Видеоурок 2: Степень окисления химических элементов
Видеоурок 3: Валентность. Определение валентности
Лекция: Электроотрицательность. Степень окисления и валентность химических элементов
Электроотрицательность
Электроотрицательность – это способность атомов притягивать к себе электроны других атомов для соединения с ними.
Судить об электроотрицательности того или иного химического элемента легко по таблице. Вспомните, на одном из наших уроков было сказано о том, что она возрастает при движении слева направо по периодам в таблице Менделеева и с перемещением снизу вверх по группам.
К примеру, дано задание определить какой элемент из предложенного ряда наиболее электроотрицателен: C (углерод), N (азот), O (кислород), S (сера)? Смотрим по таблице и находим, что это О, потому что он правее и выше остальных.
Какие же факторы оказывают влияние на электроотрицательность? Это:
- Радиус атома, чем он меньше, тем электроотрицательность выше.
- Заполненность валентной оболочки электронами, чем их больше, тем выше электроотрицательность.
Из всех химических элементов фтор является наиболее электроотрицательным, потому как у него малый атомный радиус и на валентной оболочке 7 электронов.
К элементам, имеющим низкую электроотрицательность, относятся щелочные и щелочноземельные металлы. У них большие радиусы и очень мало электронов на внешней оболочке.
Значения электроотрицательности атома не могут быть постоянными, т.к. она зависит от многих факторов в числе которых перечисленные выше, а также степень окисления, которая может быть различной у одного и того же элемента. Поэтому принято говорить об относительности значений электроотрицательности. Вы можете пользоваться следующими шкалами:
Значения электроотрицательности вам понадобятся при записи формул бинарных соединений, состоящих из двух элементов. К примеру, формула оксида меди Cu 2 O - первым элементом следует записывать тот, чья электроотрицательность ниже.
В момент образования химической связи если разница электроотрицательности между элементами больше 2,0 образуется ковалентная полярная связь, если меньше, ионная.
Степень окисления
Степень окисления (СО) – это условный или реальный заряд атома в соединении: условный – если связь ковалентная полярная, реальный – если связь ионная.
Атом приобретает положительный заряд при отдаче электронов, а отрицательный заряд – при принятии электронов.
Степени окисления записываются над символами со знаком «+»/«-» . Есть и промежуточные СО. Максимальная СО элемента положительная и равна № группы, а минимальная отрицательная для металлов равна нулю, для неметаллов = (№ группы – 8) . Элементы с максимальной СО только принимают электроны, а с минимальной, только отдают. Элементы же, имеющие промежуточные СО могут и отдавать и принимать электроны.
Рассмотрим некоторые правила, которыми стоит руководствоваться для определения СО:
СО всех простых веществ равна нулю.
Равна нулю и сумма всех СО атомов в молекуле, так как любая молекула электронейтральна.
В соединениях с ковалентной неполярной связью СО равна нулю (О 2 0), а с ионной связью равна зарядам ионов (Na + Cl - СО натрия +1, хлора -1). СО элементов соединений с ковалентной полярной связью рассматриваются как с ионной связью (H:Cl = H + Cl - , значит H +1 Cl -1).
Элементы в соединении, имеющие наибольшую электроотрицательность, имеют отрицательные степени окисления, если наименьшую положительные. Исходя из этого можно сделать вывод, что металлы имеют только «+» степень окисления.
Постоянные степени окисления :
Водород +1. Исключение: гидриды активных металлов NaH, CaH 2 и др., где степень окисления водорода равна –1.
Кислород –2. Исключение: F 2 -1 O +2 и пероксиды, которые содержат группу –О–О–, в которой степень окисления кислорода равна –1.
Щелочные металлы +1.
Все металлы второй группы +2. Исключение: Hg +1, +2.
Алюминий +3.
Когда образуется ионная связь, происходит определенный переход электрона, от менее электроотрицательного атома к атому большей электроотрицательности. Так же, в данном процессе, атомы всегда теряют электронейтральность и впоследствии превращаются в ионы. Так же образуются целочисленные заряды. При образовании ковалентной полярной связи, электрон переходит только частично, поэтому возникают частичные заряды.
ВалентностьВалентность – это способность атомов образовать n - число химических связей с атомами других элементов.
А еще валентность – это способность атома удержать другие атомы возле себя. Как вам известно из школьного курса химии, разные атомы связываются друг с другом электронами внешнего энергетического уровня. Неспаренный электрон ищет для себя пару у другого атома. Эти электроны внешнего уровня называются валентными. Значит валентность можно определить и как число электронных пар, связывающих атомы друг с другом. Посмотрите структурную формулу воды: Н – О – Н. Каждая черточка – это электронная пара, значит показывает валентность, т.е. кислород здесь имеет две черточки, значит он двухвалентен, от молекул водорода исходят по одной черточке, значит водород одновалентен. При записи валентность обозначается римскими цифрами: О (II), Н (I). Может указываться и над элементом.
Валентность бывает постоянной либо переменной. К примеру, у щелочей металлов она постоянна и равняется I. А вот хлор в различных соединениях проявляет валентности I, III, V, VII.
Как определить валентность элемента?
Вновь обратимся к Периодической таблице. Постоянная валентность у металлов главных подгрупп, так металлы первой группы имеют валентность I, второй II. А у металлов побочных подгрупп валентность переменная. Также она переменная и у неметаллов. Высшая валентность атома равна № группы, низшая равна = № группы - 8. Знакомая формулировка. Не означает ли это то, что валентность совпадает со степенью окисления. Помните, валентность может совпадать со степенью окисления, но данные показатели не тождественны друг другу. Валентность не может иметь знака =/-, а также не может быть нулевой.
Второй способ определения валентности по химической формуле, если известна постоянная валентность одного из элементов. Например, возьмем формулу оксида меди: CuО. Валентность кислорода II. Видим, что на один атом кислорода в данной формуле приходится один атом меди, значит и валентность меди равна II. А теперь возьмем формулу посложнее: Fe 2 O 3 . Валентность атома кислорода равна II. Таких атомов здесь три, умножаем 2*3 =6. Получили, что на два атома железа приходится 6 валентностей. Узнаем валентность одного атома железа: 6:2=3. Значит валентность железа равна III.
Кроме того, когда необходимо оценить "максимальную валентность", всегда следует исходить из электронной конфигурации, которая имеется в «возбужденном» состоянии.
| | |
Валентность и степень окисления – понятия, часто применяемые в неорганической химии. Во многих химических соединениях значение валентности и степень окисления элемента совпадают, именно по этой причине у школьников и студентов часто возникает путаница. У этих понятий действительно есть кое-что общее, но отличия более существенны. Чтобы понять, чем же отличаются эти два понятия, стоит узнать о них больше.
Сведения о степени окисления
Степень окисления – вспомогательная величина, приписываемая атому химического элемента или группе атомов, которая показывает, каким образом распределены общие пары электронов между взаимодействующими элементами.
Это вспомогательная величина, не имеющая физического смысла как такового. Ее суть достаточно просто объяснить с помощью примеров:
Молекула пищевой соли NaCl состоит из двух атомов – атома хлора и атома натрия. Связь между этими атомами ионная. У натрия на валентном уровне 1 электрон, значит у него с атомом хлора одна общая электронная пара. Из этих двух элементов хлор более электроотрицателен (обладает свойством смешать к себе электронные пары), то единственная общая пара электронов сместится к нему. В соединении элемент с более высокой электротрицательностью имеет отрицательную степень окисления, менее электроотрицательный, соответственно, положительную, а ее значение равно количеству общих пар электронов. Для рассматриваемой молекулы NaCl степени окисления натрия и хлора будут выглядеть так:
Хлор, со смещенной к нему электронной парой, теперь рассматривают как анион, то есть атом, присоединивший к себе дополнительный электрон, а натрий – как катион, то есть атом, отдавший электрон. Но при записи степени окисления на первом месте идет знак, а на втором числовое значение, а при записи ионного заряда – наоборот.
Степень окисления можно определить как число электронов, которых положительному иону не хватает до электронейтрального атома, или которые нужно забрать у отрицательного иона, чтобы окислить до атома. На данном примере очевидно, что положительному иону натрия за счет смещения электронной пары не хватает электрона, а у иона хлора один электрон лишний.
Степень окисления простого (чистого) вещества, не зависимо от его физических и химических свойств, равна нулю. Молекула О 2 , например, состоит из двух атомов кислорода. У них одинаковые значения электроотрицательности, потому общие электроны не смещаются ни к одному из них. Значит, электронная пара находится строго между атомами, потому степень окисления будет нулевой.
Для некоторых молекул бывает сложно определить, куда смещаются электроны, особенно если элементов в ней три или больше. Чтобы высчитать степени окисления в таких молекулах, нужно воспользоваться несколькими простыми правилами:
- Атом водорода почти всегда имеет постоянную степень окисления +1..
- Для кислорода этот показатель равен -2. Исключение из этого правила составляют только оксиды фтора
ОF 2 и О 2 F 2 ,
Так как фтор – элемент с наивысшей электроотрицательностью, потому он всегда смещает к себе взаимодействующие электроны. Согласно международным правилам, элемент с меньшим значением электроотрицаельности записывается первым, потому в этих оксидах кислород на первом месте.
- Если суммировать все степени окисления в молекуле, получится ноль.
- Для атомов металлов характерна положительная степень окисления.
При вычислении степеней окисления нужно помнить, что наибольшая степень окисления элемента равна номеру его группы, а минимальная — номер группы минус 8. Для хлора максимальное возможное значение степени окисления +7, потому что он в 7-ой группе, а минимальная 7-8=-1.
Общие сведения о валентности
Валентность – число ковалентных связей, которые может образовывать элемент в разных соединениях.
В отличии от степени окисления, понятие валентности есть реальный физический смысл.
Самый высокий показатель валентности равен номеру группы в таблице Менделеева. Сера S расположена в 6-ой группе, то есть ее максимальная валентность 6. Но она может быть также 2 (H 2 S) или 4 (SO 2).
Почти для всех элементов характерна переменная валентность. Однако есть атомы, для которых эта величина постоянная. К ним относятся щелочные металлы, серебро, водород (их валентность всегда равна 1), цинк (валентность всегда 2), лантан (валентность равна 3).
Что же общего у валентности и степени окисления
- Для обозначения и той, и другой величины используют положительные целые числа, которые пишутся над латинским обозначением элемента.
- Наивысшая валентность, как и наибольшая степень окисления, совпадает с номером группы элемента.
- Степень окисления какого-либо элемента в сложном соединении совпадает с числовым значением одного из показателей валентности. Например, хлор, находясь в 7-ой группе, может иметь валентность 1, 3, 4, 5, 6, или 7, значит возможные степени окисления ±1, +3,+4,+5,+6,+7.
Основные отличия между этими понятиями
- У понятия «валентность» есть физический смысл, а степень окисления – вспомогательный термин, не имеющий реального физического смысла.
- Степень окисления может быть нулевой, больше или меньше нуля. Валентность же строго больше нуля.
- Валентность отображает число ковалентных связей, а степень окисления – распределение электронов в соединении.
Электроотрицательность (ЭО) — это способность атомов притягивать электроны при связывании с другими атомами.
Электроотрицательность зависит от расстояния между ядром и валентными электронами, и от того, насколько валентная оболочка близка к завершенной. Чем меньше радиус атома и чем больше валентных электронов, тем выше его ЭО.
Фтор является самым электроотрицательным элементом. Во-первых, он имеет на валентной оболочке 7 электронов (до октета недостает всего 1-го электрона) и, во-вторых, эта валентная оболочка (…2s 2 2p 5) расположена близко к ядру.
Менее всего электроотрицательны атомы щелочных и щелочноземельных металлов. Они имеют большие радиусы и их внешние электронные оболочки далеки от завершения. Им гораздо проще отдать свои валентные электроны другому атому (тогда предвнешняя оболочка станет завершенной), чем «добирать» электроны.
Электроотрицательность можно выразить количественно и выстроить элементы в ряд по ее возрастанию. Наиболее часто используют шкалу электроотрицательностей, предложенную американским химиком Л. Полингом.
Разность электроотрицательностей элементов в соединении (ΔX
) позволит судить о типе химической связи. Если величина Δ X
= 0 – связь ковалентная неполярная
.
При разности электроотрицательностей до 2,0 связь называют ковалентной полярной , например: связь H-F в молекуле фтороводорода HF: Δ X = (3,98 — 2,20) = 1,78
Связи с разностью электроотрицательностей больше 2,0 считаются ионными . Например: связь Na-Cl в соединении NaCl: Δ X = (3,16 — 0,93) = 2,23.
Степень окисления
Степень окисления (СО) — это условный заряд атома в молекуле, вычисленный в предположении, что молекула состоит из ионов и в целом электронейтральна.
При образовании ионной связи происходит переход электрона от менее электроотрицательного атома к более электроотрицательному, атомы теряет свою электронейтральность, превращается в ионы. возникают целочисленные заряды. При образовании ковалентной полярной связи электрон переходит не полностью, а частично, поэтому возникают частичные заряды (на рисунке ниже HCl). Представим, что электрон перешел полностью от атома водорода к хлору, и на водороде возник целый положительный заряд +1, а на хлоре -1. такие условные заряды и называют степенью окисления.
На этом рисунке изображены степени окисления, характерные для первых 20 элементов.
Обратите внимание. Высшая СО как правило равна номеру группы в таблице Менделеева. У металлов главных подгрупп – одна характерная СО, у неметаллов, как правило, наблюдается разброс СО. Поэтому неметаллы образуют большое количество соединений и обладают более «разнообразными» свойствами, по сравнению с металлами.
Примеры определения степени окисления
Определим степени окисления хлора в соединениях:
Те правила, которые мы рассмотрели не всегда позволяют рассчитать СО всех элементов, как например в данной молекуле аминопропана.
Здесь удобно пользоваться следующим приемом:
1)Изображаем структурную формулу молекулы, черточка – это связь, пара электронов.
2) Черточку превращаем в стрелку, направленную к более ЭО атому. Эта стрелка символизирует переход электрона к атому. Если связаны два одинаковых атома, оставляем черту как есть – нет перехода электронов.
3) Считаем сколько электронов «пришло» и «ушло».
Например, посчитаем заряд первого атома углерода. Три стрелки направленны к атому, значит, 3 электрона пришло, заряд -3.
Второй атом углерода: водород отдал ему электрон, а азот забрал один электрон. Заряд не поменялся, равен нулю. И т.д.
Валентность
Вале́нтность (от лат. valēns «имеющий силу») - способность атомов образовывать определённое число химических связей с атомами других элементов.
В основном, под валентностью понимается способность атомов к образованию определённого числа ковалентных связей . Если в атоме имеется n неспаренных электронов и m неподелённых электронных пар, то этот атом может образовывать n + m ковалентных связей с другими атомами, т.е. его валентность будет равна n + m . При оценке максимальной валентности следует исходить из электронной конфигурации «возбуждённого» состояния. Например, максимальная валентность атома бериллия, бора и азота равна 4 (например, в Be(OH) 4 2- , BF 4 — и NH 4 +), фосфора - 5 (PCl 5), серы - 6 (H 2 SO 4), хлора - 7 (Cl 2 O 7).
В ряде случаев, валентность может численно совпадать со степенью окисления, но ни коим образом они не тождественны друг другу. Например, в молекулах N 2 и CO реализуется тройная связь (то есть валентность каждого атома равна 3), однако степень окисления азота равна 0, углерода +2, кислорода −2.
В азотной кислоте степень окисления азота равна +5, тогда как азот не может иметь валентность выше 4, т.к имеет только 4 орбитали на внешнем уровне (а связь можно рассматривать как перекрывание орбиталей). И вообще, любой элемент второго периода по этой же причине не может иметь валентность большую 4.
Ещё несколько «коварных» вопросов, в которых часто делают ошибки.
Учимся определять валентность и степень окисления. Практика показывает, что многие обучающиеся испытывают затруднения при определении валентности и степени окисления. Пособие направлено на овладение основополагающими химическими понятиями валентность и степень окисления, формирование умения давать количественные оценки и проводить расчеты валентности и степени окисления по химическим формулам в неорганических и органических соединениях, а также способствует подготовке студентов для сдачи ЕГЭ. Пособие направлено на формирование навыков самостоятельной работы с учебным материалом, осуществления поиска и использования информации, формирование и развитие творческого потенциала, повышение интереса к дисциплине. Валентность и степень окисления. Правила определения степеней окисления элементов I . Валентность Валентность – это способность атомов присоединять к себе определенное число других атомов. Правила определения валентности 2) Атом металла стоит в формуле на первое место. 2) В формулах соединений атом неметалла, проявляющий низшую валентность, всегда стоит на втором месте, а название такого соединения оканчивается на «ид». Например, СаО – оксид кальция, NaCl – хлорид натрия, PbS – сульфид свинца. Теперь вы сами можете написать формулы любых соединений металлов с неметаллами. 3) Атом металла ставится в формуле на первое место. II . Степень окисления Степень окисления – это условный заряд, который получает атом в результате полной отдачи (принятия) электронов, исходя из условия, что все связи в соединении ионные. Рассмотрим строение атомов фтора и натрия: - Что можно сказать о завершённости внешнего уровня атомов фтора и натрия? - Какому атому легче принять, а какому легче отдать валентные электроны с целью завершения внешнего уровня? Оба атома имеют незавершённый внешний уровень? Атому натрия легче отдавать электроны, фтору – принять электроны до завершения внешнего уровня. F0 + 1ē → F-1 (нейтральный атом принимает один отрицательный электрон и приобретает степень окисления «-1», превращаясь в отрицательно заряженный ион - анион ) Na0 – 1ē → Na+1 (нейтральный атом отдаёт один отрицательный электрон и приобретает степень окисления «+1», превращаясь в положительно заряженный ион - катион )
Как определить степень окисления атома в ПСХЭ? Правила определения степени окисления атома в ПСХЭ: 1. Водород обычно проявляет степень окисления (СО) +1 (исключение, соединения с металлами (гидриды) – у водорода СО равна (-1) Me+nHn-1) 2. Кислород обычно проявляет СО -2 (исключения: О+2F2, H2O2-1 – перекись водорода) 3. Металлы проявляют только + n положительную СО 4. Фтор проявляет всегда СО равную -1 (F-1) 5. Для элементов главных подгрупп : Высшая СО (+) = номеру группыN группы Низшая СО (-) = N группы –8 Правила определения степени окисления атома в соединении: I. Степень окисления свободных атомов и атомов в молекулах простых веществ равнанулю - Na0, P40, O20 II. В сложном веществе алгебраическая сумма СО всех атомов с учётом их индексов равна нулю = 0 , а в сложном ионе его заряду. Например, H +1 N +5 O 3 -2 : (+1)*1+(+5)*1+(-2)*3 = 0 [ S +6 O 4 -2 ]2- : (+6)*1+(-2)*4 = -2 Задание 1 – определите степени окисления всех атомов в формуле серной кислоты H2SO4? 1. Проставим известные степени окисления у водорода и кислорода, а СО серы примем за «х» (+1)*1+(х)*1+(-2)*4=0 Х=6 или (+6), следовательно, у серы CО +6, т. е. S+6 Задание 2 – определите степени окисления всех атомов в формуле фосфорной кислоты H3PO4? 1. Проставим известные степени окисления у водорода и кислорода, а СО фосфора примем за «х» 2. Составим и решим уравнение, согласно правилу (II): (+1)*3+(х)*1+(-2)*4=0 Х=5 или (+5), следовательно, у фосфора CО +5, т. е. P+5 Задание 3 – определите степени окисления всех атомов в формуле иона аммония (NH4)+? 1. Проставим известную степень окисления у водорода, а СО азота примем за «х» 2. Составим и решим уравнение, согласно правилу (II): (х)*1+(+1)*4=+1 Х=-3, следовательно, у азота CО -3, т. е. N-3 Алгоритм составления формулы по степени окисления Составление названий бинарных соединений Сравним понятия «валентность» и «степень окисления»:
|
Запомни!
Валентность - - это способность атома образовывать определенное количество связей с другими атомами.
Правила определения валентности
1. В молекулах простых веществ: H2, F2, Cl2, Br2, I2 равна единице.
2. В молекулах простых веществ: O2, S8 равна двум.
3. В молекулах простых веществ: N2, P4 и CO - оксиде углерода (II) - равна трем.
4. В молекулах простых веществ, которые образует углерод (алмаз, графит), а также в органических соединениях, которые он образует, валентность углерода равна четырем.
5. В составе сложных веществ водород одновалентен, кислород, в основном, двухвалентен. Для определения валентности атомов других элементов в составе сложных веществ надо знать строение этих веществ.
Степень окисления – это условный заряд атомов химического элемента в соединении, вычисленный на основе предположения, что все соединения (с ионной и ковалентной полярной связью) состоят только из ионов.
Высшая степень окисления элемента равна номеру группы.
Исключения:
фтор высшая степень окисления ноль в простом веществе F20
кислород высшая степень окисления +2 во фториде кислорода О+2F2
Низшая степень окисления элемента равна восемь минус номер группы (по числу электронов, которые атом элемента может принять до завершенного восьми электронного уровня)
Правила определения степени окисления (далее обозначим: ст. ок.)
Общее правило: Сумма всех степеней окисления элементов в молекуле с учетом количества атомов равна нулю (Молекула электронейтральна.), в ионе - равна заряду иона.
I. Степень окисления простых веществ равна нулю: Са 0 , O2 0 , Cl2 0
II. ст. ок. в бинарных c оединениях:
Менее электроотрицательный элемент ставится на первое место. (Исключения: С-4Н4+ метан и N-3H3+аммиак)
Нужно помнить, что
Ст. ок. металла всегда положительна
Ст. ок. металлов I, II, III групп главных подгрупп постоянна и равна номеру группы
Для остальных ст. ок. вычисляется по общему правилу.
Более электроотрицательный элемент ставится на второе место, его ст. ок. равна восемь минус номер группы (по числу электронов, которые он принимает до завершенного восьми электронного уровня).
Исключения: пероксиды, например, Н2+1О2-1, Ba+2O2-1 и др. ; карбиды металлов I и II групп Ag2+1C2-1,Ca+2C2-1 и др. (В школьном курсе встречается соединение FeS2 - пирит. Это дисульфид железа. Степень окисления серы в нем (-1) Fe+2S2-1). Это происходит потому, что в этих соединениях есть связи между одинаковыми атомами -О-О-, - S-S-, тройная связь в карбидах между атомами углерода. Степень окисления и валентность элементов в этих соединениях не совпадают: у углерода валентность IV, у кислорода и серы II.
III. Степень окисления в основаниях Ме + n (ОН) n равна количеству гидроксогрупп.
1. в гидроксогруппе ст. ок. кислорода -2, водорода +1, заряд гидроксогруппы 1-
2. ст. ок. металла равна количеству гидроксогрупп
IV. Степень окисления в кислотах:
1. ст. ок. водорода +1, кислорода -2
2. ст. ок. центрального атома вычисляется по общему правилу путем решения простого уравнения
Например, Н3+1РхО4-2
3∙(+1) + х + 4∙(-2) = 0
3 + х – 8 = 0
х = +5 (не забудьте знак +)
Можно запомнить, что у кислот с высшей степени окисления центрального элемента, соответствующего номеру группы, название будет заканчиваться на –ная:
Н2СО3 угольная Н2С+4О3
Н2SiО3 кремниевая (искл.) Н2Si+4О3
НNО3 азотная НN+5О3
Н3PО4 фосфорная Н3P+5О4
Н2SО4 серная Н2S+6О4
НСlО4 хлорная НCl+7О4
НMnО4 марганцовая НMn+7О4
Останется запомнить:
НNО2 азотистая НN+3О2
Н2SО3 сернистая Н2S+4О3
НСlО3 хлорноватая НCl+5О3
НСlО2 хлористая НCl+3О2
НСlОхлорноватистая НCl+1О
V. Степень окисления в солях
у центрального атома такая же, как в кислотном остатке. Достаточно помнить или определить ст. ок. элемента в кислоте.
VI. Степень окисления элемента в сложном ионе равна заряду иона.
Например, NH4+Cl- : записываем ион NхН4+1
х + 4∙(+1) = +1
ст. ок. азота -3
Например, определить ст. ок. элементов в гексацианоферрате(III) калия К3
У калия +1: К3+1, отсюда заряд иона 3-
У железа +3 (указано в названии) 3-, отсюда (CN)66-
У одной группы (CN)-
Более электроотрицательный азот: у него -3, отсюда (CхN-3)-
ст. ок. углерода +2
VII. Степень окисления углерода в органических соединениях разнообразна и вычисляется, исходя из учета того, что ст. ок. водорода равна +1, кислорода -2
Например, С3Н6
3∙х + 6∙1 = 0
ст. ок. углерода -2 (при этом валентность углерода равна IV)
Задание. Определить степень окисления и валентность фосфора в фосфорноватистой кислоте H3PO2.
Вычислим степень окисления фосфора.
Обозначим её за х. Подставим степень окисления водорода +1, а кислорода -2, умножив на соответствующее количество атомов: (+1) ∙ 3 + х + (-2) ∙ 2 = 0, отсюда х = +1.
Определим валентность фосфора в этой кислоте.
Известно, что это - одноосновная кислота, поэтому только один атом водорода связан с атомом кислорода. Учитывая, что водород в соединениях одновалентен, а кислород - двухвалентен, получаем структурную формулу, из которой видно, что фосфор в этом соединении имеет валентность пять.
Графический метод определения степени окисления
В органических веществах можно определять степени окисления элементов алгебраическим методом , при этом получается усредненное значение степени окисления . Этот метод наиболее применим в том случае, если все атомы углерода органического вещества по окончании реакции приобрели одинаковую степень окисления (реакции горения или полного окисления).
Рассмотрим такой случай:
Пример 1 . Обугливание дезоксирибозы серной концентрированной кислотой с дальнейшим окислением:
С5Н10О4 + H2SO4 ® CO2 + H2O + SO2
Найдём степень окисления углерода х в дезоксирибозе: 5х + 10 – 8 = 0; х = - 2/5
В электронном балансе учитываем все 5 атомов углерода:
Электроотрицательность, как и прочие свойства атомов химических элементов, изменяется с увеличением порядкового номера элемента периодически:
График выше демонстрирует периодичность изменения электроотрицательности элементов главных подгрупп в зависимости от порядкового номера элемента.
При движении вниз по подгруппе таблицы Менделеева электроотрицательность химических элементов уменьшается, при движении вправо по периоду возрастает.
Электроотрицательность отражает неметалличность элементов: чем выше значение электроотрицательности, тем более у элемента выражены неметаллические свойства.
Степень окисления
Как рассчитать степень окисления элемента в соединении?
1) Степень окисления химических элементов в простых веществах всегда равна нулю.
2) Существуют элементы, проявляющие в сложных веществах постоянную степень окисления:
3) Существуют химические элементы, которые проявляют в подавляющем большинстве соединений постоянную степень окисления. К таким элементам относятся:
Элемент |
Степень окисления практически во всех соединениях |
Исключения |
| водород H | +1 | Гидриды щелочных и щелочно-земельных металлов, например: |
| кислород O | -2 | Пероксиды водорода и металлов:
Фторид кислорода — |
4) Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в молекуле всегда равна нулю. Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в ионе равна заряду иона.
5) Высшая (максимальная) степень окисления равна номеру группы. Исключения, которые не попадают под это правило, — элементы побочной подгруппы I группы, элементы побочной подгруппы VIII группы, а также кислород и фтор.
Химические элементы, номер группы которых не совпадает с их высшей степенью окисления (обязательные к запоминанию)
6) Низшая степень окисления металлов всегда равна нулю, а низшая степень окисления неметаллов рассчитывается по формуле:
низшая степень окисления неметалла = № группы − 8
Отталкиваясь от представленных выше правил, можно установить степень окисления химического элемента в любом веществе.
Нахождение степеней окисления элементов в различных соединениях
Пример 1
Определите степени окисления всех элементов в серной кислоте.
Решение:
Запишем формулу серной кислоты:
Степень окисления водорода во всех сложных веществах +1 (кроме гидридов металлов).
Степень окисления кислорода во всех сложных веществах равна -2 (кроме пероксидов и фторида кислорода OF 2). Расставим известные степени окисления:
Обозначим степень окисления серы как x :
Молекула серной кислоты, как и молекула любого вещества, в целом электронейтральна, т.к. сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю. Схематически это можно изобразить следующим образом:
Т.е. мы получили следующее уравнение:
Решим его:
Таким образом, степень окисления серы в серной кислоте равна +6.
Пример 2
Определите степень окисления всех элементов в дихромате аммония.
Решение:
Запишем формулу дихромата аммония:
Как и в предыдущем случае, мы можем расставить степени окисления водорода и кислорода:
Однако мы видим, что неизвестны степени окисления сразу у двух химических элементов — азота и хрома. Поэтому найти степени окисления аналогично предыдущему примеру мы не можем (одно уравнение с двумя переменными не имеет единственного решения).
Обратим внимание на то, что указанное вещество относится к классу солей и, соответственно, имеет ионное строение. Тогда справедливо можно сказать, что в состав дихромата аммония входят катионы NH 4 + (заряд данного катиона можно посмотреть в таблице растворимости). Следовательно, так как в формульной единице дихромата аммония два положительных однозарядных катиона NH 4 + , заряд дихромат-иона равен -2, поскольку вещество в целом электронейтрально. Т.е. вещество образовано катионами NH 4 + и анионами Cr 2 O 7 2- .
Мы знаем степени окисления водорода и кислорода. Зная, что сумма степеней окисления атомов всех элементов в ионе равна заряду, и обозначив степени окисления азота и хрома как x и y соответственно, мы можем записать:
Т.е. мы получаем два независимых уравнения:
Решая которые, находим x и y :
Таким образом, в дихромате аммония степени окисления азота -3, водорода +1, хрома +6, а кислорода -2.
Как определять степени окисления элементов в органических веществах можно почитать .
Валентность
Валентность атомов обозначается римскими цифрами: I, II, III и т.д.
Валентные возможности атома зависят от количества:
1) неспаренных электронов
2) неподеленных электронных пар на орбиталях валентных уровней
3) пустых электронных орбиталей валентного уровня
Валентные возможности атома водорода
Изобразим электронно-графическую формулу атома водорода:
Было сказано, что на валентные возможности могут влиять три фактора — наличие неспаренных электронов, наличие неподеленных электронных пар на внешнем уровне, а также наличие вакантных (пустых) орбиталей внешнего уровня. Мы видим на внешнем (и единственном) энергетическом уровне один неспаренный электрон. Исходя из этого, водород может точно иметь валентность, равную I. Однако на первом энергетическом уровне есть только один подуровень — s, т.е. атом водорода на внешнем уровне не имеет как неподеленных электронных пар, так и пустых орбиталей.
Таким образом, единственная валентность, которую может проявлять атом водорода, равна I.
Валентные возможности атома углерода
Рассмотрим электронное строение атома углерода. В основном состоянии электронная конфигурация его внешнего уровня выглядит следующим образом:
Т.е. в основном состоянии на внешнем энергетическом уровне невозбужденного атома углерода находится 2 неспаренных электрона. В таком состоянии он может проявлять валентность, равную II. Однако атом углерода очень легко переходит в возбужденное состояние при сообщении ему энергии, и электронная конфигурация внешнего слоя в этом случае принимает вид:
Несмотря на то что на процесс возбуждения атома углерода тратится некоторое количество энергии, траты с избытком компенсируются при образовании четырех ковалентных связей. По этой причине валентность IV намного более характерна для атома углерода. Так, например, валентность IV углерод имеет в молекулах углекислого газа, угольной кислоты и абсолютно всех органических веществ.
Помимо неспаренных электронов и неподеленных электронных пар на валентные возможности также влияет наличие вакантных () орбиталей валентного уровня. Наличие таких орбиталей на заполняемом уровне приводит к тому, что атом может выполнять роль акцептора электронной пары, т.е. образовывать дополнительные ковалентные связи по донорно-акцепторному механизму. Так, например, вопреки ожиданиям, в молекуле угарного газа CO связь не двойная, а тройная, что наглядно показано на следующей иллюстрации:
Валентные возможности атома азота
Запишем электронно-графическую формулу внешнего энергетического уровня атома азота:
Как видно из иллюстрации выше, атом азота в своем обычном состоянии имеет 3 неспаренных электрона, в связи с чем логично предположить о его способности проявлять валентность, равную III. Действительно, валентность, равная трём, наблюдается в молекулах аммиака (NH 3), азотистой кислоты (HNO 2), треххлористого азота (NCl 3) и т.д.
Выше было сказано, что валентность атома химического элемента зависит не только от количества неспаренных электронов, но также и от наличия неподеленных электронных пар. Связано это с тем, что ковалентная химическая связь может образоваться не только, когда два атома предоставляют друг другу по одному электрону, но также и тогда, когда один атом, имеющий неподеленную пару электронов — донор() предоставляет ее другому атому с вакантной () орбиталью валентного уровня (акцептору). Т.е. для атома азота возможна также валентность IV за счет дополнительной ковалентной связи, образованной по донорно-акцепторному механизму. Так, например, четыре ковалентных связи, одна из которых образована по донорно-акцепторному механизму, наблюдается при образовании катиона аммония:
Несмотря на то что одна из ковалентных связей образуется по донорно-акцепторному механизму, все связи N-H в катионе аммония абсолютно идентичны и ничем друг от друга не отличаются.
Валентность, равную V, атом азота проявлять не способен. Связано это с тем, что для атома азота невозможен переход в возбужденное состояние, при котором происходит распаривание двух электронов с переходом одного из них на свободную орбиталь, наиболее близкую по уровню энергии. Атом азота не имеет d -подуровня, а переход на 3s-орбиталь энергетически настолько затратен, что затраты энергии не покрываются образованием новых связей. Многие могут задаться вопросом, а какая же тогда валентность у азота, например, в молекулах азотной кислоты HNO 3 или оксида азота N 2 O 5 ? Как ни странно, валентность там тоже IV, что видно из нижеследующих структурных формул:
Пунктирной линией на иллюстрации изображена так называемая делокализованная π -связь. По этой причине концевые связи NO можно назвать «полуторными». Аналогичные полуторные связи имеются также в молекуле озона O 3 , бензола C 6 H 6 и т.д.
Валентные возможности фосфора
Изобразим электронно-графическую формулу внешнего энергетического уровня атома фосфора:
Как мы видим, строение внешнего слоя у атома фосфора в основном состоянии и атома азота одинаково, в связи с чем логично ожидать для атома фосфора так же, как и для атома азота, возможных валентностей, равных I, II, III и IV, что и наблюдается на практике.
Однако в отличие от азота, атом фосфора имеет на внешнем энергетическом уровне еще и d -подуровень с 5-ю вакантными орбиталями.
В связи с этим он способен переходить в возбужденное состояние, распаривая электроны 3s -орбитали:
Таким образом, недоступная для азота валентность V для атома фосфора возможна. Так, например, валентность, равную пяти, атом фосфора имеет в молекулах таких соединений, как фосфорная кислота, галогениды фосфора (V), оксид фосфора (V) и т.д.
Валентные возможности атома кислорода
Электронно-графическая формула внешнего энергетического уровня атома кислорода имеет вид:
Мы видим на 2-м уровне два неспаренных электрона, в связи с чем для кислорода возможна валентность II. Следует отметить, что данная валентность атома кислорода наблюдается практически во всех соединениях. Выше при рассмотрении валентных возможностей атома углерода мы обсудили образование молекулы угарного газа. Связь в молекуле CO тройная, следовательно, кислород там трехвалентен (кислород — донор электронной пары).
Из-за того что атом кислорода не имеет на внешнем уровне d -подуровня, распаривание электронов s и p- орбиталей невозможно, из-за чего валентные возможности атома кислорода ограничены по сравнению с другими элементами его подгруппы, например, серой.
Валентные возможности атома серы
Внешний энергетический уровень атома серы в невозбужденном состоянии:
У атома серы, как и у атома кислорода, в обычном состоянии два неспаренных электрона, поэтому мы можем сделать вывод о том, что для серы возможна валентность, равная двум. И действительно, валентность II сера имеет, например, в молекуле сероводорода H 2 S.
Как мы видим, у атома серы на внешнем уровне появляется d -подуровень с вакантными орбиталями. По этой причине атом серы способен расширять свои валентные возможности в отличие от кислорода за счет перехода в возбужденные состояния. Так, при распаривании неподеленной электронной пары 3p -подуровня атом серы приобретает электронную конфигурацию внешнего уровня следующего вида:
В таком состоянии атом серы имеет 4 неспаренных электрона, что говорит нам о возможности проявления атомами серы валентности, равной IV. Действительно, валентность IV сера имеет в молекулах SO 2 , SF 4 , SOCl 2 и т.д.
При распаривании второй неподеленной электронной пары, расположенной на 3s -подуровне, внешний энергетический уровень приобретает конфигурацию:
В таком состоянии уже становится возможным проявление валентности VI. Примером соединений с VI-валентной серой являются SO 3 , H 2 SO 4 , SO 2 Cl 2 и т.д.
Аналогично можно рассмотреть валентные возможности остальных химических элементов.
Загрузка...
