Aineen rikin hapetustila on aste. Rikkiyhdisteet

Kalkogeenien alaryhmään kuuluu rikki, joka on toinen elementti, joka pystyy muodostamaan suuren määrän malmiesiintymät. Sulfaatit, sulfidit, oksidit ja muut rikkiyhdisteet ovat hyvin yleisiä, tärkeitä teollisuudessa ja luonnossa. Siksi tässä artikkelissa tarkastellaan mitä ne ovat, mikä rikki itse, sen yksinkertainen aine on.

Rikki ja sen ominaisuudet

Tällä elementillä on seuraava sijainti jaksotaulukossa.

1. Kuudes ryhmä, pääryhmä.
2. Kolmas pieni ajanjakso.
3. Atomimassa on 32.064.
4. Sarjanumero on 16, protonien ja elektronien lukumäärä on sama ja neutronien lukumäärä on myös 16.
5. Viittaa ei-metallisiin elementteihin.
6. Kaavoissa se lukee "es", elementin rikki, latinalainen rikki.

Luonnossa on neljä vakaaa isotooppia, joiden massaluvut ovat 32,33,34 ja 36. Tämä alkuaine on kuudes yleisin luonne. Viittaa biogeenisiin alkuaineisiin, koska se on osa tärkeitä orgaanisia molekyylejä.

Atomin elektroninen rakenne

Rikkiyhdisteiden monimuotoisuus johtuu atomin elektronisen rakenteen erityispiirteistä. Se ilmaistaan \u200b\u200bseuraavalla konfiguraatiokaavalla: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4.

Annettu järjestys heijastaa vain elementin paikallaan olevaa tilaa. On kuitenkin tiedossa, että jos atomille annetaan lisäenergiaa, niin elektronit voivat muodostaa parinsa 3p: n ja 3s: n alitasoilla, mitä seuraa seuraava siirtyminen 3d: iin, joka pysyy vapaana. Seurauksena on, että atomin valenssi ei muutu, vaan myös kaikki mahdolliset hapetustilat. Niiden lukumäärä kasvaa merkittävästi, samoin kuin rikkiä sisältävien eri aineiden lukumäärä.

Yhdisteiden rikin hapetustilat

Indikaattorista on useita päävariantteja. Rikkia varten nämä ovat:

Näistä S +2 on harvinaisin, loput ovat hajallaan kaikkialle. Koko aineen kemiallinen aktiivisuus ja hapetuskyky riippuvat yhdisteiden rikkin hapetustilasta. Joten esimerkiksi yhdisteet, joissa on -2, ovat sulfideja. Niissä tarkasteltava elementti on tyypillinen hapettava aine.

Mitä korkeampi hapetustilan arvo yhdisteessä, sitä voimakkaammat hapetuskyvyt aineella ovat. Tämä on helppo nähdä, jos muistutamme kaksi päähappoa, joita rikki muodostaa:

• H2S03 - rikki;
• H 2SO 4 - rikkihappo.

On tunnettua, että jälkimmäinen on paljon stabiilimpi, vahva yhdiste, jolla on suurissa konsentraatioissa erittäin vakava kyky hapettua.

Yksinkertainen aine

Rikkana on yksinkertaisena aineena keltaiset kauniit kiteet, joiden muoto on jopa säännöllinen. Vaikka tämä on vain yksi sen muodoista, koska tätä ainetta on kahta päätyyppiä. Ensimmäinen, monokliininen tai rombinen - tämä on keltaista, joka ei pysty liukenemaan veteen, vaan vain orgaanisissa liuottimissa. Eroaa rakenteen hauraudessa ja kauniissa muodossa, esitetty kruunun muodossa. Sulamispiste - noin 110 0 С.

Jos et unohda välivaihetta tällaisen muunnoksen lämmittämisessä, toinen tila voidaan havaita ajoissa - muovirikki. Se on kumimainen, viskoosinen ruskea liuos, joka edelleen kuumentuessaan tai terävällä jäähdytyksellä muuttuu jälleen rombimuotoon.

Jos puhumme kemiallisesti puhtaasta rikistä, joka on saatu toistuvalla suodatuksella, niin se on kirkkaankeltaisia \u200b\u200bpieniä kiteitä, herkkä ja täysin liukenematon veteen. Ne voivat syttyä joutuessaan kosketuksiin ilman kosteuden ja hapen kanssa. Niille on tunnusomaista melko korkea kemiallinen aktiivisuus.

Oleminen luonnossa

Luonnossa on luonnollisia saostumia, joista rikkiyhdisteet uutetaan, ja se itsessään on yksinkertainen aine. Lisäksi se sisältää:

• mineraaleissa, malmeissa ja kallioissa;
• eläinten, kasvien ja ihmisten kehossa, koska se on osa monia orgaanisia molekyylejä;
• luonnonkaasuissa, öljyssä ja hiilessä;
• öljyliuskeessa ja luonnollisissa vesissä.

Jotkut rikkirikkaimmista mineraaleista voidaan nimetä:

• sinooperi;
• pyriittikaivoksen;
• sfaleriittinä;
• antimoniittia;
• galena ja muut.

Suurin osa nykyisin tuotetusta rikistä menee rikkihapon tuotantoon. Toista osaa käytetään lääketieteellisiin tarkoituksiin, maataloudessa ja teollisissa prosesseissa aineiden tuotantoon.

Fyysiset ominaisuudet

Niitä voidaan kuvata useissa kohdissa.

1. Se ei liukene veteen, hiilidisulfidiin tai tärpättiiniin - se liukenee hyvin.
2. Pitkäaikaisella kitkalla kerääntyy negatiivinen varaus.
3. Sulamispiste on 110 0 С.
4. Kiehumispiste 190 0 С.
5. Saavuttuaan 300 0 С se muuttuu nestemäiseksi, helposti liikkuvaksi.
6. Puhdas aine kykenee itsestään palamaan, palavat ominaisuudet ovat erittäin hyvät.
7. Yksinään sillä ei käytännössä ole hajua, vetyrikkiyhdisteet lähettävät kuitenkin mädäntyneiden munien pistävää hajua. Sekä joitain kaasumaisia \u200b\u200bbinaariedustajia.

Kyseisen aineen fysikaaliset ominaisuudet ovat ihmisten tiedossa muinaisista ajoista lähtien. Rikki sai tällaisen nimen syttyvyydestään. Sotissa he käyttivät aseena vihollisia tukehtuvia ja myrkyllisiä höyryjä, jotka muodostuvat tämän yhdisteen palaessa. Lisäksi hapoilla, joissa on rikkiä, on myös aina ollut suuri teollisuuden merkitys.

Kemiallisia ominaisuuksia

Aihe: "Rikki ja sen yhdisteet" koulukemian kurssilla ei vie yhtä oppituntia, vaan useita. Niitä on paljon. Tämä johtuu tämän aineen kemiallisesta aktiivisuudesta. Sillä voi olla sekä hapettavia ominaisuuksia vahvempien pelkistimien (metallit, boori ja muut) kanssa että pelkistäviä ominaisuuksia useimpien ei-metallien kanssa.

Tästä aktiivisuudesta huolimatta kuitenkin vain fluori on vuorovaikutuksessa normaaleissa olosuhteissa. Kaikki muut vaativat lämmityksen. On olemassa useita aineluokkia, joiden kanssa rikki voi olla vuorovaikutuksessa:

• metallit;
• ei-metallit;
• emäkset;
• vahvat hapettavat hapot - rikkihappo ja typpi.

Rikkiyhdisteet: lajikkeet

Niiden monimuotoisuus selitetään pääelementin - rikin - hapetustilan epätasa-arvoisella arvolla. Joten useita pääainetyyppejä voidaan erottaa tällä perusteella:

• yhdisteet, joiden hapetustila on -2;

Jos tarkastellaan luokkia eikä valenssin indikaattoria, tämä elementti muodostaa molekyylejä, kuten:

• hapot;
• oksidit;
• suola;
• binaariset yhdisteet ei-metallien kanssa (hiilidisulfidi, kloridit);
• eloperäinen aine.

Katsotaanpa nyt tärkeimpiä ja esitetään esimerkkejä.

Aineet, joilla on hapetustila -2

Rikkiyhdisteet 2 ovat sen mukautumisia metallien kanssa, samoin kuin:

• hiili;
• vety;
• fosfori;
• pii;
• arseeni;
• boori.

Näissä tapauksissa se toimii hapettavana aineena, koska kaikki luetellut elementit ovat sähköopositiivisempia. Tarkastellaan erityisen tärkeitä.

1. Hiilidisulfidi - CS 2. Läpinäkyvä neste, jolla on tyypillinen miellyttävä eetterin tuoksu. Se on myrkyllinen, syttyvä ja räjähtävä. Käytetään liuottimena useimmille öljyille, rasvoille, ei-metalleille, hopeanitraateille, hartseille ja kumeille. Se on myös tärkeä osa säde - säteen tuotannossa. Teollisuudessa sitä syntetisoidaan suurina määrinä.
2. Rikkivetyä tai rikkivetyä - H 2 S. Kaasu, joka on väritön ja makuinen. Haju on pistävä, erittäin epämiellyttävä, muistuttaa mätämunaa. Myrkyllinen, painaa hengityskeskusta, koska se sitoo kupari-ioneja. Siksi myrkytettyinä ne tukehtuvat ja kuolevat. Sitä käytetään laajalti lääketieteessä, orgaanisessa synteesissä, rikkihapon tuotannossa ja myös energisesti hyödyllisenä raaka-aineena.
3. Metallisulfideja käytetään laajalti lääketieteessä, rikkihapon tuotannossa, maalien valmistuksessa, fosforien valmistuksessa ja muissa paikoissa. Yleinen kaava on Me x S y.

Yhdisteet, joiden hapetustila on +4

Rikkiyhdisteet 4 ovat pääosin oksidi ja vastaavat suolat ja happo. Kaikki ne ovat melko yleisiä yhdisteitä, joilla on tietty arvo teollisuudessa. Ne voivat toimia myös hapettavina aineina, mutta niillä on useammin pelkistäviä ominaisuuksia.

Kaavat rikkiyhdisteille, joilla on hapetustila +4, ovat seuraavat:

• oksidi - rikkidioksidi SO 2;
• happo - rikkihappo H2S03;
• suoloilla on yleinen kaava Me x (S03) y.

Yksi yleisimmistä on joko anhydridi. Se on väritön aine, jolla on palanut tulitikun tuoksu. Suurissa klustereissa se muodostuu tulivuorenpurkauksen aikana, ja se on tällä hetkellä helppo tunnistaa hajun perusteella.

Se liukenee veteen muodostaen helposti hajoavaa rikkihappoa. Toimii tyypillisesti suoloina, jotka sisältyvät sulfiitti-ionin SO3 2- muodossa. Tämä anhydridi on pääkaasu, joka myötävaikuttaa ympäröivän ilmakehän pilaantumiseen. Juuri hän vaikuttaa koulutukseen Teollisuudessa sitä käytetään rikkihapon tuotantoon.

Yhdisteet, joissa rikin hapetustila on +6

Näihin kuuluvat ensinnäkin rikkihappoanhydridi ja rikkihappo niiden suoloilla:

• sulfaatteja;
• hydrosulfaatit.

Koska niiden rikkiatomi on korkeimmassa hapetustilassa, näiden yhdisteiden ominaisuudet ovat melko ymmärrettäviä. Ne ovat vahvoja hapettimia.

Rikkioksidi (VI) - rikkihappoanhydridi - on haihtuva väritön neste. Ominaispiirre on vahva kosteuden imeytymiskyky. Tupakoi ulkona. Veteen liuenneena se antaa yhden vahvimmista mineraalihapoista - rikkihapon. Sen väkevä liuos on raskas, öljyinen, hieman kellertävä neste. Jos anhydridi liuotetaan rikkihappoon, saadaan erityinen yhdiste, nimeltään oleum. Sitä käytetään teollisesti hapon tuotannossa.

Suolojen - sulfaattien - joukossa yhdisteet, joilla on suuri merkitys:

• kipsi CaS04 2H20;
• bariitti BaSO 4;
• glauber;
• lyijysulfaatti ja muut.

Niitä käytetään rakentamisessa, kemiallisessa synteesissä, lääketieteessä, optisten instrumenttien ja lasien valmistuksessa ja jopa elintarviketeollisuudessa.

Hydrosulfaatteja käytetään laajalti metallurgiassa, missä niitä käytetään fluxina. Ja juuri he auttavat muuntamaan monia monimutkaisia \u200b\u200boksideja liukoisiksi sulfaattimuodoiksi, joita käytetään kyseisillä teollisuudenaloilla.

Rikin tutkimus koulukemian kurssilla

Milloin opiskelijoiden on parasta sulautua tietoon siitä, mikä rikki on, mitkä ovat sen ominaisuudet, mikä on rikkiyhdiste? Luokka 9 on paras ajanjakso. Tämä ei ole aivan alku, kun kaikki on uutta ja käsittämätöntä lapsille. Tämä on kemian tutkimuksen keskivaihe, kun aikaisemmin asetetut perusteet auttavat sinua ymmärtämään aiheen täysin. Siksi näiden valmistumisluokan toinen puoli on tarkoitettu näiden kysymysten käsittelyyn. Samanaikaisesti koko aihe on jaettu useisiin lohkoihin, joissa on erillinen oppitunti "Rikkiyhdisteet. Luokka 9".

Tämä johtuu heidän suuresta määrästä. Rikkihapon tuotantoa teollisuudessa tarkastellaan myös erikseen. Yleensä tähän aiheeseen on varattu keskimäärin 3 tuntia.

Rikki otetaan kuitenkin opiskeluun vain luokassa 10, kun otetaan huomioon orgaaniset kysymykset. Niitä on käsitelty myös biologian lukiossa. Loppujen lopuksi rikki on osa sellaisia \u200b\u200borgaanisia molekyylejä kuin:

• tioalkoholit (tiolit);
• proteiinit (tertiäärinen rakenne, jolle disulfidisillat muodostuvat);
• tioaldehydien;
• tiofenoleja;
• tioesterit;
• sulfonihapot;
• sulfoksidit ja muut.

Ne luokitellaan erityiseen orgaanisten rikkiyhdisteiden ryhmään. Ne ovat tärkeitä paitsi elävien asioiden biologisissa prosesseissa myös teollisuudessa. Esimerkiksi sulfonihapot ovat monien lääkkeiden (aspiriini, sulfonamidi tai streptosidi) perusta.

Lisäksi rikki on pysyvä komponentti sellaisissa yhdisteissä kuten jotkut:

• aminohappoja;
• entsyymit;
• vitamiineja;
• hormoneja.

Hapetustila on yhdisteessä olevan atomin ehdollinen varaus, joka lasketaan olettamalla, että se koostuu vain ioneista. Tätä käsitettä määriteltäessä oletetaan tavanomaisesti, että sidos- (valenssi-) elektronit siirretään enemmän elektronisesti negatiivisiin atomiin (katso sähköonegatiivisuus), ja siksi yhdisteet koostuvat, sellaisenaan, positiivisesti ja negatiivisesti varautuneista ioneista. Hapetustila voi olla nolla, negatiivinen ja positiivinen, jotka yleensä sijoitetaan alkuun elementin symbolin yläpuolelle :.

Hapetustilan nolla-arvo osoitetaan vapaassa tilassa olevien elementtien atomille, esimerkiksi: Hapetustilan negatiivinen arvo ovat ne atomit, joihin sitoutuva elektronipilvi (elektronipari) siirtyy. Kaikissa sen yhdisteissä olevalla fluorilla se on -1. Atomilla, jotka luovuttavat valenssielektroneja muille atomille, on positiivinen hapetustila. Esimerkiksi alkali- ja maa-alkalimetallissa 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 yhtä suuri kuin -1. Hapelle hapetustila on -2, mutta esimerkiksi yhdessä fluorin kanssa se on, ja peroksidiyhdisteissä jne.) -1. Joissakin tapauksissa tämä arvo voidaan ilmaista murto-osana: raudan ollessa rautaoksidissa (II, III) se on yhtä suuri kuin.

Yhdisteessä olevien atomien hapetusolosuhteiden algebrallinen summa on nolla, ja kompleksi-ionissa - ionin varaus. Tätä sääntöä käyttämällä lasketaan esimerkiksi ortofosforihapon fosforin hapetustila. Merkitsemällä se läpi ja kertomalla vedyn ja hapen hapetustila niiden atomien lukumäärällä yhdisteessä, saadaan yhtälö: missä. Samoin laskemme kromin hapetustilan ionissa.

Yhdisteissä mangaanin hapetustila on vastaavasti.

Suurin hapetustila on sen suurin positiivinen arvo. Useimpien elementtien kohdalla se on yhtä suuri kuin periodisen taulukon ryhmänumero ja se on tärkeä määrällinen ominaisuus yhdisteilleen. Elementin hapetustilan pienintä arvoa, jota esiintyy sen yhdisteissä, kutsutaan yleensä alimmaksi hapetustilaksi; kaikki muut ovat välituotteita. Joten rikin tapauksessa suurin hapettumistila on yhtä kuin alin -2, välituote.

Jaksoittaisen järjestelmän ryhmien elementtien hapetustilojen muutos heijastaa niiden kemiallisten ominaisuuksien muutosten taajuutta sarjanumeron kasvaessa.

Alkioiden hapetustilan käsitettä käytetään luokittelemalla aineita, kuvaamaan niiden ominaisuuksia, laatiessaan kaavoja yhdisteille ja niiden kansainvälisiä nimiä. Mutta sitä käytetään erityisen laajasti redox-reaktioiden tutkimuksessa. Käsitettä "hapetustila" käytetään usein epäorgaanisessa kemiassa "valenssin" käsitteen sijasta (katso Valenssi).

Elektronegatiivisuus, kuten muiden kemiallisten elementtien atomien ominaisuudet, muuttuu ajoittain lisääntyessä elementin järjestyslukua:

Yllä oleva kaavio osoittaa pääryhmien elementtien elektronegatiivisuuden muutosten taajuuden, riippuen elementin järjestyslukemasta.

Siirtyessään jaksotaulukon alaryhmästä alaspäin, kemiallisten elementtien elektronegatiivisuus vähenee, kun liikkuu oikealle jakson aikana, se kasvaa.

Elektronegatiivisuus heijastaa elementtien ei-metallisuutta: mitä suurempi on elektronegatiivisuuden arvo, sitä enemmän elementillä on ei-metallisia ominaisuuksia.

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. Näitä elementtejä ovat:

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

5) Korkein (suurin) hapetustila on yhtä suuri kuin ryhmänumero. Poikkeuksia, jotka eivät kuulu tämän säännön piiriin, ovat ryhmän I sekundaarisen alaryhmän elementit, ryhmän VIII sekundaarisen alaryhmän elementit sekä happi ja fluori.

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

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

ei-metallin alin hapetustila \u003d ryhmänumero - 8

Edellä esitettyjen sääntöjen perusteella voit määrittää minkä tahansa aineen kemiallisen alkuaineen hapetustilan.

Eri yhdisteiden elementtien hapetusolosuhteiden löytäminen

Esimerkki 1

Määritä kaikkien rikkihapon alkuaineiden hapetustilat.

Päätös:

Kirjoitetaan rikkihapon kaava:

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

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

Merkitsemme rikin hapetustila seuraavasti: x:

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

Nuo. saimme seuraavan yhtälön:

Ratkaislaan se:

Siten rikkihapon rikin hapetustila on +6.

Esimerkki 2

Määritä kaikkien ammoniumdikromaatin elementtien hapetustila.

Päätös:

Kirjoita esimerkiksi ammoniumdikromaatin kaava:

Kuten edellisessä tapauksessa, voimme järjestää vedyn ja hapen hapetustilat:

Näemme kuitenkin, että hapetustiloja ei tunneta kahdelle kemialliselle elementille kerralla - typelle ja kromille. Siksi emme löydä hapetustiloja samalla tavalla kuin edellisessä esimerkissä (yhdellä yhtälöllä kahdella muuttujalla ei ole ainutlaatuista ratkaisua).

Kiinnitetään huomiota siihen, että määritetty aine kuuluu suolaluokkaan ja sen vastaavasti ionisella rakenteella. Sitten voimme perustellusti sanoa, että NH4 + -kationit ovat osa ammoniumdikromaattia (tämän kationin varaus löytyy liukoisuustaulukosta). Siksi, koska ammoniumdikromaatin kaavayksikössä on kaksi positiivisesti yksin varautunutta NH4 + -kationia, dikromaatti-ionin varaus on -2, koska aine kokonaisuutena on sähköisesti neutraali. Nuo. 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 merkitsemällä typen ja kromin hapetustilat x ja y vastaavasti voimme kirjoittaa:

Nuo. saamme kaksi riippumatonta yhtälöä:

Ratkaisemme mitä, löydämme x ja y:

Siten ammoniumdikromaatissa typen hapetustilat ovat -3, vety +1, kromi +6 ja happi -2.

Voit lukea kuinka määrittää orgaanisten aineiden elementtien hapetustila.

Valenssi

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

Atomin valenssi riippuu määrästä:

1) parittomat elektronit

2) yksinäiset elektroniparit valenssitasojen kiertoradalle

3) tyhjät valenssitason elektroniset kiertoradat

Vetyatomin valenssikyky

Esitetään vetyatomin elektroninen graafinen kaava:

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

Siten ainoa valenssi, jolla vetyatomi voi esiintyä, on I.

Hiiliatomin valenssi

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

Nuo. perustilassa on 2 paritonta elektronia käyttämättömän hiiliatomin ulkoisella energiatasolla. Tässä tilassa sen valenssi voi olla yhtä suuri kuin II. Hiiliatomi kuitenkin siirtyy helposti herätettyyn tilaan, kun siihen johdetaan energiaa, ja tässä tapauksessa ulkokerroksen elektroninen konfiguraatio on muodossa:

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.

Parittumattomien elektronien ja yksinäisten elektroniparien lisäksi valenssimahdollisuuksiin vaikuttaa myös valenssitason avoimien () orbitaalien läsnäolo. Tällaisten orbitaalien läsnäolo täytetyllä tasolla johtaa siihen, että atomi voi toimia elektroniparin vastaanottajana, ts. muodostaa lisäkovalenttisia sidoksia luovuttaja-vastaanottajamekanismi. Joten esimerkiksi hiilimonoksidimolekyylissä CO hiilimonoksidimolekyylissä sidos ei ole esimerkiksi kaksinkertainen, vaan kolminkertainen, mikä näkyy selvästi seuraavassa kuvassa:

Typpiatomin valenssi

Kirjoita esimerkiksi typpiatomin ulkoisen energiatason sähköinen graafinen kaava:

Kuten yllä olevasta kuvasta voidaan nähdä, typpiatomissa on normaalitilassaan 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 alkuaineen atomin valenssi ei ole riippuvainen pelkästään parittumattomien elektronien lukumäärästä, vaan myös yksinäisten elektroniparien läsnäolosta. Tämä johtuu tosiasiasta, että kovalenttinen kemiallinen sidos voi muodostua paitsi silloin, kun kaksi atomia tarjoavat toisiaan yhdellä elektronilla, mutta myös silloin, kun yksi atomi, jossa on yksinäinen elektronipari - luovuttaja (), antaa sen toiselle atomille tyhjän () kiertoradan kanssa valenssitaso (hyväksyjä). Nuo. typpiatomille, valenssi IV on myös mahdollista, koska luovuttaja-vastaanottajamekanismi muodostaa ylimääräisen kovalenttisen sidoksen. Esimerkiksi neljä kovalenttia sidosta, joista yhden muodostaa luovuttaja-vastaanottajamekanismi, havaitaan ammoniumkationin muodostuessa:

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

Typpiatomi ei pysty osoittamaan valenssia, joka on yhtä suuri kuin V. Tämä johtuu tosiasiasta, että siirtyminen kiihtyneeseen tilaan on mahdoton typpiatomille, jossa kaksi elektronia hidastaa yhden siirtymistä vapaaseen kiertorataan, energiatasolle lähinnä. Typpiatomilla ei ole d-taso, ja siirtyminen 3s-kiertorataan on energisesti niin kallista, että uusien sidosten muodostuminen ei kata energiakustannuksia. Monet voivat kysyä, mikä on typen valenssi esimerkiksi typpihapon HNO 3 tai typpioksidin N 2 O 5 molekyyleissä? Kummallista, mutta siellä oleva valenssi on myös IV, joka voidaan nähdä seuraavista rakennekaavoista:

Kuvassa oleva katkoviiva näyttää ns delokalisoituneina π -yhteys. Tästä syystä NO: n terminaalisidoksia voidaan kutsua "yhdeksi ja toiseksi". Samanlaisia \u200b\u200bpuolitoista sidosta löytyy myös otsonin O 3, bentseenin C6H6 jne. Molekyylissä.

Fosforin valenssikyky

Esittäkäämme fosforiatomin ulkoisen energiatason sähköinen graafinen kaava:

Kuten näemme, fosforiatomin ulkokerroksen rakenne 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, kuten havaittu käytännössä.

Toisin kuin typpi, fosforiatomilla on kuitenkin myös d- alitaso 5 vapaalla kiertoradalla.

Tässä suhteessa se pystyy siirtymään kiihtyneeseen tilaan höyrystyneitä elektroneja 3 s -orbitals:

Siten typelle pääsemätön valenssi V on fosforiatomille mahdollinen. Esimerkiksi fosforiatomin valenssiarvo on viisi yhdisteiden, kuten fosforihapon, fosfori (V) halogenidien, fosfori (V) oksidin, molekyyleissä.

Happiatomien valenssi

Happiatomin ulkoisen energiatason sähköinen graafinen kaava on:

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

Koska happiatomilla ei ole ulkoista tasoa d- taso, elektronihöyry s ja p-kiertorata on mahdotonta, minkä vuoksi happiatomin valenssikyky on rajoitettu verrattuna sen alaryhmän muihin elementteihin, esimerkiksi rikki.

Rikkiatomin valenssikyky

Rikkiatomin ulkoinen energiataso käyttämättömässä tilassa:

Rikkiatomilla, kuten happiatomilla, on kaksi paritonta elektronia normaaleissa olosuhteissa, joten voimme päätellä, että rikki voi olla kahden valenssin verran. Itse asiassa rikkilla on valenssi II, esimerkiksi rikkivedysmolekyylissä H2S.

Kuten voimme nähdä, rikkiatomi ulommalla tasolla näkyy d- taso avoimilla kiertoradalla. Tästä syystä rikkiatomi pystyy laajentamaan valenssikapasiteettiaan, toisin kuin happi, siirtymisen vuoksi virittyneisiin tiloihin. Joten höyryttäessä yksinäistä elektroniparia 3 p-tasoinen rikkiatomi saa seuraavan ulkoisen tason elektronisen konfiguraation:

Tässä tilassa rikkiatomissa on 4 paritonta elektronia, mikä kertoo meille mahdollisuudesta, että rikkiatomit ilmentävät IV: n valenssia. Itse asiassa rikki on valenssi IV molekyyleissä SO2, SF4, SOCl2 jne.

Kun toinen yksinäinen elektronipari, joka sijaitsee 3: ssa s- alataso, ulkoinen energiataso saa konfiguraation:

Tässä tilassa valenssin VI ilmeneminen on mahdollista. Esimerkkejä yhdisteistä, joissa on VI-valenttia rikkiä, ovat SO3, H2S04, SO2CI2 jne.

Samoin voit harkita muiden kemiallisten elementtien valenssikykyä.

Yhdisteissä olevan atomin muodollinen varaus on apumäärä, sitä käytetään yleensä kuvaamaan kemiallisten elementtien ominaisuuksia. Tämä ehdollinen sähkövaraus on hapetustila. Sen arvo muuttuu monien kemiallisten prosessien seurauksena. Vaikka varaus on muodollinen, se kuvaa selvästi atomien ominaisuuksia ja käyttäytymistä redox-reaktioissa (ORR).

Hapetus ja pelkistys

Aikaisemmin kemikot ovat käyttäneet termiä "hapettuminen" kuvaamaan hapen vuorovaikutusta muiden alkuaineiden kanssa. Reaktioiden nimi tulee hapen latinalaisesta nimestä - Oxygenium. Myöhemmin kävi ilmi, että myös muut alkuaineet hapettuvat. Tässä tapauksessa ne palautetaan - ne kiinnittävät elektroneja. Jokainen atomi molekyylin muodostumisen aikana muuttaa sen valenssielektronikuoren rakennetta. Tässä tapauksessa esiintyy muodollinen varaus, jonka arvo riippuu ehdollisesti annettujen tai vastaanotettujen elektronien lukumäärästä. Tämän arvon karakterisoimiseksi käytettiin aikaisemmin englanninkielistä kemiallista termiä "oxidation number", joka tarkoittaa "oksidatiivista lukua". Sen käyttö perustuu oletukseen, että molekyylien tai ionien sidoselektronit kuuluvat atomiin, jolla on korkeampi elektronegatiivisuus (EO) -arvo. Kyky pitää elektronejaan ja houkutella niitä muista atomeista ilmenee hyvin vahvoissa ei-metalleissa (halogeenit, happi). Vahvoilla metalleilla (natrium, kalium, litium, kalsium, muut alkaliset ja maa-alkalimetallit) on vastakkaiset ominaisuudet.

Hapetustilan määrittäminen

Hapetustila on varaus, jonka atomi hankkisi, jos sidoksen muodostumiseen osallistuvat elektronit siirtyisivät kokonaan enemmän elektronegatiiviseksi elementiksi. 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 saivat nykyisen tilansa. Positiivinen hapetustila on atomista poistettujen elektronien kokonaismäärä. Hapetustilan negatiivinen arvo on yhtä suuri kuin hankittujen elektronien lukumäärä. Kemiallisen elementin hapetustilan muutoksen perusteella voidaan päätellä, mitä tapahtuu sen atomille reaktion aikana (ja päinvastoin). Aineen väri määrittää, mitkä muutokset ovat tapahtuneet hapetustilassa. Kromi-, rauta- ja joukko muita elementtejä, joissa niiden valenssit eroavat toisistaan, värjätään eri tavoin.

Negatiiviset, nolla ja positiiviset hapetustilat

Yksinkertaiset aineet muodostuvat kemiallisista alkuaineista, joilla on sama EO-arvo. Tässä tapauksessa sidoselektronit kuuluvat kaikkiin rakennehiukkasiin yhtäläisesti. Siksi 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. Luovuttamalla elektroneja atomit saavat todellisen tai muodollisen positiivisen varauksen. OF 2 -oksidissa happiatomi luovuttaa yhden elektronin kahdelle fluoriatomille ja on O +2-hapetustilassa. Uskotaan, että molekyylissä tai polyatomisissa ioneissa enemmän elektronisesti negatiivisia atomeja vastaanottaa kaikki sidoselektronit.

Rikki on alkuaine, jolla on erilaiset valenssit ja hapetustilat

Pääryhmien kemiallisilla elementeillä on usein alhaisin valenssi, joka on yhtä suuri kuin VIII. Esimerkiksi rikkivalenssi rikkivetyssä ja metallisulfideissa on II. Elementille on ominaista väliaikainen ja korkeampi valenssi viritetyssä tilassa, kun atomi luovuttaa yhden, kaksi, neljä tai kaikki kuusi elektronia ja sillä on vastaavasti valenssit I, II, IV, VI. Samoilla arvoilla, vain "miinus" tai "plus" -merkeillä, on rikin hapetustilat:

• fluorisulfidissa antaa yhden elektronin: -1;
• rikkivetyssä pienin arvo: -2;
• dioksidin välitilassa: +4;
• trioksidissa, rikkihapossa ja sulfaateissa: +6.

Suurimmassa hapettumisasteessa rikki hyväksyy vain elektroneja, alimmassa määrin sillä on vahvat pelkistävät ominaisuudet. S +4-atomit voivat toimia pelkistävinä tai hapettavina aineina yhdisteissä olosuhteista riippuen.

Elektronien siirtymä kemiallisissa reaktioissa

Kun muodostuu natriumkloridikite, natrium luovuttaa elektroneja elektronisemmaksi klooriksi. Elementtien hapetustilat ovat samat kuin ionien varaukset: Na +1 Cl -1. Molekyyleihin, jotka on luotu seuraamalla ja siirtämällä elektronipareja elektronegatiivisempaan atomiin, sovelletaan vain muodollisen varauksen käsitettä. Mutta voidaan olettaa, että kaikki yhdisteet koostuvat ioneista. Sitten atomit, jotka houkuttelevat elektroneja, saavat ehdollisen negatiivisen varauksen, ja luovuttaessaan he saavat positiivisen. Reaktiot osoittavat kuinka monta elektronia on siirretty. Esimerkiksi hiilidioksidimolekyylissä C + 4 O - 2 2 hiilen kemiallisen symbolin oikeassa yläkulmassa oleva indeksi heijastaa atomista poistettujen elektronien lukumäärää. Tämän aineen hapelle on ominaista hapetustila -2. Kemiallisessa merkissä 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 hapetustilat ovat nollat.
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 yleensä -2.
7. Vetylle ominaisarvo on +1, metallihydrideissä tapahtuu: H-1.
8. Fluori on kaikkein elektronegatiivisin kaikista elementeistä, ja sen hapetustila on aina -4.
9. Useimmille metalleille 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. Nämä arvot ovat usein samat. Termin "hapetustila" synonyyminä voit käyttää ilmausta "sähkökemiallinen valenssi". Mutta on poikkeuksia, esimerkiksi ammoniumionissa typpi on tetravalentti. Samanaikaisesti tämän alkuaineen atomi on -3-hapetustilassa. Orgaanisissa aineissa hiili on aina tetravalenttisia, mutta metaanin CH4, muurahaisalkoholin CH30H ja hapon HCOOH C-atomin hapetustiloilla on erilaiset merkitykset: -4, -2 ja +2.

Redox-reaktiot

Redox-prosesseihin sisältyy monia teollisuuden, tekniikan, elävän ja elottoman luonnon tärkeimpiä prosesseja: palaminen, syöpyminen, käyminen, solunsisäinen hengitys, fotosynteesi ja muut ilmiöt.

Laadittaessa OVR-yhtälöitä kertoimet valitaan sähköisen tasapainomenetelmän avulla, jossa ne toimivat seuraavissa luokissa:

• hapetustila;
• pelkistin luovuttaa elektroneja ja hapetetaan;
• hapetin hyväksyy elektroneja ja pelkistyy;
• luovutettujen elektronien lukumäärän on oltava yhtä suuri kuin kiinnitettyjen elektronien 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 virtaavalle ORR: lle ei yleensä käytetä elektronista tasapainoa, vaan puolireaktioiden menetelmää.

Valenssi on monimutkainen käsite. Tämä termi on läpikäynyt merkittävän muutoksen samanaikaisesti kemiallisen sitoutumisen teorian kehityksen kanssa. Aluksi valenssi oli atomin kyky kiinnittää tai korvata tietty määrä muita atomeja tai atomiryhmiä muodostaakseen kemiallisen sidoksen.

Elementin atomin valenssin kvantitatiivinen mitta oli vety- tai happiatomien lukumäärä (näitä elementtejä pidettiin vastaavasti yksi- ja kaksiarvoisina), jotka elementti kiinnittyy muodostamaan kaavan EHx mukaisen hydridin tai kaavan E n O m oksidin.

Joten typpiatomin valenssi ammoniakin NH3-molekyylissä 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 atomin valenssi määritetään sen parittumattomien elektronien lukumäärän perusteella maassa tai viritetyssä tilassa, jotka osallistuvat yhteisten elektroniparien muodostumiseen muiden atomien elektronien kanssa.

Joidenkin elementtien valenssi on vakio. Joten, natrium tai kalium kaikissa yhdisteissä ovat yksiarvoisia, kalsium, magnesium ja sinkki ovat kaksiarvoisia, alumiini on kolmiarvoinen jne. Mutta useimpien kemiallisten elementtien valenssi vaihtelee, mikä riippuu kumppanielementin luonteesta 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 hapetustila on yhtä suuri kuin muodollinen varaus, joka voidaan määrittää elementille, perustuen oletukseen, että jokaisen sen sidoksen kaikki elektronit ovat siirtyneet enemmän elektronisesti negatiiviseen atomiin.

elektronegatiivisuus "atomin kyky saada 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.

Taulukko 2 osoittaa joidenkin kemiallisten elementtien elektronegatiivisuuden Sanderson-asteikolla, ja taulukko 3 esittää elementtien elektronegatiivisuuden Pauling-asteikolla.

Elektronegatiivisuuden merkitys annetaan vastaavan elementin symbolilla. 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 rikkidioksidin SO2-molekyylissä rikkiatomin elektronegatiivisuus on 2,5 ja happiatomin elektronegatiivisuuden arvo on suurempi - 3,5. Siksi negatiivinen varaus on happiatomilla ja positiivinen varaus rikkiatomissa.

Ammoniakki-NH3-molekyylissä typpiatomin elektronegatiivisuus on 3,0 ja vedyn elektronegatiivisuus on 2,1. Siksi typpiatomilla on negatiivinen varaus ja vetyatomilla positiivinen varaus.

Elektronegatiivisuuden muutoksen yleiset suuntaukset tulisi selvästi tietää. Koska minkä tahansa kemiallisen elementin atomilla on taipumus saavuttaa ulkoisen elektronikerroksen - inertin kaasun oktettikuoren vakaa konfiguraatio, elementtien elektronegatiivisuus jaksolla kasvaa, ja ryhmässä elektronegatiivisuus vähenee yleensä elementin atomilukun kasvaessa. Siksi esimerkiksi rikki on enemmän elektronegatiivista verrattuna fosforiin ja piin, ja hiili on enemmän elektronegatiivista kuin pii.

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 (numeron edessä on merkki), joka sijaitsee elementtisymbolin yläpuolella, esimerkiksi:

Kemiallisissa yhdisteissä olevien atomien hapetustilan määrittämiseksi noudatetaan seuraavia sääntöjä:

1. Elementtien hapetustila yksinkertaisissa aineissa on nolla.
2. Molekyylin atomien hapettumistilojen algebrallinen summa on nolla.
3. Yhdisteiden hapella on pääosin hapetustila, joka on yhtä suuri kuin –2 (happifluoridissa 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 hapetustila 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 hapetustilalla on miinusmerkki ja vähemmän sähköä negatiivisella atomilla on plusmerkki.
7. Orgaanisissa yhdisteissä vedyn hapetustila on +1.

Kuvaillaan yllä olevia sääntöjä muutamalla esimerkillä.

Esimerkki 1 Määritä kaliumoksidien K 2 O, seleeni SeO 3 ja rauta Fe 3 O 4 alkuaineiden hapetustila.

Kaliumoksidi K 2 O. Molekyylin atomien hapettumistilojen algebrallinen summa on nolla. Oksidien hapen hapetustila on –2. Määritetään sen oksidissa olevan kaliumin hapetustila n: llä, sitten 2n + (–2) \u003d 0 tai 2n \u003d 2, joten 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 +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 on oltava +8. Siksi yhden rautaatomin varauksen on oltava 8/3 \u003d +8/3.

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

Esimerkki 2 Määritä elementtien hapetustila yhdisteissä NaClO 3, K 2 Cr 2 O 7.

NaClO3-molekyyli on sähköisesti neutraali. Natriumin hapetustila on +1, hapen hapetustila on –2. Määritetään kloorin hapetustilaksi n, 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. Kaliumin hapetustila on +1, hapen hapetustila on –2. Määritetään kromin hapetustilaksi 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 Määritetään rikkin hapetustila sulfaatti-ionissa SO 4 2–. SO 4 2– -ionin varaus on –2. Hapen hapetustila on –2. Määritetään rikin hapetustilaksi 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 hapetustila ei joskus ole yhtä suuri kuin tietyn alkuaineen valenssi.

Esimerkiksi ammoniakin NH3-molekyylin tai hydratsiini N2H4 -molekyylin 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.

Harjoittelu

1. Missä yhdisteessä fosforin hapetustila +5?

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

2. Missä yhdisteessä fosforin hapetustila on –3?

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

3. Missä yhdisteessä typen hapetustila on +4?

1) HNO 2
2) N204
3) N20
4) HN03

4. Missä yhdisteessä typen hapetustila on –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 hapetustila on vastaavasti

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

8. Kemiallisen alkuaineen negatiivinen vähimmäishapetustila on yleensä

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

9. Pääryhmissä olevien kemiallisten alkuaineiden suurin positiivinen hapetustila on yleensä

1) kauden numero
2) kemiallisen elementin järjestysnumero
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. Fosforilla on minimaalinen hapetustila yhdisteessä

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

12. Kationin ja anionin koostumuksessa olevat ammoniumnitriitin typpiatomit osoittavat vastaavasti hapetustiloja

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. Rikki valenssi ja hapetustila pyrite FeS2: ssä ovat vastaavasti

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

15. Typpiatomin valenssi ja hapetustila ammoniumbromidissa ovat vastaavasti vastaavat

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. Jatkuva hapetustila sen yhdisteissä on osoitettu

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

18. Yhdisteiden hapetustila +3 voi osoittaa

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

19. Yhdisteiden hapetustila +4 voi osoittaa

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