Как определить степени окисления элементов. Степени окисления d-металлов. Полезное видео: учимся определять степень окисления по формулам
Таблица. Степени окисления химических элементов.
Таблица. Степени окисления химических элементов.
Степень окисления
- это условный заряд атомов химического элемента в соединении, вычисленный из предположения, что все связи имеют ионный тип. Степени окисления могут иметь положительное, отрицательное или нулевое значение, поэтому алгебраическая сумма степеней окисления элементов в молекуле с учётом числа их атомов равна 0, а в ионе - заряду иона
.
|
Таблица: Элементы с неизменными степенями окисления. |
|
Таблица. Степени окисления химических элементов по алфавиту.
|
Таблица. Степени окисления химических элементов по номеру.
|
Оценка статьи:
Н.П.Танцура
Периодическая система: некоторые теоретические сведения
Главными характеристиками вещества являются его кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства. Именно они определяют, с какими веществами в окружающей среде, химической или биохимической системе, технологической установке будет реагировать рассматриваемое вещество. В пособии уделено большое внимание рассмотрению кислотно-основных свойств веществ и закономерностям их изменения в периодической системе.
В периодической системы (ПС) можно выделить два полюса свойств элементов: металлические и неметаллические. К металлам относят элементы, атомы которых могут только отдавать электроны в химических процессах. При этом степень окисления металлов в образующихся соединениях положительна (+). Неметаллы - это вещества, атомы которых способны как присоединять, так и отдавать электроны, поэтому степени окисления у них могут быть положительными и отрицательными по знаку.
В восьми групповой периодической системе типичные металлы находятся в ее левой части, а неметаллы - в правой верхней части. При этом нарастание металлических свойств по главным подгруппам усиливается сверху вниз, так что самые активные металлы находятся в левом нижнем углу ПС(цезий,франций), а самые типичные неметаллы- в правом верхнем углу ПС (самый активный из них фтор – в переводе с греческого «разрушающий», атом этого элемента может только принимать электрон). Перечислим типичные неметаллы: H , B , C , N , O , F , Si , P , S , Cl , Br , I .
Большинство элементов в ПС (начиная главным образом с IV группы) имеет несколько степеней окисления в соединениях, правила определения максимальных и минимальных значений степеней окисления приведены ниже. Ограниченное количество элементов имеют одну степень окисления в соединениях, наиболее распространенные из них следующие: щелочные металлы и Ag- +1; Be, Mg, Ca, Ba, Sr, Zn, Cd, Hg- +2, Al, Ga - +3
Зная положение элементов IV – VIII групп в ПС, можно указать некоторые степени окисления, которые они могут проявлять в соединениях:
максимальная степень окисления любого элемента (+) =№ группы (у некоторых элементов, например, Fe, Co, Ni , соединения с такими степенями окисления не существуют). Укажем для примера максимальные степени окисления некоторых элементов: N (азот) – V группа (+5); Сr(хром) – VI группа (+6); Cl и Mn –VII группа (+7). Формулы соответствующих оксидов: N 2 O 5 , CrO 3 , Cl 2 O 7 , Mn 2 O 7 .
Минимальная степень окисления для металлов и неметаллов определяется следующим образом:
минимальная степень окисления металла (+) = +1, +2 (IV - VIII группа).
минимальная степень окисления неметалла (-) = № группы-8 (все неметаллы – р-элементы и разность представляет собой число электронов, необходимое для завершения внешнего энергетического уровня атома неметалла). Например, у таких металлов, как хром Cr (VI группа) и Mn (VII группа) минимальные степени окисления составляют +2 и им соответствуют оксиды CrO (неустойчив) и МnO. У неметаллов V группы (N и Р) минимальная степень окисления составляет « -3» (NH 3 , РН 3). Неметаллы VII группы, например хлор Cl, имеет наименьшую степень окисления равную -1 (HCl).
Контрольное задание 1:
Укажите максимальную и минимальную степень окисления для следующих элементов: S, W, P, Pb. Запишите формулы соответствующих оксидов.
Укажите атомы неметаллов в периодической системе.
Определите степени окисления элементов в следующих соединениях:
Сr 2 O 3 , NO 2 , Bi 2 O 5 , K 2 O, Fe 2 O 3 .
Номенклатура неорганических соединений
Международный союз по теоретической и прикладной химии сформулировал общие правила для формирования названий химических соединений – так называемая систематическая международная номенклатура. Она является наиболее строгой, достаточно простой и универсальной; название неорганических соединений строится по следующим правилам:
Если соединение состоит только из двух элементов, то первый называют по - русски (на национальном языке страны), указывая приставками (ди, три, тетра и т.д.) число его атомов. Второй элемент называют по латыни с суффиксом -ид (и соответствующими количественными приставками): например: NaCl - натрий хлорид, BaO - барий оксид, BN –бор нитрид, GaAs – галлий арсенид, N 2 O –диазот оксид, СеO 2 - церий диоксид, S 2 O 3 -дисера триоксид. Аналогично называют гидроксиды металлов: Сa(OH) 2 –кальций дигидроксид (ион ОН - называют в неорганической химии гидроксид-ионом).
Если соединение состоит из трех и более элементов (например, кислородные кислоты, некоторые соли), то кислотный остаток называют справа налево, указывая количество атомов кислорода – оксо, диоксо, триоксо и т.д., а затем по латыни элемент с суффиксом -ат (в скобках записывают римскими цифрами его степень окисления (при условии, элемент имеет несколько значений степеней окисления в соединениях), например:
SiO 3 2- - триоксосиликат ион (метасиликат-ион – полусистематическая номенклатура,
использование которой допустимо);
Na 2 SiO 3 - динатрий триоксосиликат или динатрий метасиликат;
PO 4 3- -тетраоксофосфат(V) или ортофосфат- ион;
АLPO 4 –алюминий тетраоксофосфат(V) , или алюминий ортофосфат;
СО 3 2- - триоксокарбонат-ион (карбонат- ион);
СaCO 3 кальций триоксокарбонат, кальций карбонат;
РО 3 - –триоксофосфат (V) - ион или метафосфосфат- ион;
Zn(PO 3) 2 – цинк триоксофосфат(V) или цинк метафосфат.
В настоящее время в России наиболее широко распространена полусистематическая номенклатура (сведения о систематической общепринятой в мире номенклатуре в школьную программу до сих пор не входят). В технической, особенно старой литературе, часто встречается русская номенклатура, которая уже отменена, кроме того, некоторые соединения имеют тривиальные названия. В качестве примера ниже приведена таблица с названиями различных неорганических соединений.
Абитуриентам, поступившим в высшие учебные заведения необходимо так же знать групповые названия элементов:
щелочные металлы (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr); щелочно-земельные металлы (Ca, Sr, Ba, Ra); переходные элементы 3d- ряда (3d-элементы)- Sc……Zn; лантаноиды (редкоземельные элементы) – Сe ……Lu; актиноиды (трансурановые элементы) – Th………Lr ; платиноиды (элементы группы платины)- Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt; халькогены – O, S, Se, Te; галогены – F, Cl, Br, I, At
Химическая номенклатура
соединения систематическая полусисте- русская тривиальная матическая
НСl водород хлорид хлорид водорода хлористый соляная кислота
водород (водный раствор)
Н 2 SO 4 диводород серная кислота - -
тетраоксосульфат(VI) кислота
HNO 3 водород азотная - -
триоксонитрат (V) кислота
NaOH натрий гидроксид гидроокись едкий
гидроксид натрия натрия натр
Ca(OH) 2 кальций гидроксид гидроокись известковая
дигидроксид кальция кальция вода
NaHS натрий гидросульфид кислый -
водородсульфид натрия сернистый натрий
ZnOHCl цинк хлорид основной -
гидроксид гидроксоцинка хлористый цинк -
CaHPO 4 кальций водород гидрофосфат кислый -
тетраоксофосфат(V) кальция двузамещенный
ортофосфорнокислый кальций
PH 3 фосфор гидрид - фосфин
тригидрид фосфора(III)
АlOHSO 3 алюминий сульфит основной -
гидроксид гидроксоалюминия двузамещенный
триоксосульфат(IV) сернистокислый
алюминий
Классификация неорганических соединений
Все неорганические соединения могут быть разделены на четыре основных класса: оксиды, гидроксиды, бескислородные кислоты и соли. Общая схема такой классификации представлена на рис 1. Эта классификация не является полной, так как в нее не входят различные менее часто встречающиеся бинарные (состоящие из двух элементов) соединения
(например, аммиак-NH 3 , сероуглерод –CS 2 и пр.) за исключением широко распространенного класса бинарных соединений- оксидов.
Оксиды + n -2
Соединения элементов с кислородом вида Э 2 О n называются оксидами (степень окисления атома О в оксидах равна «-2»). Систематическая номенклатура оксидов: на первом месте указывают название элемента в именительном падеже с соответствующими греческими количественными приставками, далее - слово «оксид» также с соответствующими количественными приставками, например:SiO 2 - кремний диоксид,Fe 2 O 3 - дижелезо триоксид,P 2 O 5 - дифосфор пентоксид. Полусистематическая номенклатура: на первом месте записывают слово «оксид», за которым следует название элемента в родительном падеже с указанием римскими цифрами в скобках его степени окисления, например:
Fe 2 O 3 – оксид железа (III);
FeO- оксид железа (II)
P 2 O 3 - оксид фосфора (III);
P 2 O 5 - оксид фосфора (V).
Na 2 O – оксид натрия (натрий имеет только одно значение степени окисления в соединениях, в таких случаях ее не указывают).
Устаревшая русская номенклатура в названиях оксидов оперировала словом «окись» с указанием количества атомов кислорода на один атом элемента, например: N 2 O - полуокись азота, Fe 2 O 3 - полутороокись железа, CO 2 - двуокись углерода. Следует отметить, что в русской номенклатуре оксид элемента с низшей степенью окисления часто называли закисью элемента, а оксид того же элемента с высшей степенью окисления- окисью, например: Сu 2 0- закись меди, CuO- окись меди.
Существуют соединения элементов с кислородом, которые не проявляют свойств оксидов (в этих соединениях атом кислорода имеет степень окисления, которая не равна «-2»). Например, Н 2 О 2 -1 - пероксид водорода (перокись водорода), проявляет свойства слабой кислоты,
Na 2 O 2 -1 - пероксид натрия – соль.
Основные способы получения оксидов
1.Прямое взаимодействие элементов или сложных веществ с кислородом (как правило,окисление происходит при высоких температурах - горение):
2 Mg + O 2 = 2 MgO
УФ или катализатор
2 SO 2 + O 2 = 2 SO 3
СН 4 + 2 О 2 = 2 Н 2 О + СО 2
2.Разложение некоторых солей, оснований и кислот:
CaCO 3 = CaO + CO 2
Mg(OH) 2 = MgO + H 2 O
H 2 CO 3 = CO 2 + H 2 O
2 CuSO 4 = 2 CuO + 2 SO 2 + O 2
3.Образование оксидов некоторых неметаллов при взаимодействии азотной и серной кислоты с металлами и неметаллами:
С + 2 H 2 SO 4 к = CO 2 + 2 SO 2 + 2 H 2 O
Cu + 4 HNO 3 к = Cu(NO 3) 2 + 2 NO 2 + 2 H 2 O
4. Взаимодействие солей неустойчивых кислот (H 2 CO 3 , H 2 SО 4) c сильными кислотами или солей неустойчивых оснований со щелочами:
K 2 CO 3 + 2 HCl = 2 KCl + H 2 O + CO 2
2 AgNO 3 + 2 NaOH = Ag 2 O + H 2 O + 2 NaNO 3
Все оксиды подразделяют на соле- и несолеобразующие или безразличные оксиды (общая схема классификации оксидов приведена на схеме 2). Солеобразующие оксиды могут образовывать соли при многочисленных химических реакциях,например:
СаО + СО 2 = СаСО 3
Солеобразующим оксидам соответствуют гидроксиды, которые образуются при прямом взаимодействии оксидов с водой и их получают косвенным путем, например:
СаО + Н 2 О = Са(ОН) 2
Na 2 O + H 2 O = 2NaOH
Al 2 O 3 + H 2 O ≠
Al 2 O 3 + 6 HCl = 2 AlCl 3 + 3 H 2 O
AlCl 3 +3 NaOH =Al(OH) 3 + 3 NaCl (косвенное получение Al(OH) 3)
SO 3 + H 2 O = H 2 SО 4
SiO 2 + H 2 O ≠
SiO 2 + 2 NaOH = Na 2 SiO 3 + H 2 O
Na 2 SiO 3 + 2 HCl = 2 NaCl + H 2 SiO 3 (косвенное получение H 2 SiO 3)
Солеобразующие оксиды подразделяют по свойствам на три группы: основные (ударение на втором слоге), кислотные и амфотерные.
Основные оксиды – это оксиды металлов с низкими степенями окисления, главным образом, +1,+2 (кроме некоторых амфотерных, например, ZnO, BeO и некоторые другие). К ним следует в первую очередь отнести оксиды щелочных и щелочноземельных металлов, а также оксиды других металлов с низкими степенями окисления (CuO, NiO, CoO, FeO, и т.д.). Следует отметить, что непосредственно взаимодействуют с водой оксиды наиболее активных металлов, а именно, щелочных и щелочноземельных (см. выше).
Доказательством основных свойств оксидов являются реакции:
КИСЛОТА
ОСНОВНОЙ ОКСИД + или ===> СОЛЬ + (Н 2 О)
КИСЛОТНЫЙ
ОКСИД
Например, FeO + 2 HCl = FeCl 2 + H 2 O
Na 2 O + CO 2 = Na 2 CO 3
Кислотные оксиды (ангидриды кислот) характерны для неметаллов (см. перечень выше) с любой степенью окисления и металлов с высокими степенями окисления (от +5 до +8), например, СО 2 , SO 2 , N 2 O 5 , P 2 O 5 , Mn 2 O 7 , CrO 3 , RuO 4 .
Такие оксиды при прямом взаимодействии с водой или с помощью косвенных реакций образуют соответствующие кислородные кислоты. Следует отметить, что непосредственно взаимодействуют с водой почти все оксиды неметаллов, например, газообразные -SO 2 , SO 3 , CO 2, твердые - N 2 O 5 , P 2 O 3 и P 2 O 5 и жидкие (Cl 2 O 7). Не растворяются в воде два оксида неметалла – B 2 O 3 и SiO 2 . Многие оксиды металлов в высших степенях окислениz растворяются в воде, например, CrO 3 , некоторые из них неустойчивы (Mn 2 O 7).
Однако независимо от растворимости оксидов в воде легко формально вывести формулу кислоты, соответствующей данному оксиду:
+ H 2 O + H 2 O
H 2 CrO 4 H 2 B 2 O 4 => HBO 2 (кратные индексы у всех атомов сокращаем).
Приведенные записи не являются химическими реакциями, они представляют собой формальный вывод формулы кислоты, которую желательно знать, т.к. в реакциях солеобразования с участием оксидов, проявляющих кислотные свойства, кислотный остаток соответствующей кислоты входит в состав соли. Приведенный вывод является формальным также по той причине, что многие реакции с участием оксидов протекают в безводной среде, например, в расплаве.
Доказательством кислотных свойств оксидов являются реакции:
ОСНОВАНИЕ
КИСЛОТНЫЙ + или ==> C ОЛЬ + (Н 2 О)
ОКСИД ОСНОВНОЙ
+ H 2 O ОКСИД
к-та (формальный вывод ) , кислотный остаток входит в состав соли.
Например, SO 2 + 2 NaOH = Na 2 SO 3 + H 2 O
Mn 2 O 7 + Ca(OH) 2 = Ca(MnO 4) 2 + H 2 O
+ H 2 O
H 2 Mn 2 O 8 HMnO 4 (формальный вывод), (MnO 4 -1 входит в состав соли).
Амфотерные оксиды проявляют кислотные и основные свойства в зависимости от того, с чем реагируют.
Следует запомнить достаточно часто встречающиеся металлы, оксиды которых обладают ярко выраженными амфотерными свойствами:
Be, Al, Zn, Sn, Pb, Cr (III)….
Этим металлам соответствуют амфотерные оксиды:
BeO, Al 2 O 3 , ZnO, SnO, SnO 2 , PbO, PbO 2 , Cr 2 O 3
Многие металлы характеризуются набором степеней окисления в соединениях (как правило, начиная с IVгр.), при этом, с увеличением степени окисления данного металла в его оксидах и гидроксидах, наблюдается возрастание их кислотных свойств. Например, амфотерные оксиды SnO 2 и PbO 2 обладают более ярко выраженными кислотными свойствами, чем SnO и PbO. У такого важного с технической точки зрения металла, как хром, а так же у многих других металлов существуют оксиды и гидроксиды с различными кислотно-основными свойствами:
CrO Cr 2 O 3 CrO 3
основной амфотерный кислотный
Cr(OH) 2 Cr(OH) 3 H 2 CrO 4
========================================>
кислотные свойства оксидов и гидроксидов возрастают
У всех металлов, для которых существуют подобные ряды оксидов, амфотерными свойствами обладают оксиды и гидроксиды с промежуточными степенями окисления металла. В воде амфотерные оксиды не растворяются.
Доказательством амфотерных свойств оксидов являются, по крайней мере, две противоположные реакции, которые позволяют подтвердить основные и кислотные свойства амфотерного оксида:
КИСЛОТА
или ==========> СОЛЬ + (Н 2 О)
КИСЛОТНЫЙ
АМФОТЕРНЫЙ + ОКСИД
ОКСИД ОСНОВАНИЕ
или ========= C ОЛЬ + (Н 2 О)
ОСНОВНОЙ
ОКСИД
Рассмотрим пример:
ZnO + 2 HCl = ZnCl 2 + H 2 O (1)
основн. св-ва
ZnO + 2 NaOH = Na 2 ZnO 2 + H 2 O (2)
кислот. св-ва
+ H 2 O
H 2 ZnO 2 – цинковая к-та (формальный вывод).
Как будет показано ниже, для растворов реакцию (2) более строго записывают в следующем виде:
ZnO + 2 NaOH + Н 2 О = Na 2 тетрагидроксоцинкат натрия (комплексная соль)
Вывод: амфотерный оксид реагирует со щелочью как кислотный, а с кислотой - как основной, в обоих случаях образуются соли.В том случае, когда амфотерный оксид проявляет основные свойства, металл входит в состав образующейся соли в качестве катиона; при проявлении амфотерным оксидом кислотных свойств, металл входит в состав аниона соли.
БЕЗРАЗЛИЧНЫЕ (НЕСОЛЕОБРАЗУЮЩИЕ) ОКСИДЫ
Число таких оксидов невелико, наиболее распространенные из них следующие: CO, N 2 O, NO, NO 2 .В приведенных выше реакциях солеобразования такие оксиды не участвуют.
ОБОБЩЕНИЕ:
1. Обратим внимание на взаимосвязь кислотно-основных свойств оксидов металлов и неметаллов с величинами их степеней окисления: у неметаллов в оксидах (см. перечень неметаллов выше) возможны следующие значения степеней окисления:
+1 +2 +3 +4 +5 +6 +7
Практически все оксиды неметаллов - кислотные (кроме нескольких безразличных).
Примеры: Cl 2 O, B 2 O 3 , CO 2 , N 2 O 5 , SO 3 , Cl 2 O 7 и т.д.
У металлов могут быть основные, амфотерные и кислотные оксиды и следующие степени окисления металлов в них:
1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 +8
________ ____________________
основн. оксиды кислотные оксиды
_______________
амфотерные оксиды
2. Реакции с участием оксидов: при изучении химических свойств оксидов часто возникают проблемы с записью продуктов реакций. В связи с этим рекомендуем внимательно изучить ниже приведенные схемы и выводы из них:
кислотный
основной оксид
оксид + или ========== соли
амфотерный
оксид
(кислотн. св-ва)
+ Н 2 О
к-та - формальный вывод ф-лы кислоты, кислотный остаток
основной входит в состав полученной соли
кислотный оксид
оксид или =========== соли
+ Н 2 О амфотерный
ф-ла кислоты оксид (основные св-ва)
(формальный вывод, кислотный остаток входит в состав полученной соли)
Таким образом основные оксиды могут реагировать с кислотными и амфотерными оксидами и гидроксидами, которые проявляют в таких реакциях кислотные свойства. Кислотные оксиды взаимодействуют с основными и амфотерными оксидами и гидроксидами, которые в этом случае проявляют основные свойства. В любом случае рекомендуем формально прибавить к оксиду, проявляющему кислотные свойства, молекулу воды, вывести формулу кислоты, определить вид и заряд кислотного остатка, который войдет в состав соли. Реакции с амфотерными гидроксидами будут приведены ниже. (Следует иметь в виду, что многие реакции с участием оксидов и гидроксидов практически не протекают в водных растворах из-за плохой растворимости веществ, но могут протекать в расплавах при высоких температурах, такие реакции наблюдаются в природных и технологических процессах).
Как следует из выше изложенного материала при изучении реакций с участием оксидов и гидроксидов важно знать их свойства. С учетом п.п. 1 и 2 обобщений можно предложить следующий алгоритм определения свойств оксидов:
1. Оксид Э 2 О n . Э - металл или неметалл (см. перечень стр.). Если Э - неметалл оксид кислотный (безразличные оксиды необходимо помнить).
2.Э-металл - оксид может быть основным, амфотерным и кислотным. Рекомендуем посмотреть перечень наиболее часто встречающихся амфотерных оксидов (если элемент не входит в приведенный перечень, но возникают сомнения относительно его свойств, можно посмотреть в учебнике степени окисления данного металла в соединениях, при наличии у него трех и более степеней окисления промежуточные оксиды будут амфотерными).
3.Оксид металла – неамфотерный, тогда:
ст.ок. Ме высокие (> +5) ст.ок. Ме невысокие (<+2)
оксид - кислотный; оксид - основной (амфотерные – исключены)
Рассмотрим примеры:
FeO + N 2 O 5 = Fe(NO 3) 2
кислотный
+H 2 O
H 2 N 2 O 6 ==> HNO 3
2 NaOH + CrO 3 = 2 Na 2 CrO 4 + H 2 O
кислотный
+H 2 O
H 2 CrO 4 - хромовая кислота
Ba(OH) 2 + Al 2 O 3 = Ba(AlO 2) 2 + H 2 O
амфот.(кислот.св-ва)
+ H 2 O
H 2 Al 2 O 4 ==> HАlO 2 – метаалюминиевая кислота
Контрольное задание 2:
1. Приведите примеры солеобразующих и несолеобразующих оксидов. В чем состоит различие между ними?
2. Какие оксиды называются основными, кислотными и амфотерными? По каким свойствам оксиды можно отнести к той или иной группе?
3. Дайте названия следующим оксидам, используя все виды номенклатур:
Li 2 O, BeO, FeO, Fe 2 O 3 , MnO, MnO 2 , Mn 2 O 7 , WO 3 , P 2 O 5 , CO, CO 2 .
4. Даны оксиды: оксид кремния (IV), оксид магния, оксид свинца (II) и оксид хрома (VI), оксид хрома (III), оксид олова (IV), оксид бора. Определив свойства оксидов, записать возможные реакции с азотной кислотой HNO 3 и КОН.
5. Дописать реакции: оксид хлора (I) + оксид магния; оксид углерода (IV) + оксид алюминия; гидроксид калия + оксид берилия; гидроксид железа (III) + оксид азота (III); оксид алюминия + оксид натрия;
6. Даны оксиды: оксид серы (IV), оксид магния, оксид цинка и оксид марганца (VII). Какие пары оксидов могут взаимодействовать друг с другом, запишите реакции.
7.Укажите свойства оксидов: MnO, MnO 2 , Mn 2 O 7 , запишите формулы соответствующих им гидроксидов.
8.Приведите примеры химических реакций, доказывающих амфотерный характер оксида хрома (III) 3 .
9.Могут ли взаимодействовать между собой и почему следующие оксиды: ZnO и FeO, Na 2 O и ZnO, N 2 O 5 и MgO, Cl 2 O 7 и СO 2 , P 2 O 5 и K 2 O?. Напишите уравнения возможных реакций.
10.Каким образом, зная химические свойства оксидов, очистить FeO от примесей K 2 O и ZnO (используйте воду, кислоту или щелочь)?
11.Какие из нижеперечисленных оксидов можно растворить в кислотах, а какие – в щелочах: Cs 2 O, CaO, GeO 2 , N 2 O 3 ? Запишите уравнения cоответствующих реакций.
13.У какого оксида сильнее выражены кислотные свойства: SnO 2 или PbO 2 ?
14. Какие из приведенных оксидов растворяются в воде, запишите реакции: оксид бора, оксид алюминия, оксид азота (V), оксид железа (II), оксид серы (IV), оксид калия, оксид магния.
Темы кодификатора ЕГЭ: Электроотрицательность. Степень окисления и валентность химических элементов.
Когда атомы взаимодействуют и образуют , электроны между ними в большинстве случаев распределяются неравномерно, поскольку свойства атомов различаются. Более электроотрицательный атом сильнее притягивает к себе электронную плотность. Атом, который притянул к себе электронную плотность, приобретает частичный отрицательный заряд δ — , его «партнер» — частичный положительный заряд δ+ . Если разность электроотрицательностей атомов, образующих связь, не превышает 1,7, мы называем связь ковалентной полярной . Если разность электроотрицательностей, образующих химическую связь, превышает 1,7, то такую связь мы называем ионной .
Степень окисления – это вспомогательный условный заряд атома элемента в соединении, вычисленный из предположения, что все соединения состоят из ионов (все полярные связи – ионные).
Что значит «условный заряд»? Мы просто-напросто договариваемся, что немного упростим ситуацию: будем считать любые полярные связи полностью ионными, и будем считать, что электрон полностью уходит или приходит от одного атома к другому, даже если на самом деле это не так. А уходит условно электрон от менее электроотрицательного атома к более электроотрицательному.
Например , в связи H-Cl мы считаем, что водород условно «отдал» электрон, и его заряд стал +1, а хлор «принял» электрон, и его заряд стал -1. На самом деле таких полных зарядов на этих атомах нет.
Наверняка, у вас возник вопрос — зачем же придумывать то, чего нет? Это не коварный замысел химиков, все просто: такая модель очень удобна. Представления о степени окисления элементов полезны при составлении классификации химических веществ, описании их свойств, составлении формул соединений и номенклатуры. Особенно часто степени окисления используются при работе с окислительно-восстановительными реакциями .
Степени окисления бывают высшие , низшие и промежуточные .
Высшая степень окисления равна номеру группы со знаком «плюс».
Низшая определяется, как номер группы минус 8.
И промежуточная степень окисления — это почти любое целое число в интервале от низшей степени окисления до высшей.
Например , для азота характерны: высшая степень окисления +5, низшая 5 — 8 = -3, а промежуточные степени окисления от -3 до +5. Например, в гидразине N 2 H 4 степень окисления азота промежуточная, -2.
Чаще всего степень окисления атомов в сложных веществах обозначается сначала знаком, потом цифрой, например +1, +2, -2 и т.д. Когда речь идет о заряде иона (предположим, что ион реально существует в соединении), то сначала указывают цифру, потом знак. Например : Ca 2+ , CO 3 2- .
Для нахождения степеней окисления используют следующие правила :
- Степень окисления атомов в простых веществах равна нулю;
- В нейтральных молекулах алгебраическая сумма степеней окисления равна нулю, для ионов эта сумма равна заряду иона;
- Степень окисления щелочных металлов (элементы I группы главной подгруппы) в соединениях равна +1, степень окисления щелочноземельных металлов (элементы II группы главной подгруппы) в соединениях равна +2; степень окисления алюминия в соединениях равна +3;
- Степень окисления водорода в соединениях с металлами ( — NaH, CaH 2 и др.) равна -1 ; в соединениях с неметаллами () +1 ;
- Степень окисления кислорода равна -2 . Исключение составляют пероксиды – соединения, содержащие группу –О-О-, где степень окисления кислорода равна -1 , и некоторые другие соединения (супероксиды, озониды, фториды кислорода OF 2 и др.);
- Степень окисления фтора во всех сложных веществах равна -1 .
Выше перечислены ситуации, когда степень окисления мы считаем постоянной . У всех остальных химических элементов степень окисления — переменная , и зависит от порядка и типа атомов в соединении.
Примеры :
Задание : определите степени окисления элементов в молекуле дихромата калия: K 2 Cr 2 O 7 .
Решение: степень окисления калия равна +1, степень окисления хрома обозначим, как х , степень окисления кислорода -2. Сумма всех степеней окисления всех атомов в молекуле равна 0. Получаем уравнение: +1*2+2*х-2*7=0. Решаем его, получаем степень окисления хрома +6.
В бинарных соединениях более электроотрицательный элемент характеризуется отрицательной степенью окисления, менее электроотрицательный – положительной.
Обратите внимание, что понятие степени окисления – очень условно! Степень окисления не показывает реальный заряд атома и не имеет реального физического смысла . Это упрощенная модель, которая эффективно работает, когда нам необходимо, например, уравнять коэффициенты в уравнении химической реакции, или для алгоритмизации классификации веществ.
Степень окисления – это не валентность ! Степень окисления и валентность во многих случаях не совпадают. Например, валентность водорода в простом веществе Н 2 равна I, а степень окисления, согласно правилу 1, равна 0.
Это базовые правила, которые помогут Вам определить степень окисления атомов в соединениях в большинстве случаев.
В некоторых ситуациях вы можете столкнуться с трудностями при определении степени окисления атома. Рассмотрим некоторые из этих ситуаций, и разберем способы их разрешения:
- В двойных (солеобразных) оксидах степень у атома, как правило, две степени окисления. Например, в железной окалине Fe 3 O 4 у железа две степени окисления: +2 и +3. Какую из них указывать? Обе. Для упрощения можно представить это соединение, как соль: Fe(FeO 2) 2 . При этом кислотный остаток образует атом со степенью окисления +3. Либо двойной оксид можно представить так: FeO*Fe 2 O 3 .
- В пероксосоединениях степень окисления атомов кислорода, соединенных ковалентными неполярными связями, как правило, изменяется. Например, в пероксиде водорода Н 2 О 2 , и пероксидах щелочных металлов степень окисления кислорода -1, т.к. одна из связей – ковалентная неполярная (Н-О-О-Н). Другой пример – пероксомоносерная кислота (кислота Каро) H 2 SO 5 (см. рис.) содержит в составе два атома кислорода со степенью окисления -1, остальные атомы со степенью окисления -2, поэтому более понятной будет такая запись: H 2 SO 3 (O 2). Известны также пероксосоединения хрома – например, пероксид хрома (VI) CrO(O 2) 2 или CrO 5 , и многие другие.
- Еще один пример соединений с неоднозначной степенью окисления – супероксиды (NaO 2) и солеобразные озониды KO 3 . В этом случае уместнее говорить о молекулярном ионе O 2 с зарядом -1 и и O 3 с зарядом -1. Строение таких частиц описывается некоторыми моделями, которые в российской учебной программе проходят на первых курсах химических ВУЗов: МО ЛКАО, метод наложения валентных схем и др.
- В органических соединениях понятие степени окисления не очень удобно использовать, т.к. между атомами углерода существует большое число ковалентных неполярных связей. Тем не менее, если нарисовать структурную формулу молекулы, то степень окисления каждого атома также можно определить по типу и количеству атомов, с которыми данный атом непосредственно связан. Например, у первичных атомов углерода в углеводородах степень окисления равна -3, у вторичных -2, у третичных атомов -1, у четвертичных — 0.
Потренируемся определять степень окисления атомов в органических соединениях. Для этого необходимо нарисовать полную структурную формулу атома, и выделить атом углерода с его ближайшим окружением — атомами, с которыми он непосредственно соединен.
- Для упрощения расчетов можно использовать таблицу растворимости – там указаны заряды наиболее распространенных ионов. На большинстве российских экзаменов по химии (ЕГЭ, ГИА, ДВИ) использование таблицы растворимости разрешено. Это готовая шпаргалка, которая во многих случаях позволяет значительно сэкономить время.
- При расчете степени окисления элементов в сложных веществах сначала указываем степени окисления элементов, которые мы точно знаем (элементы с постоянной степенью окисления), а степень окисления элементов с переменной степенью окисления обозначаем, как х. Сумма всех зарядов всех частиц равна нулю в молекуле или равна заряду иона в ионе. Из этих данных легко составить и решить уравнение.
Для характеристики состояния элементов в соединениях введено понятие степени окисления.
ОПРЕДЕЛЕНИЕ
Число электронов, смещенных от атома данного элемента или к атому данного элемента в соединении называют степенью окисления .
Положительная степень окисления обозначает число электронов, которые смещаются от данного атома, а отрицательная - число электронов, которые смещаются к данному атому.
Из этого определения следует, что в соединениях с неполярными связями степень окисления элементов равна нулю. Примерами таких соединений могут служить молекулы, состоящие из одинаковых атомов (N 2 , H 2 , Cl 2).
Степень окисления металлов в элементарном состоянии равна нулю, так как распределение электронной плотности в них равномерно.
В простых ионных соединениях степень окисления входящих в них элементов равна электрическому заряду, поскольку при образовании этих соединений происходит практически полный переход электронов от одного атома к другому: Na +1 I -1 , Mg +2 Cl -1 2 , Al +3 F -1 3 , Zr +4 Br -1 4 .
При определении степени окисления элементов в соединениях с полярными ковалентными связями сравнивают значениях их электроотрицательностей. Поскольку при образовании химической связи электроны смещаются к атомам более электроотрицательных элементов, то последние имеют в соединениях отрицательную степень окисления.
Высшая степень окисления
Для элементов, проявляющих в своих соединениях различные степени окисления, существуют понятия высшей (максимальной положительной) и низшей (минимальной отрицательной) степеней окисления. Высшая степень окисления химического элемента обычно численно совпадает с номером группы в Периодической системе Д. И. Менделеева. Исключения составляют фтор (степень окисления равна -1, а элемент расположен в VIIA группе), кислород (степень окисления равна +2, а элемент расположен в VIA группе), гелий, неон, аргон (степень окисления равна 0, а элементы расположены в VIII группе), а также элементы подгруппы кобальта и никеля (степень окисления равна +2, а элементы расположены в VIII группе), для которых высшая степень окисления выражается числом, значение которого ниже, чем номер группы, к которой они относятся. У элементов подгруппы меди, наоборот, высшая степень окисления больше единицы, хотя они и относятся к I группе (максимальная положительная степень окисления меди и серебра равна +2, золота +3).
Примеры решения задач
ПРИМЕР 1
- В сероводороде степень окисления серы равна (-2), а в простом веществе - сере - 0:
Изменение степени окисления серы: -2 → 0, т.е. шестой вариант ответа.
- В простом веществе - сере — степень окисления серы равна 0, а в SO 3 - (+6):
Изменение степени окисления серы: 0 → +6, т.е. четвертый вариант ответа.
- В сернистой кислоте степень окисления серы равна (+4), а в простом веществе - сере - 0:
1×2 +x+ 3×(-2) =0;
Изменение степени окисления серы: +4 → 0, т.е. третий вариант ответа.
ПРИМЕР 2
| Задание | Валентность III и степень окисления (-3) азот проявляет в соединении: а) N 2 H 4 ; б) NH 3 ; в) NH 4 Cl; г) N 2 O 5 |
| Решение | Для того, чтобы дать верный ответ на поставленный вопрос будем поочередно определять валентность и степень окисления азота в предложенных соединениях.
а) валентность водорода всегда равна I. Общее число единиц валентности водорода равно 4-м (1×4 = 4). Разделим полученное значение на число атомов азота в молекуле: 4/2 = 2, следовательно, валентность азота равна II. Этот вариант ответа неверный. б) валентность водорода всегда равна I. Общее число единиц валентности водорода равно 3-м (1×3 = 3). Разделим полученное значение на число атомов азота в молекуле: 3/1 = 2, следовательно, валентность азота равна III. Степень окисления азота в аммиаке равна (-3): Это верный ответ. |
| Ответ | Вариант (б) |
Такой предмет школьной программы как химия вызывает многочисленные затруднения у большинства современных школьников, мало кто может определить степень окисления в соединениях. Наибольшие сложности у школьников, которые изучают то есть учеников основной школы (8-9 классы). Непонимание предмета приводит к возникновению неприязни у школьников к данному предмету.
Педагоги выделяют целый ряд причин такой «нелюбви» учеников средних и старших классов к химии: нежелание разбираться в сложных химических терминах, неумение пользоваться алгоритмами для рассмотрения конкретного процесса, проблемы с математическими знаниями. Министерством образования РФ были внесены серьезные изменение в содержание предмета. К тому же "урезали" и количество часов на преподавание химии. Это негативно сказалось на качестве знаний по предмету, снижению интереса к изучению дисциплины.
Какие темы курса химии даются школьникам труднее всего?
По новой программе в курс учебной дисциплины «Химия» основной школы включено несколько серьезных тем: периодическая таблица элементов Д. И. Менделеева, классы неорганических веществ, ионный обмен. Труднее всего дается восьмиклассникам определение степени окисления оксидов.
Правила расстановки
Прежде всего ученики должны знать, что оксиды являются сложными двухэлементными соединениями, в состав которых включен кислород. Обязательным условием принадлежности бинарного соединения к классу оксидов является расположение кислорода вторым в данном соединении.
Алгоритм для кислотных оксидов
Для начала заметим, что степени численные выражения валентности элементов. Кислотные оксиды образованы неметаллами либо металлами с валентностью от четырех до семи, вторым в таких оксидах обязательно стоит кислород.
В оксидах валентность кислорода всегда соответствует двум, определить ее можно по периодической таблице элементов Д. И. Менделеева. Такой типичный неметалл как кислород, находясь в 6 группе главной подгруппы таблицы Менделеева, принимает два электрона, чтобы полностью завершить свой внешний энергетический уровень. Неметаллы в соединениях с кислородом чаще всего проявляют высшую валентность, которая соответствует номеру самой группы. Важно напомнить, что степень окисления химических элементов это показатель, предполагающий положительное (отрицательное) число.
Неметалл, стоящий в начале формулы, обладает положительной степенью окисления. Неметалл кислород же в оксидах стабилен, его показатель -2. Для того чтобы проверить достоверность расстановки значений в кислотных окислах, придется перемножить все поставленные вами цифры на индексы у конкретного элемента. Расчеты считаются достоверными, если суммарный итог всех плюсов и минусов поставленных степеней получается 0.
Составление двухэлементных формул
Степень окисления атомов элементов дает шанс создавать и записывать соединения из двух элементов. При создании формулы, для начала оба символа прописывают рядом, обязательно вторым ставят кислород. Сверху над каждым из записанных знаков прописывают значения степеней окисления, затем между найденными числами находится то число, что будет без какого-либо остатка делиться на обе цифры. Данный показатель необходимо поделить по отдельности на числовое значение степени окисления, получая индексы для первого и второго компонентов двухэлементного вещества. Высшая степень окисления равна численно значению высшей валентности типичного неметалла, идентична номеру группы, где стоит неметалл в ПС.
Алгоритм постановки числовых значений в основных оксидах
Подобными соединениями считаются оксиды типичных металлов. Они во всех соединениях имеют показатель степени окисления не более +1 либо +2. Для того чтобы понять, какую будет иметь степень окисления металл, можно воспользоваться периодической системой. У металлов основных подгрупп первой группы, данный параметр всегда постоянный, он аналогичен номеру группы, то есть +1.
Металлы основной подгруппы второй группы также характеризуются стабильной степенью окисления, в цифровом выражении +2. Степени окисления оксидов в сумме с учетом их индексов (числа) должны давать нуль, поскольку химическая молекула считается нейтральной, лишенной заряда, частицей.
Расстановка степеней окисления в кислородсодержащих кислотах
Кислоты представляют собой сложные вещества, состоящими из одного или нескольких атомов водорода, которые связаны с каким-то кислотным остатком. Учитывая, что степени окисления это цифровые показатели, для их вычисления потребуются некоторые математические навыки. Такой показатель для водорода (протона) в кислотах всегда стабилен, составляет +1. Далее можно указать степень окисления для отрицательного иона кислорода, она также стабильная, -2.
Лишь только после этих действий, можно вычислять степень окисления у центрального компонента формулы. В качестве конкретного образца рассмотрим определение степени окисления элементов в серной кислоте H2SO4. Учитывая, что в молекуле данного сложного вещества содержится два протона водорода, 4 атома кислорода, получаем выражение такого вида +2+X-8=0. Для того чтобы в сумме образовывался ноль, у серы будет степень окисления +6
Расстановка степеней окисления в солях
Соли представляют собой сложные соединения, состоящие из ионов металла и одного либо нескольких кислотных остатков. Методика определения степеней окисления у каждого из составных частей в сложной соли такая же, как и в кислородсодержащих кислотах. Учитывая, что степень окисления элементов - это цифровой показатель, важно правильно обозначить степень окисления металла.
Если металл, образующий соль, располагается в главной подгруппе, его степень окисления будет стабильной, соответствует номеру группы, является положительной величиной. Если же в соли содержится металл подобной подгруппы ПС, проявляющий разные металла можно по кислотному остатку. После того как установлена будет степень окисления металла, ставят (-2), далее вычисляют степень окисления центрального элемента, воспользовавшись химическим уравнением.
В качестве примера рассмотрим определение степеней окисления у элементов в (средней соли). NaNO3. Соль образована металлом главной подгруппы 1 группы, следовательно, степень окисления натрия будет +1. У кислорода в нитратах степень окисления составляет -2. Для определения численного значения степени окисления составляет уравнение +1+X-6=0. Решая данное уравнение, получаем, что X должен быть +5, это и есть
Основные термины в ОВР
Для окислительного, а также восстановительного процесса существуют специальные термины, которые обязаны выучить школьники.
Степень окисления атома это его непосредственная способность присоединять к себе (отдавать иным) электроны от каких-то ионов или же атомов.
Окислителем считают нейтральные атомы или заряженные ионы, в ходе химической реакции присоединяющие себе электроны.
Восстановителем станут незаряженные атомы или заряженные ионы, что в процессе химического взаимодействия теряют собственные электроны.
Окисление представляется как процедура отдачи электронов.
Восстановление связано с принятием дополнительных электронов незаряженным атомом или ионом.
Окислительно-восстановительны процессом характеризуется реакция, в ходе которой обязательно меняется степень окисления атома. Это определение позволяет понять, как можно определить, является ли реакция ОВР.
Правила разбора ОВР
Пользуясь данным алгоритмом, можно расставить коэффициенты в любой химической реакции.
