Cheminių elementų elektronegatyvumas, oksidacijos būsena ir valentingumas
Elektronegatyvumas
Ši sąvoka plačiai naudojama chemijoje elektronegatyvumas (EO).
Tam tikro elemento atomų savybė pritraukti elektronus iš kitų junginių elementų atomų vadinama elektronegatyvumu.
Ličio elektronegatyvumas sutartinai laikomas vienetu, atitinkamai apskaičiuojamas kitų elementų EO. Yra EO elementų verčių skalė.
EO elementų skaitinės reikšmės turi apytiksles reikšmes: tai yra bematis dydis. Kuo didesnis elemento EO, tuo aiškiau išryškėja jo nemetalinės savybės. Pagal EO elementus galima parašyti taip:
$F > O > Cl > Br > S > P > C > H > Si > Al > Mg > Ca > Na > K > Cs$. Fluoras turi didžiausią EO vertę.
Lyginant elementų EO vertes nuo francio $(0.86)$ iki fluoro $(4.1)$, nesunku pastebėti, kad EO paklūsta periodiniam įstatymui.
Periodinėje elementų lentelėje EO periode didėja kartu su elemento skaičiumi (iš kairės į dešinę), o pagrindiniuose pogrupiuose mažėja (iš viršaus į apačią).
Laikotarpiais, didėjant atomų branduolių krūviams, didėja išoriniame sluoksnyje esančių elektronų skaičius, mažėja atomų spindulys, todėl mažėja elektronų praradimo lengvumas, didėja EO, todėl didėja nemetalinės savybės.
Oksidacijos būsena
Sudėtingos medžiagos, susidedančios iš dviejų cheminių elementų, vadinamos dvejetainis(nuo lat. bi - du), arba dviejų elementų.
Prisiminkime tipiškus dvejetainius junginius, kurie buvo pateikti kaip pavyzdys joninių ir kovalentinių polinių ryšių susidarymo mechanizmams apsvarstyti: $NaCl$ – natrio chloridas ir $HCl$ – vandenilio chloridas. Pirmuoju atveju ryšys yra joninis: natrio atomas perkėlė savo išorinį elektroną į chloro atomą ir pavirto jonu, kurio krūvis $+1$, o chloro atomas priėmė elektroną ir virto jonu su krūviu. -1 USD. Schematiškai atomų pavertimo jonais procesas gali būti pavaizduotas taip:
$(Na)↖(0)+(Cl)↖(0)→(Na)↖(+1)(Cl)↖(-1)$.
$HCl$ molekulėje ryšys susidaro dėl nesuporuotų išorinių elektronų poravimosi ir bendros elektronų poros iš vandenilio ir chloro atomų susidarymo.
Kovalentinio ryšio susidarymą vandenilio chlorido molekulėje teisingiau įsivaizduoti kaip vandenilio atomo vieno elektrono $s$-debesio sutapimą su vieno elektrono $p$-chloro atomo debesiu:
Cheminės sąveikos metu bendroji elektronų pora pasislenka link labiau elektroneigiamo chloro atomo: $(H)↖(δ+)→(Cl)↖(δ−)$, t.y. elektronas ne visiškai pereis iš vandenilio atomo į chloro atomą, o iš dalies, taip nustatydamas dalinį atomų krūvį $δ$: $H^(+0.18)Cl^(-0.18)$. Jei įsivaizduotume, kad $HCl$ molekulėje, taip pat $NaCl$ chloride elektronas visiškai persikėlė iš vandenilio atomo į chloro atomą, tada jie gautų $+1$ ir $-1$ krūvius. : $(H)↖ (+1)(Cl)↖(−1). Tokie sąlyginiai mokesčiai vadinami oksidacijos laipsnis. Apibrėžiant šią sąvoką, paprastai daroma prielaida, kad kovalentiniuose poliniuose junginiuose jungiamieji elektronai yra visiškai perkelti į labiau elektroneigiamą atomą, todėl junginiai susideda tik iš teigiamai ir neigiamai įkrautų atomų.
Oksidacijos būsena yra sąlyginis junginio cheminio elemento atomų krūvis, apskaičiuotas remiantis prielaida, kad visi junginiai (ir joniniai, ir kovalentiniai poliniai) susideda tik iš jonų.
Oksidacijos skaičius gali turėti neigiamą, teigiamą arba nulinę reikšmę, kuri paprastai yra virš elemento simbolio viršuje, pavyzdžiui:
$(Na_2)↖(+1)(S)↖(-2), (Mg_3)↖(+2)(N_2)↖(-3), (H_3)↖(-1)(N)↖(-3) ), (Cl_2)↖(0)$.
Tie atomai, kurie priėmė elektronus iš kitų atomų arba į kuriuos išstumtos bendros elektronų poros, turi neigiamą oksidacijos būsenos reikšmę, t.y. elektronegatyvesnių elementų atomai.
Oksidacijos būsena turi teigiamą reikšmę tiems atomams, kurie atiduoda savo elektronus kitiems atomams arba iš kurių traukiamos bendros elektronų poros, t.y. mažiau elektronneigiamų elementų atomai.
Atomai paprastų medžiagų molekulėse ir laisvos būsenos atomai turi nulinę oksidacijos būseną.
Junginiuose bendra oksidacijos būsena visada lygi nuliui. Žinodami tai ir vieno iš elementų oksidacijos būseną, visada galite rasti kito elemento oksidacijos būseną naudodami dvejetainio junginio formulę. Pavyzdžiui, suraskime chloro oksidacijos būseną: $Cl_2O_7$. Pažymime deguonies oksidacijos būseną: $(Cl_2)(O_7)↖(-2)$. Todėl septynių deguonies atomų bendras neigiamas krūvis bus $(-2)·7=-14 $. Tuomet bendras dviejų chloro atomų krūvis yra $+14$, o vieno chloro atomo – $(+14):2=+7$.
Panašiai, žinodami elementų oksidacijos būsenas, galite sukurti junginio formulę, pavyzdžiui, aliuminio karbidą (aliuminio ir anglies junginį). Parašykime aliuminio ir anglies ženklus greta – $AlC$, pirmiausia su aliuminio ženklu, nes tai metalas. Naudodami periodinę elementų lentelę nustatome išorinių elektronų skaičių: $Al$ turi $3$ elektronų, $C$ turi $4$. Aliuminio atomas atiduos tris išorinius elektronus anglies ir gaus $+3$ oksidacijos būseną, lygią jono krūviui. Anglies atomas, priešingai, paims trūkstamus 4 USD elektronus į „branginamą aštuntą“ ir gaus -4 USD oksidacijos būseną. Įrašykime šias reikšmes į formulę $((Al)↖(+3)(C)↖(-4))$ ir raskime joms mažiausią bendrą kartotinį, kuris lygus $12$. Tada apskaičiuojame indeksus:
Valencija
Sąvoka labai svarbi apibūdinant organinių junginių cheminę struktūrą valentingumas.
Valencija apibūdina cheminių elementų atomų gebėjimą sudaryti cheminius ryšius; jis nustato cheminių ryšių, kuriais tam tikras atomas yra prijungtas prie kitų molekulės atomų, skaičių.
Cheminio elemento atomo valentingumas visų pirma nustatomas pagal nesuporuotų elektronų, dalyvaujančių formuojant cheminį ryšį, skaičius.
Nustatomos atomų valentingumo galimybės:
- nesuporuotų elektronų skaičius (vieno elektrono orbitalės);
- laisvų orbitų buvimas;
- vienišų elektronų porų buvimas.
Organinėje chemijoje „valencijos“ sąvoka pakeičia „oksidacijos būsenos“ sąvoką, kuri paprastai naudojama neorganinėje chemijoje. Tačiau tai nėra tas pats dalykas. Valencija neturi ženklo ir negali būti nulis, o oksidacijos būsena būtinai apibūdinama ženklu ir gali turėti reikšmę, lygią nuliui.
1 dalis. A5 užduotis.
Patikrinti elementai: Elektronegatyvumas Oksidacijos būsena ir
cheminių elementų valentingumas.
Elektronegatyvumas- reikšmė, apibūdinanti atomo gebėjimą poliarizuoti kovalentinius ryšius. Jei dviatominėje molekulėje A – B ryšį sudarantys elektronai atomą B traukia stipriau nei atomą A, tai atomas B laikomas labiau elektronneigiamu nei A.
Atomo elektronegatyvumas – tai molekulėje (junginyje) esančio atomo gebėjimas pritraukti elektronus, kurie jį sujungia su kitais atomais.
Elektronegatyvumo (EO) sąvoką pristatė L. Paulingas (JAV, 1932). Kiekybinė atomo elektronegatyvumo charakteristika yra labai sąlyginė ir negali būti išreikšta jokių fizikinių dydžių vienetais, todėl EO kiekybiniam nustatymui pasiūlytos kelios skalės. Santykinio EO mastas sulaukė didžiausio pripažinimo ir pasiskirstymo:
Elementų elektronegatyvumo vertės pagal Paulingą
Elektronegatyvumas χ (gr. chi) – tai atomo gebėjimas laikyti išorinius (valentingus) elektronus. Jį lemia šių elektronų traukos į teigiamai įkrautą branduolį laipsnis.
Ši savybė pasireiškia cheminiais ryšiais kaip jungties elektronų poslinkis elektronegatyvesnio atomo link.
Atomų, dalyvaujančių formuojant cheminį ryšį, elektronegatyvumas yra vienas iš pagrindinių veiksnių, lemiančių ne tik TIPĄ, bet ir šios jungties SAVYBES, ir tuo įtakojantis atomų sąveikos pobūdį cheminės reakcijos metu.
L. Paulingo elementų santykinių elektronegatyvumų skalėje (sudarytoje pagal dviatomių molekulių ryšių energijas) metalai ir organogeniniai elementai yra išdėstyti šioje eilutėje:
Elementų elektronegatyvumas paklūsta periodiniam dėsniui: jis didėja iš kairės į dešinę periodais ir iš apačios į viršų pagrindiniuose periodinės elementų lentelės pogrupiuose D.I. Mendelejevas.
Elektronegatyvumas nėra absoliuti elemento konstanta. Tai priklauso nuo efektyvaus atomo branduolio krūvio, kuris gali keistis veikiamas gretimų atomų ar atomų grupių, atomų orbitų tipo ir jų hibridizacijos pobūdžio.
Oksidacijos būsena yra sąlyginis cheminio elemento atomų krūvis junginyje, apskaičiuojamas darant prielaidą, kad junginiai susideda tik iš jonų.
Oksidacijos būsenos gali turėti teigiamą, neigiamą arba nulinę reikšmę, o ženklas dedamas prieš skaičių: -1, -2, +3, priešingai nei jono krūvis, kur ženklas dedamas po skaičiaus.
Molekulėse elementų oksidacijos būsenų algebrinė suma, atsižvelgiant į jų atomų skaičių, yra lygi 0.
Metalų oksidacijos laipsniai junginiuose visada yra teigiami, aukščiausia oksidacijos būsena atitinka periodinės sistemos grupės, kurioje yra elementas, skaičių (išskyrus kai kuriuos elementus: auksą Au+3 (I grupė), Cu+2 (II). ), iš VIII grupės oksidacijos laipsnis +8 gali tik osmis Os ir rutenis Ru.
Nemetalų laipsniai gali būti ir teigiami, ir neigiami, priklausomai nuo to, su kuriuo atomu jis yra prijungtas: jei su metalo atomu jis visada yra neigiamas, jei su nemetalu gali būti ir + ir - (sužinosite apie tai tiriant daugybę elektronegatyvumų) . Didžiausią neigiamą nemetalų oksidacijos būseną galima rasti iš 8 atėmus grupės, kurioje yra elementas, skaičių, didžiausias teigiamas yra lygus elektronų skaičiui išoriniame sluoksnyje (elektronų skaičius atitinka grupės numeris).
Paprastų medžiagų oksidacijos laipsniai yra 0, nepriklausomai nuo to, ar tai metalas, ar nemetalas.
Lentelė, kurioje rodomos dažniausiai naudojamų elementų pastovios galios:
Oksidacijos laipsnis (oksidacijos skaičius, formalusis krūvis) yra pagalbinė sutartinė vertė, skirta registruoti oksidacijos, redukcijos ir redokso reakcijų procesus, skaitinė elektrinio krūvio vertė, priskirta atomui molekulėje, darant prielaidą, kad elektronų poros atlikti ryšį yra visiškai pasislinkę link daugiau elektronneigiamų atomų.
Idėjos apie oksidacijos laipsnį sudaro neorganinių junginių klasifikavimo ir nomenklatūros pagrindą.
Oksidacijos laipsnis yra grynai sutartinė vertė, neturinti fizinės reikšmės, bet apibūdinanti tarpatominės sąveikos cheminės jungties susidarymą molekulėje.
Cheminių elementų valentingumas -(iš lot. valens - turintis stiprumą) - cheminių elementų atomų gebėjimas sudaryti tam tikrą skaičių cheminių ryšių su kitų elementų atomais. Junginiuose, sudarytuose joninėmis jungtimis, atomų valentingumas nustatomas pagal pridėtų arba atsisakytų elektronų skaičių. Junginiuose su kovalentiniais ryšiais atomų valentingumas nustatomas pagal susidariusių bendrų elektronų porų skaičių.
Nuolatinis valentingumas:
Prisiminti:
Oksidacijos būsena yra sąlyginis junginio cheminio elemento atomų krūvis, apskaičiuotas darant prielaidą, kad visos jungtys yra joninės.
1. Elementas paprastoje medžiagoje turi nulinę oksidacijos būseną. (Cu, H2)
2. Medžiagos molekulėje visų atomų oksidacijos būsenų suma lygi nuliui.
3. Visi metalai turi teigiamą oksidacijos būseną.
4. Boras ir silicis junginiuose turi teigiamą oksidacijos būseną.
5. Vandenilis turi oksidacijos būseną (+1) junginiuose, išskyrus hidridus
(vandenilio junginiai su pirmosios ir antrosios grupės pagrindinio pogrupio metalais, oksidacijos laipsnis -1, pavyzdžiui, Na + H -)
6. Deguonis turi oksidacijos laipsnį (-2), išskyrus deguonies junginį su fluoru OF2, deguonies oksidacijos laipsnį (+2), fluoro oksidacijos laipsnį (-1). O peroksiduose H 2 O 2 - deguonies oksidacijos būsena (-1);
7. Fluoras turi oksidacijos laipsnį (-1).
Elektronegatyvumas yra HeMe atomų savybė pritraukti bendras elektronų poras. Elektronegatyvumas turi tokią pačią priklausomybę kaip ir nemetalinės savybės: didėja per laikotarpį (iš kairės į dešinę), o mažėja išilgai grupės (iš viršaus).
Labiausiai elektroneigiamas elementas yra fluoras, tada deguonis, azotas ... ir tt...
Užduoties atlikimo demonstracinėje versijoje algoritmas:
Pratimas:
Chloro atomas yra 7 grupėje, todėl jo maksimali oksidacijos būsena gali būti +7.
Chloro atomas turi tokį oksidacijos laipsnį medžiagoje HClO4.
Patikrinkime tai: du cheminiai elementai vandenilis ir deguonis turi pastovias oksidacijos būsenas ir yra lygūs atitinkamai +1 ir -2. Deguonies oksidacijos būsenų skaičius yra (-2)·4=(-8), vandenilio (+1)·1=(+1). Teigiamų oksidacijos būsenų skaičius lygus neigiamų skaičiui. Todėl (-8)+(+1)=(-7). Tai reiškia, kad chromo atomas turi 7 teigiamus laipsnius, virš elementų užrašome oksidacijos būsenas. Chloro oksidacijos laipsnis HClO4 junginyje yra +7.
Atsakymas: 4 variantas. Chloro oksidacijos laipsnis yra +7 HClO4 junginyje.
Įvairios A5 užduoties formuluotės:
3. Chloro oksidacijos būsena Ca(ClO 2) 2
1) 0 2) -3 3) +3 4) +5
4.Elementas turi mažiausią elektronegatyvumą
5. Mangano oksidacijos laipsnis junginyje yra žemiausia
1) MnSO 4 2) MnO 2 3) K 2 MnO 4 4) Mn 2 O 3
6. Azoto oksidacijos laipsnis kiekviename iš dviejų junginių yra +3
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.Elemento valentingumas yra
1) jo suformuotų σ ryšių skaičius
2) jo suformuotų ryšių skaičius
3) jo suformuotų kovalentinių ryšių skaičius
4) oksidacijos būsenos su priešingu ženklu
8. Junginyje azotas pasižymi maksimalia oksidacijos būsena
1) NH 4 Cl 2) NO 2 3) NH 4 NO 3 4) NOF
Elektronegatyvumas, kaip ir kitos cheminių elementų atomų savybės, periodiškai kinta didėjant elemento atominiam skaičiui:
Aukščiau pateiktame grafike parodytas pagrindinių pogrupių elementų elektronegatyvumo pokyčių periodiškumas, priklausomai nuo elemento atominio skaičiaus.
Judant žemyn periodinės lentelės pogrupiu, cheminių elementų elektronegatyvumas mažėja, o judant į dešinę išilgai periodo – didėja.
Elektronegatyvumas atspindi elementų nemetališkumą: kuo didesnė elektronegatyvumo reikšmė, tuo elementas turi daugiau nemetalinių savybių.
Oksidacijos būsena
Kaip apskaičiuoti junginio elemento oksidacijos laipsnį?
1) Paprastų medžiagų cheminių elementų oksidacijos laipsnis visada lygus nuliui.
2) Yra elementų, kurie turi pastovią oksidacijos būseną sudėtingose medžiagose:
3) Yra cheminių elementų, kurių daugumos junginių oksidacijos būsena yra pastovi. Šie elementai apima:
Elementas |
Beveik visų junginių oksidacijos būsena |
Išimtys |
| vandenilis H | +1 | Šarminių ir šarminių žemių metalų hidridai, pavyzdžiui: |
| deguonis O | -2 | Vandenilio ir metalų peroksidai: deguonies fluoridas - |
4) Visų molekulėje esančių atomų oksidacijos būsenų algebrinė suma visada lygi nuliui. Visų jonų atomų oksidacijos būsenų algebrinė suma lygi jono krūviui.
5) Aukščiausia (maksimali) oksidacijos būsena yra lygi grupės skaičiui. Išimtys, kurioms ši taisyklė netaikoma, yra I grupės antrinio pogrupio elementai, VIII grupės antrinio pogrupio elementai, taip pat deguonis ir fluoras.
Cheminiai elementai, kurių grupės numeris nesutampa su didžiausia oksidacijos būsena (privaloma atsiminti)
6) Žemiausia metalų oksidacijos būsena visada lygi nuliui, o žemiausia nemetalų oksidacijos būsena apskaičiuojama pagal formulę:
žemiausia nemetalų oksidacijos būsena = grupės skaičius − 8
Remdamiesi aukščiau pateiktomis taisyklėmis, galite nustatyti bet kurios medžiagos cheminio elemento oksidacijos būseną.
Elementų oksidacijos būsenų nustatymas įvairiuose junginiuose
1 pavyzdys
Nustatykite visų sieros rūgšties elementų oksidacijos laipsnius.
Sprendimas:
Parašykime sieros rūgšties formulę:
Vandenilio oksidacijos laipsnis visose sudėtingose medžiagose yra +1 (išskyrus metalų hidridus).
Deguonies oksidacijos laipsnis visose sudėtingose medžiagose yra -2 (išskyrus peroksidus ir deguonies fluoridą OF 2). Sutvarkykime žinomas oksidacijos būsenas:
Sieros oksidacijos būseną pažymėkime kaip x:
Sieros rūgšties molekulė, kaip ir bet kurios medžiagos molekulė, paprastai yra elektriškai neutrali, nes visų molekulėje esančių atomų oksidacijos būsenų suma lygi nuliui. Schematiškai tai gali būti pavaizduota taip:
Tie. gavome tokią lygtį:
Išspręskime:
Taigi sieros oksidacijos laipsnis sieros rūgštyje yra +6.
2 pavyzdys
Nustatykite visų amonio dichromato elementų oksidacijos laipsnį.
Sprendimas:
Parašykime amonio dichromato formulę:
Kaip ir ankstesniu atveju, mes galime išdėstyti vandenilio ir deguonies oksidacijos būsenas:
Tačiau matome, kad dviejų cheminių elementų oksidacijos būsenos iš karto nežinomos – azoto ir chromo. Todėl negalime rasti oksidacijos būsenų panašiai kaip ankstesniame pavyzdyje (viena lygtis su dviem kintamaisiais neturi vieno sprendimo).
Atkreipkime dėmesį į tai, kad ši medžiaga priklauso druskų klasei ir atitinkamai turi joninę struktūrą. Tada galime pagrįstai teigti, kad amonio dichromato sudėtis apima NH 4 + katijonus (šio katijono krūvį galima pamatyti tirpumo lentelėje). Vadinasi, kadangi amonio dichromato formulės vienete yra du teigiami vieno krūvio NH 4 + katijonai, dichromato jono krūvis yra lygus -2, nes visa medžiaga yra elektriškai neutrali. Tie. medžiagą sudaro NH 4 + katijonai ir Cr 2 O 7 2- anijonai.
Žinome vandenilio ir deguonies oksidacijos būsenas. Žinant, kad visų jonų elementų atomų oksidacijos būsenų suma yra lygi krūviui, ir nurodant azoto bei chromo oksidacijos būsenas kaip x Ir y atitinkamai galime rašyti:
Tie. gauname dvi nepriklausomas lygtis:
Kurį išspręsdami randame x Ir y:
Taigi amonio dichromate azoto oksidacijos būsenos yra -3, vandenilio +1, chromo +6 ir deguonies -2.
Galite perskaityti, kaip nustatyti organinių medžiagų elementų oksidacijos būsenas.
Valencija
Atomų valentingumas žymimas romėniškais skaitmenimis: I, II, III ir kt.
Atomo valentingumo galimybės priklauso nuo kiekio:
1) nesuporuoti elektronai
2) pavienės elektronų poros valentinių lygių orbitose
3) tuščios valentinio lygio elektronų orbitalės
Vandenilio atomo valentingumo galimybės
Pavaizduokime elektroninę grafinę vandenilio atomo formulę:
Sakoma, kad valentingumo galimybes gali paveikti trys veiksniai – nesuporuotų elektronų buvimas, vienišų elektronų porų buvimas išoriniame lygyje ir laisvų (tuščių) orbitalių buvimas išoriniame lygyje. Išoriniame (ir vieninteliame) energijos lygyje matome vieną nesuporuotą elektroną. Remiantis tuo, vandenilis tikrai gali turėti I valentiškumą. Tačiau pirmame energijos lygyje yra tik vienas polygis - s, tie. Vandenilio atomas išoriniame lygyje neturi nei pavienių elektronų porų, nei tuščių orbitų.
Taigi, vienintelis vandenilio atomo valentingumas yra I.
Anglies atomo valentingumo galimybės
Panagrinėkime anglies atomo elektroninę struktūrą. Pagrindinėje būsenoje išorinio lygio elektroninė konfigūracija yra tokia:
Tie. pagrindinėje būsenoje nesužadinto anglies atomo išoriniame energijos lygyje yra 2 nesuporuoti elektronai. Šioje būsenoje jis gali turėti II valentingumą. Tačiau anglies atomas labai lengvai pereina į sužadinimo būseną, kai jam perduodama energija, o išorinio sluoksnio elektroninė konfigūracija šiuo atveju yra tokia:
Nepaisant to, kad tam tikras energijos kiekis išleidžiamas anglies atomo sužadinimo procesui, išlaidas daugiau nei kompensuoja keturių kovalentinių ryšių susidarymas. Dėl šios priežasties IV valentingumas yra daug būdingesnis anglies atomui. Pavyzdžiui, anglies dioksido, anglies rūgšties ir absoliučiai visų organinių medžiagų molekulėse anglis turi IV valentingumą.
Be nesuporuotų elektronų ir vienišų elektronų porų, laisvų ()valentinių orbitalių buvimas taip pat turi įtakos valentingumo galimybėms. Tokių orbitalių buvimas užpildytame lygyje lemia tai, kad atomas gali veikti kaip elektronų poros akceptorius, t.y. sudaryti papildomus kovalentinius ryšius per donoro-akceptoriaus mechanizmą. Pavyzdžiui, priešingai nei tikėtasi, anglies monoksido CO molekulėje ryšys yra ne dvigubas, o trigubas, kaip aiškiai parodyta šioje iliustracijoje:
Azoto atomo valentingumo galimybės
Parašykime elektroninę grafinę azoto atomo išorinės energijos lygio formulę:
Kaip matyti iš aukščiau esančios iliustracijos, azoto atomas normalioje būsenoje turi 3 nesuporuotus elektronus, todėl logiška manyti, kad jis gali parodyti III valentiškumą. Iš tiesų, amoniako (NH 3), azoto rūgšties (HNO 2), azoto trichlorido (NCl 3) ir kt. molekulėse stebimas trijų valentų kiekis.
Aukščiau buvo pasakyta, kad cheminio elemento atomo valentingumas priklauso ne tik nuo nesuporuotų elektronų skaičiaus, bet ir nuo vienišų elektronų porų buvimo. Taip yra dėl to, kad kovalentinis cheminis ryšys gali susidaryti ne tik tada, kai du atomai aprūpina vienas kitą vienu elektronu, bet ir tada, kai vienas atomas su viena elektronų pora – donoras () suteikia jį kitam atomui su laisvu ( ) orbitos valentingumo lygis (akceptorius). Tie. Azoto atomui valentingumas IV galimas ir dėl papildomo kovalentinio ryšio, susidariusio pagal donoro-akceptoriaus mechanizmą. Pavyzdžiui, susidarant amonio katijonui, stebimos keturios kovalentinės jungtys, iš kurių vieną sudaro donoro-akceptoriaus mechanizmas:
Nepaisant to, kad viena iš kovalentinių jungčių susidaro pagal donoro-akceptoriaus mechanizmą, visos N-H jungtys amonio katijone yra absoliučiai identiškos ir viena nuo kitos nesiskiria.
Azoto atomas negali turėti valentingumo, lygaus V. Taip yra dėl to, kad azoto atomui neįmanoma pereiti į sužadintą būseną, kurioje du elektronai yra suporuoti, vienam iš jų pereinant į laisvą orbitą, kuri yra arčiausiai energijos lygio. Azoto atomas neturi d-sublygio, o perėjimas į 3s orbitą energetiškai yra toks brangus, kad energijos sąnaudos nepadengiamos formuojant naujas jungtis. Daugeliui gali kilti klausimas, koks yra azoto valentingumas, pavyzdžiui, azoto rūgšties HNO 3 arba azoto oksido N 2 O 5 molekulėse? Kaip bebūtų keista, valentingumas ten taip pat yra IV, kaip matyti iš šių struktūrinių formulių:
Punktyrinė linija iliustracijoje rodo vadinamąjį delokalizuotas π - ryšys. Dėl šios priežasties terminalinės NO obligacijos gali būti vadinamos „pusantros obligacijos“. Panašios pusantro jungtys taip pat yra ozono O 3, benzeno C 6 H 6 ir kt.
Fosforo valentingumo galimybės
Pavaizduokime fosforo atomo išorinės energijos lygio elektroninę grafinę formulę:
Kaip matome, pagrindinės būsenos fosforo atomo ir azoto atomo išorinio sluoksnio struktūra yra tokia pati, todėl logiška tikėtis fosforo atomo, kaip ir azoto atomo, galimų valentų, lygių I, II, III ir IV, kaip pastebėta praktikoje.
Tačiau, skirtingai nuo azoto, fosforo atomas taip pat turi d-poaukštis su 5 laisvomis orbitalėmis.
Šiuo atžvilgiu jis gali pereiti į sužadinimo būseną, garuodamas elektronus 3 s- orbitos:
Taigi fosforo atomo, kuris yra nepasiekiamas azotui, valentingumas V yra įmanomas. Pavyzdžiui, fosforo atomo valentingumas yra penkis junginių, tokių kaip fosforo rūgštis, fosforo (V) halogenidai, fosforo (V) oksidas ir kt., molekulėse.
Deguonies atomo valentingumo galimybės
Deguonies atomo išorinio energijos lygio elektroninė grafinė formulė yra tokia:
2 lygyje matome du nesuporuotus elektronus, todėl deguoniui galimas II valentingumas. Reikėtų pažymėti, kad šis deguonies atomo valentingumas stebimas beveik visuose junginiuose. Aukščiau, svarstydami anglies atomo valentingumo galimybes, aptarėme anglies monoksido molekulės susidarymą. CO molekulėje ryšys yra trigubas, todėl ten esantis deguonis yra trivalentis (deguonis yra elektronų poros donoras).
Dėl to, kad deguonies atomas neturi išorinio d-polygis, elektronų poravimas s Ir p- orbitos neįmanoma, todėl deguonies atomo valentingumo galimybės yra ribotos, palyginti su kitais jo pogrupio elementais, pavyzdžiui, siera.
Sieros atomo valentingumo galimybės
Išorinis sieros atomo energijos lygis nesužadintoje būsenoje:
Sieros atomas, kaip ir deguonies atomas, paprastai turi du nesuporuotus elektronus, todėl galime daryti išvadą, kad sieros valentingumas yra dviejų. Iš tiesų, sieros valentingumas II, pavyzdžiui, vandenilio sulfido molekulėje H2S.
Kaip matome, sieros atomas atsiranda išoriniame lygyje d-polygis su laisvomis orbitomis. Dėl šios priežasties sieros atomas gali išplėsti savo valentingumo galimybes, skirtingai nei deguonis, dėl perėjimo į sužadintas būsenas. Taigi, suporuojant vienišą elektronų porą 3 p-polygis, sieros atomas įgyja tokios formos išorinio lygio elektroninę konfigūraciją:
Šioje būsenoje sieros atomas turi 4 nesuporuotus elektronus, o tai rodo, kad sieros atomų valentingumas yra IV. Iš tiesų, siera turi IV valentingumą molekulėse SO 2, SF 4, SOCl 2 ir kt.
Suporuojant antrąją vienišą elektronų porą, esančią 3 s-polygis, išorinis energijos lygis įgyja konfigūraciją:
Šioje būsenoje tampa įmanoma VI valentingumo pasireiškimas. Junginių su VI-valente siera pavyzdžiai yra SO 3, H 2 SO 4, SO 2 Cl 2 ir kt.
Panašiai galime apsvarstyti ir kitų cheminių elementų valentingumo galimybes.
APIBRĖŽIMAS
Atomo gebėjimas sudaryti cheminius ryšius vadinamas valentingumas. Kiekybiniu valentingumo matu laikomas skirtingų molekulėje esančių atomų, su kuriais tam tikras elementas sudaro ryšius, skaičius.
Pagal valentinio ryšio metodo mainų mechanizmą cheminių elementų valentingumas nustatomas pagal atome esančių nesuporuotų elektronų skaičių. S- ir p-elementams tai yra išorinio lygio elektronai d-elementams, tai yra išorinio ir priešišorinio lygio elektronai.
Didžiausio ir mažiausio cheminio elemento valentingumo vertes galima nustatyti naudojant periodinę lentelę D.I. Mendelejevas. Didžiausias elemento valentingumas sutampa su grupės, kurioje jis yra, numeriu, o mažiausias yra skirtumas tarp skaičiaus 8 ir grupės numerio. Pavyzdžiui, bromas yra VIIA grupėje, o tai reiškia, kad didžiausias jo valentingumas yra VII, o mažiausias – I.
Suporuoti elektronai (esantys po du atominėse orbitose) po sužadinimo gali būti atskirti esant laisvoms to paties lygio ląstelėms (elektronų atskyrimas į bet kurį lygį neįmanomas). Pažiūrėkime į I ir II grupių elementų pavyzdį. Pavyzdžiui, pagrindinės I grupės pogrupio elementų valentingumas yra lygus vienetui, nes išoriniame lygyje šių elementų atomai turi vieną elektroną:
3 Li 1s 2 2s 1
II grupės pagrindinio pogrupio elementų valentingumas pagrindinėje (nesužadintos) būsenoje yra lygus nuliui, nes išoriniame energijos lygyje nėra nesuporuotų elektronų:
4 Būk 1s 2 2 s 2
Sužadinus šiuos atomus, suporuoti s-elektronai suskaidomi į laisvąsias to paties lygio p-polygio ląsteles ir valentingumas tampa lygus dviem (II):
Oksidacijos būsena
Elementų būklei junginiuose apibūdinti buvo įvesta oksidacijos būsenos sąvoka.
APIBRĖŽIMAS
Elektronų, išstumtų iš tam tikro elemento atomo arba į tam tikro elemento atomą junginyje, skaičius vadinamas oksidacijos būsena.
Teigiama oksidacijos būsena rodo elektronų, išstumtų iš tam tikro atomo, skaičių, o neigiama oksidacijos būsena rodo elektronų, pasislinkusių link tam tikro atomo, skaičių.
Iš šio apibrėžimo matyti, kad junginiuose su nepolinėmis jungtimis elementų oksidacijos būsena yra lygi nuliui. Tokių junginių pavyzdžiai yra molekulės, susidedančios iš identiškų atomų (N 2, H 2, Cl 2).
Metalų oksidacijos būsena elementinėje būsenoje yra lygi nuliui, nes elektronų tankio pasiskirstymas juose yra vienodas.
Paprastuose joniniuose junginiuose juose esančių elementų oksidacijos būsena yra lygi elektros krūviui, nes formuojantis šiems junginiams vyksta beveik visiškas elektronų perėjimas iš vieno atomo į kitą: Na +1 I -1, Mg +2 Cl -1 2, Al +3 F - 1 3, Zr +4 Br -1 4 .
Nustatant elementų oksidacijos laipsnį junginiuose su poliniais kovalentiniais ryšiais, lyginamos jų elektronegatyvumo reikšmės. Kadangi susidarant cheminiam ryšiui elektronai pasislenka į daugiau elektronneigiamų elementų atomus, pastarieji junginiuose turi neigiamą oksidacijos būseną.
Daugumos junginių oksidacijos būsenos samprata yra sąlyginė, nes ji neatspindi tikrojo atomo krūvio. Tačiau ši sąvoka labai plačiai naudojama chemijoje.
Dauguma elementų gali turėti skirtingą junginių oksidacijos laipsnį. Nustatydami jų oksidacijos laipsnį, jie naudoja taisyklę, pagal kurią elektra neutralių molekulių elementų oksidacijos būsenų suma lygi nuliui, o kompleksiniuose jonų - šių jonų krūviui. Pavyzdžiui, apskaičiuokime azoto oksidacijos laipsnį junginiuose, kurių sudėtis KNO 2 ir HNO 3. Vandenilio ir šarminių metalų oksidacijos būsena junginiuose yra (+), o deguonies oksidacijos būsena yra (-2). Atitinkamai, azoto oksidacijos laipsnis yra lygus:
KNO 2 1+ x + 2 × (-2) = 0, x=+3.
HNO 3 1+x+ x + 3 × (-2) = 0, x=+5.
Problemų sprendimo pavyzdžiai
1 PAVYZDYS
| Pratimas | IV valencija būdinga: a) Ca; b) P; c) O; d) Si? |
| Sprendimas | Siekdami pateikti teisingą atsakymą į pateiktą klausimą, kiekvieną siūlomą variantą apsvarstysime atskirai. a) Kalcis yra metalas. Jai būdinga vienintelė galima valentingumo reikšmė, sutampanti su grupės numeriu periodinėje lentelėje D.I. Mendelejevas, kuriame ji yra, t.y. Kalcio valentingumas yra II. Atsakymas neteisingas. b) Fosforas yra nemetalas. Nurodo cheminių elementų grupę su kintamu valentiškumu: didžiausias nustatomas pagal grupės numerį periodinėje lentelėje D.I. Mendelejevas, kuriame ji yra, t.y. yra lygus V, o mažiausias – skirtumas tarp skaičiaus 8 ir grupės skaičiaus, t.y. lygus III. Atsakymas neteisingas. c) Deguonis yra nemetalas. Jai būdinga vienintelė galima valentingumo reikšmė, lygi II. Atsakymas neteisingas. d) Silicis yra nemetalas. Jai būdinga vienintelė galima valentingumo reikšmė, sutampanti su grupės numeriu periodinėje lentelėje D.I. Mendelejevas, kuriame ji yra, t.y. Silicio valentingumas yra IV. Tai teisingas atsakymas. |
| Atsakymas | d variantas |
2 PAVYZDYS
| Pratimas | Koks yra geležies valentingumas junginyje, kuris susidaro jai reaguojant su druskos rūgštimi: a) I; b) II; c) III; d) VIII? |
| Sprendimas | Parašykime geležies sąveikos su druskos rūgštimi lygtį: Fe + HCl = FeCl 2 + H 2. Dėl sąveikos susidaro geležies chloridas ir išsiskiria vandenilis. Norėdami nustatyti geležies valentingumą pagal cheminę formulę, pirmiausia suskaičiuojame chloro atomų skaičių: Apskaičiuojame bendrą chloro valentingumo vienetų skaičių: Nustatome geležies atomų skaičių: jis lygus 1. Tada geležies valentingumas jos chloride bus lygus: |
| Atsakymas | Geležies valentingumas junginyje, susidarančioje sąveikaujant su druskos rūgštimi, yra II. |
Tarp cheminių reakcijų, įskaitant gamtoje, redokso reakcijos yra labiausiai paplitę. Tai apima, pavyzdžiui, fotosintezę, medžiagų apykaitą, biologinius procesus, taip pat kuro degimą, metalų gamybą ir daugybę kitų reakcijų. Redokso reakcijas žmonija jau seniai sėkmingai naudojo įvairiems tikslams, tačiau pati elektroninė redokso procesų teorija atsirado visai neseniai – XX amžiaus pradžioje.
Norint pereiti prie šiuolaikinės oksidacijos-redukcijos teorijos, būtina įvesti keletą sąvokų – tai atomų elektroninių apvalkalų valentingumas, oksidacijos laipsnis ir struktūra. Studijuodami skyrius, tokius kaip , elementai ir , mes jau susidūrėme su šiomis sąvokomis. Toliau pažvelkime į juos išsamiau.
Valencija ir oksidacijos būsena
Valencija- sudėtinga sąvoka, atsiradusi kartu su cheminio ryšio sąvoka ir apibrėžiama kaip atomų savybė prijungti arba pakeisti tam tikrą kito elemento atomų skaičių, t.y. yra atomų gebėjimas junginiuose sudaryti cheminius ryšius. Iš pradžių valentingumas buvo nustatomas pagal vandenilį (jo valentingumas buvo laikomas 1) arba deguonimi (valentas buvo laikomas 2). Vėliau jie pradėjo skirti teigiamą ir neigiamą valentiškumą. Kiekybiškai teigiamas valentas apibūdinamas atomo dovanojamų elektronų skaičiumi, o neigiamas – elektronų, kuriuos reikia pridėti prie atomo, kad būtų įgyvendinta okteto taisykle (t.y. išorinio energijos lygio užbaigimas), skaičiumi. Vėliau valentingumo sąvoka taip pat pradėjo derinti cheminių ryšių, atsirandančių tarp atomų, prigimtį.
Paprastai didžiausias elementų valentingumas atitinka grupės numerį periodinėje lentelėje. Bet, kaip ir visos taisyklės, yra išimčių: pavyzdžiui, varis ir auksas yra pirmoje periodinės lentelės grupėje ir jų valentingumas turi būti lygus grupės numeriui, t.y. 1, tačiau iš tikrųjų didžiausias vario valentingumas yra 2, o aukso - 3.
Oksidacijos būsena kartais vadinamas oksidacijos skaičiumi, elektrocheminiu valentiškumu arba oksidacijos būsena ir yra santykinė sąvoka. Taigi, skaičiuojant oksidacijos laipsnį, daroma prielaida, kad molekulė susideda tik iš jonų, nors dauguma junginių visai nejoniniai. Kiekybiškai elemento atomų oksidacijos laipsnį junginyje lemia elektronų skaičius, prijungtas prie atomo arba išstumtas iš atomo. Taigi, nesant elektronų poslinkio, oksidacijos būsena bus lygi nuliui, elektronams pasislinkus link duoto atomo ji bus neigiama, o išstumus elektronus iš duoto atomo – teigiama.
Apibrėžimas atomų oksidacijos būsena turi būti laikomasi šių taisyklių:
- Paprastų medžiagų ir metalų molekulėse atomų oksidacijos laipsnis yra 0.
- Vandenilio oksidacijos laipsnis beveik visuose junginiuose yra +1 (ir tik aktyvių metalų hidriduose -1).
- Deguonies atomams jo junginiuose tipinė oksidacijos būsena yra -2 (išimtys: OF 2 ir metalų peroksidai, deguonies oksidacijos laipsnis yra atitinkamai +2 ir -1).
- Šarminių (+1) ir šarminių žemių (+2) metalų, taip pat fluoro (-1) atomai taip pat turi pastovią oksidacijos būseną
- Paprastuose joniniuose junginiuose oksidacijos būsena yra lygi jo elektros krūviui.
- Kovalentinio junginio atveju elektronegatyvesnis atomas turi oksidacijos būseną su „-“ ženklu, o mažiau elektronegatyvus turi „+“ ženklą.
- Sudėtingiems junginiams nurodoma centrinio atomo oksidacijos būsena.
- Molekulėje esančių atomų oksidacijos būsenų suma lygi nuliui.
Pavyzdžiui, nustatykime Se oksidacijos būseną junginyje H 2 SeO 3
Taigi, vandenilio oksidacijos būsena yra +1, deguonies -2, o visų oksidacijos būsenų suma yra 0, sukurkime išraišką, atsižvelgdami į atomų skaičių junginyje H 2 + Se x O 3 -2:
(+1)2+x+(-2)3=0, iš kur
tie. H 2 + Se +4 O 3 -2
Žinant, kokia yra junginio elemento oksidacijos būsena, galima numatyti jo chemines savybes ir reaktyvumą kitų junginių atžvilgiu, taip pat ar šis junginys yra reduktorius arba oksidatorius. Šios sąvokos yra visiškai atskleistos oksidacijos-redukcijos teorijos:
- Oksidacija yra elektronų praradimo atomo, jono ar molekulės procesas, dėl kurio padidėja oksidacijos būsena.
Al 0 -3e - = Al +3;
2O-2-4e- = O2;
2Cl - -2e - = Cl 2
- Atkūrimas - Tai procesas, kurio metu atomas, jonas ar molekulė įgyja elektronų, todėl sumažėja oksidacijos būsena.
Ca +2 +2e - = Ca 0 ;
2H + +2e - =H2
- Oksiduojančios medžiagos– junginiai, kurie cheminės reakcijos metu priima elektronus, ir reduktorius– elektronus dovanojantys junginiai. Reakcijos metu reduktorius oksiduojasi, o oksidatoriai redukuojasi.
- Redokso reakcijų esmė– elektronų judėjimas (arba elektronų porų poslinkis) iš vienos medžiagos į kitą, kartu keičiantis atomų ar jonų oksidacijos būsenoms. Tokiose reakcijose vienas elementas negali būti oksiduojamas neredukuojant kito, nes Elektronų perdavimas visada sukelia ir oksidaciją, ir redukciją. Taigi bendras elektronų, paimtų iš vieno elemento oksidacijos metu, skaičius yra toks pat, kiek elektronų, kuriuos redukuojant gauna kitas elementas.
Taigi, jei junginiuose esantys elementai yra aukščiausioje oksidacijos būsenoje, jie pasižymės tik oksidacinėmis savybėmis dėl to, kad nebegali atsisakyti elektronų. Priešingai, jei junginiuose esantys elementai yra žemiausioje oksidacijos būsenoje, jie turi tik redukcines savybes, nes jie nebegali pridėti elektronų. Elementų atomai, esantys tarpinėje oksidacijos būsenoje, priklausomai nuo reakcijos sąlygų, gali būti ir oksidatoriais, ir reduktoriais. Pateiksime pavyzdį: junginyje H 2 SO 4 esanti aukščiausios oksidacijos laipsnio siera +6 gali pasižymėti tik oksidacinėmis savybėmis, junginyje H 2 S - siera yra žemiausio oksidacijos laipsnio -2 ir pasižymės tik redukuojančiomis savybėmis, ir junginyje H2SO3, esant vidutinei oksidacijos būsenai +4, siera gali būti ir oksidatorius, ir reduktorius.
Remiantis elementų oksidacijos būsenomis, galima numatyti reakcijos tarp medžiagų tikimybę. Akivaizdu, kad jei abu jų junginių elementai yra aukštesnės arba žemesnės oksidacijos būsenos, tai reakcija tarp jų neįmanoma. Reakcija galima, jei vienas iš junginių gali pasižymėti oksidacinėmis savybėmis, o kitas – redukuojančiomis savybėmis. Pavyzdžiui, HI ir H 2 S jodas ir siera yra žemiausioje oksidacijos būsenoje (-1 ir -2) ir gali būti tik reduktoriai, todėl vienas su kitu nereaguos. Bet jie gerai sąveikaus su H 2 SO 4, kuriam būdingos redukuojančios savybės, nes siera čia yra aukščiausios oksidacijos būsenoje.
Svarbiausi reduktoriai ir oksidatoriai pateikiami šioje lentelėje.
| Restauratoriai | |
| Neutralūs atomai | Bendra schema M-ne →Mn+ Visi metalai, taip pat vandenilis ir anglis Patys galingiausi reduktoriai yra šarminiai ir šarminių žemių metalai, taip pat lantanidai ir aktinidai. Silpnosios reduktorius yra taurieji metalai - Au, Ag, Pt, Ir, Os, Pd, Ru, Rh Pagrindiniuose periodinės lentelės pogrupiuose neutralių atomų redukcinis gebėjimas didėja didėjant atominiam skaičiui. |
| neigiamo krūvio nemetalų jonai | Bendra schema E +ne - → En- Neigiamai įkrauti jonai yra stiprūs reduktorius dėl to, kad jie gali paaukoti tiek elektronų perteklių, tiek išorinius elektronus. Su tuo pačiu krūviu redukcinė galia didėja didėjant atominiam spinduliui. Pavyzdžiui, I yra stipresnis reduktorius nei Br - ir Cl - reduktorius taip pat gali būti S 2-, Se 2-, Te 2- ir kt. |
| žemiausios oksidacijos laipsnio teigiamai įkrauti metalų jonai | Mažesnės oksidacijos būsenos metalų jonai gali turėti redukuojančių savybių, jei jiems būdingos būsenos, kurių oksidacijos būsena yra didesnė. Pavyzdžiui, Sn 2+ -2e — → Sn 4+ Cr 2+ -e — → Cr 3+ Cu + -e — → Cu 2+ |
| Sudėtingi jonai ir molekulės, kurių atomai yra tarpinės oksidacijos būsenos | Sudėtingi arba kompleksiniai jonai, taip pat molekulės, gali turėti redukuojančių savybių, jei juos sudarantys atomai yra tarpinės oksidacijos būsenos. Pavyzdžiui, SO 3 2-, NO 2 -, AsO 3 3-, 4-, SO 2, CO, NO ir kt. |
| Anglis, anglies monoksidas (II), geležis, cinkas, aliuminis, alavas, sieros rūgštis, natrio sulfitas ir bisulfitas, natrio sulfidas, natrio tiosulfatas, vandenilis, elektros srovė | |
| Oksiduojančios medžiagos | |
| Neutralūs atomai | Bendra schema E + ne- → E n- Oksidatoriai yra p-elementų atomai. Tipiški nemetalai yra fluoras, deguonis, chloras. Stipriausi oksidatoriai yra halogenai ir deguonis. Pagrindiniuose 7, 6, 5 ir 4 grupių pogrupiuose atomų oksidacinis aktyvumas mažėja iš viršaus į apačią |
| teigiamai įkrautų metalų jonų | Visi teigiamai įkrauti metalų jonai pasižymi įvairaus laipsnio oksidacinėmis savybėmis. Iš jų galingiausi oksidatoriai yra aukštą oksidacijos laipsnį turintys jonai, pavyzdžiui, Sn 4+, Fe 3+, Cu 2+. Tauriųjų metalų jonai, net esant žemai oksidacijos būsenai, yra stiprūs oksidatoriai. |
| Sudėtingi jonai ir molekulės, kurių metalų atomai yra didžiausioje oksidacijos būsenoje | Tipiškos oksiduojančios medžiagos yra medžiagos, kurių metalų atomai yra aukščiausios oksidacijos būsenos. Pavyzdžiui, KMnO4, K2Cr2O7, K2CrO4, HAuCl4. |
| Sudėtingi jonai ir molekulės, kurių nemetalų atomai yra teigiamos oksidacijos būsenoje | Tai daugiausia deguonies turinčios rūgštys, taip pat jas atitinkantys oksidai ir druskos. Pavyzdžiui, SO 3, H 2 SO 4, HClO, HClO 3, NaOBr ir kt. Eilėje H 2SO4 →H 2SeO4 →H 6TeO6 oksidacinis aktyvumas didėja nuo sieros iki telūro rūgšties. Eilėje HClO -HClO2 -HClO 3 -HClO4 HBrO – HBrO 3 – HIO – HIO 3 – HIO 4, H5IO 6 oksidacinis aktyvumas didėja iš dešinės į kairę, o rūgštinės savybės didėja iš kairės į dešinę. |
| Technologijoje ir laboratorinėje praktikoje svarbiausios reduktorius | Deguonis, ozonas, kalio permanganatas, chromo ir dichromo rūgštys, azoto rūgštis, azoto rūgštis, sieros rūgštis (konc.), vandenilio peroksidas, elektros srovė, hipochloro rūgštis, mangano dioksidas, švino dioksidas, baliklis, kalio ir natrio hipochloritų tirpalai, kalio rūgštis hipobromidas, kalio heksacianoferatas (III). |
Įkeliama...