Rikin suurin hapettumisaste on yhtä suuri. Kemiallisten elementtien hantuma

valenssi  on monimutkainen käsite. Tämä termi on käynyt läpi merkittävän muutoksen samanaikaisesti kemiallisten sidosten teorian kehityksen kanssa. Aluksi atomin kykyä kiinnittää tai korvata tietty määrä muita atomeja tai atomiryhmiä kemiallisen sidoksen muodostumisella kutsuttiin valenssiksi.

Vety- tai happiatomien lukumäärää (näitä elementtejä pidettiin vastaavasti yksiarvoisina ja kaksiarvoisina), jonka elementti kiinnittyy muodostamaan kaavan EHx mukainen hydridi tai kaavan EnO m oksidi, pidettiin elementin atomin valenssin kvantitatiivisena mitattuna.

Joten typpiatomin valenssi ammoniakkimolekyylissä NH3 on kolme ja rikkiatomi H2S-molekyylissä on kaksi, koska vetyatomin valenssi on yksi.

Yhdisteissä Na20, BaO, Al203, Si02, natriumin, bariumin ja piin valenssit ovat vastaavasti 1, 2, 3 ja 4.

Valenssin käsite otettiin kemiaan ennen atomin rakenteen tuntumista, nimittäin vuonna 1853, englantilaisen kemian Franklandin toimesta. Nyt on todettu, että elementin valenssi liittyy läheisesti atomien ulkoisten elektronien lukumäärään, koska atomien sisäkuorien elektronit eivät osallistu kemiallisten sidosten muodostumiseen.

Kovalenttisten sidosten elektronisessa teoriassa uskotaan, että atomien valenssi  määritetään sen parittomien elektronien lukumäärän perusteella maanpinnassa tai viritetyssä tilassa, jotka osallistuvat yhteisten elektroniparien muodostumiseen muiden atomien elektronien kanssa.

Joidenkin elementtien valenssi on vakioarvo. Joten, natrium tai kalium kaikissa yhdisteissä on yksiarvoisia, kalsium, magnesium ja sinkki ovat kaksiarvoisia, alumiini on kolmearvoinen jne. Mutta useimmilla kemiallisilla elementeillä on vaihteleva valenssi, joka riippuu alkuaineen luonteesta - kumppanista ja prosessin olosuhteista. Joten, rauta voi muodostaa kaksi yhdistettä kloorin kanssa - FeCl2 ja FeCl3, joissa raudan valenssi on vastaavasti 2 ja 3.

Hapetustila - käsite, joka kuvaa elementin tilaa kemiallisessa yhdisteessä ja sen käyttäytymistä redox-reaktioissa; numeerisesti hapettumisaste on yhtä suuri kuin muodollinen varaus, joka voidaan määrittää elementille, perustuen oletukseen, että jokaisen sen sidoksen kaikki elektronit ovat siirtyneet enemmän elektronisesti negatiiviseen atomiin.

elektronegatiivisuutta  - mittari atomin kyvystä hankkia negatiivinen varaus kemiallisen sidoksen muodostumisen aikana tai atomin kyky molekyyliin houkutella valenssielektroneja, jotka osallistuvat kemiallisen sidoksen muodostukseen. Elektronegatiivisuus ei ole ehdoton arvo, ja se lasketaan eri menetelmillä. Siksi eri oppikirjoissa ja viitekirjoissa annetut elektronegatiivisuuden arvot voivat poiketa toisistaan.

Taulukossa 2 esitetään joidenkin kemiallisten elementtien elektronegatiivisuus Sandersonin asteikolla ja taulukossa 3 on esitetty elementtien elektronegatiivisuus Paulingin asteikolla.

Elektronegatiivisuuden arvo on esitetty vastaavan elementin symbolin alla. Mitä suurempi atomin elektronegatiivisuuden numeerinen arvo, sitä sähköelegatiivisempi elementti on. Kaikkein elektronegatiivinen on fluoriatomi, vähiten elektronegatiivista on rubidiumatomi. Kahden eri kemiallisen elementin atomien muodostamassa molekyylissä atomilla on muodollinen negatiivinen varaus, jonka elektronegatiivisuuden numeerinen arvo on suurempi. Joten rikkidioksidimolekyylissä SO2 rikkidiatomin elektronegatiivisuus on 2,5 ja happiatomin elektronegatiivisuus on suurempi kuin 3,5. Siksi negatiivinen varaus on happiatomille ja positiivinen varaus rikkiatomille.

Ammoniakkimolekyylissä NH3 typpiatomin elektronegatiivisuus on 3,0 ja vedyn 2,1. Siksi negatiivinen varaus on typpiatomissa ja positiivinen varaus vetyatomissa.

Sinun tulisi selvästi tietää elektronegatiivisuuden yleiset suuntaukset. Koska minkä tahansa kemiallisen elementin atomilla on taipumus saada vakaa konfiguraatio ulkoisella elektronikerroksella - inertin kaasun oktetikuorella, elementtien elektronegatiivisuus kasvaa ajanjaksolla, ja ryhmässä elektronegatiivisuus heikkenee yleensä lisääntyessä elementin atomilukua. Siksi esimerkiksi rikki on enemmän elektronegatiivista verrattuna fosforiin ja piin ja hiili on enemmän elektronegatiivista verrattuna piin.

Laadittaessa kaavoja yhdisteille, jotka koostuvat kahdesta ei-metallista, niiden enemmän sähköä negatiiviset asetetaan aina oikealle: PCl 3, NO 2. Tästä säännöstä on joitain historiallisia poikkeuksia, kuten NH 3, PH 3 jne.

Hapetustila ilmoitetaan yleensä arabialaisella numerolla (merkinnällä ennen numeroa), joka sijaitsee elementin symbolin yläpuolella, esimerkiksi:

Kemiallisissa yhdisteissä olevien atomien hapettumisasteen määrittämiseksi ohjataan seuraavia sääntöjä:

1. Elementtien hapetustila yksinkertaisissa aineissa on nolla.
2. Molekyylin atomien hapettumisasteiden algebrallinen summa on nolla.
3. Yhdisteiden hapella on pääasiassa hapetustila –2 (happea fluoridissa OF 2 + 2, tyypin M 2 O 2 –1 metalliperoksideissa).
4. Yhdisteiden vedyn hapetustila on +1, lukuun ottamatta aktiivisten metallien, esimerkiksi alkali- tai maa-alkalimetallien hydridejä, joissa vedyn hapetustila on -1.
5. Monatomisille ioneille hapetusaste on yhtä suuri kuin ionin varaus, esimerkiksi: K + - +1, Ba 2+ - +2, Br - - –1, S 2– –2, jne.
6. Yhdisteissä, joissa on kovalenttinen polaarinen sidos, sähköonegatiivisemman atomin hapetustilassa on miinusmerkki ja vähemmän sähköelegatiivisella atomilla on plusmerkki.
7. Orgaanisissa yhdisteissä vedyn hapetustila on +1.

Kuvaamme yllä olevia sääntöjä muutamalla esimerkillä.

Esimerkki 1  Määritä kalium K 2 O: n, seleeni SeO 3: n ja raudan Fe 3 O 4: n oksidien alkuaineiden hapetusaste.

Kaliumoksidi K 2 O.  Molekyylin atomien hapettumisasteiden algebrallinen summa on nolla. Oksidien hapen hapetustila on –2. Merkitsemme kaliumin hapetustilaa sen oksidissa luvulla n, sitten 2n + (–2) \u003d 0 tai 2n \u003d 2, siis n \u003d +1, ts. Kaliumin hapetustila on +1.

Seleenioksidi SeO 3.  SeO3-molekyyli on sähköisesti neutraali. Kolmen happiatomin kokonaisnegatiivinen varaus on –2 × 3 \u003d –6. Siksi tämän negatiivisen varauksen tasaamiseksi nollaan seleenin hapetustilan on oltava yhtä suuri kuin +6.

Molekyyli Fe 3 O 4  sähköisesti neutraali. Neljän happiatomin kokonaisnegatiivinen varaus on –2 × 4 \u003d –8. Tämän negatiivisen varauksen tasaamiseksi kolmen rautaatomin positiivisen kokonaismäärän tulisi olla yhtä suuri kuin +8. Siksi yhdessä rautaatomissa tulisi olla varaus 8/3 \u003d +8/3.

On korostettava, että yhdisteen elementin hapetustila voi olla murto-osa. Sellaisilla fraktioiduilla hapetustiloilla ei ole merkitystä selitettäessä sidoksia kemiallisessa yhdisteessä, mutta niitä voidaan käyttää muotoamaan redox-reaktioiden yhtälöt.

Esimerkki 2  Määritä alkuaineiden hapetusaste NaClO 3, K 2 Cr 2 O 7 -yhdisteissä.

NaCl03-molekyyli on sähköisesti neutraali. Natriumin hapetustila on +1, hapen hapetustila on –2. Merkitse kloorin hapetustila n: llä, sitten +1 + n + 3 × (–2) \u003d 0 tai +1 + n - 6 \u003d 0 tai n - 5 \u003d 0, joten n \u003d +5. Siksi kloorin hapetustila on +5.

K 2 Cr 2 O 7 -molekyyli on sähköisesti neutraali. Kaliumhapetustila on +1, hapen hapetustila on –2. Merkitsemme kromin hapetustilaa luvulla n, sitten 2 × 1 + 2n + 7 × (–2) \u003d 0 tai +2 + 2n - 14 \u003d 0 tai 2n - 12 \u003d 0, 2n \u003d 12, joten n \u003d +6. Siten kromin hapetustila on +6.

Esimerkki 3  Määritämme rikkin hapettumisasteen sulfaatti-ionissa SO 4 2–. SO 4 2– -ionilla on –2 varaus. Hapen hapetustila on –2. Merkitsemme rikin hapettumisastetta luvulla n, sitten n + 4 × (–2) \u003d –2 tai n - 8 \u003d –2 tai n \u003d –2– (–8), joten n \u003d +6. Siten rikin hapetustila on +6.

On muistettava, että hapetusaste ei joskus ole yhtä suuri kuin tietyn alkuaineen valenssi.

Esimerkiksi ammoniakkimolekyylin NH3 tai hydratsiinimolekyylin N2H4 typpiatomin hapetustilat ovat vastaavasti –3 ja –2, kun taas typen valenssi näissä yhdisteissä on kolme.

Suurimpien alaryhmien elementtien positiivinen hapetustila on pääsääntöisesti yhtä suuri kuin ryhmänumero (poikkeukset: happi, fluori ja jotkut muut elementit).

Suurin negatiivinen hapetustila on 8 - ryhmän numero.

Harjoitteluharjoitukset

1.   Missä yhdisteessä fosforin hapetustila on +5?

1) HPO 3
  2) H3P03
  3) Li3P
  4) AlP

2.   Missä yhdisteessä fosforin hapetustila on yhtä suuri kuin –3?

1) HPO 3
  2) H3P03
  3) Li 3P04
  4) AlP

3.   Missä yhdisteessä typen hapetustila +4?

1) HNO 2
  2) N204
  3) N20
  4) HN03

4.   Missä yhdisteessä typen hapetustila on yhtä suuri kuin –2?

1) NH3
  2) N2H4
  3) N205
  4) HNO2

5.   Missä yhdisteessä rikin hapetustila on +2?

1) Na2S03
  2) S02
  3) SCI2
  4) H2S04

6.   Missä yhdisteessä rikin hapetustila on +6?

1) Na2S03
  2) S03
  3) SCI2
  4) H2S03

7.   Aineissa, joiden kaavat ovat CrBr 2, K 2 Cr 2 O 7, Na 2 CrO 4, kromin hapetusaste on vastaavasti sama

1) +2, +3, +6
2) +3, +6, +6
3) +2, +6, +5
4) +2, +6, +6

8. Kemiallisen alkuaineen pienin negatiivinen hapetusaste on yleensä yhtä suuri kuin

1) kauden numero
  3) elektronien lukumäärä, joka puuttuu ennen ulkoisen elektronikerroksen valmistumista

9.   Pääryhmissä sijaitsevien kemiallisten alkuaineiden suurin positiivinen hapetustila on yleensä yhtä suuri kuin

1) kauden numero
  2) kemiallisen alkuaineen sarjanumero
  3) ryhmän numero
  4) elementin elektronien kokonaismäärä

10.   Fosforilla on yhdisteessä maksimaalinen positiivinen hapetustila.

1) HPO 3
  2) H3P03
  3) Na3P
  4) Ca 3P2

11.   Fosfori osoittaa minimaalista hapettumista yhdisteessä.

1) HPO 3
  2) H3P03
  3) Na3P04
  4) Ca 3P2

12.   Ammoniumnitriitin typpiatomeilla, jotka ovat osa kationia ja anionia, on vastaavasti hapetustila

1) –3, +3
2) –3, +5
3) +3, –3
4) +3, +5

13.   Vetyperoksidin hapen valenssi ja hapetustila ovat vastaavasti

1) II, –2
  2) II, –1
  3) minä, +4
  4) III, –2

14.   Rikkivalenssi ja hapetustila pyrite FeS2: ssa ovat vastaavasti yhtä suuret

1) IV, +5
  2) II, –1
  3) II, +6
  4) III, +4

15.   Typpiatomin valenssi ja hapetustila ammoniumbromidissa ovat vastaavasti yhtä suuret

1) IV, –3
  2) III, +3
  3) IV, –2
  4) III, +4

16.   Hiiliatomilla on negatiivinen hapetustila yhdessä

1) happi
  2) natrium
  3) fluori
  4) kloori

17.   Sen yhdisteillä on vakiohapetustila.

1) strontium
  2) rautaa
  3) rikki
  4) kloori

18.   Yhdisteiden hapetustila +3 voi olla

1) kloori ja fluori
  2) fosfori ja kloori
  3) hiili ja rikki
  4) happi ja vety

19.   Yhdisteiden hapetustila +4 voi olla

1) hiili ja vety
  2) hiili ja fosfori
  3) hiili ja kalsium
  4) typpi ja rikki

20.   Yhdisteiden ryhmänumeroa vastaava hapetustila osoittaa

1) kloori
  2) rautaa
  3) happi
  4) fluori

Yhdisteet, joiden hapetustila on –2.  Tärkeimmät seerumin hapetustilan -2 yhdisteet ovat rikkivetyä ja sulfideja. Rikkivety - H2S - väritön kaasu, jolla on tyypillinen mäntyproteiinin tuoksu, myrkyllinen. Rikkivetymolekyylillä on kulmainen muoto, valenssikulma on 92º. Muodostuu vedyn suoran vuorovaikutuksen kanssa rikkihöyryn kanssa. Laboratoriossa rikkivetyä saadaan voimakkaiden happojen vaikutuksesta metallisulfideihin:

Na2S + 2HCl \u003d 2NaCl + H2S

Rikkivety on vahva pelkistin, se hapettuu jopa rikkioksidilla (IV).

2H2S -2 + S +4O2 \u003d 3S0 + 2H20

Olosuhteista riippuen sulfidin hapettumistuotteet voivat olla S, SO2 tai H2S04:

2KMnO4 + 5H2S -2 + 3H2S04® 2MnS04 + 5S + K2S04 + 8H20;

H2S -2 + 4Br2 + 4H20 \u003d H2S +4O4 + 8HBr

Ilmassa ja happiatmosfäärissä rikkivety palaa muodostaen rikkiä tai S02: ta olosuhteista riippuen.

Rikkivety liukenee veteen heikosti (2,5 tilavuusosaa H2S / 1 tilavuusosa vettä) ja toimii heikkona kaksiemäksisenä happona.

H2SH + + HS-; K1 \u003d 1 × 10-7

HS - H + + S2; K2 \u003d 2,5 x 10-13

Kaksiemäksisenä hapana rikkivety muodostaa kaksi riviä suoloja: hydrosulfideja (happosuoloja) ja sulfideja (keskisuoloja). Esimerkiksi NaHS - hydrosulfidi ja Na2S - natriumsulfidi.

Useimpien vedessä olevien metallien sulfidit ovat vähän liukenevia, värillisiä tyypillisissä väreissä ja eroavat happoliukoisuudestaan: ZnS - valkoinen, CdS - keltaoranssi, MnS - lihaväriset, HgS, CuS, PbS, FeS - musta, SnS - ruskea, SnS 2 - keltainen. Alkali- ja maa-alkalimetallien sulfidit sekä ammoniumsulfidi liukenevat hyvin veteen. Liukenevat sulfidit hydrolysoituvat hyvin.

Na2S + H20 NaHS + NaOH

Sulfidit, kuten oksidit, ovat emäksisiä, happamia ja amfoteerisia. Perusominaisuudet osoitetaan alkali- ja maa-alkalimetallien sulfideilla, happamat ominaisuudet - ei-metallien sulfideilla. Ero sulfidien kemiallisessa luonteessa ilmenee hydrolyysireaktioissa ja erityyppisten sulfidien vuorovaikutuksessa toistensa kanssa. Pääsulfidit hydrolyysin aikana muodostavat emäksisen ympäristön, happo hydrolysoituu palautumattomasti muodostaen vastaavia happoja:

SiS2 + 3H20 \u003d H2Si03 + 2H2S

Vedessä olevat amfoteeriset sulfidit ovat liukenemattomia, jotkut niistä, esimerkiksi alumiinin, raudan (III), kromin (III) sulfidit, hydrolysoituvat kokonaan:

Al2S3 + 3H20 \u003d 2Al (OH) 3 + 3H2S

Kun emäksiset ja happosulfidit ovat vuorovaikutuksessa, muodostuu tiosoleja. Niitä vastaavat tiohapot ovat yleensä epävakaita; niiden hajoaminen on samanlainen kuin happea sisältävien happojen hajoaminen.

CS2 + Na2S \u003d Na2 CS3; Na2CS3 + H2S04 \u003d H2CS3 + Na2S04;

natriumtiokarbonaatti

H2CS3 \u003d H2S + CS2

Persulfidiyhdisteet.  Rikin taipumus muodostaa homoketjuja toteutetaan persulfideissa (polysulfideissa), jotka muodostuvat kuumentamalla sulfidiliuoksia rikillä:

Na2S + (n-1) S \u003d Na2Sn

Persulfideja löytyy luonnosta, esimerkiksi laajalle levinnyt mineraalipyriitti FeS2 on rauta (II) persulfidi. Mineraalihappojen vaikutuksesta polysulfideihin liuoksissa erotetaan polysulfaanit, koostumuksen H2Sn epästabiilit öljymäiset aineet, joissa n vaihtelee välillä 2 - 23.

Persulfideilla, kuten peroksideilla, on sekä hapettavia että pelkistäviä ominaisuuksia ja myös helposti suhteettomia.

Na2S2 + SnS \u003d SnS2 + Na2S; 4FeS2 + 11O2 \u003d 2Fe203 + 8SO 2;

Na2S2-1 \u003d S0 + Na2S -2

Yhdisteet, joiden hapetustila on +4.Tärkeintä on rikkioksidi (IV) - väritön kaasu, jolla on terävä epämiellyttävä haju palavasta rikistä. SO2-molekyylillä on kulmarakenne (OSO-kulma on 119,5 °):

Teollisuudessa SO 2 saadaan polttamalla pyritiä tai rikkiä. Laboratoriomenetelmä rikkidioksidin tuottamiseksi on vahvojen mineraalihappojen vaikutus sulfiiteihin.

Na2S03 + 2HCl \u003d 2NaCl + SO2 + H20

Rikkioksidi (IV) on energinen pelkistin

S + 4 O 2 + Cl 2 \u003d S + 6 O 2 Cl 2,

mutta vuorovaikutuksessa vahvojen pelkistimien kanssa se voi toimia hapettavana aineena:

2H2S + S +4O2 \u003d 3S0 + 2H20

Rikkidioksidi liukenee veteen (40 tilavuutta 1 tilavuusosaa vettä). Vesiliuoksessa hydratoituneet S02-molekyylit dissosioituvat osittain vetykationiksi:

SO 2 × H 2 O H + + HSO 3 - 2H + + SO 3 2

Tästä syystä rikkidioksidin vesiliuosta pidetään usein rikkidioksidin - H2S03-liuoksena, vaikka tätä yhdistettä ei näytä olevan todellisuudessa. Rikkihapon suolat ovat kuitenkin stabiileja ja ne voidaan eristää erikseen:

S02 + NaOH \u003d NaHS03; S02 + 2NaOH \u003d Na2S03

natriumhydrosulfiitti natriumsulfiitti

Sulfiittianionilla on trigonalipyramidin rakenne, jonka yläpuolella on rikkiatomi. Rikkiatomin yksinäinen pari on suunnattu alueellisesti, joten anioni, elektroniparin aktiivinen luovuttaja, muuttuu helposti tetraedriseksi HSO 3: ksi - ja esiintyy kahden tautomeerisen muodon muodossa:

Alkalimetallien sulfitit liukenevat hyvin veteen, hydrolysoituvat suurelta osin:

SO 3 2- + H 2 O HSO 3 - + OH -

Vahvat pelkistäjät hapettavat vähitellen ilmakehän happea niiden liuosten varastoinnin aikana; kuumennettuna ne ovat suhteettomia:

2Na2S +4O3 + O2 \u003d 2Na2S +6O4; 4Na2S +4O3 \u003d Na2S -2 + 3Na2S +6O4

Hapetustila +4 ilmenee halogenideissa ja oksohalogenideissa:

SF 4 SOF 2 SOCI 2 SOBr 2

  rikki (IV) fluoridi rikki (IV) oksofluoridi rikki (IV) oksokloridi rikki (IV) oksobromidi

Kaikissa näissä molekyyleissä yksinäinen elektronipari on lokalisoitunut rikkiatomiin, SF4: llä on vääristyneen tetraedron (bisfenoidi) muoto, SOHal 2 - trigonalipyramidi.

Rikkifluoridi (IV) on väritön kaasu. Rikki (IV) oksokloridi (tionyylikloridi, tionyylikloridi) on väritön neste, jolla on pistävä haju. Näitä aineita käytetään laajasti orgaanisessa synteesissä fluori- ja kloorivetyyhdisteiden saamiseksi.

Tämän tyyppiset yhdisteet ovat luonteeltaan happamia, mikä ilmenee niiden suhteesta veteen:

SF4 + 3H20 \u003d H2S03 + 4HF; SOCI2 + 2H20 \u003d H2S03 + 2HCl.

Yhdisteet, joilla on hapetustila +6:

SF 6SO 2 Cl 2SO 3 H 2 SO 4 2

rikki (VI) fluoridi rikkidioksidi (VI) rikkidioksidi (VI) rikkihapposulfaatti-anioni

Rikkiheksafluoridi on väritön inertti kaasu, jota käytetään kaasumaisena dielektrisenä aineena. SF6-molekyyli on erittäin symmetrinen ja sillä on oktaedron geometria. SO 2CI 2 (sulfuryylikloridi, sulfuryylikloridi) - väritöntä nestettä, joka polttaa ilmassa hydrolyysin takia, ja sitä käytetään orgaanisessa synteesissä kloorausreagenssina:

S02CI2 + 2H20 \u003d H2S04 + 2HCl

Rikkioksidi (VI) on väritön neste (sp. 44,8 ° C, sp. 16,8 ° C). Kaasumaisessa tilassa SO3: lla on monomeerinen rakenne, nestemäisessä tilassa se esiintyy pääasiassa syklisten trimeeristen molekyylien muodossa ja kiinteässä tilassa se on polymeeri.

Teollisuudessa rikkitrioksidia saadaan sen dioksidin katalyyttisellä hapetuksella:

2SO 2 + O 2 ¾® 2SO 3

Laboratoriossa SO 3 voidaan saada tislaamalla oleumia - rikkitrioksidiliuosta rikkihapossa.

SO 3 on tyypillinen happooksidi, joka yhdistää voimakkaasti vettä ja muita protoneja sisältäviä reagensseja:

S03 + H20 \u003d H2S04; S03 + HF \u003d HOSO 2F

fluorivety (fluorisulfoni)

  happo

Rikkihappo  - H 2SO 4 - väritön öljyinen neste, joten pl. 10,4 ° C, sp 340 ° C (hajoaa). Liukenematon veteen, vahva kaksiemäksinen happo. Väkevä rikkihappo on energinen hapetin, etenkin kuumennettaessa. Se hapettaa ei-metalleja ja metalleja seisoen rivissä vakioelektrodipotentiaaleja vedyn oikealla puolella:

C + 2H 2SO 4 \u003d CO 2 + 2SO 2 + 2 H 2 O; Cu + 2H 2SO 4 \u003d CuSO 4 + SO 2 + 2H 2O

Yhteisössä vuorovaikutuksessa aktiivisempien metallien kanssa rikkihappo voidaan pelkistää rikki- tai rikkivetyksi, esimerkiksi

4Zn + 5H2S04 (kons.) \u003d 4ZnS04 + H2S + 4H20

Kylmä väkevä rikkihappo passiivoi monia metalleja (rautaa, lyijyä, alumiinia, kromia), koska niiden pinnalle muodostuu tiheä oksidi- tai suolakalvo.

Rikkihappo muodostaa kaksi riviä suoloja: sellaiset, jotka sisältävät sulfaatti-anionin - SO4 2- (keskisuoloja), ja ne, jotka sisältävät hydrosulfaatti-anionin - HSO 4 - (happosuolat). Sulfaatit ovat yleensä hyvin liukoisia veteen, heikosti liukenevat BaS04, SrSO4, PbS04, Cu2S04. Bariumsulfaatin valkoisen kiteisen sakan muodostuminen bariumkloridiliuoksen vaikutuksesta on kvalitatiivinen reaktio sulfaatti-anioniin. Tätä reaktiota käytetään myös rikkin kvantifiointiin.

Ba 2+ + SO 4 2- \u003d BaSO 4 ¯

Rikkihapon tärkeimmät suolat ovat: Na 2SO 4 × 10H 2 O - mirabiliitti, Glauberin suola - käytetään soodan ja lasin valmistuksessa; MgSO 4 × 7H 2 O - katkeraa englantilaista suolaa - käytetään lääketieteessä laksatiivina, kankaiden viimeistelyyn, ihon parkitsemiseen; CaSO 4 × 2H 2 O - kipsiä - käytetään lääketieteessä ja rakennusalalla; CaSO 4 × 1 / 2H 2 O - alabasteria - käytetään rakennusmateriaalina; CuSO 4 × 5H 2 O - vitrioli - käytetään maataloudessa kasvien suojaamiseksi sieni-sairauksilta; FeSO 4 × 7H 2 O - vitriolia - käytetään maataloudessa mikrolannoitteena ja vedenkäsittelyssä koagulaattorina; K 2SO 4 × Al 2 (SO 4) 3 × 24H 2 O - kaliumalunaa - käytetään nahan parkitsemiseen.

Rikkihapon synteesi teollisuudessa suoritetaan kontaktimenetelmällä, jonka ensimmäinen vaihe on pyriitin polttaminen:

4FeS2 + 11O2 \u003d 2Fe203 + 8SO2

2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3

Liuotettaessa S03 väkevöityyn rikkihappoon muodostuu kokonainen sarja monirikkihappoja. Seos, jossa on H2S04, H2S2O7, H2S3O10, H2S4O13, on paksu öljyinen, savuava neste ilmassa - oleumissa. Kun oleum laimennetaan vedellä, S-O-S-sidokset rikkoutuvat ja polysuorivetyhapot muuttuvat vaaditun pitoisuuden omaavaksi rikkihapoksi.

Pyrikkihappo (kaksi rikkihappoa)  - H2S2O7:

Oleumista vapautuneet värittömät sulavat kiteet.

S03 + H2S04 \u003d H2S207

Pyrrosulfaattisuolat - pyrosulfaatit (disulfaatit) - saadaan hydrosulfaattien termisellä hajotuksella:

KHS04 \u003d K2S207 + H20

Tiosorikkihappo  - H 2 S 2 O 3 - esiintyy kahdessa tautomeerisessä muodossa:

Vesiliuoksissa se on epävakaa ja hajoaa vapauttaessaan rikkiä ja SO 2:

H2S2O3 \u003d S¯ + SO2 + H20

Tiosurikkihapon suolat - tiosulfaatit - ovat stabiileja, ja niitä voidaan saada keittämällä rikki sulfiittien vesiliuoksilla:

Na2S03 + S \u003d Na2S203

Tiosulfaattien ominaisuudet määritetään rikkiatomien läsnä ollessa kahdessa erilaisessa hapetustilassa - 2 ja +6. Joten rikin läsnäolo hapetustilassa –2 määrää pelkistysominaisuudet:

Na2S03S -2 + Cl2 + H20 \u003d Na2S + 6O4 + S 0 + 2HCl

Natriumtiosulfaattia käytetään laajalti valokuvamallissa kiinnitysaineena ja analyyttisessä kemiassa jodin ja jodia emittoivien aineiden kvantitatiiviseen määritykseen (jodometrinen analyysi).

Polytionihapot. Polysulfurhappojen tetraedriset rakenneyksiköt voivat yhdistyä rikkiatomien kautta ja saadaan yleisen kaavan H2SxO6 mukaisia \u200b\u200byhdisteitä, joissa x \u003d 2 - 6.

Polytionihapot ovat epästabiileja, mutta muodostavat stabiileja suoloja - polytionaatteja. Esimerkiksi. natriumtetrationaatti muodostuu jodin vaikutuksesta natriumtiosulfaatin vesiliuokseen:

Na2S2O3 + I2 \u003d Na2S4O6 + 2NaI

Peroksos rikkihapot (suprasurikkihapot). Poloksirikkihappojen rakenneyksiköitä yhdistävän sillan roolia voi pelata peroksidiryhmä. Sama ryhmä on osa mononadseriinihappoa:

H 2SO 5 - mononadiinihappoH 2 S 2 O 8 - peroksodisurikkihappo

  (Karohappo)

Peroksos rikkihapot hydrolysoidaan vetyperoksidiksi:

H 2SO 5 + H 2 O \u003d H 2SO 4 + H 2 O 2; H2S2O8 + 2H2O \u003d 2H2S04 + H202.

Peroksodis rikkihappo saadaan elektrolyysillä rikkihapon vesiliuoksella:

2HS04 - - 2e - \u003d H2S208

Muodostaa suoloja - persulfaatteja. Ammoniumpersulfaattia - (NH4) 2S 2 O 8 - käytetään laboratorio-olosuhteissa hapettimena.

Elektronegatiivisuus, kuten muiden kemiallisten elementtien atomien ominaisuudet, muuttuu lisääntyessäsi alkuaineen sarjanumeroa ajoittain:

Yllä oleva kaavio näyttää pääalaryhmien elementtien elektronegatiivisuuden muutosten taajuuden elementin sarjanumerosta riippuen.

Kun liikutetaan jaksotaulukon alaryhmää alaspäin, kemiallisten elementtien elektronegatiivisuus vähenee, kun taas oikealle siirtyminen jaksoa pitkin kasvaa.

Elektronegatiivisuus heijastaa elementtien epämetallisuutta: mitä suurempi on elektronegatiivisuuden arvo, sitä enemmän ei-metallisia ominaisuuksia ilmaistaan \u200b\u200belementissä.

Hapetustila

Kuinka laskea yhdisteen elementin hapetustila?

1) Kemiallisten alkuaineiden hapetustila yksinkertaisissa aineissa on aina nolla.

2) On elementtejä, joilla on vakiohapetustila monimutkaisissa aineissa:

3) On kemiallisia alkuaineita, joilla on jatkuva hapetustila suurimmassa osassa yhdisteitä. Nämä tuotteet sisältävät:

elementti	Hapetusaste melkein kaikissa yhdisteissä	poikkeukset
vety H	+1	Esimerkiksi alkali- ja maa-alkalimetallien hydridit:
happea O	-2	Vety- ja metallien peroksidit: Happifluoridi -

4) Molekyylin kaikkien atomien hapettumistilojen algebrallinen summa on aina nolla. Kaikkien ionien atomien hapetustilojen algebrallinen summa on yhtä suuri kuin ionin varaus.

5) Korkein (suurin) hapetustila on yhtä suuri kuin ryhmänumero. Poikkeukset, jotka eivät kuulu tämän säännön piiriin, ovat ryhmän I sivuryhmän elementtejä, ryhmän VIII sivuryhmän elementtejä, samoin kuin happea ja fluoria.

Kemialliset alkuaineet, joiden ryhmänumero ei vastaa korkeinta hapettumistilaa (on muistettava)

6) Metallien alin hapetustila on aina nolla ja ei-metallien alin hapetustila lasketaan kaavalla:

ei-metallin alin hapettumisnopeus \u003d ryhmänumero - 8

Edellä olevien sääntöjen perusteella on mahdollista määrittää minkä tahansa aineen kemiallisen alkuaineen hapettumisaste.

Eri yhdisteiden alkuaineiden hapetustilojen löytäminen

Esimerkki 1

Määritä kaikkien rikkihapon alkuaineiden hapetustila.

ratkaisu:

Me kirjoitamme rikkihapon kaavan:

Vedyn hapetustila kaikissa kompleksisissa aineissa on +1 (paitsi metallihydridit).

Hapen hapetustila kaikissa kompleksisissa aineissa on -2 (paitsi peroksidit ja happifluoridi OF 2). Järjestämme tunnetut hapetustilat:

Merkitsemme rikin hapettumisastetta x:

Rikkihappomolekyyli, kuten minkä tahansa aineen molekyyli, on yleensä sähköisesti neutraali, koska molekyylin kaikkien atomien hapetustilojen summa on nolla. Skemaattisesti tämä voidaan esittää seuraavasti:

eli saimme seuraavan yhtälön:

Ratkaisemme sen:

Siten rikkihapon rikin hapetusaste on +6.

Esimerkki 2

Määritä kaikkien ammoniumdikromaatin elementtien hapetustila.

ratkaisu:

Me kirjoitamme ammoniumdikromaatin kaavan:

Kuten edellisessä tapauksessa, voimme järjestää vedyn ja hapen hapetustilat:

Näemme kuitenkin, että kahden kemiallisen alkuaineen, typen ja kromin, hapetustilat ovat tuntemattomia kerralla. Siksi emme löydä hapetustiloja samalla tavalla kuin edellisessä esimerkissä (yhdellä yhtälöllä kahdella muuttujalla ei ole ainutlaatuista ratkaisua).

Kiinnitämme huomiota siihen, että tämä aine kuuluu suolaluokkaan ja sen vuoksi sen rakenne on ioninen. Sitten voidaan perustellusti sanoa, että ammoniumdikromaatin koostumus sisältää NH4 + -kationeja (tämän kationin varaus voidaan nähdä liukoisuustaulukossa). Siksi, koska ammoniumdikromaatin kaavayksikössä on kaksi positiivisesti yksin varautunutta NH4 + -kationia, dikromaatti-ionin varaus on -2, koska aine kokonaisuutena on sähköisesti neutraali. eli aine muodostuu NH4 + -kationeista ja Cr207-2-anioneista.

Tunnemme vedyn ja hapen hapetustilat. Tietäen, että ionin kaikkien elementtien atomien hapetustilojen summa on yhtä suuri kuin varaus, ja mikä merkitsee typen ja kromin hapetustiloja x   ja y   vastaavasti voimme kirjoittaa:

eli saamme kaksi riippumatonta yhtälöä:

Ratkaisemme mitä, löydämme x  ja y:

Siten ammoniumdikromaatissa typen hapetustila on -3, vety +1, kromi +6 ja happi -2.

Kuinka määrittää orgaanisten aineiden alkuaineiden hapetusaste, voidaan lukea.

valenssi

Atomien valenssia osoittavat roomalaiset numerot: I, II, III jne.

Atomin valenssi riippuu seuraavien määristä:

1) parittomat elektronit

2) yksinäiset elektroniparit valenssitasojen kiertoradassa

3) tyhjät valenssitason elektroniset kiertoradat

Vetyatomin valenssi

Kuvataan vetyatomin elektroninen graafinen kaava:

Sanottiin, että kolme tekijää voivat vaikuttaa valenssipotentiaaliin - parittomien elektronien läsnäolo, jakautumattomien elektroniparien läsnäolo ulkoisella tasolla ja ulkoisten tasojen tyhjien (tyhjien) kiertoratojen läsnäolo. Näemme ulkoisella (ja ainoalla) energiatasolla yhden parittoman elektronin. Tämän perusteella vedyn valenssi voi täsmälleen olla yhtä suuri kuin I. Kuitenkin ensimmäisellä energiatasolla on vain yksi alitaso - s,eli vetyatomilla ulkoisella tasolla ei ole joko jakamattomia elektronipareja tai tyhjiä kiertoratoja.

Siten ainoa vetyatomin valenssi on I.

Hiiliatomin valenssi

Tarkastellaan hiiliatomin elektronista rakennetta. Perustilassa sen ulkoisen tason elektroninen kokoonpano on seuraava:

eli perustilassa käyttämättömän hiiliatomin ulkoisella energiatasolla on 2 paritonta elektronia. Tässä tilassa sen valenssi voi olla yhtä suuri kuin II. Hiiliatomi menee kuitenkin helposti herätetilaan, kun energia välitetään siihen, ja ulkokerroksen elektroninen konfiguraatio on tässä tapauksessa seuraavanlainen:

Huolimatta siitä, että tietty määrä energiaa kulutetaan hiiliatomin viritysprosessiin, jäte korvataan enemmän kuin neljän kovalenttisen sidoksen muodostuminen. Tästä syystä valenssi IV on paljon ominaisempi hiiliatomille. Joten esimerkiksi valenssi-IV-hiiltä on hiilidioksidin, hiilihapon ja ehdottomasti kaikkien orgaanisten aineiden molekyyleissä.

Paritumattomien elektronien ja jakamattomien elektroniparien lisäksi valenssitason avoimien () orbitaalien läsnäolo vaikuttaa myös valenssipotentiaaliin. Tällaisten orbitaalien läsnäolo täytetyllä tasolla johtaa siihen, että atomi voi toimia elektroniparin vastaanottajana, ts. muodostavat ylimääräisiä kovalenttisia sidoksia luovuttaja-vastaanottajamekanismin avulla. Joten esimerkiksi hiilimonoksidimolekyylissä hiilimonoksidimolekyylissä CO-sidos ei ole esimerkiksi kaksinkertainen, vaan kolminkertainen, mikä näkyy selvästi seuraavassa kuvassa:

Typpiatomin valenssi

Me kirjoitamme typpiatomin ulkoisen energiatason elektronisen graafisen kaavan:

Kuten yllä olevasta kuvasta voidaan nähdä, typpiatomissa on tavanomaisessa tilassaan 3 paritonta elektronia, ja siksi on loogista olettaa sen kyky näyttää valenssia, joka on yhtä suuri kuin III. Itse asiassa kolmen valenssin havaitaan ammoniakin (NH3), typpihapon (HNO 2), typpitrikloridin (NCl 3) jne. Molekyyleissä.

Edellä sanottiin, että kemiallisen elementin atomin valenssi riippuu paitsi parittumattomien elektronien lukumäärästä, myös myös jakautumattomien elektroniparien läsnäolosta. Tämä johtuu tosiasiasta, että kovalenttinen kemiallinen sidos voi muodostua paitsi silloin, kun kaksi atomia tarjoavat toisiaan yhdellä elektronilla, mutta myös silloin, kun yhdellä atomilla, jolla on jakamaton elektronipari - luovuttaja () antaa sen toiselle atomille tyhjän () kiertoradan kanssa valenssitaso (hyväksyjä). eli valenssi IV on myös mahdollista typpiatomille, koska luovuttaja-vastaanottajamekanismi muodostaa ylimääräisen kovalenttisen sidoksen. Joten esimerkiksi ammoniumkationin muodostumisen aikana havaitaan neljä kovalenttista sidosta, joista yhden muodostaa luovuttaja-vastaanottajamekanismi:

Huolimatta siitä, että yhden kovalenttisista sidoksista muodostaa luovuttaja-vastaanottajamekanismi, kaikki ammoniumkationin N-H-sidokset ovat ehdottoman identtisiä eivätkä eroa toisistaan.

Valenssi, joka on yhtä suuri kuin V, typpiatomi ei pysty näyttämään. Tämä johtuu tosiasiasta, että siirtyminen kiihtyneeseen tilaan on mahdoton typpiatomille, jossa kahden elektronin muodostaminen pariksi tapahtuu, kun yksi niistä siirtyy vapaaseen kiertorataan, joka on lähinnä energiatasoa. Typpiatomilla ei ole don sublevel, ja siirtyminen 3s-kiertoradalle on niin energisesti kallista, että uusien sidosten muodostuminen ei kata energiakustannuksia. Monet voivat ihmetellä, mikä sitten on typen valenssi esimerkiksi typpihapon HNO 3 tai typpioksidin N 2 O 5 molekyyleissä? Kummallista, mutta valenssi on myös siellä IV, kuten seuraavista rakennekaavoista voidaan nähdä:

Kuviossa katkoviiva kuvaa ns delokalisoituneina π   -communication. Tästä syystä NO: n terminaalisia sidoksia voidaan kutsua "yhdeksi ja toiseksi". Samanlaisia \u200b\u200bpuolitoista sidosta on myös otsonin O 3, bentseeni C 6 H 6 jne. Molekyylissä.

Fosforin valenssi

Kuvailkaamme fosforiatomin ulkoisen energiatason elektronigrafiikkakaava:

Kuten näemme, ulkokerroksen rakenne fosforiatomissa perustilassa ja typpiatomissa on sama, ja siksi on loogista odottaa fosforiatomille sekä typpiatomille mahdollisia valensseja, jotka ovat yhtä suuret kuin I, II, III ja IV, jotka havaittu käytännössä.

Toisin kuin typpi, fosforiatomilla on kuitenkin myös ulkoinen energiataso d- alataso 5 vapaalla kiertoradalla.

Tässä suhteessa se pystyy siirtymään kiihtyneeseen tilaan höyryttämällä elektroneja 3 s  orbitaalien:

Siten typelle saavuttamaton valenssi V fosforiatomille on mahdollista. Joten esimerkiksi valenssi viisi, fosforiatomin sellaisten yhdisteiden molekyyleissä kuin fosforihappo, fosfori (V) halogenidit, fosforioksidi (V) jne.

Happiatomin valenssi

Happiatomin ulkoisen energiatason elektroninen graafinen kaava on seuraava:

Toisella tasolla näemme kaksi paritonta elektronia, ja siksi valenssi II on mahdollista happea varten. On huomattava, että tämä happiatomin valenssi havaitaan melkein kaikissa yhdisteissä. Keskustellessamme hiiliatomin valenssipotentiaaleista keskustelimme hiilimonoksidimolekyylin muodostumisesta. Sidos CO-molekyylissä on kolminkertainen, joten happi on siellä trivalentti (happi on elektroniparin luovuttaja).

Koska happiatomilla ei ole ulkoista tasoa d-sub-tason elektronien pariliitos s  ja   p-kiertorata on mahdotonta, minkä vuoksi happiatomin valenssi on rajoitettu verrattuna alaryhmän muihin elementteihin, esimerkiksi rikki.

Rikkiatomin valenssi

Rikkiatomin ulkoinen energiataso käyttämättömässä tilassa:

Rikkiatomilla, kuten happiatomilla, on kaksi parittomia elektroneja tavanomaisessa tilassa, joten voimme päätellä, että rikki voi olla kahden valenssin. Itse asiassa II-rikkivalenssi on esimerkiksi rikkivedysmolekyylissä H2S.

Kuten näemme, rikkiatomi ulkoisella tasolla näkyy d- alataso avoimilla kiertoradalla. Tästä syystä rikkiatomi pystyy laajentamaan valenssipotentiaaliaan, toisin kuin happi, siirtymisen vuoksi virittyneisiin tiloihin. Joten höyryttäessä yksinäistä elektroniparia 3 p- kerrosrikkiatomi saa seuraavan muodon ulkoisen tason elektronisen konfiguraation:

Tässä tilassa rikkiatomissa on 4 paritonta elektronia, mikä kertoo mahdollisuudesta, että rikkiatomit voivat ilmetä valenssin, joka on yhtä suuri kuin IV. Itse asiassa valenssin IV rikkiä on molekyyleissä S02, SF4, SOCI2 jne.

Höyryttäessä toista yksinäistä elektroniparia, joka sijaitsee kohdassa 3 s-alitaso, ulkoinen energiataso ottaa konfiguroinnin:

Tässä tilassa valenssin VI ilmeneminen on mahdollista. Esimerkkejä VI-valenttisista rikkiyhdisteistä ovat S03, H2S04, S02CI2 jne.

Samoin voidaan harkita muiden kemiallisten alkuaineiden valenssipotentiaalia.

Yhdisteiden muodollinen atomivaraus on apumäärä, sitä käytetään yleensä kemiallisten elementtien ominaisuuksien kuvauksissa. Tämä ehdollinen sähkövaraus on hapettumisaste. Sen merkitys muuttuu monien kemiallisten prosessien seurauksena. Vaikka varaus on muodollinen, se kuvaa selvästi atomien ominaisuuksia ja käyttäytymistä redox-reaktioissa (OVR).

Hapetus ja talteenotto

Aikaisemmin kemikot käyttivät termiä "hapettuminen" kuvaamaan hapen vuorovaikutusta muiden alkuaineiden kanssa. Reaktion nimi tulee hapen latinalaisesta nimestä - Oxygenium. Myöhemmin kävi ilmi, että myös muut alkuaineet hapettuvat. Tässä tapauksessa ne palautetaan - elektronit kiinnittyvät. Jokainen atomi molekyylin muodostumisen aikana muuttaa sen valenssielektronikuoren rakennetta. Tässä tapauksessa esiintyy muodollinen varaus, jonka suuruus riippuu tavanomaisesti annettujen tai vastaanotettujen elektronien lukumäärästä. Tämän arvon karakterisoimiseksi käytettiin aikaisemmin englanninkielistä kemiallista termiä "oxidation number", joka tarkoittaa "hapetuslukua". Sitä käytettäessä lähtökohtana on oletus, että molekyylien tai ionien sitoutuvat elektronit kuuluvat atomiin, jolla on korkeampi elektronegatiivisuuden (EO) arvo. Kyky pitää elektronit ja houkutella niitä muista atomeista ilmenee hyvin vahvoissa ei-metalleissa (halogeenit, happi). Vahvoilla metalleilla (natrium, kalium, litium, kalsium, muut alkaliset ja maa-alkalimetallit) on vastakkaisia \u200b\u200bominaisuuksia.

Hapetustilan määrittäminen

Hapetusaste on varaus, jonka atomi hankkisi, jos sidoksen muodostumiseen osallistuvat elektronit siirtyisivät kokonaan sähköä negatiivisempaan elementtiin. On aineita, joilla ei ole molekyylirakennetta (alkalimetallihalogenidit ja muut yhdisteet). Näissä tapauksissa hapetustila on samanlainen kuin ionin varaus. Ehdollinen tai todellinen varaus osoittaa, mikä prosessi tapahtui ennen kuin atomit saavuttivat nykyisen tilansa. Positiivinen hapetustila on atomien poistettujen elektronien kokonaismäärä. Hapetustilan negatiivinen arvo on yhtä suuri kuin hankittujen elektronien lukumäärä. Kemiallisen elementin hapetustilan muutoksen perusteella arvioidaan, mitä tapahtuu sen atomien kanssa reaktion aikana (ja päinvastoin). Aineen väri määrittää, mitkä muutokset ovat tapahtuneet hapetustilassa. Kromi-, rauta- ja joukko muita elementtejä, joissa niillä on eri valenssit, värjätään eri tavoin.

Negatiivinen, nolla ja positiivinen hapetustila

Yksinkertaiset aineet muodostuvat kemiallisista alkuaineista, joilla on sama EO-arvo. Sitovat elektronit kuuluvat tässä tapauksessa yhtäläisesti kaikkiin rakennehiukkasiin. Tämän seurauksena yksinkertaisissa aineissa hapetustila (Н 0 2, О 0 2, С 0) on epätavallinen elementeille. Kun atomit ottavat elektroneja tai yleinen pilvi siirtyy suuntaansa, varaukset kirjoitetaan yleensä miinusmerkillä. Esimerkiksi F-1, O-2, C-4. Luopumalla elektroneista atomit saavat todellisen tai muodollisen positiivisen varauksen. OF 2 -oksidissa happiatomi antaa yhden elektronin kerrallaan kahdelle fluoriatomille ja on O + 2: n hapetustilassa. Uskotaan, että molekyylissä tai polyatomisessa ionassa enemmän elektronegatiivisia atomeja vastaanottaa kaikki sitoutuvat elektronit.

Rikki on alkuaine, jolla on erilaiset valenssit ja hapetustilat.

Pääryhmien kemiallisilla elementeillä on usein alhaisempi valenssi kuin VIII. Esimerkiksi rikkivalenssi rikkivetyssä ja metallisulfideissa on II. Elementille on ominaista väliaikainen ja korkeampi valenssit kiihtyneessä tilassa, kun atomi antaa yhden, kaksi, neljä tai kaikki kuusi elektronia ja sillä on vastaavasti valenssit I, II, IV, VI. Samoilla arvoilla, vain miinus- tai plusmerkillä, on rikin hapetustilat:

• fluoridisulfidissa antaa yhden elektronin: -1;
• rikkivetyssä pienin arvo: -2;
• dioksidissa, välitila: +4;
• trioksidissa, rikkihapossa ja sulfaateissa: +6.

Suurimmassa hapettumisasteessa rikki hyväksyy vain elektroneja, ja alemmassa määrin sillä on vahvat pelkistävät ominaisuudet. S +4-atomeilla voi olla pelkistävien tai hapettavien aineiden funktiot yhdisteissä olosuhteista riippuen.

Elektronimuutos kemiallisissa reaktioissa

Kun natriumkloridia muodostuu, natrium antaa elektroneja enemmän elektronegatiiviselle kloorille. Elementtien hapetusolosuhteet ovat samat kuin ionivarauksilla: Na +1 Cl -1. Molekyyleihin, jotka on luotu elektrisoituneiden parien seurustelu ja siirtyminen enemmän elektronisesti negatiiviseksi atomiksi, sovelletaan vain ideoita muodollisesta varauksesta. Mutta voidaan olettaa, että kaikki yhdisteet koostuvat ioneista. Sitten atomit, jotka houkuttelevat elektroneja, saavat ehdollisen negatiivisen varauksen ja antavat pois - positiivisen. Reaktioissa ilmoita kuinka monta elektronia siirtyvät. Esimerkiksi hiilidioksidimolekyylissä C + 4 O - 2 2 oikeassa yläkulmassa osoitettu indeksi hiilen kemiallisella symbolilla näyttää atomista poistettujen elektronien lukumäärän. Tämän aineen happitilalle on ominaista hapetustila -2. Kemiallisella merkillä O vastaava indeksi on atomiin lisättyjen elektronien lukumäärä.

Kuinka laskea hapetustilat

Atomien ansaitsemien ja kiinnittämien elektronien lukumäärän laskeminen voi olla aikaa vievää. Seuraavat säännöt helpottavat tätä tehtävää:

1. Yksinkertaisissa aineissa hapetustila on nolla.
2. Neutraalin aineen kaikkien atomien tai ionien hapettumien summa on nolla.
3. Kompleksisessa ionissa kaikkien elementtien hapetustilojen summan on vastattava koko hiukkasen varausta.
4. Elektronegatiivisempi atomi saa negatiivisen hapetustilan, joka kirjoitetaan miinusmerkillä.
5. Vähemmän elektronegatiiviset elementit saavat positiiviset hapetustilat, ne kirjoitetaan plusmerkillä.
6. Hapen hapetustila on pääosin -2.
7. Vetylle ominaisarvo on +1; metallihydrideissä on: H-1.
8. Fluori on elektroelegatiivisin kaikista elementeistä, sen hapetustila on aina -4.
9. Useimmilla metalleilla hapettumislukut ja valenssit ovat samat.

Hapetustila ja valenssi

Suurin osa yhdisteistä muodostuu redox-prosessien tuloksena. Elektronien siirtyminen tai siirtyminen elementistä toiseen johtaa muutokseen niiden hapetustilassa ja valenssissa. Usein nämä arvot ovat samat. Ilmauksen "hapetustila" synonyyminä voidaan käyttää ilmausta "sähkökemiallinen valenssi". Mutta on poikkeuksia, esimerkiksi ammoniumionissa typpi on tetravalentti. Samanaikaisesti tämän elementin atomi on hapetustilassa -3. Orgaanisissa aineissa hiili on aina tetravalenttia, mutta metaanin CH4: n, muurahaisalkoholin CH30H: n ja HCOOH-hapon C-atomin hapetusolosuhteet ovat erilaiset: -4, -2 ja +2.

Redox-reaktiot

Redox-prosesseihin sisältyy monia teollisuuden, tekniikan, elävien ja elottomien luonteen tärkeimpiä prosesseja: palaminen, syöpyminen, käyminen, solunsisäinen hengitys, fotosynteesi ja muut ilmiöt.

Yhtälöitä laatiessaan OVR valitsee kertoimet käyttämällä elektronista tasapainotusmenetelmää, jossa ne toimivat seuraavien luokkien kanssa:

• hapetustila;
• pelkistin luovuttaa elektroneja ja hapettuu;
• hapettava aine hyväksyy elektroneja ja pelkistyy;
• annettujen elektronien lukumäärän on oltava yhtä suuri kuin kiinnittyneiden lukumäärä.

Elektronien hankkiminen atomilla johtaa sen hapetustilan heikkenemiseen (pelkistyminen). Yhden tai useamman elektronin menetys atomilla liittyy elementin hapettumismäärän lisääntymiseen reaktioiden seurauksena. Vesiliuoksissa olevien voimakkaiden elektrolyyttien ionien välillä tapahtuvissa OVR: issä ne eivät usein käytä elektronista tasapainoa, vaan puolireaktiomenetelmää.

Hapetustila on yhdisteessä olevan atomin ehdollinen varaus, joka lasketaan olettamalla, että se koostuu vain ioneista. Tätä käsitettä määritettäessä ehdollisesti oletetaan, että sitoutumis- (valenssi-) elektronit siirtyvät enemmän elektronegatiivisiin atomiin (katso Elektronegatiivisuus), ja siksi yhdisteet koostuvat positiivisesti ja negatiivisesti varautuneista ioneista. Hapetustilalla voi olla nolla, negatiivisia ja positiivisia arvoja, jotka yleensä sijoitetaan yllä olevan elementin symbolin yläpuolelle :.

Hapetustilan nolla-arvo osoitetaan elementtien atomille vapaassa tilassa, esimerkiksi :. Hapetustilan negatiivinen arvo ovat ne atomit, joihin sitoutuva elektronipilvi (elektronipari) siirtyy. Kaikissa sen yhdisteissä olevassa fluorissa se on -1. Atomit, joilla on positiivinen hapetustila, antavat valenssielektroneja muille atomille. Esimerkiksi alkali- ja maa-alkalimetallien se on vastaavasti yhtä suuri ja yksinkertaisissa ioneissa, kuten K, se on yhtä suuri kuin ionin varaus. Useimmissa yhdisteissä vetyatomien hapetustila on sama, mutta metallihydrideissä (niiden yhdisteet vedyn kanssa) - ja muissa - se on -1. Hapulle on ominaista hapetustila -2, mutta esimerkiksi se on yhdessä fluorin ja peroksidiyhdisteissä jne.) -1. Joissakin tapauksissa tämä arvo voidaan ilmaista myös murtolukuna: raudan ollessa rautaoksidissa (II, III) se on yhtä suuri.

Yhdisteessä olevien atomien hapetustilojen algebrallinen summa on nolla, ja kompleksi-ionissa, ionin varaus. Tätä sääntöä käyttämällä lasketaan esimerkiksi fosforihapon fosforin hapetustila. Kun merkitsemme se ja kerrotaan vedyn ja hapen hapetustila niiden atomien lukumäärällä yhdisteessä, saadaan yhtälö: mistä. Samoin laskemme kromin hapettumisasteen ionissa.

Yhdisteissä mangaanin hapetustila on vastaavasti.

Korkein hapettumisaste on sen suurin positiivinen arvo. Useimpien elementtien kohdalla se on yhtä suuri kuin jaksollisen järjestelmän ryhmänumero ja se on tärkeä yhdisteiden elementin kvantitatiivinen ominaisuus. Alkuaineen hapetustilan alinta arvoa, jota esiintyy sen yhdisteissä, kutsutaan yleisesti alimmaksi hapetustilaksi; kaikki loput ovat välituotteita. Joten rikillä korkein hapettumistila on, alin -2, välituote.

Elementtien hapetustilojen muutos jaksollisen järjestelmän ryhmissä heijastaa niiden kemiallisten ominaisuuksien muutosten jaksollisuutta sarjanumeron kasvaessa.

Alkioiden hapetusasteen käsitettä käytetään aineiden luokittelussa, niiden ominaisuuksien kuvauksessa, yhdisteiden kaavojen valmistuksessa ja niiden kansainvälisissä nimissä. Mutta sitä käytetään erityisen laajasti redox-reaktioiden tutkimuksessa. Käsitettä "hapetustila" käytetään usein epäorgaanisessa kemiassa "valenssin" käsitteen sijasta (ks. Valencia).