kovalenten polaren Verbindungen die Bindungselektronen vollständig auf ein elektronegativeres Atom übergegangen sind und die Verbindungen daher nur aus positiv und negativ geladenen Ionen bestehen.

ist die bedingte Ladung von Atomen Chemisches Element in einer Verbindung, berechnet auf der Grundlage der Annahme, dass alle Verbindungen (sowohl ionische als auch kovalent polare) nur aus Ionen bestehen.

Die Oxidationsstufe kann einen negativen, positiven oder Nullwert haben, der normalerweise oben über dem Elementsymbol platziert wird, zum Beispiel:

Einen negativen Wert für den Oxidationsgrad haben solche Atome, die Elektronen von anderen Atomen erhalten haben oder zu denen gemeinsame Elektronenpaare verschoben wurden, also Atome elektronegativerer Elemente. Fluor hat in allen Verbindungen immer eine Oxidationsstufe von -1. Sauerstoff, nach Fluor das zweitstärkste elektronegative Element, hat fast immer eine Oxidationsstufe von -2, außer bei Verbindungen mit Fluor, zum Beispiel:

Diejenigen Atome, die ihre Elektronen an andere Atome abgeben oder denen gemeinsame Elektronenpaare entnommen werden, also Atome weniger elektronegativer Elemente, haben eine positive Oxidationsstufe. Metalle haben immer eine positive Oxidationsstufe. Für Metalle der Hauptuntergruppen:

Gruppe I in allen Verbindungen, die Oxidationsstufe ist +1,
Gruppe II ist gleich +2. Gruppe III - +3, zum Beispiel:

In Verbindungen ist die Gesamtoxidationsstufe immer Null. Wenn Sie dies und die Oxidationsstufe eines der Elemente kennen, können Sie mithilfe der Formel einer binären Verbindung immer die Oxidationsstufe eines anderen Elements finden. Lassen Sie uns zum Beispiel den Oxidationszustand von Chlor in der Verbindung Cl2O2 finden. Lassen Sie uns die Oxidationsstufe -2 bezeichnen
Sauerstoff: Cl2O2. Daher haben sieben Sauerstoffatome eine negative Gesamtladung (-2) 7 =14. Dann beträgt die Gesamtladung von zwei Chloratomen +14 und von einem Chloratom:
(+14):2 = +7.

In ähnlicher Weise kann man, wenn man die Oxidationsstufen der Elemente kennt, die Formel einer Verbindung formulieren, beispielsweise Aluminiumcarbid (eine Verbindung aus Aluminium und Kohlenstoff). Schreiben wir die Zeichen von Aluminium und Kohlenstoff neben AlC und zuerst das Zeichen von Aluminium, da es sich um ein Metall handelt. Lassen Sie uns die Anzahl der externen Elektronen aus dem Periodensystem der Elemente bestimmen: Al hat 3 Elektronen, C hat 4. Ein Aluminiumatom gibt seine 3 externen Elektronen an Kohlenstoff ab und erhält eine Oxidationsstufe von +3, gleich der Ladung und sie. Das Kohlenstoffatom hingegen nimmt die 4 fehlenden Elektronen auf die "geschätzte Acht" auf und erhält eine Oxidationsstufe von -4.

Schreiben wir diese Werte in die Formel: AlС, und finden Sie das kleinste gemeinsame Vielfache für sie, es ist gleich 12. Dann berechnen wir die Indizes:

Auch die Kenntnis der Oxidationsstufen von Elementen ist notwendig, um eine chemische Verbindung richtig benennen zu können.

Namen binärer Verbindungen bestehen aus zwei Wörtern - den Namen der chemischen Elemente, aus denen sie bestehen. Das erste Wort bezeichnet den elektronegativen Teil der Verbindung - ein Nichtmetall, sein lateinischer Name mit dem Suffix -id steht immer im Nominativ. Das zweite Wort bezeichnet den elektropositiven Teil - ein Metall oder ein weniger elektronegatives Element, sein Name ist immer in Genitiv. Weist das elektropositive Element unterschiedliche Oxidationsgrade auf, so spiegelt sich dies im Namen wider, der den Oxidationsgrad mit einer römischen Zahl angibt, die am Ende steht.

An Chemiker verschiedene Länder verstanden, war es notwendig, eine einheitliche Terminologie und Nomenklatur der Stoffe zu schaffen. Prinzipien Chemische Nomenklatur wurden erstmals 1785 von den französischen Chemikern A. Lavoisier, A. Fourctua, L. Giton und C. Berthollet entwickelt. Derzeit koordiniert die International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC) die Aktivitäten von Wissenschaftlern aus mehreren Ländern und gibt Empfehlungen zur Nomenklatur von Stoffen und zur Terminologie der Chemie heraus.

Ein chemisches Element in einer Verbindung, berechnet aus der Annahme, dass alle Bindungen ionisch sind.

Die Oxidationsstufen können einen positiven, negativen oder Nullwert haben, daher ist die algebraische Summe der Oxidationsstufen von Elementen in einem Molekül unter Berücksichtigung der Anzahl ihrer Atome 0 und in einem Ion - die Ladung des Ions.

1. Die Oxidationsstufen von Metallen in Verbindungen sind immer positiv.

2. Die höchste Oxidationsstufe entspricht der Gruppennummer des Periodensystems, in dem sie sich befindet gegebenes Element(Ausnahmen sind: Au+3(Ich gruppiere), Cu+2(II), aus Gruppe VIII, die Oxidationsstufe +8 kann nur bei Osmium vorliegen Os und Ruthenium Ru.

3. Die Oxidationsstufen von Nichtmetallen hängen davon ab, mit welchem ​​Atom sie verbunden sind:

• wenn mit einem Metallatom, dann ist die Oxidationsstufe negativ;
• Wenn es sich um ein Nichtmetallatom handelt, kann die Oxidationsstufe sowohl positiv als auch negativ sein. Sie hängt von der Elektronegativität der Atome der Elemente ab.

4. Die höchste negative Oxidationsstufe von Nichtmetallen kann bestimmt werden, indem von 8 die Nummer der Gruppe abgezogen wird, in der sich dieses Element befindet, d.h. die höchste positive Oxidationsstufe ist gleich der Zahl der Elektronen auf der äußeren Schicht, die der Gruppenzahl entspricht.

5. Die Oxidationsstufen einfacher Stoffe sind 0, egal ob es sich um ein Metall oder ein Nichtmetall handelt.

Elemente mit konstanten Oxidationsstufen.

Valenz -

ist die Fähigkeit eines Atoms, eine bestimmte Anzahl von Bindungen mit anderen Atomen einzugehen.

Regeln zur Bestimmung der Wertigkeit

1. In Molekülen einfacher Substanzen: H 2, F 2, Cl 2, Br 2, I 2 ist gleich eins.

2. In Molekülen einfacher Substanzen: O 2, S 8 ist gleich zwei.

3. In den Molekülen einfacher Substanzen: N 2, P 4 und CO - Kohlenmonoxid (II) - ist gleich drei.

4. In den Molekülen einfacher Substanzen, die Kohlenstoff bilden (Diamant, Graphit), sowie in den organischen Verbindungen, die er bildet, ist die Wertigkeit von Kohlenstoff vier.

5. In der Zusammensetzung komplexer Substanzen ist Wasserstoff einwertig, Sauerstoff hauptsächlich zweiwertig. Um die Wertigkeit von Atomen anderer Elemente in der Zusammensetzung komplexer Substanzen zu bestimmen, ist es notwendig, die Struktur dieser Substanzen zu kennen.

Oxidationszustand

- Dies ist die bedingte Ladung der Atome eines chemischen Elements in einer Verbindung, berechnet auf der Grundlage der Annahme, dass alle Verbindungen (mit ionischen und kovalenten polaren Bindungen) nur aus Ionen bestehen.

Die höchste Oxidationsstufe eines Elements ist gleich der Gruppennummer.

Ausnahmen:

Fluor die höchste Oxidationsstufe ist Null in einer einfachen Substanz F 2 0

Sauerstoff höchste Oxidationsstufe +2 in Sauerstofffluorid O +2 F 2

Die niedrigste Oxidationsstufe eines Elements ist acht minus der Gruppennummer (entsprechend der Anzahl der Elektronen, die ein Atom eines Elements bis zu einem vollendeten Acht-Elektronen-Niveau aufnehmen kann)

Regeln zur Bestimmung des Oxidationsgrades (im Folgenden: st.ok.)

Allgemeine Regel: Die Summe aller Oxidationsstufen von Elementen in einem Molekül unter Berücksichtigung der Anzahl der Atome ist Null (Das Molekül ist elektrisch neutral.), in einem Ion ist gleich der Ladung des Ions.

I. Die Oxidationsstufe einfacher Substanzen ist Null: Sa 0 , O 2 0 , Cl 2 0

II. st.ok. binär Verbindungen:

Weniger elektronegatives Element wird an erster Stelle platziert. ( Ausnahmen: C -4 H 4 + Methan und N -3 H 3 + Ammoniak)

Daran muss man sich erinnern

St. ok. Metall ist immer positiv

St. ok. Metalle I, II, III Gruppen der Hauptuntergruppen ist konstant und gleich der Gruppennummer

Für den Rest st.ok. als Faustregel berechnet.

Mehr elektronegatives Element an zweiter Stelle steht, seine Kunst. gleich acht minus der Gruppennummer (entsprechend der Anzahl der Elektronen, die es bis zum vollendeten Acht-Elektronen-Niveau aufnimmt).

Ausnahmen: Peroxide, zum Beispiel H 2 +1 O 2 –1 , Ba +2 O 2 –1 usw.; Karbide von Metallen der Gruppen I und II Ag 2 +1 C 2 -1, Ca +2 C 2 -1 usw. (Die Verbindung FeS 2 - Pyrit findet sich im Schulkurs. Dies ist Eisendisulfid. Der Oxidationsgrad Schwefel darin ist (-1) Fe +2 S 2 -1 ). Dies liegt daran, dass in diesen Verbindungen Bindungen zwischen den gleichen Atomen -O-O-, -S -S-, eine Dreifachbindung in Carbiden zwischen Kohlenstoffatomen bestehen. Oxidationsstufe und Wertigkeit der Elemente in diesen Verbindungen stimmen nicht überein: Kohlenstoff hat die Wertigkeit IV, Sauerstoff und Schwefel haben die Wertigkeit II.

III. Die Oxidationsstufe in Basen Me + n(OH)n gleich der Anzahl der Hydroxogruppen .

1. in der Hydroxo-Gruppe, St. ok. Sauerstoff -2, Wasserstoff +1, Ladung der Hydroxogruppe 1-

2. st.ok. Metall ist gleich der Anzahl der Hydroxogruppen

IV. Oxidationszustand in Säuren:

1. st.ok. Wasserstoff +1, Sauerstoff -2

2. st.ok. das Zentralatom errechnet sich aus allgemeine Regel durch Lösen einer einfachen Gleichung

Zum Beispiel H3 +1 P × O 4 –2

3∙(+1) + x + 4∙(-2) = 0

3 + x - 8 = 0

x = +5 (vergiss das + Zeichen nicht)

Sie können sich erinnern das in Säuren mit einer höheren art. das zentrale Element entspricht der Gruppennummer, der Name endet mit–Naja:

H 2 CO 3 Kohle H 2 C +4 O 3

H2 SiO3 Silizium (exkl.) H 2 Si +4 O 3

H NR. 3 Salpetersäure HN +5 O 3

H3 P O 4 Phosphor H 3 P +5 O 4

H2 SO 4 Schwefelsäure H 2 S +6 O 4

NS l O 4 Chlor HCl +7 O 4

H Mn O 4 Mangan HMn +7 O 4

Es bleibt zu erinnern:

H N O 2 stickstoffhaltiges HN +3 O 2

H2 SO 3 schwefelhaltiges H 2 S +4 O 3

NS l O 3 Chlorwasserstoff +5 O 3

NS lO2 Chlorid HCl +3 O 2

NS l O hypochlorige HCl +1 O

V. Oxidationszustand bei Salzen

das Zentralatom ist das gleiche wie im Säurerest. Es reicht aus, sich an st.ok zu erinnern oder es zu bestimmen. Element in Säure.

VI. Oxidationszustand Element in einem komplexen Ion ist gleich der Ladung des Ions.

Zum Beispiel, NH 4 + Cl -: Notiere das Ion N x H 4 +1

x + 4∙(+1) = +1

x = - 3;

st.ok. Stickstoff -3

Zum Beispiel, bestimmen st.ok. Elemente in Kaliumhexacyanoferrat(III) K 3

Kalium hat +1: K 3 +1, daher die Ladung des Ions 3-

Eisen hat +3 (im Namen angegeben) 3-, daher (CN) 6 6-

Eine Gruppe (CN) -

Elektronegativerer Stickstoff: er hat -3, also (C x N -3) -

x - 3 \u003d - 1

x = +2

st.ok. Kohlenstoff +2

VII. Grad Oxidation Kohlenstoff in organischen Verbindungen ist vielfältig und errechnet sich aus der Tatsache, dass Art. Wasserstoff ist +1, Sauerstoff -2

Zum Beispiel C 3 H 6

3∙x + 6∙1 = 0

3x = -6

x = -2

st.ok. Kohlenstoff -2 (während die Wertigkeit von Kohlenstoff IV ist)

Übung. Bestimmen Sie die Oxidationsstufe und die Wertigkeit von Phosphor in hypophosphoriger Säure H 3 PO 2.

Berechnen Sie die Oxidationsstufe von Phosphor.

Nennen wir es X. Ersetzen Sie die Oxidationsstufe von Wasserstoff +1 und Sauerstoff -2, multiplizieren Sie mit der entsprechenden Anzahl von Atomen: (+1) ∙ 3 + x + (-2) ∙ 2 = 0, also x = +1.

Die Elektronegativität ändert sich wie andere Eigenschaften von Atomen chemischer Elemente periodisch mit zunehmender Ordnungszahl des Elements:

Die obige Grafik zeigt die Periodizität der Änderung der Elektronegativität der Elemente der Hauptuntergruppen in Abhängigkeit von der Ordnungszahl des Elements.

Wenn Sie sich in der Untergruppe des Periodensystems nach unten bewegen, nimmt die Elektronegativität chemischer Elemente ab, wenn Sie sich entlang der Periode nach rechts bewegen, nimmt sie zu.

Die Elektronegativität spiegelt die Nichtmetallizität von Elementen wider: Je höher der Wert der Elektronegativität, desto mehr nichtmetallische Eigenschaften werden in dem Element ausgedrückt.

Oxidationszustand

Wie berechnet man den Oxidationszustand eines Elements in einer Verbindung?

1) Der Oxidationsgrad chemischer Elemente in einfache Substanzen ist immer null.

2) Es gibt Elemente, die sich in manifestieren komplexe Substanzen konstante Oxidationsstufe:

3) Es gibt chemische Elemente, die in den allermeisten Verbindungen einen konstanten Oxidationszustand aufweisen. Zu diesen Elementen gehören:

4) Algebraische Summe Die Oxidationsstufe aller Atome in einem Molekül ist immer Null. Die algebraische Summe der Oxidationsstufen aller Atome in einem Ion ist gleich der Ladung des Ions.

5) Die höchste (maximale) Oxidationsstufe ist gleich der Gruppennummer. Ausnahmen, die nicht unter diese Regel fallen, sind Elemente der sekundären Untergruppe der Gruppe I, Elemente der sekundären Untergruppe der Gruppe VIII sowie Sauerstoff und Fluor.

Chemische Elemente, deren Gruppennummer nicht mit ihrer höchsten Oxidationsstufe übereinstimmt (muss man sich merken)

6) Die niedrigste Oxidationsstufe von Metallen ist immer Null, und die niedrigste Oxidationsstufe von Nichtmetallen wird nach folgender Formel berechnet:

niedrigste Oxidationsstufe eines Nichtmetalls = Gruppennummer - 8

Basierend auf den oben vorgestellten Regeln ist es möglich, den Oxidationsgrad eines chemischen Elements in jeder Substanz festzustellen.

Bestimmung der Oxidationsstufen von Elementen in verschiedenen Verbindungen

Beispiel 1

Bestimmen Sie die Oxidationsstufen aller Elemente in Schwefelsäure.

Lösung:

Schreiben wir die Formel für Schwefelsäure:

Die Oxidationsstufe von Wasserstoff ist in allen komplexen Substanzen +1 (außer bei Metallhydriden).

Die Oxidationsstufe von Sauerstoff in allen komplexen Substanzen ist -2 (außer bei Peroxiden und Sauerstofffluorid OF 2). Ordnen wir die bekannten Oxidationsstufen:

Lassen Sie uns den Oxidationszustand von Schwefel als bezeichnen x:

Das Schwefelsäuremolekül ist, wie das Molekül jeder Substanz, im Allgemeinen elektrisch neutral, weil. die Summe der Oxidationsstufen aller Atome in einem Molekül ist Null. Schematisch lässt sich dies wie folgt darstellen:

Diese. wir haben die folgende Gleichung:

Lösen wir es:

Somit beträgt die Oxidationsstufe von Schwefel in Schwefelsäure +6.

Beispiel 2

Bestimmen Sie die Oxidationsstufe aller Elemente in Ammoniumdichromat.

Lösung:

Schreiben wir die Formel von Ammoniumdichromat:

Wie im vorherigen Fall können wir die Oxidationsstufen von Wasserstoff und Sauerstoff anordnen:

Wir sehen jedoch, dass die Oxidationsstufen von zwei chemischen Elementen gleichzeitig, Stickstoff und Chrom, unbekannt sind. Daher können wir die Oxidationsstufen nicht auf die gleiche Weise wie im vorherigen Beispiel finden (eine Gleichung mit zwei Variablen hat keine eindeutige Lösung).

Achten wir darauf, dass die angegebene Substanz zur Klasse der Salze gehört und dementsprechend eine ionische Struktur hat. Dann können wir mit Recht sagen, dass die Zusammensetzung von Ammoniumdichromat NH 4 + -Kationen enthält (die Ladung dieses Kations ist in der Löslichkeitstabelle ersichtlich). Da es in der Formeleinheit von Ammoniumdichromat zwei positiv einfach geladene NH 4 + -Kationen gibt, ist die Ladung des Dichromat-Ions daher –2, da die Substanz als Ganzes elektrisch neutral ist. Diese. die Substanz wird von NH 4 + -Kationen und Cr 2 O 7 2- -Anionen gebildet.

Wir kennen die Oxidationsstufen von Wasserstoff und Sauerstoff. In dem Wissen, dass die Summe der Oxidationsstufen der Atome aller Elemente im Ion gleich der Ladung ist, bezeichnen wir die Oxidationsstufen von Stickstoff und Chrom als x und j entsprechend können wir schreiben:

Diese. wir erhalten zwei unabhängige Gleichungen:

Welche lösen, finden wir x und j:

So sind in Ammoniumdichromat die Oxidationsstufen von Stickstoff -3, Wasserstoff +1, Chrom +6 und Sauerstoff -2.

So bestimmen Sie die Oxidationsstufen von Elementen in organische Materie gelesen werden kann.

Wertigkeit

Die Wertigkeit von Atomen wird durch römische Ziffern angegeben: I, II, III usw.

Die Wertigkeitsmöglichkeiten eines Atoms hängen von der Menge ab:

1) ungepaarte Elektronen

2) ungeteilte Elektronenpaare in den Orbitalen der Valenzniveaus

3) leere Elektronenorbitale der Valenzstufe

Valenzmöglichkeiten des Wasserstoffatoms

Lassen Sie uns die elektronische grafische Formel des Wasserstoffatoms darstellen:

Das hieß es weiter Valenz Möglichkeiten drei Faktoren können einen Einfluss haben – das Vorhandensein von ungepaarten Elektronen, das Vorhandensein von nicht geteilten Elektronenpaaren auf der äußeren Ebene und das Vorhandensein von unbesetzten (leeren) Orbitalen der äußeren Ebene. Wir sehen ein ungepaartes Elektron in der äußeren (und einzigen) Energieebene. Demzufolge kann Wasserstoff genau eine Wertigkeit gleich I haben. Auf der ersten Energieebene gibt es jedoch nur eine Unterebene - s, diese. das Wasserstoffatom auf der äußeren Ebene hat weder freie Elektronenpaare noch leere Orbitale.

Somit ist die einzige Wertigkeit, die ein Wasserstoffatom aufweisen kann, I.

Valenzmöglichkeiten eines Kohlenstoffatoms

Betrachten Sie die elektronische Struktur des Kohlenstoffatoms. Im Grundzustand ist die elektronische Konfiguration seiner äußeren Ebene wie folgt:

Diese. Im Grundzustand enthält das äußere Energieniveau eines nicht angeregten Kohlenstoffatoms 2 ungepaarte Elektronen. In diesem Zustand kann es eine Wertigkeit gleich II aufweisen. Das Kohlenstoffatom geht jedoch sehr leicht in einen angeregten Zustand, wenn ihm Energie zugeführt wird, und die elektronische Konfiguration der äußeren Schicht nimmt in diesem Fall die Form an:

Obwohl bei der Anregung des Kohlenstoffatoms etwas Energie aufgewendet wird, wird der Aufwand durch die Bildung von vier kovalenten Bindungen mehr als kompensiert. Aus diesem Grund ist die Valenz IV viel charakteristischer für das Kohlenstoffatom. So hat zum Beispiel Kohlenstoff in Molekülen die Wertigkeit IV Kohlendioxid, Kohlensäure und absolut alle organischen Substanzen.

Neben ungepaarten Elektronen und ungeteilten Elektronenpaaren wirkt sich auch das Vorhandensein von unbesetzten () Orbitalen der Valenzstufe auf die Valenzmöglichkeiten aus. Das Vorhandensein solcher Orbitale auf gefülltem Niveau führt dazu, dass das Atom als Elektronenpaar-Akzeptor wirken kann, d.h. bilden zusätzliche kovalente Bindungen durch den Donor-Akzeptor-Mechanismus. Also zum Beispiel wider Erwarten im Molekül Kohlenmonoxid Die CO-Bindung ist nicht doppelt, sondern dreifach, was in der folgenden Abbildung deutlich wird:

Valenzmöglichkeiten des Stickstoffatoms

Schreiben wir die elektronengraphische Formel des externen Energieniveaus des Stickstoffatoms auf:

Wie aus der obigen Abbildung ersichtlich ist, hat das Stickstoffatom in seinem normalen Zustand 3 ungepaarte Elektronen, und daher ist es logisch anzunehmen, dass es eine Wertigkeit gleich III aufweisen kann. Tatsächlich wird in den Molekülen von Ammoniak (NH 3), salpetriger Säure (HNO 2), Stickstofftrichlorid (NCl 3) usw. eine Wertigkeit von drei beobachtet.

Oben wurde gesagt, dass die Wertigkeit eines Atoms eines chemischen Elements nicht nur von der Anzahl der ungepaarten Elektronen abhängt, sondern auch von der Anwesenheit von freien Elektronenpaaren. Dies liegt an der Tatsache, dass eine kovalente chemische Bindung nicht nur entstehen kann, wenn zwei Atome sich gegenseitig jeweils ein Elektron zur Verfügung stellen, sondern auch, wenn ein Atom, das ein ungeteiltes Elektronenpaar hat - Donor () - einem anderen Atom mit einer freien Stelle zur Verfügung stellt () Orbitalvalenzniveau (Akzeptor). Diese. für das Stickstoffatom ist aufgrund einer zusätzlichen kovalenten Bindung, die durch den Donor-Akzeptor-Mechanismus gebildet wird, auch die Valenz IV möglich. So werden beispielsweise bei der Bildung des Ammoniumkations vier kovalente Bindungen beobachtet, von denen eine durch den Donor-Akzeptor-Mechanismus gebildet wird:

Trotz der Tatsache, dass eine der kovalenten Bindungen durch den Donor-Akzeptor-Mechanismus gebildet wird, alle N-H-Bindungen im Ammoniumkation sind absolut identisch und unterscheiden sich nicht voneinander.

Eine Wertigkeit gleich V kann das Stickstoffatom nicht aufweisen. Dies liegt daran, dass der Übergang in einen angeregten Zustand für das Stickstoffatom unmöglich ist, in dem die Paarung zweier Elektronen mit dem Übergang eines von ihnen in ein freies Orbital erfolgt, das dem Energieniveau am nächsten liegt. Das Stickstoffatom hat keine d-Unterebene, und der Übergang in das 3s-Orbital ist energetisch so aufwendig, dass die Energiekosten nicht durch die Bildung neuer Bindungen gedeckt werden. Viele fragen sich vielleicht, welche Wertigkeit hat dann beispielsweise Stickstoff in den Molekülen der Salpetersäure HNO 3 oder des Stickoxids N 2 O 5? Seltsamerweise ist dort auch die Valenz IV, wie aus den folgenden Strukturformeln ersichtlich ist:

Die gepunktete Linie in der Abbildung zeigt die sog delokalisiert π -Verbindung. Aus diesem Grund können NO-Endbindungen als "eineinhalb" bezeichnet werden. Ähnliche Anderthalbbindungen finden sich auch im Ozonmolekül O 3 , Benzol C 6 H 6 usw.

Valenzmöglichkeiten von Phosphor

Stellen wir uns die elektronengraphische Formel des äußeren Energieniveaus des Phosphoratoms vor:

Wie wir sehen können, ist die Struktur der äußeren Schicht des Phosphoratoms im Grundzustand und des Stickstoffatoms gleich, und daher ist es logisch, sowohl für das Phosphoratom als auch für das Stickstoffatom mögliche Wertigkeiten gleich zu erwarten zu I, II, III und IV, was in der Praxis eingehalten wird.

Im Gegensatz zu Stickstoff hat das Phosphoratom jedoch auch d-Unterebene mit 5 freien Orbitalen.

In dieser Hinsicht kann es in einen angeregten Zustand übergehen und Elektronen dampfen 3 s-Orbitale:

Damit ist die für Stickstoff unzugängliche Valenz V für das Phosphoratom möglich. So hat beispielsweise ein Phosphoratom in den Molekülen von Verbindungen wie Phosphorsäure, Phosphor (V) -Halogeniden, Phosphor (V) -Oxid usw. eine Wertigkeit von fünf.

Valenzmöglichkeiten des Sauerstoffatoms

Die elektronengraphische Formel des äußeren Energieniveaus des Sauerstoffatoms hat die Form:

Wir sehen zwei ungepaarte Elektronen auf der 2. Ebene, daher ist für Sauerstoff die Wertigkeit II möglich. Es sollte beachtet werden, dass diese Wertigkeit des Sauerstoffatoms in fast allen Verbindungen beobachtet wird. Oben haben wir bei der Betrachtung der Wertigkeitsmöglichkeiten des Kohlenstoffatoms die Bildung des Kohlenmonoxidmoleküls diskutiert. Die Bindung im CO-Molekül ist dreifach, daher ist Sauerstoff dort dreiwertig (Sauerstoff ist ein Elektronenpaar-Donator).

Aufgrund der Tatsache, dass das Sauerstoffatom keine externe Ebene hat d-Unterebenen, Elektronenabbau s und p- Orbitale ist unmöglich, weshalb die Valenzfähigkeit des Sauerstoffatoms im Vergleich zu anderen Elementen seiner Untergruppe, beispielsweise Schwefel, eingeschränkt ist.

Valenzmöglichkeiten des Schwefelatoms

Extern Energielevel Schwefelatom im nicht angeregten Zustand:

Das Schwefelatom hat wie das Sauerstoffatom in seinem Normalzustand zwei ungepaarte Elektronen, sodass wir schlussfolgern können, dass für Schwefel eine Wertigkeit von zwei möglich ist. Tatsächlich hat Schwefel beispielsweise im Schwefelwasserstoffmolekül H 2 S die Wertigkeit II.

Wie wir sehen können, hat das Schwefelatom auf der äußeren Ebene d Unterebene mit freien Orbitalen. Aus diesem Grund ist das Schwefelatom im Gegensatz zu Sauerstoff in der Lage, seine Valenzfähigkeiten durch den Übergang in angeregte Zustände zu erweitern. Also, wenn ein einsames Elektronenpaar 3 entpaart wird p-Unterebene das Schwefelatom erwirbt elektronische Konfigurationäußere Ebene so:

In diesem Zustand hat das Schwefelatom 4 ungepaarte Elektronen, was uns über die Möglichkeit informiert, dass Schwefelatome eine Wertigkeit gleich IV aufweisen. Tatsächlich hat Schwefel in den Molekülen SO 2, SF 4, SOCl 2 usw. die Wertigkeit IV.

Beim Entpaaren des zweiten einsamen Elektronenpaars auf 3 s- Unterebene erhält die externe Energieebene die folgende Konfiguration:

In einem solchen Zustand wird bereits die Manifestation der Valenz VI möglich. Beispiele für Verbindungen mit VI-wertigem Schwefel sind SO 3 , H 2 SO 4 , SO 2 Cl 2 etc.

Ebenso können wir die Wertigkeitsmöglichkeiten anderer chemischer Elemente berücksichtigen.