Elektronegativnost, oksidaciono stanje i valencija hemijskih elemenata
Elektronegativnost
Koncept se široko koristi u hemiji elektronegativnost (EO).
Svojstvo atoma datog elementa da privlače elektrone iz atoma drugih elemenata u spojevima naziva se elektronegativnost.
Elektronegativnost litijuma se konvencionalno uzima kao jedinica, prema tome se izračunava EO ostalih elemenata. Postoji skala vrijednosti za EO elemente.
Numeričke vrijednosti EO elemenata imaju približne vrijednosti: to je bezdimenzionalna veličina. Što je veći EO elementa, to se jasnije pojavljuju njegova nemetalna svojstva. Prema EO, elementi se mogu napisati na sljedeći način:
$F > O > Cl > Br > S > P > C > H > Si > Al > Mg > Ca > Na > K > Cs$. Fluor ima najveću EO vrijednost.
Upoređujući EO vrijednosti elemenata od francija $(0,86)$ do fluora $(4,1)$, lako je primijetiti da EO poštuje periodični zakon.
U periodnom sistemu elemenata, EO u periodu raste sa brojem elemenata (s lijeva na desno), au glavnim podgrupama opada (od vrha prema dolje).
U periodima, kako se naboji atomskih jezgri povećavaju, broj elektrona na vanjskom sloju se povećava, radijus atoma se smanjuje, stoga se smanjuje lakoća gubitka elektrona, povećava se EO, a samim tim i nemetalna svojstva povećavaju.
Oksidacijsko stanje
Složene supstance koje se sastoje od dva hemijska elementa nazivaju se binarni(od lat. bi - dva), ili dvoelementni.
Prisjetimo se tipičnih binarnih jedinjenja koja su data kao primjer za razmatranje mehanizama formiranja ionskih i kovalentnih polarnih veza: $NaCl$ - natrijum hlorid i $HCl$ - klorovodik. U prvom slučaju, veza je jonska: atom natrija je prenio svoj vanjski elektron na atom klora i pretvorio se u ion s nabojem od $+1$, a atom klora je prihvatio elektron i pretvorio se u ion s nabojem. od $-1$. Šematski se proces pretvaranja atoma u ione može prikazati na sljedeći način:
$(Na)↖(0)+(Cl)↖(0)→(Na)↖(+1)(Cl)↖(-1)$.
U molekuli $HCl$, veza nastaje zbog uparivanja nesparenih vanjskih elektrona i formiranja zajedničkog elektronskog para atoma vodika i hlora.
Ispravnije je zamisliti stvaranje kovalentne veze u molekuli klorovodika kao preklapanje jednoelektronskog $s$-oblaka atoma vodika s jednoelektronskim $p$-oblakom atoma klora:
Tokom hemijske interakcije, zajednički elektronski par se pomera prema elektronegativnijem atomu hlora: $(H)↖(δ+)→(Cl)↖(δ−)$, tj. elektron neće u potpunosti preći sa atoma vodonika na atom hlora, već djelimično, određujući na taj način parcijalni naboj atoma $δ$: $H^(+0,18)Cl^(-0,18)$. Ako zamislimo da je u molekuli $HCl$, kao iu $NaCl$ hloridu, elektron u potpunosti prešao sa atoma vodika na atom hlora, tada bi dobili naelektrisanje od $+1$ i $-1$ : $(H)↖ (+1)(Cl)↖(−1). Takve uslovne naknade se nazivaju stepen oksidacije. Prilikom definiranja ovog koncepta, konvencionalno se pretpostavlja da se u kovalentnim polarnim spojevima vezni elektroni u potpunosti prenose na elektronegativniji atom, te se stoga spojevi sastoje samo od pozitivno i negativno nabijenih atoma.
Oksidacijsko stanje je uvjetni naboj atoma kemijskog elementa u spoju, izračunat na osnovu pretpostavke da se sva jedinjenja (i jonska i kovalentno polarna) sastoje samo od jona.
Oksidacijski broj može imati negativnu, pozitivnu ili nultu vrijednost, koja se obično postavlja iznad simbola elementa na vrhu, na primjer:
$(Na_2)↖(+1)(S)↖(-2), (Mg_3)↖(+2)(N_2)↖(-3), (H_3)↖(-1)(N)↖(-3 ), (Cl_2)↖(0)$.
Oni atomi koji su prihvatili elektrone od drugih atoma ili na koje su zajednički elektronski parovi pomjereni imaju negativnu vrijednost oksidacijskog stanja, tj. atoma više elektronegativnih elemenata.
Oksidacijsko stanje ima pozitivnu vrijednost za one atome koji doniraju svoje elektrone drugim atomima ili iz kojih se izvlače zajednički elektronski parovi, tj. atomi manje elektronegativnih elemenata.
Atomi u molekulima jednostavnih supstanci i atomi u slobodnom stanju imaju nulto oksidacijsko stanje.
U jedinjenjima, ukupno stanje oksidacije je uvijek nula. Znajući ovo i stanje oksidacije jednog od elemenata, uvijek možete pronaći oksidacijsko stanje drugog elementa koristeći formulu binarnog spoja. Na primjer, hajde da pronađemo stanje oksidacije hlora: $Cl_2O_7$. Označimo oksidaciono stanje kiseonika: $(Cl_2)(O_7)↖(-2)$. Prema tome, sedam atoma kiseonika će imati ukupni negativni naboj od $(-2)·7=-14$. Tada je ukupni naboj dva atoma hlora $+14$, a naboj jednog atoma hlora $(+14):2=+7$.
Slično tome, znajući oksidaciona stanja elemenata, možete stvoriti formulu za spoj, na primjer, aluminij karbid (spoj aluminija i ugljika). Napišimo jedan pored drugog znake aluminijuma i ugljenika - $AlC$, sa prvim znakom aluminijuma, jer to je metal. Koristeći periodni sistem elemenata, određujemo broj vanjskih elektrona: $Al$ ima $3$ elektrona, $C$ ima $4$. Atom aluminija će predati svoja tri vanjska elektrona ugljiku i dobiti će oksidacijsko stanje od $+3$, jednako naboju jona. Atom ugljika će, naprotiv, odnijeti elektrone od $4$ koji nedostaju do "njegovanih osam" i dobiti oksidacijsko stanje od -4$. Zapišimo ove vrijednosti u formulu $((Al)↖(+3)(C)↖(-4))$ i pronađemo najmanji zajednički višekratnik za njih, jednak je 12$. Zatim izračunavamo indekse:
Valence
Koncept je veoma važan za opisivanje hemijske strukture organskih jedinjenja valence.
Valentnost karakteriše sposobnost atoma hemijskih elemenata da formiraju hemijske veze; određuje broj hemijskih veza kojima je dati atom povezan sa drugim atomima u molekulu.
Valencija atoma hemijskog elementa određena je, prije svega, brojem nesparenih elektrona koji sudjeluju u formiranju kemijske veze.
Valentne sposobnosti atoma se određuju:
- broj nesparenih elektrona (jednoelektronske orbitale);
- prisustvo slobodnih orbitala;
- prisustvo usamljenih parova elektrona.
U organskoj hemiji, koncept "valencije" zamjenjuje koncept "oksidacijskog stanja", koji se obično koristi u neorganskoj hemiji. Međutim, ovo nije ista stvar. Valencija nema predznak i ne može biti nula, dok je oksidaciono stanje nužno karakterizirano predznakom i može imati vrijednost jednaku nuli.
Dio 1. Zadatak A5.
Provjereni elementi: Elektronegativnost i
valencija hemijskih elemenata.
Elektronegativnost-vrijednost koja karakterizira sposobnost atoma da polarizira kovalentne veze. Ako se u dvoatomskom molekulu A - B elektroni koji formiraju vezu privlače atomu B jače nego atomu A, tada se atom B smatra elektronegativnijim od A.
Elektronegativnost atoma je sposobnost atoma u molekuli (spoji) da privuče elektrone koji ga vežu za druge atome.
Koncept elektronegativnosti (EO) uveo je L. Pauling (SAD, 1932). Kvantitativna karakteristika elektronegativnosti atoma je vrlo uslovna i ne može se izraziti u jedinicama bilo koje fizičke veličine, stoga je predloženo nekoliko skala za kvantitativno određivanje EO. Skala relativnog EO je dobila najveće priznanje i distribuciju:
Vrijednosti elektronegativnosti elemenata prema Paulingu
Elektronegativnost χ (grčki chi) je sposobnost atoma da zadrži vanjske (valentne) elektrone. Određuje se stepenom privlačenja ovih elektrona na pozitivno nabijeno jezgro.
Ovo svojstvo se manifestuje u hemijskim vezama kao pomeranje elektrona veze ka elektronegativnijem atomu.
Elektronegativnost atoma uključenih u formiranje hemijske veze jedan je od glavnih faktora koji određuje ne samo VRSTE, već i SVOJSTVA ove veze, i na taj način utiče na prirodu interakcije između atoma tokom hemijske reakcije.
U L. Paulingovoj skali relativnih elektronegativnosti elemenata (sastavljenoj na osnovu energija veze dvoatomskih molekula), metali i organogeni elementi raspoređeni su u sljedećem redu:
Elektronegativnost elemenata poštuje periodični zakon: povećava se s lijeva na desno u periodima i odozdo prema gore u glavnim podgrupama periodnog sistema elemenata D.I. Mendeljejev.
Elektronegativnost nije apsolutna konstanta elementa. Zavisi od efektivnog naboja atomskog jezgra, koji se može promijeniti pod utjecajem susjednih atoma ili grupa atoma, vrste atomskih orbitala i prirode njihove hibridizacije.
Oksidacijsko stanje je uslovni naboj atoma hemijskog elementa u jedinjenju, izračunat iz pretpostavke da se jedinjenja sastoje samo od jona.
Oksidaciona stanja mogu imati pozitivnu, negativnu ili nultu vrijednost, a znak se stavlja ispred broja: -1, -2, +3, za razliku od naboja jona, gdje se predznak stavlja iza broja.
U molekulama, algebarski zbir oksidacijskih stanja elemenata, uzimajući u obzir broj njihovih atoma, jednak je 0.
Oksidaciona stanja metala u jedinjenjima su uvek pozitivna, najveće oksidaciono stanje odgovara broju grupe periodnog sistema u kojoj se element nalazi (isključujući neke elemente: zlato Au+3 (I grupa), Cu+2 (II ), iz grupe VIII oksidaciono stanje +8 mogu samo osmijum Os i rutenijum Ru.
Stupnjevi nemetala mogu biti i pozitivni i negativni, ovisno o tome s kojim je atomom povezan: ako je s atomom metala uvijek negativan, ako s nemetalom može biti i + i - (saznat ćete o ovo kada se proučava niz elektronegativnosti) . Najveće negativno oksidaciono stanje nemetala može se naći tako što se od 8 oduzme broj grupe u kojoj se element nalazi, najveće pozitivno je jednako broju elektrona u vanjskom sloju (broj elektrona odgovara broj grupe).
Oksidacijsko stanje jednostavnih supstanci je 0, bez obzira da li se radi o metalu ili nemetalu.
Tabela koja prikazuje konstantne snage za najčešće korištene elemente:
Stupanj oksidacije (oksidacijski broj, formalni naboj) je pomoćna konvencionalna vrijednost za evidentiranje procesa oksidacije, redukcije i redoks reakcija, numerička vrijednost električnog naboja dodijeljenog atomu u molekuli pod pretpostavkom da se uparuju elektroni koji izvode vezu su potpuno pomaknuti prema elektronegativnijim atomima.
Ideje o stepenu oksidacije čine osnovu za klasifikaciju i nomenklaturu neorganskih jedinjenja.
Stupanj oksidacije je čisto konvencionalna vrijednost koja nema fizičko značenje, ali karakterizira formiranje kemijske veze međuatomske interakcije u molekulu.
Valencija hemijskih elemenata -(od latinskog valens - ima snagu) - sposobnost atoma hemijskih elemenata da formiraju određeni broj hemijskih veza sa atomima drugih elemenata. U spojevima formiranim ionskim vezama, valencija atoma je određena brojem elektrona koji se dodaju ili predaju. U spojevima s kovalentnim vezama, valencija atoma je određena brojem formiranih zajedničkih elektronskih parova.
Konstantna valencija:
Zapamtite:
Oksidacijsko stanje je uvjetni naboj atoma kemijskog elementa u spoju, izračunat iz pretpostavke da su sve veze jonske prirode.
1. Element u jednostavnoj tvari ima nulto oksidacijsko stanje. (Cu, H2)
2. Zbir oksidacionih stanja svih atoma u molekulu supstance je nula.
3. Svi metali imaju pozitivno oksidaciono stanje.
4. Bor i silicijum u jedinjenjima imaju pozitivna oksidaciona stanja.
5. Vodonik ima oksidacijsko stanje (+1) u jedinjenjima, isključujući hidride
(vodikova jedinjenja sa metalima glavne podgrupe prve i druge grupe, oksidaciono stanje -1, na primer Na + H -)
6. Kiseonik ima oksidaciono stanje (-2), sa izuzetkom jedinjenja kiseonika sa fluorom OF2, oksidacionog stanja kiseonika (+2), oksidacionog stanja fluora (-1). A u peroksidima H 2 O 2 - oksidacijsko stanje kisika (-1);
7. Fluor ima oksidaciono stanje (-1).
Elektronegativnost je svojstvo atoma HeMe da privlače uobičajene elektronske parove. Elektronegativnost ima istu zavisnost kao i nemetalna svojstva: raste duž perioda (slijeva na desno), a opada duž grupe (odozgo).
Najelektronegativniji element je fluor, zatim kiseonik, azot...itd.
Algoritam za izvršavanje zadatka u demo verziji:
vježba:
Atom hlora se nalazi u grupi 7, tako da može imati maksimalno oksidaciono stanje od +7.
Atom hlora pokazuje ovaj stepen oksidacije u supstanci HClO4.
Hajde da proverimo ovo: dva hemijska elementa vodonik i kiseonik imaju konstantna oksidaciona stanja i jednaka su +1 i -2, respektivno. Broj oksidacionih stanja za kiseonik je (-2)·4=(-8), za vodonik (+1)·1=(+1). Broj pozitivnih oksidacijskih stanja jednak je broju negativnih. Stoga (-8)+(+1)=(-7). To znači da atom hroma ima 7 pozitivnih stupnjeva, zapisujemo oksidacijska stanja iznad elemenata. Oksidacijsko stanje hlora je +7 u jedinjenju HClO4.
Odgovor: Opcija 4. Oksidacijsko stanje hlora je +7 u jedinjenju HClO4.
Različite formulacije zadatka A5:
3. Oksidacijsko stanje hlora u Ca(ClO 2) 2
1) 0 2) -3 3) +3 4) +5
4. Element ima najmanju elektronegativnost
5. Mangan ima najniže stanje oksidacije u jedinjenju
1)MnSO 4 2)MnO 2 3)K 2 MnO 4 4)Mn 2 O 3
6. Azot pokazuje oksidaciono stanje od +3 u svakom od dva jedinjenja
1)N 2 O 3 NH 3 2)NH 4 Cl N 2 O 3)HNO 2 N 2 H 4 4)NaNO 2 N 2 O 3
7. Valencija elementa je
1) broj σ veza koje formira
2) broj veza koje formira
3) broj kovalentnih veza koje formira
4) oksidaciona stanja sa suprotnim predznakom
8. Azot pokazuje svoje maksimalno oksidaciono stanje u jedinjenju
1)NH 4 Cl 2)NO 2 3)NH 4 NO 3 4)NOF
Elektronegativnost, kao i druga svojstva atoma hemijskih elemenata, periodično se menja sa povećanjem atomskog broja elementa:
Gornji grafikon prikazuje periodičnost promjena elektronegativnosti elemenata glavnih podgrupa u zavisnosti od atomskog broja elementa.
Prilikom kretanja niz podgrupu periodnog sistema, elektronegativnost hemijskih elemenata se smanjuje, a kada se kreće udesno duž perioda raste.
Elektronegativnost odražava nemetaličnost elemenata: što je veća vrijednost elektronegativnosti, to element ima više nemetalnih svojstava.
Oksidacijsko stanje
Kako izračunati oksidacijsko stanje elementa u spoju?
1) Oksidacijsko stanje hemijskih elemenata u jednostavnim supstancama je uvijek nula.
2) Postoje elementi koji pokazuju konstantno stanje oksidacije u složenim supstancama:
3) Postoje hemijski elementi koji pokazuju konstantno oksidaciono stanje u velikoj većini jedinjenja. Ovi elementi uključuju:
Element |
Oksidacijsko stanje u gotovo svim jedinjenjima |
Izuzeci |
| vodonik H | +1 | Hidridi alkalnih i zemnoalkalnih metala, na primjer: |
| kiseonik O | -2 | Vodik i metalni peroksidi: Kiseonik fluorid - |
4) Algebarski zbir oksidacionih stanja svih atoma u molekulu je uvek nula. Algebarski zbir oksidacionih stanja svih atoma u jonu jednak je naboju jona.
5) Najviše (maksimalno) oksidaciono stanje je jednako broju grupe. Izuzeci koji ne potpadaju pod ovo pravilo su elementi sekundarne podgrupe grupe I, elementi sekundarne podgrupe grupe VIII, kao i kiseonik i fluor.
Hemijski elementi čiji se broj grupe ne podudara s njihovim najvišim oksidacijskim stanjem (obavezno zapamtiti)
6) Najniže oksidaciono stanje metala je uvek nula, a najniže oksidaciono stanje nemetala izračunava se po formuli:
najniže oksidaciono stanje nemetala = broj grupe − 8
Na osnovu gore navedenih pravila, možete utvrditi oksidacijsko stanje kemijskog elementa u bilo kojoj tvari.
Pronalaženje oksidacijskih stanja elemenata u različitim spojevima
Primjer 1
Odrediti oksidaciona stanja svih elemenata u sumpornoj kiselini.
Rješenje:
Napišimo formulu sumporne kiseline:
Oksidacijsko stanje vodika u svim složenim supstancama je +1 (osim metalnih hidrida).
Oksidacijsko stanje kisika u svim složenim tvarima je -2 (osim peroksida i kisikovog fluorida OF 2). Složimo poznata oksidaciona stanja:
Označimo stanje oksidacije sumpora kao x:
Molekula sumporne kiseline, kao i molekula bilo koje supstance, općenito je električno neutralna, jer zbir oksidacionih stanja svih atoma u molekulu je nula. Šematski se to može prikazati na sljedeći način:
One. dobili smo sljedeću jednačinu:
Hajde da to riješimo:
Dakle, oksidaciono stanje sumpora u sumpornoj kiselini je +6.
Primjer 2
Odrediti oksidacijsko stanje svih elemenata u amonijevom dikromatu.
Rješenje:
Napišimo formulu amonijum dihromata:
Kao iu prethodnom slučaju, možemo rasporediti oksidaciona stanja vodika i kiseonika:
Međutim, vidimo da su oksidaciona stanja dva hemijska elementa odjednom nepoznata - azota i hroma. Stoga ne možemo pronaći oksidaciona stanja slično kao u prethodnom primjeru (jedna jednadžba sa dvije varijable nema jedno rješenje).
Skrenimo pažnju na činjenicu da ova tvar pripada klasi soli i, shodno tome, ima ionsku strukturu. Tada s pravom možemo reći da sastav amonijum dihromata uključuje NH 4 + katione (naboj ovog kationa se može videti u tabeli rastvorljivosti). Slijedom toga, budući da jedinica formule amonijum dihromata sadrži dva pozitivna jednostruko nabijena NH 4 + kationa, naboj dikromatnog jona je jednak -2, jer je tvar u cjelini električno neutralna. One. supstancu formiraju NH 4 + kationi i Cr 2 O 7 2- anioni.
Znamo oksidaciona stanja vodonika i kiseonika. Znajući da je zbir oksidacionih stanja atoma svih elemenata u jonu jednak naboju, i označavajući oksidaciona stanja dušika i hroma kao x I y shodno tome, možemo napisati:
One. dobijamo dve nezavisne jednačine:
Rešavajući koje, nalazimo x I y:
Dakle, u amonijum dihromatu oksidaciona stanja azota su -3, vodonika +1, hroma +6 i kiseonika -2.
Možete pročitati kako odrediti oksidaciona stanja elemenata u organskim tvarima.
Valence
Valentnost atoma je označena rimskim brojevima: I, II, III itd.
Valentne sposobnosti atoma zavise od količine:
1) nespareni elektroni
2) usamljeni elektronski parovi u orbitalama valentnih nivoa
3) prazne elektronske orbitale valentnog nivoa
Valentne mogućnosti atoma vodika
Opišimo elektronsku grafičku formulu atoma vodika:
Rečeno je da tri faktora mogu uticati na mogućnosti valencije - prisustvo nesparenih elektrona, prisustvo usamljenih elektronskih parova na spoljašnjem nivou i prisustvo praznih (praznih) orbitala na spoljašnjem nivou. Vidimo jedan nespareni elektron na vanjskom (i jedinom) energetskom nivou. Na osnovu toga, vodonik definitivno može imati valenciju I. Međutim, na prvom energetskom nivou postoji samo jedan podnivo - s, one. Atom vodonika na vanjskom nivou nema niti usamljene elektronske parove niti prazne orbitale.
Dakle, jedina valencija koju atom vodika može pokazati je I.
Valentne mogućnosti atoma ugljika
Razmotrimo elektronsku strukturu atoma ugljika. U osnovnom stanju, elektronska konfiguracija njegovog vanjskog nivoa je sljedeća:
One. u osnovnom stanju na vanjskom energetskom nivou nepobuđenog atoma ugljika postoje 2 nesparena elektrona. U ovom stanju može pokazati valenciju II. Međutim, atom ugljika vrlo lako prelazi u pobuđeno stanje kada mu se prenese energija, a elektronska konfiguracija vanjskog sloja u ovom slučaju ima oblik:
Unatoč činjenici da se određena količina energije troši na proces pobuđivanja atoma ugljika, utrošak je više nego nadoknađen formiranjem četiri kovalentne veze. Iz tog razloga, valencija IV je mnogo karakterističnija za atom ugljika. Na primjer, ugljik ima valenciju IV u molekulima ugljičnog dioksida, ugljične kiseline i apsolutno svih organskih tvari.
Pored nesparenih elektrona i usamljenih elektronskih parova, prisustvo praznih ()valentnih orbitala takođe utiče na valentne mogućnosti. Prisustvo takvih orbitala na popunjenom nivou dovodi do činjenice da atom može djelovati kao akceptor elektronskog para, tj. formiraju dodatne kovalentne veze kroz mehanizam donor-akceptor. Na primjer, suprotno očekivanjima, u molekuli ugljičnog monoksida CO veza nije dvostruka, već trostruka, kao što je jasno prikazano na sljedećoj ilustraciji:
Valentne mogućnosti atoma dušika
Napišimo elektronsku grafičku formulu za vanjski energetski nivo atoma dušika:
Kao što se može vidjeti iz gornje ilustracije, atom dušika u svom normalnom stanju ima 3 nesparena elektrona, te je stoga logično pretpostaviti da je sposoban pokazati valenciju III. Zaista, u molekulima amonijaka (NH 3), azotne kiseline (HNO 2), dušikovog triklorida (NCl 3), itd.
Gore je rečeno da valencija atoma hemijskog elementa ne zavisi samo od broja nesparenih elektrona, već i od prisustva usamljenih elektronskih parova. To je zbog činjenice da se kovalentna hemijska veza može formirati ne samo kada dva atoma daju jedan drugom jedan elektron, već i kada ga jedan atom sa usamljenim parom elektrona - donor () daje drugom atomu sa slobodnim ( ) nivo orbitalne valencije (akceptor). One. Za atom dušika, valencija IV je također moguća zbog dodatne kovalentne veze formirane mehanizmom donor-akceptor. Na primjer, četiri kovalentne veze, od kojih je jedna formirana donor-akceptorskim mehanizmom, uočavaju se tokom formiranja amonijum kationa:
Unatoč činjenici da se jedna od kovalentnih veza formira prema mehanizmu donor-akceptor, sve NH veze u amonijum kationu su apsolutno identične i ne razlikuju se jedna od druge.
Atom dušika nije sposoban da pokaže valenciju jednaku V. To je zbog činjenice da je nemoguće da atom dušika prijeđe u pobuđeno stanje, u kojem su dva elektrona uparena s prijelazom jednog od njih na slobodnu orbitalu koja je najbliža energetskom nivou. Atom dušika nema d-podnivo, a prelazak na 3s orbitalu je energetski toliko skup da se troškovi energije ne pokrivaju formiranjem novih veza. Mnogi se mogu zapitati koja je valencija dušika, na primjer, u molekulima dušične kiseline HNO 3 ili dušikovog oksida N 2 O 5? Začudo, valencija je i IV, kao što se može vidjeti iz sljedećih strukturnih formula:
Isprekidana linija na ilustraciji prikazuje tzv delokalizovan π -veza. Iz tog razloga, terminalne NO veze mogu se nazvati "jedna i po veza". Slične jednoipol veze prisutne su i u molekulu ozona O 3, benzena C 6 H 6 itd.
Valentne mogućnosti fosfora
Opišimo elektronsku grafičku formulu vanjskog energetskog nivoa atoma fosfora:
Kao što vidimo, struktura vanjskog sloja atoma fosfora u osnovnom stanju i atoma dušika je ista, te je stoga logično očekivati za atom fosfora, kao i za atom dušika, moguće valencije jednake I, II, III i IV, kao što je uočeno u praksi.
Međutim, za razliku od dušika, atom fosfora također ima d-podnivo sa 5 slobodnih orbitala.
S tim u vezi, sposoban je prijeći u pobuđeno stanje, pareći elektrone 3 s-orbitale:
Tako je moguća valencija V za atom fosfora, koji je nedostupan dušiku. Na primjer, atom fosfora ima valenciju od pet u molekulima spojeva kao što su fosforna kiselina, fosfor (V) halogenidi, fosfor (V) oksid, itd.
Valentne mogućnosti atoma kiseonika
Elektronska grafička formula za vanjski energetski nivo atoma kisika ima oblik:
Vidimo dva nesparena elektrona na 2. nivou, pa je stoga moguća valencija II za kiseonik. Treba napomenuti da se ova valencija atoma kiseonika primećuje u skoro svim jedinjenjima. Iznad, kada smo razmatrali valentne mogućnosti atoma ugljika, raspravljali smo o formiranju molekula ugljičnog monoksida. Veza u molekulu CO je trostruka, stoga je kisik trovalentan (kiseonik je donor elektronskog para).
Zbog činjenice da atom kisika nema vanjski d-podnivo, uparivanje elektrona s I p- orbitale je nemoguće, zbog čega su valentne sposobnosti atoma kiseonika ograničene u odnosu na druge elemente njegove podgrupe, na primer, sumpor.
Valentne mogućnosti atoma sumpora
Eksterni energetski nivo atoma sumpora u neuzbuđenom stanju:
Atom sumpora, kao i atom kiseonika, normalno ima dva nesparena elektrona, tako da možemo zaključiti da je za sumpor moguća valencija dva. Zaista, sumpor ima valenciju II, na primjer, u molekulu sumporovodika H 2 S.
Kao što vidimo, atom sumpora se pojavljuje na vanjskom nivou d-podnivo sa slobodnim orbitalama. Iz tog razloga, atom sumpora je u stanju da proširi svoje valentne sposobnosti, za razliku od kiseonika, zbog prelaska u pobuđena stanja. Dakle, kada se uparuje usamljeni elektronski par 3 str-podnivo, atom sumpora dobija elektronsku konfiguraciju spoljašnjeg nivoa sledećeg oblika:
U ovom stanju, atom sumpora ima 4 nesparena elektrona, što nam govori da atomi sumpora mogu pokazati valenciju IV. Zaista, sumpor ima valenciju IV u molekulima SO 2, SF 4, SOCl 2, itd.
Prilikom uparivanja drugog usamljenog para elektrona koji se nalazi na 3 s-podnivo, vanjski energetski nivo poprima konfiguraciju:
U ovom stanju postaje moguća manifestacija valencije VI. Primeri jedinjenja sa VI-valentnim sumporom su SO 3, H 2 SO 4, SO 2 Cl 2, itd.
Slično, možemo razmotriti valentne mogućnosti drugih hemijskih elemenata.
DEFINICIJA
Sposobnost atoma da formira hemijske veze naziva se valence. Kvantitativnom mjerom valencije smatra se broj različitih atoma u molekulu s kojima određeni element formira veze.
Prema mehanizmu razmjene metodom valentne veze, valencija kemijskih elemenata određena je brojem nesparenih elektrona sadržanih u atomu. Za s- i p-elemente, to su elektroni vanjskog nivoa, za d-elemente, to su elektroni vanjskog i pred-eksternog nivoa;
Vrijednosti najveće i najniže valencije nekog kemijskog elementa mogu se odrediti pomoću periodnog sistema D.I. Mendeljejev. Najveća valencija elementa poklapa se sa brojem grupe u kojoj se nalazi, a najmanja je razlika između broja 8 i broja grupe. Na primjer, brom se nalazi u grupi VIIA, što znači da mu je najviša valencija VII, a najniža I.
Upareni elektroni (koji se nalaze po dva u atomskim orbitalama) nakon ekscitacije mogu se razdvojiti u prisustvu slobodnih ćelija istog nivoa (odvajanje elektrona na bilo koji nivo je nemoguće). Pogledajmo primjer elemenata grupa I i II. Na primjer, valencija elemenata glavne podgrupe grupe I jednaka je jedan, jer na vanjskom nivou atomi ovih elemenata imaju jedan elektron:
3 Li 1s 2 2s 1
Valencija elemenata glavne podgrupe grupe II u osnovnom (nepobuđenom) stanju je nula, jer na vanjskom energetskom nivou nema nesparenih elektrona:
4 Budi 1s 2 2 s 2
Kada su ovi atomi pobuđeni, upareni s-elektroni se odvajaju u slobodne ćelije p-podnivoa istog nivoa i valencija postaje jednaka dva (II):
Oksidacijsko stanje
Za karakterizaciju stanja elemenata u spojevima uveden je koncept oksidacijskog stanja.
DEFINICIJA
Broj elektrona pomaknutih iz atoma datog elementa ili do atoma datog elementa u spoju naziva se oksidacijskom stanju.
Pozitivno oksidacijsko stanje označava broj elektrona koji su pomaknuti iz datog atoma, a negativno oksidacijsko stanje označava broj elektrona koji su pomaknuti prema datom atomu.
Iz ove definicije slijedi da je u spojevima s nepolarnim vezama oksidacijsko stanje elemenata nula. Primjeri takvih spojeva su molekuli koji se sastoje od identičnih atoma (N 2, H 2, Cl 2).
Oksidacijsko stanje metala u elementarnom stanju je nula, jer je raspodjela elektronske gustine u njima jednolična.
U jednostavnim ionskim jedinjenjima, oksidacijsko stanje elemenata uključenih u njih jednako je električnom naboju, jer tokom formiranja ovih jedinjenja dolazi do gotovo potpunog prijelaza elektrona s jednog atoma na drugi: Na +1 I -1, Mg +2 Cl -1 2, Al +3 F - 1 3 , Zr +4 Br -1 4 .
Prilikom određivanja oksidacijskog stanja elemenata u spojevima s polarnim kovalentnim vezama uspoređuju se njihove vrijednosti elektronegativnosti. Budući da se tijekom stvaranja kemijske veze elektroni pomiču na atome više elektronegativnih elemenata, potonji imaju negativno oksidacijsko stanje u spojevima.
Koncept oksidacijskog stanja za većinu spojeva je uvjetovan, jer ne odražava stvarni naboj atoma. Međutim, ovaj koncept se vrlo široko koristi u hemiji.
Većina elemenata može ispoljiti različite stepene oksidacije u jedinjenjima. Prilikom određivanja njihovog oksidacijskog stanja koriste pravilo prema kojem je zbroj oksidacijskih stanja elemenata u električni neutralnim molekulima jednak nuli, a u kompleksnim ionima - naboj ovih iona. Kao primjer, izračunajmo stepen oksidacije dušika u spojevima sastava KNO 2 i HNO 3. Oksidacijsko stanje vodonika i alkalnih metala u jedinjenjima je (+), a oksidacijsko stanje kisika (-2). Prema tome, stepen oksidacije azota je jednak:
KNO 2 1+ x + 2 × (-2) = 0, x=+3.
HNO 3 1+x+ x + 3 × (-2) = 0, x=+5.
Primjeri rješavanja problema
PRIMJER 1
| Vježbajte | Valencija IV je karakteristična za: a) Ca; b) P; c) O; d)Si? |
| Rješenje | Kako bismo dali tačan odgovor na postavljeno pitanje, razmotrit ćemo svaku od predloženih opcija posebno. a) Kalcijum je metal. Karakterizira ga jedina moguća vrijednost valencije, koja se poklapa sa brojem grupe u periodnom sistemu D.I. Mendeljejeva, u kojem se nalazi, tj. Valencija kalcijuma je II. Odgovor je netačan. b) Fosfor je nemetal. Odnosi se na grupu hemijskih elemenata sa promenljivom valentnošću: najveći je određen brojem grupe u periodnom sistemu D.I. Mendeljejeva, u kojem se nalazi, tj. jednaka je V, a najmanja je razlika između broja 8 i broja grupe, tj. jednak III. Odgovor je netačan. c) Kiseonik je nemetal. Karakterizira ga jedina moguća vrijednost valencije jednaka II. Odgovor je netačan. d) Silicijum je nemetal. Karakterizira ga jedina moguća vrijednost valencije, koja se poklapa sa brojem grupe u periodnom sistemu D.I. Mendeljejeva, u kojem se nalazi, tj. Valencija silicijuma je IV. Ovo je tačan odgovor. |
| Odgovori | Opcija (d) |
PRIMJER 2
| Vježbajte | Kolika je valencija gvožđa u jedinjenju koje nastaje pri reakciji sa hlorovodoničnom kiselinom: a) I; b) II; c) III; d) VIII? |
| Rješenje | Napišimo jednačinu interakcije željeza sa hlorovodoničnom kiselinom: Fe + HCl = FeCl 2 + H 2. Kao rezultat interakcije, nastaje željezni klorid i oslobađa se vodik. Da bismo odredili valenciju željeza pomoću kemijske formule, prvo izbrojimo broj atoma klora: Izračunavamo ukupan broj valentnih jedinica hlora: Određujemo broj atoma željeza: on je jednak 1. Tada će valencija željeza u njegovom hloridu biti jednaka: |
| Odgovori | Valentnost gvožđa u jedinjenju nastalom tokom njegove interakcije sa hlorovodoničnom kiselinom je II. |
Među hemijskim reakcijama, uključujući i u prirodi, redoks reakcije su najčešći. To uključuje, na primjer, fotosintezu, metabolizam, biološke procese, kao i sagorijevanje goriva, proizvodnju metala i mnoge druge reakcije. Redoks reakcije čovječanstvo već dugo uspješno koristi u različite svrhe, ali sama elektronska teorija redoks procesa pojavila se sasvim nedavno - početkom 20. stoljeća.
Da bismo prešli na modernu teoriju oksidacije-redukcije, potrebno je uvesti nekoliko koncepata - to su valencija, oksidaciono stanje i struktura elektronskih omotača atoma. Proučavajući sekcije kao što su , elementi i , već smo se susreli sa ovim konceptima. Dalje, pogledajmo ih detaljnije.
Valentnost i oksidaciono stanje
Valence- složen pojam koji je nastao zajedno sa pojmom hemijske veze i definiše se kao svojstvo atoma da vežu ili zamenjuju određeni broj atoma drugog elementa, tj. je sposobnost atoma da formiraju hemijske veze u jedinjenjima. U početku je valencija određena vodonikom (njegova valencija je uzeta kao 1) ili kisikom (valencija je uzeta kao 2). Kasnije su počeli praviti razliku između pozitivne i negativne valencije. Kvantitativno, pozitivnu valenciju karakterizira broj elektrona doniranih od atoma, a negativnu valenciju karakterizira broj elektrona koji se moraju dodati atomu da bi se implementiralo oktetno pravilo (tj. završetak vanjskog energetskog nivoa). Kasnije je koncept valencije počeo da kombinuje prirodu hemijskih veza koje nastaju između atoma u njihovoj vezi.
Po pravilu, najveća valencija elemenata odgovara broju grupe u periodnom sistemu. Ali, kao i kod svih pravila, postoje izuzeci: na primjer, bakar i zlato su u prvoj grupi periodnog sistema i njihova valencija mora biti jednaka broju grupe, tj. 1, ali u stvarnosti je najviša valencija bakra 2, a zlata 3.
Oksidacijsko stanje ponekad se naziva oksidacijski broj, elektrohemijska valencija ili oksidaciono stanje i relativan je pojam. Dakle, pri izračunavanju oksidacijskog stanja pretpostavlja se da se molekula sastoji samo od iona, iako većina spojeva uopće nije ionska. Kvantitativno, stepen oksidacije atoma elementa u jedinjenju određen je brojem elektrona vezanih za atom ili pomerenih sa atoma. Dakle, u nedostatku pomaka elektrona, oksidacijsko stanje će biti nula, kada se elektroni pomaknu prema datom atomu, ono će biti negativno, a kada se elektroni pomaknu iz datog atoma, ono će biti pozitivno.
Definisanje oksidacijskom stanju atoma moraju se poštovati sledeća pravila:
- U molekulima jednostavnih tvari i metala oksidacijsko stanje atoma je 0.
- Vodik u gotovo svim spojevima ima oksidacijsko stanje jednako +1 (a samo u hidridima aktivnih metala jednako -1).
- Za atome kiseonika u njegovim jedinjenjima, tipično oksidaciono stanje je -2 (izuzeci: OF 2 i metalni peroksidi, oksidaciono stanje kiseonika je +2 i -1, respektivno).
- Atomi alkalnih (+1) i zemnoalkalnih (+2) metala, kao i fluora (-1) takođe imaju konstantno oksidaciono stanje
- U jednostavnim ionskim jedinjenjima, oksidacijsko stanje je jednako po veličini i znaku njegovom električnom naboju.
- Za kovalentno jedinjenje, elektronegativniji atom ima oksidaciono stanje sa znakom "-", a manje elektronegativni ima znak "+".
- Za kompleksna jedinjenja naznačeno je oksidaciono stanje centralnog atoma.
- Zbir oksidacijskih stanja atoma u molekuli je nula.
Na primjer, odredimo oksidacijsko stanje Se u jedinjenju H 2 SeO 3
Dakle, oksidaciono stanje vodika je +1, kiseonika -2, a zbir svih oksidacionih stanja je 0, napravimo izraz, uzimajući u obzir broj atoma u jedinjenju H 2 + Se x O 3 -2:
(+1)2+x+(-2)3=0, odakle
one. H 2 + Se +4 O 3 -2
Znajući kakvo je oksidaciono stanje nekog elementa u jedinjenju, moguće je predvideti njegova hemijska svojstva i reaktivnost prema drugim jedinjenjima, kao i da li je to jedinjenje redukciono sredstvo ili oksidaciono sredstvo. Ovi koncepti su u potpunosti otkriveni u oksidaciono-redukcione teorije:
- Oksidacija je proces gubitka elektrona od strane atoma, jona ili molekula, što dovodi do povećanja oksidacijskog stanja.
Al 0 -3e - = Al +3 ;
2O -2 -4e - = O 2 ;
2Cl - -2e - = Cl 2
- Oporavak - Ovo je proces kojim atom, ion ili molekula dobivaju elektrone, što rezultira smanjenjem oksidacijskog stanja.
Ca +2 +2e - = Ca 0 ;
2H + +2e - =H 2
- Oksidirajuća sredstva– jedinjenja koja prihvataju elektrone tokom hemijske reakcije, i redukcioni agensi– jedinjenja koja doniraju elektrone. Redukcioni agensi se oksidiraju tokom reakcije, a oksidanti se redukuju.
- Suština redoks reakcija– kretanje elektrona (ili pomicanje elektronskih parova) iz jedne supstance u drugu, praćeno promjenom oksidacijskih stanja atoma ili iona. U takvim reakcijama jedan element se ne može oksidirati bez redukcije drugog, jer Prijenos elektrona uvijek uzrokuje i oksidaciju i redukciju. Dakle, ukupan broj elektrona oduzetih jednom elementu tokom oksidacije je isti kao i broj elektrona koje je drugi element dobio tokom redukcije.
Dakle, ako su elementi u spojevima u svojim najvišim oksidacijskim stanjima, tada će pokazivati samo oksidirajuća svojstva, zbog činjenice da više ne mogu odustati od elektrona. Naprotiv, ako su elementi u jedinjenjima u svom najnižem oksidacionom stanju, tada pokazuju samo redukciona svojstva, jer oni više ne mogu dodavati elektrone. Atomi elemenata u srednjem oksidacionom stanju, u zavisnosti od uslova reakcije, mogu biti i oksidanti i redukcioni agensi. Dajemo primjer: sumpor u svom najvećem oksidacionom stanju +6 u jedinjenju H 2 SO 4 može pokazati samo oksidirajuća svojstva, u jedinjenju H 2 S - sumpor je u najnižem oksidacionom stanju -2 i pokazaće samo redukciona svojstva, i u jedinjenju H 2 SO 3 koje je u srednjem oksidacionom stanju +4, sumpor može biti i oksidaciono i redukciono sredstvo.
Na osnovu oksidacionog stanja elemenata može se predvidjeti vjerovatnoća reakcije između supstanci. Jasno je da ako su oba elementa u svojim spojevima u višim ili nižim oksidacijskim stanjima, onda je reakcija između njih nemoguća. Reakcija je moguća ako jedan od spojeva može pokazati oksidirajuća svojstva, a drugi – redukcijski. Na primjer, u HI i H 2 S, i jod i sumpor su u najnižim oksidacijskim stanjima (-1 i -2) i mogu biti samo redukcioni agensi, stoga neće reagirati jedni s drugima. Ali oni će dobro komunicirati sa H 2 SO 4, koji karakterišu redukciona svojstva, jer sumpor je ovdje u svom najvišem stanju oksidacije.
Najvažniji redukcioni i oksidacioni agensi prikazani su u sledećoj tabeli.
| Restauratori | |
| Neutralni atomi | Opća shema M—ne →Mn+ Svi metali, kao i vodonik i ugljenik, najmoćniji redukcioni agensi su alkalni i zemnoalkalni metali, kao i lantanidi i aktinidi. Slabi redukcioni agensi su plemeniti metali - Au, Ag, Pt, Ir, Os, Pd, Ru, Rh. |
| negativno nabijenih jona nemetala | Opća shema E +ne - → En- Negativno nabijeni ioni su jaki redukcioni agensi zbog činjenice da mogu donirati i višak elektrona i njihove vanjske elektrone. Snaga redukcije, sa istim nabojem, raste sa povećanjem atomskog radijusa. Na primjer, I je jači reduktor od Br - i Cl - Redukcioni agensi mogu biti i S 2-, Se 2-, Te 2- i drugi. |
| pozitivno nabijeni metalni joni najnižeg oksidacijskog stanja | Metalni joni nižih oksidacionih stanja mogu pokazati redukciona svojstva ako ih karakterišu stanja sa višim oksidacionim stanjem. Na primjer, Sn 2+ -2e — → Sn 4+ Cr 2+ -e — → Cr 3+ Cu + -e — → Cu 2+ |
| Složeni ioni i molekuli koji sadrže atome u srednjim oksidacijskim stanjima | Kompleksni ili kompleksni joni, kao i molekuli, mogu pokazati redukciona svojstva ako su njihovi sastavni atomi u srednjem oksidacionom stanju. Na primjer, SO 3 2-, NO 2 -, AsO 3 3-, 4-, SO 2, CO, NO i drugi. |
| Ugljenik, Ugljenmonoksid (II), Gvožđe, Cink, Aluminijum, Kosaj, Sumporna kiselina, Natrijum sulfit i bisulfit, Natrijum sulfid, Natrijum tiosulfat, Vodik, Električna struja | |
| Oksidirajuća sredstva | |
| Neutralni atomi | Opća shema E + ne- → E n- Oksidirajući agensi su atomi p-elemenata. Tipični nemetali su fluor, kiseonik, hlor. Najjači oksidanti su halogeni i kiseonik. U glavnim podgrupama grupa 7, 6, 5 i 4, oksidativna aktivnost atoma opada od vrha do dna |
| pozitivno nabijenih metalnih jona | Svi pozitivno nabijeni ioni metala pokazuju oksidirajuća svojstva u različitom stupnju. Od njih su najmoćniji oksidanti ioni s visokim oksidacijskim stanjem, na primjer, Sn 4+, Fe 3+, Cu 2+. Joni plemenitih metala, čak iu niskim oksidacijskim stanjima, jaki su oksidacijski agensi. |
| Kompleksni ioni i molekuli koji sadrže atome metala u najvišem oksidacionom stanju | Tipični oksidanti su tvari koje sadrže atome metala u stanju najvišeg oksidacijskog stanja. Na primjer, KMnO4, K2Cr2O7, K2CrO4, HAuCl4. |
| Kompleksni ioni i molekuli koji sadrže atome nemetala u stanju pozitivne oksidacije | To su uglavnom kiseline koje sadrže kisik, kao i njihovi odgovarajući oksidi i soli. Na primjer, SO 3, H 2 SO 4, HClO, HClO 3, NaOBr i drugi. Zaredom H 2SO4 →H 2SeO4 →H 6TeO6 oksidaciona aktivnost raste od sumporne do telurske kiseline. Zaredom HClO -HClO2 -HClO 3 -HClO4 HBrO - HBrO 3 - HIO - HIO 3 - HIO 4, H5IO 6 oksidativna aktivnost raste s desna na lijevo, a kisela svojstva se povećavaju s lijeva na desno. |
| Najvažniji redukcioni agensi u tehnologiji i laboratorijskoj praksi | Kiseonik, ozon, kalijum permanganat, hromne i dihromne kiseline, azotna kiselina, azotna kiselina, sumporna kiselina (konc.), vodikov peroksid, električna struja, hlorovodonična kiselina, mangan dioksid, olovni dioksid, izbeljivač, rastvori kalijum i natrijum hipohlorita, kalijum hipobromid, kalijum heksacijanoferat (III). |
Učitavanje...