De mate van oxidatie is een voorwaardelijke waarde die wordt gebruikt om redoxreacties vast te leggen. Om de mate van oxidatie te bepalen, wordt een tabel met oxidatie van chemische elementen gebruikt.

Betekenis

De oxidatietoestand van chemische basiselementen is gebaseerd op hun elektronegativiteit. De waarde is gelijk aan het aantal elektronen dat in de verbindingen is verplaatst.

De oxidatietoestand wordt als positief beschouwd als de elektronen van het atoom worden verplaatst, d.w.z. het element doneert elektronen in de verbinding en is een reductiemiddel. Deze elementen omvatten metalen, hun oxidatietoestand is altijd positief.

Wanneer een elektron naar een atoom wordt verplaatst, wordt de waarde als negatief beschouwd en wordt het element als een oxidatiemiddel beschouwd. Het atoom accepteert elektronen tot de voltooiing van het buitenste energieniveau. De meeste niet-metalen zijn oxidatiemiddelen.

Eenvoudige stoffen die niet reageren, hebben altijd een oxidatietoestand van nul.

Rijst. 1. Tabel met oxidatietoestanden.

In de verbinding heeft een niet-metaalatoom met een lagere elektronegativiteit een positieve oxidatietoestand.

Definitie

Je kunt de maximale en minimale oxidatietoestand (hoeveel elektronen een atoom kan geven en nemen) bepalen met behulp van het periodiek systeem van Mendelejev.

Het maximale vermogen is gelijk aan het aantal van de groep waarin het element zich bevindt, of het aantal valentie-elektronen. De minimumwaarde wordt bepaald door de formule:

Nr. (groepen) - 8.

Rijst. 2. Periodiek systeem.

Koolstof zit in de vierde groep, daarom is de hoogste oxidatietoestand +4 en de laagste is -4. De maximale oxidatietoestand van zwavel is +6, het minimum is -2. De meeste niet-metalen hebben altijd een variabele - positieve en negatieve - oxidatietoestand. De uitzondering is fluor. De oxidatietoestand is altijd -1.

Er moet aan worden herinnerd dat deze regel niet van toepassing is op alkali- en aardalkalimetalen van respectievelijk groep I en II. Deze metalen hebben een constante positieve oxidatietoestand - lithium Li +1, natrium Na +1, kalium K +1, beryllium Be +2, magnesium Mg +2, calcium Ca +2, strontium Sr +2, barium Ba +2. Andere metalen kunnen verschillende oxidatietoestanden vertonen. De uitzondering is aluminium. Ondanks dat het in groep III zit, is de oxidatietoestand altijd +3.

Rijst. 3. Alkali- en aardalkalimetalen.

Van groep VIII kunnen alleen ruthenium en osmium de hoogste oxidatietoestand +8 vertonen. Goud en koper, die in groep I zitten, vertonen oxidatietoestanden van respectievelijk +3 en +2.

Opnemen

Om de oxidatietoestand correct te registreren, moet u een paar regels onthouden:

  • inerte gassen reageren niet, dus hun oxidatietoestand is altijd nul;
  • in verbindingen hangt de variabele oxidatietoestand af van de variabele valentie en interactie met andere elementen;
  • waterstof in verbindingen met metalen vertoont een negatieve oxidatietoestand - Ca +2 H 2 −1, Na +1 H −1;
  • zuurstof heeft altijd een oxidatietoestand van -2, behalve zuurstoffluoride en peroxide - O +2 F 2 -1, H 2 +1 O 2 -1.

Wat hebben we geleerd?

De oxidatietoestand is een voorwaardelijke waarde die aangeeft hoeveel elektronen een atoom van een element in een verbinding heeft ontvangen of weggegeven. De waarde hangt af van het aantal valentie-elektronen. Metalen in verbindingen hebben altijd een positieve oxidatietoestand, d.w.z. restaurateurs zijn. Voor alkali- en aardalkalimetalen is de oxidatietoestand altijd hetzelfde. Niet-metalen, behalve fluor, kunnen positieve en negatieve oxidatietoestanden aannemen.

Bij het definiëren van dit begrip wordt voorwaardelijk aangenomen dat de bindende (valentie)elektronen overgaan op meer elektronegatieve atomen (zie Elektronegativiteit), en dat de verbindingen dus als het ware bestaan ​​uit positief en negatief geladen ionen. De oxidatietoestand kan nul, negatieve en positieve waarden hebben, die meestal boven het elementsymbool bovenaan worden geplaatst.

De nulwaarde van de oxidatietoestand wordt toegekend aan de atomen van de elementen in de vrije toestand, bijvoorbeeld: Cu, H 2 , N 2 , P 4 , S 6 . Negatieve betekenis oxidatietoestanden zijn die atomen waarnaar de bindende elektronenwolk (elektronenpaar) wordt verplaatst. Voor fluor in al zijn verbindingen is dit -1. Atomen die valentie-elektronen doneren aan andere atomen hebben een positieve oxidatietoestand. Voor alkali- en aardalkalimetalen is dit bijvoorbeeld respectievelijk +1 en +2. In eenvoudige ionen zoals Cl − , S 2− , K + , Cu 2+ , Al 3+ is het gelijk aan de lading van het ion. In de meeste verbindingen is de oxidatietoestand van waterstofatomen +1, maar in metaalhydriden (hun verbindingen met waterstof) - NaH, CaH 2 en andere - is het -1. Voor zuurstof is de oxidatietoestand -2, maar bijvoorbeeld in combinatie met fluor OF 2 zal deze +2 zijn en in peroxideverbindingen (BaO 2, enz.) -1. In sommige gevallen kan deze waarde ook worden uitgedrukt als een fractioneel getal: voor ijzer in ijzeroxide (II, III) Fe 3 O 4 is het gelijk aan +8/3.

De algebraïsche som van de oxidatietoestanden van atomen in een verbinding is nul en in een complex ion is dit de lading van het ion. Met behulp van deze regel berekenen we bijvoorbeeld de oxidatietoestand van fosfor in fosforzuur H 3 PO 4 . Door het aan te duiden met x en de oxidatietoestand voor waterstof (+1) en zuurstof (−2) te vermenigvuldigen met het aantal van hun atomen in de verbinding, krijgen we de vergelijking: (+1) 3+x+(−2) 4=0 , vanwaar x=+5 . Op dezelfde manier berekenen we de oxidatietoestand van chroom in het Cr 2 O 7 2−-ion: 2x+(−2) 7=−2; x=+6. In de verbindingen MnO, Mn 2 O 3, MnO 2, Mn 3 O 4, K 2 MnO 4, KMnO 4 zal de oxidatietoestand van mangaan +2, +3, +4, +8/3, +6 zijn, +7, respectievelijk.

De hoogste oxidatietoestand is de hoogste positieve waarde. Voor de meeste elementen is het gelijk aan het groepsnummer in het periodiek systeem en is het een belangrijk kwantitatief kenmerk van het element in zijn verbindingen. Laagste waarde de oxidatietoestand van een element dat in zijn verbindingen voorkomt, wordt gewoonlijk de laagste oxidatietoestand genoemd; alle anderen zijn intermediair. Dus voor zwavel is de hoogste oxidatietoestand +6, de laagste is -2 en het tussenproduct is +4.

De verandering in de oxidatietoestanden van elementen door groepen van het periodiek systeem weerspiegelt de frequentie van verandering in hun chemische eigenschappen met toenemend serienummer.

Het concept van de oxidatietoestand van elementen wordt gebruikt bij de classificatie van stoffen, het beschrijven van hun eigenschappen, het formuleren van verbindingen en hun internationale namen. Maar het wordt vooral veel gebruikt bij de studie van redoxreacties. Het begrip "oxidatietoestand" wordt vaak gebruikt in anorganische scheikunde in plaats van het begrip "valentie" (vgl.

De taak om de oxidatiegraad te bepalen kan zowel een eenvoudige formaliteit als een complexe puzzel zijn. Allereerst zal het afhangen van de formule van de chemische verbinding, evenals de beschikbaarheid van elementaire kennis in scheikunde en wiskunde.

Door de basisregels en het algoritme van sequentieel logische acties te kennen, die in dit artikel zullen worden besproken, kan iedereen bij het oplossen van dit soort problemen deze taak gemakkelijk aan. En nadat je hebt getraind en geleerd om de oxidatiegraad van verschillende chemische verbindingen te bepalen, kun je veilig de egalisatie van complexe redoxreacties op zich nemen door de methode van het samenstellen van een elektronische balans.

Het concept van oxidatietoestand:

Om te leren hoe je de mate van oxidatie kunt bepalen, moet je eerst uitzoeken wat dit concept betekent?

  • De oxidatietoestand wordt gebruikt bij het opnemen in redoxreacties, wanneer elektronen van atoom naar atoom worden overgedragen.
  • De oxidatietoestand bepaalt het aantal overgedragen elektronen, wat de voorwaardelijke lading van het atoom aangeeft.
  • De oxidatietoestand en valentie zijn vaak identiek.

Deze aanduiding is hierboven geschreven: chemish element, in de rechterhoek, en is een geheel getal met een "+" of "-" teken. De nulwaarde van de oxidatiegraad draagt ​​geen teken.

Regels voor het bepalen van de oxidatiegraad

Overweeg de belangrijkste kanonnen voor het bepalen van de mate van oxidatie:

  • Eenvoudige elementaire stoffen, dat wil zeggen stoffen die uit één soort atomen bestaan, zullen altijd een oxidatietoestand van nul hebben. Bijvoorbeeld Na0, H02, P04
  • Er zijn een aantal atomen die altijd één, constante, oxidatietoestand hebben. Het is beter om de waarden in de tabel te onthouden.
  • Zoals u kunt zien, is de enige uitzondering waterstof in combinatie met metalen, waar het een oxidatietoestand "-1" krijgt die er niet kenmerkend voor is.
  • Zuurstof neemt ook de oxidatietoestand "+2" aan in chemische verbinding met fluor en "-1" in de samenstellingen van peroxiden, superoxiden of ozoniden, waarbij zuurstofatomen met elkaar verbonden zijn.


  • Metaalionen hebben verschillende waarden van de oxidatiegraad (en alleen positieve), dus het wordt bepaald door naburige elementen in de verbinding. In FeCl3 heeft chloor bijvoorbeeld een oxidatietoestand van "-1", het heeft 3 atomen, dus we vermenigvuldigen -1 met 3, we krijgen "-3". Om ervoor te zorgen dat de som van de oxidatietoestanden van de verbinding "0" is, moet ijzer een oxidatietoestand van "+3" hebben. In de formule FeCl2 zal ijzer respectievelijk zijn graad veranderen in "+2".
  • Door de oxidatietoestanden van alle atomen in de formule wiskundig op te tellen (rekening houdend met de tekens), moet altijd een nulwaarde worden verkregen. Bijvoorbeeld in zoutzuur H + 1Cl-1 (+1 en -1 = 0), en in zwavelzuur H2 + 1S + 4O3-2 (+1 * 2 = +2 voor waterstof, +4 voor zwavel en -2 * 3 = -6 voor zuurstof; +6 en -6 optellen tot 0).
  • De oxidatietoestand van een monoatomisch ion zal gelijk zijn aan zijn lading. Bijvoorbeeld: Na+, Ca+2.
  • De hoogste mate van oxidatie komt in de regel overeen met het groepsnummer in het periodieke systeem van D.I. Mendelejev.


Algoritme van acties voor het bepalen van de mate van oxidatie

De volgorde van het vinden van de mate van oxidatie is niet ingewikkeld, maar vereist aandacht en bepaalde acties.

Taak: Schik de oxidatietoestanden in de verbinding KMnO4

  • Het eerste element, kalium, heeft een constante oxidatietoestand van "+1".
    Om dit te controleren, kunt u kijken op periodiek systeem, waar kalium in groep 1 van elementen zit.
  • Van de overige twee elementen heeft zuurstof de neiging een oxidatietoestand van "-2" aan te nemen.
  • We krijgen de volgende formule:: K+1MnxO4-2. Het blijft om de oxidatietoestand van mangaan te bepalen.
    Dus x is de voor ons onbekende oxidatietoestand van mangaan. Nu is het belangrijk om te letten op het aantal atomen in de verbinding.
    Het aantal kaliumatomen is 1, mangaan - 1, zuurstof - 4.
    Rekening houdend met de elektrische neutraliteit van het molecuul, wanneer de totale (totale) lading nul is,

1*(+1) + 1*(x) + 4(-2) = 0,
+1+1x+(-8) = 0,
-7+1x = 0,
(verander het bord bij het overzetten)
1x = +7, x = +7

De oxidatietoestand van mangaan in de verbinding is dus "+7".

Taak: rangschik de oxidatietoestanden in de verbinding Fe2O3.

  • Zuurstof heeft, zoals u weet, een oxidatietoestand van "-2" en werkt als een oxidatiemiddel. Rekening houdend met het aantal atomen (3), is de totale waarde van zuurstof “-6” (-2*3= -6), d.w.z. vermenigvuldig de oxidatietoestand met het aantal atomen.
  • Om de formule in evenwicht te brengen en op nul te brengen, hebben 2 ijzeratomen een oxidatietoestand van "+3" (2*+3=+6).
  • In totaal krijgen we nul (-6 en +6 = 0).

Taak: rangschik de oxidatietoestanden in de Al(NO3)3-verbinding.

  • Het aluminiumatoom is één en heeft een constante oxidatietoestand van "+3".
  • Er zijn 9 (3 * 3) zuurstofatomen in het molecuul, de oxidatietoestand van zuurstof is, zoals u weet, "-2", wat betekent dat door deze waarden te vermenigvuldigen, we "-18" krijgen.
  • Het blijft om de negatieve en . gelijk te maken positieve waarden, waardoor de mate van oxidatie van stikstof wordt bepaald. -18 en +3, + 15 ontbreekt. En aangezien er 3 stikstofatomen zijn, is het gemakkelijk om de oxidatietoestand te bepalen: deel 15 door 3 en krijg 5.
  • De oxidatietoestand van stikstof is "+5", en de formule ziet er als volgt uit: Al + 3 (N + 5O-23) 3
  • Als het moeilijk is om op deze manier de gewenste waarde te bepalen, kun je vergelijkingen opstellen en oplossen:

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


De mate van oxidatie is dus een nogal belangrijk concept in de chemie, dat de toestand van atomen in een molecuul symboliseert.
Zonder kennis van bepaalde voorzieningen of basen waarmee u de oxidatiegraad correct kunt bepalen, is het onmogelijk om deze taak aan te pakken. Daarom is er maar één conclusie: om jezelf grondig vertrouwd te maken en de regels te bestuderen voor het vinden van de mate van oxidatie, duidelijk en beknopt gepresenteerd in het artikel, en moedig verder te gaan op het moeilijke pad van chemische wijsheid.

Op school is scheikunde nog steeds een van de moeilijkste vakken, die, vanwege het feit dat het veel moeilijkheden verbergt, bij studenten (meestal in de periode van 8 tot 9 klassen) meer haat en onverschilligheid om te studeren dan interesse veroorzaakt. Dit alles vermindert de kwaliteit en kwantiteit van kennis over het onderwerp, hoewel op veel gebieden nog specialisten op dit gebied nodig zijn. Ja, soms zijn er nog moeilijkere momenten en onbegrijpelijke regels in de scheikunde dan het lijkt. Een van de vragen die de meeste studenten bezighouden, is wat de oxidatietoestand is en hoe de oxidatietoestanden van elementen kunnen worden bepaald.

Een belangrijke regel is de plaatsingsregel, algoritmen

Er wordt hier veel gesproken over verbindingen zoals oxiden. Om te beginnen moet elke student leren bepaling van oxiden- dit is complexe verbindingen van twee elementen, ze bevatten zuurstof. Oxiden worden geclassificeerd als binaire verbindingen omdat zuurstof op de tweede plaats komt in het algoritme. Bij het bepalen van de indicator is het belangrijk om de plaatsingsregels te kennen en het algoritme te berekenen.

Algoritmen voor zuuroxiden

Oxidatie staten - dit zijn numerieke uitdrukkingen van de valentie van de elementen. Bijvoorbeeld, zuuroxiden gevormd volgens een bepaald algoritme: eerst komen niet-metalen of metalen (hun valentie is meestal van 4 tot 7), en dan komt zuurstof, zoals het hoort, als tweede in volgorde, de valentie is twee. Het wordt gemakkelijk bepaald - volgens het periodiek systeem van chemische elementen van Mendelejev. Het is ook belangrijk om te weten dat de oxidatietoestand van elementen een indicator is die suggereert: ofwel positief of negatief getal.

Aan het begin van het algoritme is in de regel een niet-metaal en zijn oxidatietoestand positief. Niet-metaalzuurstof in oxideverbindingen heeft een stabiele waarde, namelijk -2. Om de juistheid van de rangschikking van alle waarden te bepalen, moet u alle beschikbare getallen vermenigvuldigen met de indices van één specifiek element, als het product, rekening houdend met alle minnen en plussen, 0 is, dan is de rangschikking betrouwbaar.

Opstelling in zuren die zuurstof bevatten

Zuren zijn complexe stoffen, ze zijn geassocieerd met een zuur residu en bevatten een of meer waterstofatomen. Hier, om de graad te berekenen, zijn vaardigheden in wiskunde vereist, aangezien de indicatoren die nodig zijn voor de berekening digitaal zijn. Voor waterstof of een proton is het altijd hetzelfde - +1. Het negatieve zuurstofion heeft een negatieve oxidatietoestand van -2.

Na het uitvoeren van al deze acties, kunt u de oxidatiegraad en het centrale element van de formule bepalen. De uitdrukking voor de berekening ervan is een formule in de vorm van een vergelijking. Voor zwavelzuur is de vergelijking bijvoorbeeld met één onbekende.

Basistermen in OVR

ORR is een reductie-oxidatiereactie.

  • De oxidatietoestand van elk atoom - kenmerkt het vermogen van dit atoom om elektronen te hechten of te geven aan andere ionen (of atomen);
  • Het is gebruikelijk om ofwel geladen atomen ofwel ongeladen ionen als oxidatiemiddelen te beschouwen;
  • Het reductiemiddel zijn in dit geval geladen ionen of, integendeel, ongeladen atomen die hun elektronen verliezen tijdens het proces van chemische interactie;
  • Oxidatie is de donatie van elektronen.

Hoe de oxidatietoestand in zouten te regelen?

Zouten zijn samengesteld uit één metaal en één of meer zuurresten. De bepalingsprocedure is dezelfde als bij zuurhoudende zuren.

Het metaal dat direct een zout vormt, bevindt zich in de hoofdsubgroep, de graad zal gelijk zijn aan het aantal van zijn groep, dat wil zeggen, het zal altijd een stabiele, positieve indicator blijven.

Beschouw als voorbeeld de rangschikking van oxidatietoestanden in natriumnitraat. Zout wordt gevormd met behulp van een element van de hoofdsubgroep van groep 1, respectievelijk, de oxidatietoestand zal positief zijn en gelijk aan één. In nitraten heeft zuurstof dezelfde waarde - -2. Om een ​​numerieke waarde te krijgen, wordt eerst een vergelijking opgesteld met één onbekende, rekening houdend met alle min- en plussen van de waarden: +1+X-6=0. Door de vergelijking op te lossen, kunt u tot het feit komen dat de numerieke indicator positief is en gelijk is aan + 5. Dit is de indicator van stikstof. Een belangrijke sleutel om de oxidatiegraad te berekenen - tabel.

Regeling in basische oxiden

  • Oxiden van typische metalen in alle verbindingen hebben een stabiele oxidatie-index, deze is altijd niet meer dan +1, of in andere gevallen +2;
  • De digitale indicator van het metaal wordt berekend met behulp van het periodiek systeem. Als het element zich in de hoofdsubgroep van groep 1 bevindt, is de waarde +1;
  • De waarde van oxiden, rekening houdend met hun indices, na vermenigvuldiging, moet gelijk zijn aan nul, omdat het molecuul daarin is neutraal, een deeltje zonder lading;
  • Metalen van de hoofdsubgroep van groep 2 hebben ook een stabiele positieve indicator, namelijk +2.

Elektronegativiteit verandert, net als andere eigenschappen van atomen van chemische elementen, periodiek met een toename van het rangnummer van het element:

De bovenstaande grafiek toont de periodiciteit van de verandering in de elektronegativiteit van de elementen van de hoofdsubgroepen, afhankelijk van het rangtelwoord van het element.

Bij het naar beneden gaan in de subgroep van het periodiek systeem, neemt de elektronegativiteit van chemische elementen af, bij het naar rechts bewegen langs de periode neemt het toe.

Elektronegativiteit weerspiegelt de niet-metalliciteit van elementen: hoe hoger de waarde van elektronegativiteit, hoe meer niet-metallische eigenschappen van het element worden uitgedrukt.

Oxidatie toestand

Hoe bereken je de oxidatietoestand van een element in een verbinding?

1) De mate van oxidatie van chemische elementen in eenvoudige stoffen is altijd nul.

2) Er zijn elementen die een constante oxidatietoestand vertonen in complexe stoffen:

3) Er zijn chemische elementen die een constante oxidatietoestand vertonen in de overgrote meerderheid van verbindingen. Deze elementen omvatten:

Element

De oxidatietoestand in bijna alle verbindingen

Uitzonderingen
waterstof H +1 Alkali- en aardalkalimetaalhydriden, bijvoorbeeld:
zuurstof O -2 Waterstof en metaalperoxiden:

Zuurstoffluoride -

4) De algebraïsche som van de oxidatietoestanden van alle atomen in een molecuul is altijd nul. De algebraïsche som van de oxidatietoestanden van alle atomen in een ion is gelijk aan de lading van het ion.

5) De hoogste (maximale) oxidatietoestand is gelijk aan het groepsnummer. Uitzonderingen die niet onder deze regel vallen, zijn elementen van de secundaire subgroep van groep I, elementen van de secundaire subgroep van groep VIII, evenals zuurstof en fluor.

Chemische elementen waarvan het groepsnummer niet overeenkomt met hun hoogste oxidatietoestand (verplicht te onthouden)

6) De laagste oxidatietoestand van metalen is altijd nul en de laagste oxidatietoestand van niet-metalen wordt berekend met de formule:

laagste oxidatietoestand van een niet-metaal = groepsnummer - 8

Op basis van de hierboven gepresenteerde regels is het mogelijk om de mate van oxidatie van een chemisch element in elke stof vast te stellen.

De oxidatietoestanden van elementen in verschillende verbindingen vinden

voorbeeld 1

Bepaal de oxidatietoestanden van alle elementen in zwavelzuur.

Oplossing:

Laten we de formule voor zwavelzuur schrijven:

De oxidatietoestand van waterstof in alle complexe stoffen is +1 (behalve voor metaalhydriden).

De oxidatietoestand van zuurstof in alle complexe stoffen is -2 (behalve voor peroxiden en zuurstoffluoride OF 2). Laten we de bekende oxidatietoestanden ordenen:

Laten we de oxidatietoestand van zwavel aanduiden als x:

Het zwavelzuurmolecuul is, net als het molecuul van elke stof, over het algemeen elektrisch neutraal, omdat. de som van de oxidatietoestanden van alle atomen in een molecuul is nul. Schematisch kan dit als volgt worden weergegeven:

Die. we hebben de volgende vergelijking:

Laten we het oplossen:

De oxidatietoestand van zwavel in zwavelzuur is dus +6.

Voorbeeld 2

Bepaal de oxidatietoestand van alle elementen in ammoniumdichromaat.

Oplossing:

Laten we de formule van ammoniumdichromaat schrijven:

Net als in het vorige geval kunnen we de oxidatietoestanden van waterstof en zuurstof ordenen:

We zien echter dat de oxidatietoestanden van twee chemische elementen tegelijk, stikstof en chroom, onbekend zijn. Daarom kunnen we de oxidatietoestanden niet op dezelfde manier vinden als in het vorige voorbeeld (één vergelijking met twee variabelen heeft geen unieke oplossing).

Laten we er op letten dat de aangegeven stof tot de klasse van zouten behoort en dienovereenkomstig een ionische structuur heeft. Dan kunnen we met recht zeggen dat de samenstelling van ammoniumdichromaat NH4+-kationen bevat (de lading van dit kation is te zien in de oplosbaarheidstabel). Omdat er dus twee positief enkelvoudig geladen NH4+-kationen zijn in de formule-eenheid van ammoniumdichromaat, is de lading van het dichromaat-ion -2, aangezien de stof als geheel elektrisch neutraal is. Die. de stof wordt gevormd door NH 4 + kationen en Cr 2 O 7 2- anionen.

We kennen de oxidatietoestanden van waterstof en zuurstof. Wetende dat de som van de oxidatietoestanden van de atomen van alle elementen in het ion gelijk is aan de lading, en de oxidatietoestanden van stikstof en chroom aanduidend als x en ja dienovereenkomstig kunnen we schrijven:

Die. we krijgen twee onafhankelijke vergelijkingen:

Als we die oplossen, vinden we: x en ja:

Dus in ammoniumdichromaat zijn de oxidatietoestanden van stikstof -3, waterstof +1, chroom +6 en zuurstof -2.

Hoe de oxidatietoestanden van elementen in te bepalen organisch materiaal kan worden gelezen.

Valentie

De valentie van atomen wordt aangegeven met Romeinse cijfers: I, II, III, etc.

De valentiemogelijkheden van een atoom zijn afhankelijk van de hoeveelheid:

1) ongepaarde elektronen

2) ongedeelde elektronenparen in de orbitalen van valentieniveaus

3) lege elektronenorbitalen van het valentieniveau

Valentiemogelijkheden van het waterstofatoom

Laten we de elektronische grafische formule van het waterstofatoom weergeven:

Er werd gezegd dat drie factoren de valentiemogelijkheden kunnen beïnvloeden - de aanwezigheid van ongepaarde elektronen, de aanwezigheid van ongedeelde elektronenparen op het buitenste niveau en de aanwezigheid van lege (lege) orbitalen extern niveau. We zien één ongepaard elektron in het buitenste (en enige) energieniveau. Op basis hiervan kan waterstof exact een valentie hebben gelijk aan I. Op het eerste energieniveau is er echter maar één subniveau - s, die. het waterstofatoom op het buitenste niveau heeft geen ongedeelde elektronenparen of lege orbitalen.

Dus de enige valentie die een waterstofatoom kan vertonen, is I.

Valentiemogelijkheden van een koolstofatoom

Beschouwen elektronische structuur: koolstof atoom. In de grondtoestand is de elektronische configuratie van het buitenste niveau als volgt:

Die. In de grondtoestand bevat het buitenste energieniveau van een niet-aangeslagen koolstofatoom 2 ongepaarde elektronen. In deze toestand kan het een valentie vertonen gelijk aan II. Het koolstofatoom gaat echter heel gemakkelijk in een aangeslagen toestand wanneer er energie aan wordt gegeven, en de elektronische configuratie van de buitenste laag neemt in dit geval de vorm aan:

Hoewel een bepaalde hoeveelheid energie wordt besteed aan het proces van excitatie van het koolstofatoom, wordt dit meer dan gecompenseerd door de vorming van vier covalente bindingen. Om deze reden is valentie IV veel kenmerkender voor het koolstofatoom. Zo heeft koolstof bijvoorbeeld valentie IV in de moleculen van kooldioxide, koolzuur en absoluut alle organische stoffen.

Naast ongepaarde elektronen en eenzame elektronenparen, beïnvloedt ook de aanwezigheid van lege () orbitalen van het valentieniveau de valentiemogelijkheden. De aanwezigheid van dergelijke orbitalen in het gevulde niveau leidt ertoe dat het atoom kan werken als een elektronenpaaracceptor, d.w.z. vormen extra covalente bindingen door het donor-acceptormechanisme. Dus, tegen de verwachting in, is de binding in het koolmonoxidemolecuul CO bijvoorbeeld niet dubbel, maar drievoudig, wat duidelijk te zien is in de volgende afbeelding:

Valentiemogelijkheden van het stikstofatoom

Laten we de elektronen-grafische formule van het externe energieniveau van het stikstofatoom opschrijven:

Zoals te zien is in de bovenstaande afbeelding, heeft het stikstofatoom in zijn normale toestand 3 ongepaarde elektronen, en daarom is het logisch om aan te nemen dat het een valentie gelijk aan III kan vertonen. Inderdaad, een valentie gelijk aan drie wordt waargenomen in de moleculen van ammoniak (NH 3), salpeterigzuur (HNO 2), stikstoftrichloride (NCl 3), enz.

Hierboven werd gezegd dat de valentie van een atoom van een chemisch element niet alleen afhangt van het aantal ongepaarde elektronen, maar ook van de aanwezigheid van ongedeelde elektronenparen. Dit komt doordat de covalente chemische binding kan niet alleen worden gevormd wanneer twee atomen elkaar elk één elektron geven, maar ook wanneer één atoom dat een ongedeeld elektronenpaar heeft - een donor () het aan een ander atoom geeft met een lege () orbitaal van het valentieniveau (acceptor ). Die. voor het stikstofatoom is valentie IV ook mogelijk door een extra covalente binding gevormd door het donor-acceptormechanisme. Zo worden bijvoorbeeld vier covalente bindingen waargenomen, waarvan er één wordt gevormd door het donor-acceptormechanisme, tijdens de vorming van het ammoniumkation:

Ondanks het feit dat een van de covalente bindingen wordt gevormd door het donor-acceptormechanisme, zijn alle NH-bindingen in het ammoniumkation zijn absoluut identiek en verschillen niet van elkaar.

Een valentie gelijk aan V kan het stikstofatoom niet aantonen. Dit komt door het feit dat de overgang naar een aangeslagen toestand onmogelijk is voor het stikstofatoom, waarin de paring van twee elektronen plaatsvindt met de overgang van een van hen naar een vrije orbitaal, wat het energieniveau het dichtst in de buurt heeft. Het stikstofatoom heeft geen d-subniveau, en de overgang naar de 3s-orbitaal is energetisch zo duur dat de energiekosten niet gedekt worden door de vorming van nieuwe bindingen. Velen zullen zich afvragen, wat is dan de valentie van stikstof, bijvoorbeeld in de moleculen van salpeterzuur HNO 3 of stikstofmonoxide N 2 O 5? Vreemd genoeg is de valentie daar ook IV, zoals blijkt uit de volgende structuurformules:

De stippellijn in de afbeelding toont de zogenaamde gedelokaliseerd π -verbinding. Om deze reden kunnen GEEN terminale obligaties "anderhalf" worden genoemd. Soortgelijke anderhalve bindingen worden ook gevonden in het ozonmolecuul O 3 , benzeen C 6 H 6 , enz.

Valentiemogelijkheden van fosfor

Laten we de elektronen-grafische formule van het externe energieniveau van het fosforatoom weergeven:

Zoals we kunnen zien, is de structuur van de buitenste laag van het fosforatoom in de grondtoestand en het stikstofatoom hetzelfde, en daarom is het logisch om voor het fosforatoom, evenals voor het stikstofatoom, mogelijke valenties gelijk te verwachten tot I, II, III en IV, hetgeen in de praktijk wordt nageleefd.

In tegenstelling tot stikstof heeft het fosforatoom echter ook: d-subniveau met 5 lege orbitalen.

In dit opzicht is het in staat om in een aangeslagen toestand over te gaan, waarbij elektronen stomen 3 s-orbitalen:

Zo is de valentie V voor het fosforatoom, dat ontoegankelijk is voor stikstof, mogelijk. Een fosforatoom heeft bijvoorbeeld een valentie van vijf in de moleculen van verbindingen zoals fosforzuur, fosfor (V) haliden, fosfor (V) oxide, enz.

Valentiemogelijkheden van het zuurstofatoom

De elektron-grafische formule van het externe energieniveau van het zuurstofatoom heeft de vorm:

We zien twee ongepaarde elektronen op het 2e niveau, en daarom is valentie II mogelijk voor zuurstof. Opgemerkt moet worden dat deze valentie van het zuurstofatoom in bijna alle verbindingen wordt waargenomen. Hierboven hebben we, toen we de valentiemogelijkheden van het koolstofatoom beschouwden, de vorming van het koolmonoxidemolecuul besproken. De binding in het CO-molecuul is drievoudig, daarom is zuurstof daar driewaardig (zuurstof is een elektronenpaardonor).

Vanwege het feit dat het zuurstofatoom geen extern niveau heeft d-subniveaus, depairing van elektronen s en p- orbitalen is onmogelijk, daarom zijn de valentiemogelijkheden van het zuurstofatoom beperkt in vergelijking met andere elementen van zijn subgroep, bijvoorbeeld zwavel.

Valentiemogelijkheden van het zwavelatoom

Extern energie level zwavelatoom in de niet-aangeslagen toestand:

Het zwavelatoom heeft, net als het zuurstofatoom, twee ongepaarde elektronen in zijn normale toestand, dus we kunnen concluderen dat een valentie van twee mogelijk is voor zwavel. Inderdaad, zwavel heeft valentie II, bijvoorbeeld in het waterstofsulfidemolecuul H2S.

Zoals we kunnen zien, heeft het zwavelatoom op het buitenste niveau: d subniveau met lege orbitalen. Om deze reden is het zwavelatoom in staat om zijn valentiemogelijkheden uit te breiden, in tegenstelling tot zuurstof, vanwege de overgang naar aangeslagen toestanden. Dus, bij het ontkoppelen van een eenzaam elektronenpaar 3 p-subniveau verwerft het zwavelatoom een ​​elektronische configuratie van het buitenste niveau van de volgende vorm:

In deze toestand heeft het zwavelatoom 4 ongepaarde elektronen, wat ons vertelt over de mogelijkheid dat zwavelatomen een valentie vertonen gelijk aan IV. Inderdaad, zwavel heeft valentie IV in de moleculen SO 2, SF 4, SOCl 2, enz.

Bij het ontkoppelen van het tweede eenzame elektronenpaar op 3 s- subniveau krijgt het externe energieniveau de volgende configuratie:

In een dergelijke toestand wordt de manifestatie van valentie VI al mogelijk. Een voorbeeld van verbindingen met VI-waardige zwavel zijn SO 3 , H 2 SO 4 , SO 2 Cl 2 etc.

Evenzo kunnen we de valentiemogelijkheden van andere chemische elementen beschouwen.