El estado de oxidación es un valor convencional utilizado para registrar reacciones redox. Para determinar el estado de oxidación se utiliza la tabla de oxidación de elementos químicos.

Sentido

El estado de oxidación de los principales elementos químicos se basa en su electronegatividad. El valor es igual al número de electrones desplazados en los compuestos.

El estado de oxidación se considera positivo si los electrones se desplazan del átomo, es decir, el elemento dona electrones en el compuesto y es un agente reductor. Estos elementos incluyen metales, su estado de oxidación es siempre positivo.

Cuando un electrón se desplaza a un átomo, el valor se considera negativo y el elemento se considera un agente oxidante. El átomo acepta electrones antes de completar el nivel de energía externa. La mayoría de los no metales son agentes oxidantes.

Las sustancias simples que no reaccionan siempre tienen un estado de oxidación cero.

Arroz. 1. Tabla de estados de oxidación.

En un compuesto, un átomo no metálico con una electronegatividad más baja tiene un estado de oxidación positivo.

Definición

Puede determinar los estados de oxidación máximo y mínimo (cuántos electrones puede dar y recibir un átomo) usando la tabla periódica.

La potencia máxima es igual al número del grupo en el que se encuentra el elemento, o al número de electrones de valencia. El valor mínimo está determinado por la fórmula:

No. (grupo) - 8.

Arroz. 2. Tabla periódica.

El carbono está en el cuarto grupo, por lo tanto, su estado de oxidación más alto es +4 y el más bajo es -4. El estado de oxidación máximo del azufre es +6, el mínimo es -2. La mayoría de los no metales siempre tienen un estado de oxidación variable (positivo y negativo). Una excepción es el flúor. Su estado de oxidación es siempre -1.

Cabe recordar que esta regla no se aplica a los metales alcalinos y alcalinotérreos de los grupos I y II, respectivamente. Estos metales tienen un estado de oxidación positivo constante: litio Li +1, sodio Na +1, potasio K +1, berilio Be +2, magnesio Mg +2, calcio Ca +2, estroncio Sr +2, bario Ba +2. El resto de metales pueden presentar diferentes estados de oxidación. La excepción es el aluminio. A pesar de estar en el grupo III, su estado de oxidación es siempre +3.

Arroz. 3. Metales alcalinos y alcalinotérreos.

Del grupo VIII, solo el rutenio y el osmio pueden exhibir el estado de oxidación más alto +8. El oro y el cobre del grupo I exhiben estados de oxidación de +3 y +2, respectivamente.

Grabación

Para registrar correctamente el estado de oxidación, hay algunas reglas a tener en cuenta:

  • los gases inertes no reaccionan, por lo que su estado de oxidación es siempre cero;
  • en los compuestos, el estado de oxidación variable depende de la valencia variable y la interacción con otros elementos;
  • el hidrógeno en compuestos con metales exhibe un estado de oxidación negativo - Ca +2 H 2 -1, Na +1 H -1;
  • el oxígeno siempre tiene un estado de oxidación de -2, excepto el fluoruro de oxígeno y el peróxido - O +2 F 2 -1, H 2 +1 O 2 -1.

¿Qué hemos aprendido?

El estado de oxidación es un valor condicional que muestra cuántos electrones fueron aceptados o regalados por un átomo de un elemento en un compuesto. El valor depende del número de electrones de valencia. Los metales en los compuestos siempre tienen un estado de oxidación positivo, es decir son agentes reductores. Para los metales alcalinos y alcalinotérreos, el estado de oxidación es siempre el mismo. Los no metales, excepto el flúor, pueden adquirir un estado de oxidación positivo y negativo.

Al definir este concepto, se asume convencionalmente que los electrones de enlace (valencia) se transfieren a átomos más electronegativos (ver Electronegatividad) y, por lo tanto, los compuestos consisten, por así decirlo, en iones cargados positiva y negativamente. El estado de oxidación puede ser cero, negativo o positivo, que generalmente se colocan encima del símbolo del elemento en la parte superior.

Se asigna un valor cero del estado de oxidación a los átomos de elementos que se encuentran en un estado libre, por ejemplo: Cu, H 2, N 2, P 4, S 6. El valor negativo del estado de oxidación son aquellos átomos hacia los que se desplaza la nube de electrones de enlace (par de electrones). Para el flúor en todos sus compuestos, es igual a -1. Los átomos que donan electrones de valencia a otros átomos tienen un estado de oxidación positivo. Por ejemplo, para metales alcalinos y alcalinotérreos, es, respectivamente, +1 y +2. En iones simples como Cl -, S 2–, K +, Cu 2+, Al 3+, es igual a la carga del ion. En la mayoría de los compuestos, el estado de oxidación de los átomos de hidrógeno es +1, pero en los hidruros metálicos (sus compuestos con hidrógeno) - NaH, CaH 2 y otros - es igual a -1. El oxígeno se caracteriza por un estado de oxidación de -2, pero, por ejemplo, en combinación con flúor OF 2 será +2, y en compuestos de peróxido (BaO 2, etc.) -1. En algunos casos, este valor se puede expresar como un número fraccionario: para el hierro en el óxido de hierro (II, III) Fe 3 O 4, es +8/3.

La suma algebraica de los estados de oxidación de los átomos en un compuesto es cero, y en un ion complejo, la carga del ion. Usando esta regla, calculamos, por ejemplo, el estado de oxidación del fósforo en el ácido fosfórico H 3 PO 4. Al denotarlo por xy multiplicar el estado de oxidación del hidrógeno (+1) y el oxígeno (−2) por el número de sus átomos en el compuesto, obtenemos la ecuación: (+1) 3 + x + (- 2) 4 = 0, de donde x = + 5 ... De manera similar, calculamos el estado de oxidación del cromo en el ion Cr 2 O 7 2−: 2x + (- 2) 7 = −2; x = + 6. En los compuestos MnO, Mn 2 O 3, MnO 2, Mn 3 O 4, K 2 MnO 4, KMnO 4, el estado de oxidación del manganeso será +2, +3, +4, +8/3, +6, +7, respectivamente.

El estado de oxidación más alto es su valor positivo más alto. Para la mayoría de los elementos, es igual al número de grupo en el sistema periódico y es una característica cuantitativa importante de un elemento en sus compuestos. El valor más pequeño del estado de oxidación de un elemento, que ocurre en sus compuestos, generalmente se denomina estado de oxidación más bajo; todos los demás son intermedios. Entonces, para el azufre, el estado de oxidación más alto es +6, el más bajo es –2 y el intermedio es +4.

El cambio en los estados de oxidación de los elementos por grupos del sistema periódico refleja la frecuencia de cambios en sus propiedades químicas con un aumento en el número de serie.

El concepto de estado de oxidación de los elementos se utiliza para clasificar sustancias, describir sus propiedades, elaborar fórmulas de compuestos y sus nombres internacionales. Pero se usa especialmente en el estudio de reacciones redox. El concepto de "estado de oxidación" se usa a menudo en química inorgánica en lugar del concepto de "valencia" (ver.

La tarea de determinar el estado de oxidación puede ser una formalidad tan simple como un rompecabezas complejo. En primer lugar, esto dependerá de la fórmula del compuesto químico, así como de la disponibilidad de conocimientos básicos de química y matemáticas.

Al conocer las reglas básicas y el algoritmo de acciones lógicas secuenciales, que se discutirán en este artículo, al resolver problemas de este tipo, todos pueden hacer frente fácilmente a esta tarea. Y después de practicar y aprender a determinar los estados de oxidación de diversos compuestos químicos, puede asumir con seguridad la ecualización de reacciones redox complejas compilando una balanza electrónica.

Concepto de estado de oxidación

Para aprender a determinar el estado de oxidación, primero debe averiguar qué significa este concepto.

  • El estado de oxidación se usa cuando se registra en reacciones redox, cuando hay una transferencia de electrones de un átomo a otro.
  • El estado de oxidación fija el número de electrones transferidos, lo que denota la carga condicional de un átomo.
  • El estado de oxidación y la valencia suelen ser los mismos.

Esta designación está escrita encima de un elemento químico, en su esquina derecha, y es un número entero con un signo "+" o "-". El valor cero del estado de oxidación no tiene signo.

Reglas para determinar el estado de oxidación.

Considere los cánones básicos para determinar el estado de oxidación:

  • Las sustancias elementales simples, es decir, aquellas que constan de un tipo de átomo, siempre tendrán un estado de oxidación cero. Por ejemplo, Na0, H02, P04
  • Hay varios átomos que siempre tienen un estado de oxidación constante. Los valores de la tabla se recuerdan mejor.
  • Como puede ver, la única excepción es para el hidrógeno en combinación con metales, donde adquiere un estado de oxidación inusual "-1".
  • El oxígeno también asume el estado de oxidación "+2" en combinación química con el flúor y "-1" en las formulaciones de peróxidos, superperóxidos u ozónidos, donde los átomos de oxígeno están conectados entre sí.


  • Los iones metálicos tienen varios valores del estado de oxidación (y solo positivos), por lo tanto, está determinado por los elementos vecinos en el compuesto. Por ejemplo, en FeCl3, el cloro tiene un estado de oxidación de "-1", tiene 3 átomos, entonces multiplicamos -1 por 3, obtenemos "-3". Para que la suma de los estados de oxidación de un compuesto sea "0", el hierro debe tener un estado de oxidación de "+3". En la fórmula de FeCl2, el hierro cambiará su grado a "+2" en consecuencia.
  • Sumando matemáticamente los estados de oxidación de todos los átomos en la fórmula (teniendo en cuenta los signos), siempre debe obtenerse un valor cero. Por ejemplo, en ácido clorhídrico H + 1Cl-1 (+1 y -1 = 0), y en ácido sulfuroso H2 + 1S + 4O3-2 (+1 * 2 = +2 para hidrógeno, + 4 para azufre y -2 * 3 = - 6 para oxígeno; +6 y -6 suman 0).
  • El estado de oxidación de un ion monoatómico será igual a su carga. Por ejemplo: Na +, Ca + 2.
  • El estado de oxidación más alto, como regla, corresponde al número de grupo en el sistema periódico de D.I. Mendeleev.


Algoritmo de acciones para determinar el estado de oxidación.

El procedimiento para encontrar el estado de oxidación no es difícil, pero requiere atención y ciertas acciones.

Tarea: ordenar los estados de oxidación en el compuesto KMnO4

  • El primer elemento, el potasio, tiene un estado de oxidación constante de "+1".
    Para verificar, puede mirar la tabla periódica, donde el potasio está en el primer grupo de elementos.
  • De los dos elementos restantes, el oxígeno generalmente asume el estado de oxidación "-2".
  • Obtenemos la siguiente fórmula: K + 1MnxO4-2. Queda por determinar el estado de oxidación del manganeso.
    Entonces, x es un estado de oxidación desconocido del manganeso. Ahora es importante prestar atención a la cantidad de átomos en el compuesto.
    El número de átomos de potasio es 1, el manganeso es 1 y el oxígeno es 4.
    Teniendo en cuenta la electroneutralidad de la molécula, cuando la carga total (total) es cero,

1 * (+ 1) + 1 * (x) + 4 (-2) = 0,
+ 1 + 1x + (- 8) = 0,
-7 + 1x = 0,
(al transferir, cambie el signo)
1x = +7, x = +7

Por tanto, el estado de oxidación del manganeso en el compuesto es "+7".

Tarea: ordenar los estados de oxidación en el compuesto Fe2O3.

  • El oxígeno, como saben, tiene un estado de oxidación de "-2" y actúa como agente oxidante. Teniendo en cuenta el número de átomos (3), el valor total de oxígeno es "-6" (-2 * 3 = -6), es decir multiplique el estado de oxidación por el número de átomos.
  • Para equilibrar la fórmula y llevarla a cero, 2 átomos de hierro tendrán un estado de oxidación de "+3" (2 * + 3 = + 6).
  • En total, obtenemos cero (-6 y +6 = 0).

Tarea: ordenar los estados de oxidación en el compuesto de Al (NO3) 3.

  • El átomo de aluminio es uno y tiene un estado de oxidación constante "+3".
  • Los átomos de oxígeno en la molécula son 9 (3 * 3), el estado de oxidación del oxígeno, como saben, es "-2", lo que significa que multiplicando estos valores, obtenemos "-18".
  • Queda por igualar los valores negativos y positivos, determinando así el grado de oxidación del nitrógeno. -18 y +3, + 15 no es suficiente, y dado que hay 3 átomos de nitrógeno, es fácil determinar su estado de oxidación: divida 15 entre 3 y obtenga 5.
  • El estado de oxidación del nitrógeno es "+5" y la fórmula se verá así: Al + 3 (N + 5O-23) 3
  • Si es difícil determinar el valor deseado de esta manera, puede componer y resolver las ecuaciones:

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


Entonces, el estado de oxidación es un concepto bastante importante en química, que simboliza el estado de los átomos en una molécula.
Sin el conocimiento de ciertas disposiciones o fundamentos que le permitan determinar correctamente el estado de oxidación, es imposible hacer frente a la implementación de esta tarea. Por lo tanto, solo hay una conclusión: familiarizarse completamente y estudiar las reglas para encontrar el estado de oxidación, presentadas de manera clara y sucinta en el artículo, y avanzar con valentía por el difícil camino de la sabiduría química.

En la escuela, la química sigue ocupando el lugar de una de las asignaturas más difíciles, lo que, dado que esconde muchas dificultades, provoca en los estudiantes (generalmente en el período de 8 a 9 grados) más odio e indiferencia por estudiar que interesar. Todo esto reduce la calidad y cantidad de conocimientos sobre el tema, aunque muchas áreas aún requieren especialistas en esta área. Sí, a veces hay momentos incluso más difíciles y reglas incomprensibles en química de lo que parece. Una de las preguntas que más les importa a los estudiantes es qué es el estado de oxidación y cómo determinar los estados de oxidación de los elementos.

Una regla importante es la regla de ubicación, los algoritmos

Aquí se habla mucho de compuestos como los óxidos. Para empezar, cualquier estudiante debe aprender determinación de óxidos- Son compuestos complejos de dos elementos, contienen oxígeno. Los óxidos se refieren a la clase de compuestos binarios porque el oxígeno ocupa el segundo lugar en el algoritmo. Al determinar el indicador, es importante conocer las reglas de ubicación y calcular el algoritmo.

Algoritmos para óxidos de ácido

Estados de oxidación - estas son expresiones numéricas de la valencia de los elementos. Por ejemplo, los óxidos de ácido se forman de acuerdo con un cierto algoritmo: primero hay no metales o metales (su valencia suele ser de 4 a 7), y luego viene el oxígeno, como debe ser, en segundo lugar, su valencia es dos . Se determina fácilmente, de acuerdo con la tabla periódica de elementos químicos de Mendeleev. También es importante saber que el estado de oxidación de los elementos es un indicador que sugiere número positivo o negativo.

Al comienzo del algoritmo, por regla general, no es metálico y su estado de oxidación es positivo. El oxígeno no metálico en compuestos de óxido tiene un valor estable de -2. Para determinar la exactitud de la disposición de todos los valores, debe multiplicar todos los números disponibles por los índices de un elemento específico, si el producto, teniendo en cuenta todas las desventajas y desventajas, es igual a 0, entonces la disposición es confiable.

Constelación en ácidos que contienen oxígeno.

Los ácidos son sustancias complejas, están asociados con algún residuo ácido y contienen uno o más átomos de hidrógeno. Aquí, calcular la titulación requiere habilidades en matemáticas, ya que los indicadores requeridos para el cálculo son digitales. Para el hidrógeno o un protón, siempre es lo mismo: +1. El ion oxígeno negativo tiene un estado de oxidación negativo de -2.

Después de realizar todas estas acciones, se puede determinar el estado de oxidación y el elemento central de la fórmula. La expresión para su cálculo es una fórmula en forma de ecuación. Por ejemplo, para el ácido sulfúrico, la ecuación será con una incógnita.

Términos básicos en OVR

ORP es una reacción oxidativa de reducción.

  • El estado de oxidación de cualquier átomo: caracteriza la capacidad de este átomo para unir o donar electrones de iones (o átomos) a otros átomos;
  • Generalmente se acepta que los átomos cargados o los iones no cargados son agentes oxidantes;
  • El agente reductor en este caso serán iones cargados o, por el contrario, átomos no cargados, que pierden sus electrones en el curso de la interacción química;
  • La oxidación es la donación de electrones.

Cómo organizar el estado de oxidación en sales.

Las sales están compuestas por un metal y uno o más residuos ácidos. El procedimiento de determinación es el mismo que para los ácidos ácidos.

El metal que forma directamente la sal se ubica en el subgrupo principal, su grado será igual al número de su grupo, es decir, siempre seguirá siendo un indicador positivo estable.

Como ejemplo, considere la disposición de los estados de oxidación en el nitrato de sodio. La sal se forma utilizando un elemento del subgrupo principal del grupo 1, respectivamente, el estado de oxidación será positivo e igual a uno. En los nitratos, el oxígeno tiene un valor: -2. Para obtener un valor numérico, primero se elabora una ecuación con una incógnita, teniendo en cuenta todas las ventajas y desventajas de los valores: + 1 + X-6 = 0. Una vez resuelta la ecuación, puede llegar al hecho de que el indicador numérico es positivo e igual a + 5. Este es el indicador de nitrógeno. Una clave importante para calcular el estado de oxidación es una tabla..

Regla de disposición en óxidos básicos

  • Los óxidos de metales típicos en cualquier compuesto tienen un índice de oxidación estable, siempre no es más de +1, o en otros casos +2;
  • El indicador digital del metal se calcula utilizando la tabla periódica. Si el elemento está contenido en el subgrupo principal del grupo 1, entonces su valor será +1;
  • El valor de los óxidos, teniendo en cuenta sus índices, después de la multiplicación, debe sumarse a cero, porque la molécula en ellos es neutra, la partícula está desprovista de carga;
  • Los metales del subgrupo principal del grupo 2 también tienen un indicador positivo estable, que es +2.

La electronegatividad, como otras propiedades de los átomos de los elementos químicos, cambia periódicamente con un aumento en el número ordinal del elemento:

El gráfico anterior demuestra la frecuencia de cambios en la electronegatividad de los elementos de los subgrupos principales, según el número ordinal del elemento.

Al moverse hacia abajo en el subgrupo de la tabla periódica, la electronegatividad de los elementos químicos disminuye, al moverse hacia la derecha a lo largo del período, aumenta.

La electronegatividad refleja la no metalicidad de los elementos: cuanto mayor es el valor de electronegatividad, más propiedades no metálicas tiene el elemento.

Estado de oxidación

¿Cómo calcular el estado de oxidación de un elemento en un compuesto?

1) El estado de oxidación de los elementos químicos en sustancias simples es siempre cero.

2) Hay elementos que presentan un estado de oxidación constante en sustancias complejas:

3) Hay elementos químicos que muestran un estado de oxidación constante en la inmensa mayoría de compuestos. Estos elementos incluyen:

Elemento

Estado de oxidación en casi todos los compuestos.

Excepciones
hidrógeno H +1 Hidruros de metales alcalinos y alcalinotérreos, por ejemplo:
oxígeno O -2 Peróxidos de hidrógeno y metales:

Fluoruro de oxígeno -

4) La suma algebraica de los estados de oxidación de todos los átomos de una molécula es siempre cero. La suma algebraica de los estados de oxidación de todos los átomos de un ion es igual a la carga del ion.

5) El estado de oxidación más alto (máximo) es igual al número de grupo. Las excepciones que no se incluyen en esta regla son los elementos del subgrupo lateral del grupo I, los elementos del subgrupo lateral del grupo VIII, así como el oxígeno y el flúor.

Elementos químicos, cuyo número de grupo no coincide con su estado de oxidación más alto (deben ser memorizados)

6) El estado de oxidación más bajo de los metales es siempre cero, y el estado de oxidación más bajo de los no metales se calcula mediante la fórmula:

el estado de oxidación más bajo de un no metálico = número de grupo - 8

Según las reglas presentadas anteriormente, puede establecer el estado de oxidación de un elemento químico en cualquier sustancia.

Encontrar los estados de oxidación de los elementos en varios compuestos.

Ejemplo 1

Determine los estados de oxidación de todos los elementos en ácido sulfúrico.

Solución:

Escribamos la fórmula del ácido sulfúrico:

El estado de oxidación del hidrógeno en todas las sustancias complejas es +1 (excepto en los hidruros metálicos).

El estado de oxidación del oxígeno en todas las sustancias complejas es -2 (excepto los peróxidos y el fluoruro de oxígeno OF 2). Organicemos los estados de oxidación conocidos:

Denotemos el estado de oxidación del azufre como X:

La molécula de ácido sulfúrico, como la molécula de cualquier sustancia, es generalmente eléctricamente neutra, porque la suma de los estados de oxidación de todos los átomos de una molécula es cero. Esto se puede representar esquemáticamente de la siguiente manera:

Aquellos. obtuvimos la siguiente ecuación:

Vamos a resolverlo:

Por tanto, el estado de oxidación del azufre en ácido sulfúrico es +6.

Ejemplo 2

Determine el estado de oxidación de todos los elementos en el dicromato de amonio.

Solución:

Escribamos la fórmula del dicromato de amonio:

Como en el caso anterior, podemos ordenar los estados de oxidación del hidrógeno y el oxígeno:

Sin embargo, vemos que se desconocen los estados de oxidación de dos elementos químicos a la vez: nitrógeno y cromo. Por tanto, no podemos encontrar los estados de oxidación de la misma forma que en el ejemplo anterior (una ecuación con dos variables no tiene una única solución).

Prestemos atención al hecho de que la sustancia especificada pertenece a la clase de sales y, en consecuencia, tiene una estructura iónica. Entonces podemos decir con razón que los cationes NH 4 + son parte del dicromato de amonio (la carga de este catión se puede encontrar en la tabla de solubilidad). En consecuencia, dado que hay dos cationes NH 4 + cargados positivamente en la unidad de fórmula del dicromato de amonio, la carga del ion dicromato es -2, ya que la sustancia en su conjunto es eléctricamente neutra. Aquellos. la sustancia está formada por cationes NH 4 + y aniones Cr 2 O 7 2-.

Conocemos los estados de oxidación del hidrógeno y el oxígeno. Sabiendo que la suma de los estados de oxidación de los átomos de todos los elementos del ion es igual a la carga, y denotando los estados de oxidación del nitrógeno y el cromo como X y y en consecuencia, podemos escribir:

Aquellos. obtenemos dos ecuaciones independientes:

Resolviendo cuál, encontramos X y y:

Así, en el dicromato de amonio, los estados de oxidación del nitrógeno son -3, hidrógeno +1, cromo +6 y oxígeno -2.

Puede leer cómo determinar el estado de oxidación de elementos en sustancias orgánicas.

Valencia

La valencia de los átomos se indica con números romanos: I, II, III, etc.

La valencia de un átomo depende de la cantidad:

1) electrones desapareados

2) pares de electrones solitarios en orbitales de niveles de valencia

3) orbitales de electrones vacíos del nivel de valencia

Las capacidades de valencia del átomo de hidrógeno.

Representemos la fórmula electrónica-gráfica del átomo de hidrógeno:

Se dijo que tres factores pueden afectar las capacidades de valencia: la presencia de electrones no apareados, la presencia de pares de electrones solitarios en el nivel externo y la presencia de orbitales vacíos (vacíos) del nivel externo. Vemos un electrón desapareado en el nivel de energía externo (y único). En base a esto, el hidrógeno puede tener exactamente una valencia igual a I. Sin embargo, en el primer nivel de energía solo hay un subnivel: s, aquellos. el átomo de hidrógeno en el nivel externo no tiene pares de electrones solitarios ni orbitales vacíos.

Por lo tanto, la única valencia que puede exhibir un átomo de hidrógeno es I.

Las capacidades de valencia del átomo de carbono.

Considere la estructura electrónica del átomo de carbono. En el estado fundamental, la configuración electrónica de su nivel exterior es la siguiente:

Aquellos. en el estado fundamental al nivel de energía externa de un átomo de carbono no excitado hay 2 electrones desapareados. En este estado, puede exhibir una valencia igual a II. Sin embargo, un átomo de carbono pasa muy fácilmente a un estado excitado cuando se le imparte energía, y la configuración electrónica de la capa exterior en este caso toma la forma:

A pesar de que se gasta una cierta cantidad de energía en el proceso de excitación de un átomo de carbono, el desperdicio se compensa con creces mediante la formación de cuatro enlaces covalentes. Por esta razón, la valencia IV es mucho más característica del átomo de carbono. Así, por ejemplo, la valencia IV que tiene el carbono en las moléculas de dióxido de carbono, ácido carbónico y absolutamente todas las sustancias orgánicas.

Además de los electrones no apareados y los pares de electrones solitarios, las posibilidades de valencia también se ven afectadas por la presencia de orbitales vacíos () del nivel de valencia. La presencia de dichos orbitales en el nivel de llenado conduce al hecho de que el átomo puede actuar como aceptor de un par de electrones, es decir, para formar enlaces covalentes adicionales mediante el mecanismo donante-aceptor. Entonces, por ejemplo, contrariamente a lo esperado, en la molécula de monóxido de carbono CO, el enlace no es doble, sino triple, lo que se muestra claramente en la siguiente ilustración:

Valencia del átomo de nitrógeno

Anotemos la fórmula electrónica-gráfica del nivel de energía externa del átomo de nitrógeno:

Como puede verse en la ilustración anterior, el átomo de nitrógeno en su estado normal tiene 3 electrones desapareados y, por lo tanto, es lógico asumir su capacidad para exhibir una valencia igual a III. De hecho, se observa una valencia de tres en moléculas de amoníaco (NH 3), ácido nitroso (HNO 2), tricloruro de nitrógeno (NCl 3), etc.

Se dijo anteriormente que la valencia de un átomo de un elemento químico depende no solo del número de electrones no apareados, sino también de la presencia de pares de electrones solitarios. Esto se debe al hecho de que un enlace químico covalente puede formarse no solo cuando dos átomos se proporcionan entre sí con un electrón, sino también cuando un átomo que tiene un solo par de electrones: el donante () lo proporciona a otro átomo con un ( ) nivel de valencia orbital (aceptor). Aquellos. para el átomo de nitrógeno, la valencia IV también es posible debido al enlace covalente adicional formado por el mecanismo donante-aceptor. Así, por ejemplo, se observan cuatro enlaces covalentes, uno de los cuales está formado por el mecanismo donante-aceptor, durante la formación de un catión de amonio:

A pesar de que uno de los enlaces covalentes está formado por el mecanismo donante-aceptor, todos los enlaces N-H en el catión amonio son absolutamente idénticos y no difieren entre sí.

Un átomo de nitrógeno no es capaz de mostrar una valencia igual a V. Esto se debe al hecho de que una transición a un estado excitado es imposible para un átomo de nitrógeno, en el que dos electrones se están separando con la transición de uno de ellos a un orbital libre, que es el más cercano en nivel de energía. El átomo de nitrógeno no tiene D-subnivel, y la transición al orbital 3s es energéticamente tan cara que los costos de energía no se cubren con la formación de nuevos enlaces. Muchos pueden hacer la pregunta, ¿cuál es entonces la valencia del nitrógeno, por ejemplo, en las moléculas de ácido nítrico HNO 3 o de óxido nítrico N 2 O 5? Curiosamente, la valencia allí también es IV, que se puede ver en las siguientes fórmulas estructurales:

La línea de puntos en la ilustración muestra el llamado deslocalizado π -conexión. Por esta razón, los enlaces terminales de NO se pueden llamar "uno y medio". También se encuentran enlaces similares de uno y medio en la molécula de ozono O 3, benceno C 6 H 6, etc.

Capacidades de valencia de fósforo

Representemos la fórmula electrónica-gráfica del nivel de energía externa del átomo de fósforo:

Como podemos ver, la estructura de la capa externa del átomo de fósforo en el estado fundamental y del átomo de nitrógeno es la misma, y ​​por lo tanto es lógico esperar que para el átomo de fósforo, así como para el átomo de nitrógeno, las posibles valencias sean iguales. a I, II, III y IV, como se observa en la práctica.

Sin embargo, a diferencia del nitrógeno, el átomo de fósforo también tiene D-subnivel con 5 orbitales vacíos.

En este sentido, es capaz de pasar a un estado excitado vaporizando electrones 3 s-orbitales:

Por tanto, es posible la valencia V inaccesible al nitrógeno para el átomo de fósforo. Por ejemplo, un átomo de fósforo tiene una valencia de cinco en las moléculas de compuestos como ácido fosfórico, haluros de fósforo (V), óxido de fósforo (V), etc.

Valencia del átomo de oxígeno

La fórmula electrónica-gráfica para el nivel de energía externa del átomo de oxígeno es:

Vemos en el segundo nivel dos electrones desapareados y, por lo tanto, la valencia II es posible para el oxígeno. Cabe señalar que esta valencia del átomo de oxígeno se observa en casi todos los compuestos. Arriba, al considerar las capacidades de valencia del átomo de carbono, discutimos la formación de una molécula de monóxido de carbono. El enlace en la molécula de CO es triple, por lo tanto, el oxígeno es trivalente allí (el oxígeno es el donante de un par de electrones).

Debido al hecho de que el átomo de oxígeno no tiene nivel externo D-subnivel, vaporización de electrones s y pag- orbitales es imposible, por lo que las capacidades de valencia del átomo de oxígeno son limitadas en comparación con otros elementos de su subgrupo, por ejemplo, el azufre.

Capacidades de valencia del átomo de azufre

El nivel de energía externa de un átomo de azufre en un estado no excitado:

El átomo de azufre, como el átomo de oxígeno, tiene dos electrones desapareados en su estado normal, por lo que podemos concluir que una valencia de dos es posible para el azufre. De hecho, el azufre tiene valencia II, por ejemplo, en la molécula de sulfuro de hidrógeno H 2 S.

Como podemos ver, el átomo de azufre en el nivel externo aparece D-subnivel con orbitales vacíos. Por esta razón, el átomo de azufre es capaz de expandir sus capacidades de valencia, a diferencia del oxígeno, debido a la transición a estados excitados. Entonces, al vaporizar el par de electrones solitarios 3 pag-subnivel átomo de azufre adquiere una configuración electrónica del nivel externo de la siguiente forma:

En este estado, el átomo de azufre tiene 4 electrones desapareados, lo que nos indica la posibilidad de manifestación de la valencia de los átomos de azufre igual a IV. De hecho, el azufre tiene valencia IV en las moléculas SO 2, SF 4, SOCl 2, etc.

Cuando el segundo par de electrones solitarios, ubicado en 3 s- subnivel, el nivel de energía externa adquiere la configuración:

En este estado, la manifestación de valencia VI se vuelve posible. Ejemplos de compuestos con azufre VI-valente son SO 3, H 2 SO 4, SO 2 Cl 2, etc.

De manera similar, puede considerar las capacidades de valencia de otros elementos químicos.