- Одним из основных понятий неорганической химии является понятие о степени окисления (СО).
- Степенью окисления элемента в соединении называется формальный заряд атома элемента, вычисленный из предположения, что валентные электроны переходят к атомам с большей относительной электроотрицательностью (ОЭО) и все связи в молекуле соединения являются ионными.
- Степень окисления элемента Э указывают вверху над символом элемента со знаком « + » или « -» перед цифрой.
- Степень окисления ионов, реально существующих в растворе или кристаллах, совпадает с их зарядовым числом и обозначается аналогично со знаком « + » или « » после цифры, например, Са2+.
- Применяют также метод Штока обозначения степени окисления римскими цифрами после символа элемента: Mn (VII), Fe (III).
Вопрос о знаке степени окисления атомов в молекуле решается на основании сопоставления электроотрицательностей связанных между собой атомов, которые образуют молекулу.
При этом атом с меньшей электроотрицательностью имеет положительную степень окисления, а с большей электроотрицательностью отрицательную.
Следует отметить, что нельзя отождествлять степень окисления с валентностью элемента. Валентность, определяемая как число химических связей, которыми данный атом соединен с другими атомами, не может равняться нулю и не имеет знака « + » или « ».
Степень окисления может иметь как положительное, так и отрицательное значение, а также принимать нулевое и даже дробное значение. Так, в молекуле СO2 степень окисления С равна +4, а в молекуле СН4 степень окисления С равна 4.
Валентность же углерода и в том, и в другом соединении равна IV.
Несмотря на указанные выше недостатки, использование понятия степени окисления удобно при классификации химических соединений и составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций.
При окислительно-восстановительных реакциях протекают два взаимосвязанных процесса: окисление и восстановление.
Окислением называется процесс потери электронов. Восстановлением процесс присоединения электронов.
Вещества, атомы или ионы которых отдают электроны, называются восстановителями. Вещества, атомы или ионы которых присоединяют электроны (или оттягивают к себе общую пару электронов), называются окислителями.
При окислении элемента степень окисления увеличивается, иначе говоря, восстановитель при реакции повышает степень окисления.
Наоборот, при восстановлении элемента степень окисления понижается, т. е. при реакции окислитель уменьшает степень окисления.
Таким образом, можно дать и такую формулировку окислительно-восстановительных реакций: окислительно-восстановительными реакциями называются реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих веществ.
Окислители и восстановители
Для прогноза продуктов и направления окислительно-восстановительных реакций полезно помнить, что типичными окислителями являются простые вещества, атомы которых имеют большую ОЭО > 3,0 (элементы VIA и VIIAгрупп).
Из них наиболее сильные окислители фтор (ОЭО = 4,0), кислород (ОЭО = 3,0), хлор (ОЭО = 3,5).
К важным окислителям относятся PbO2 , KMnO4 , Cа(SO4)2 , К2Сr2O7 , HClO, HClO3, КСIO4, NaBiO3, H2SO4(конц), HNO3(конц) , Na2O2 , (NH4)2S2O8 , КСIO3 , H2O2 и другие вещества, которые содержат атомы с высшей или высокой СО.
К типичным восстановителям относятся простые вещества, атомы которых имеют малую ОЭО < 1,5 (металлы IA и IIAгрупп и некоторые другие металлы). К важным восстановителям относятся H2S, NH3, HI, KI, SnCl2 , FeSO4 , C, H2 , CO, H2SO3 , Cr2(SO4)3 , CuCl, Na2S2O3 и другие вещества, которые содержат атомы с низкими СО.
Вещества, содержащие атомы в максимальной и минимальной степенях окисления, могут быть соответственно только окислителями, например К2Сг2O7 , КМпO4 , PbO2 , HClO4 или только восстановителями, например NH3 , H2S, HI.
Вещества, содержащие атомы в промежуточных степенях окисления, способны как повышать, так и понижать степень окисления, т. е. могут быть как восстановителями (при действии более активного, чем они, окислителя), так и окислителями (при действии более активного, чем они, восстановителя). Такие вещества проявляют окислительно-восстановительную двойственность.
При составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций можно применять два метода: метод электронного баланса и ионно-электронный метод (метод полуреакций).
Более правильное представление об окислительно-восстановительных процессах в растворах дает ионно-электронный метод.
С помощью этого метода прогнозируют изменения, которые претерпевают реально существующие в растворе ионы и молекулы.
Помимо прогнозирования продуктов реакции, ионные уравнения полуреакций необходимы для понимания окислительно-восстановительных процессов, протекающих при электролизе и в гальванических элементах.
Этот метод отражает роль среды как участника процесса.
И наконец, при использовании этого метода необязательно заранее знать все образующиеся вещества, так как многие из них получаются при составлении уравнения окислительно-восстановительных реакций.
Следует иметь в виду, что хотя полуреакции отражают реальные процессы, идущие при окислительно-восстановительных реакциях, их нельзя отождествлять с реальными стадиями (механизмом) окислительно-восстановительных реакций.
На характер и направление окислительно-восстановительных реакций влияют многие факторы: природа реагирующих веществ, реакция среды, концентрация, температура, катализаторы.
Биологическое значение окислительно-восстановительных процессов
Важными процессами в животных организмах являются реакции ферментативного окисления веществ-субстратов: углеводов, жиров, аминокислот. В результате этих процессов организмы получают большое количество энергии.
Приблизительно 90% всей потребности взрослого мужчины в энергии покрывается за счет энергии, вырабатываемой в тканях при окислении углеводов и жиров.
Остальную часть энергии ~10% дает окислительное расщепление аминокислот.
Биологическое окисление протекает по сложным механизмам при участии большого числа ферментов. В митохондриях окисление происходит в результате переноса электронов от органических субстратов.
В качестве переносчиков электронов в дыхательную цепь митохондрий входят различные белки, содержащие разнообразные функциональные группы, которые предназначены для переноса электронов. По мере продвижения по цепи от одного интермедиата к другому электроны теряют свободную энергию.
На каждую пару электронов, переданных по дыхательной цепи кислороду, синтезируются 3 молекулы АТФ. Свободная энергия, высвобождающаяся при переносе 2 электронов на кислород, составляет 220 кДж/моль.
На синтез 1 молекулы АТФ в стандартных условиях расходуется 30,5 кДж. Отсюда ясно, что довольно значительная часть свободной энергии, выделяющейся при переносе одной пары электронов, запасается в молекулах АТФ.
Из этих данных становится понятной и роль многостадийной передачи электронов от исходного восстановителя к кислороду. Большая энергия (220 кДж), выделяемая при переносе одной пары электронов к кислороду, разбивается на ряд порций, соответствующих отдельным стадиям окисления.
На трех таких стадиях количество выделяющейся энергии примерно соответствует энергии, необходимой для синтеза 1 молекулы АТФ.
Источник: http://himege.ru/ovr/
ЕГЭ. Возможные степени окисления элементов
Перед тем как начать писать окислительно-восстановительные реакции, необходимо знать какие степени окисления может проявлять тот или иной химический элемент. Рассмотрим степени окисления, знание которых необходимо для успешной сдачи ЕГЭ.
Элементы с постоянными степенями окисления в сложных соединениях:
| -1 | F | NaF OF2 | Фторид натрия Фторид кислорода |
| +1 | Все металлы 1-ой группы главной подгруппы (Li-Fr) | Na2O KH | Оксид натрия Гирид калия |
| +2 | Все металлы 2-ой группы главной подгруппы (Be-Ra), а также Zn и Cd | BeO CaH2 | Оксид бериллия Гидрид кальция |
| +3 | Al | Al2O3 Al(OH)3 Al2(SO4)3 | Оксид алюминия Гидроксид алюминияСульфат алюминия |
Элементы с переменными степенями окисления:
1. Водород
| H2 | Водород (простое вещество) | В твердом состоянии, как и все газы, образует молекулярную кристаллическую решетку | |
| +1 | H2O H2O2 H2SO4 KOHNaHSO3 | Вода Пероксид водорода Серная кислота Гидроксид калияГидросульфит натрия | В таких соединениях, как вода, пероксид водорода, все кислоты, основания, кислые соли, все органические соединения |
| -1 | NaH CaH2 | Гидрид натрия Гидрид кальция | Только с металлами водород может проявлять степень окисления -1 |
2. Кислород
| O2 | Кислород (простое вещество) | В твердом состоянии, как и все газы, образует молекулярную кристаллическую решетку | |
| -2 | H2O Na2O H2SO4 KOHNaHSO3 | Вода Оксид натрия Серная кислота Гидроксид калияГидросульфит натрия | В таких соединениях, как вода, все оксиды, кислоты, основания, кислые соли, все органические соединения |
| -1 | H2O2 Na2O2 BaO2 | Пероксид водорода Пероксид натрияПероксид бария | В пероксиде водорода и всех других пероксидах |
| -1/2 | KO2 | Супероксид калия (надпероксид калия) | Во всех супероксидах |
| -1/3 | KO3 Sr(O3)2 | Озонид калия Озонид стронция | Во всех озонидах |
| +1 | O2F2 | Дифторид кислорода | Положительные степени окисления кислород проявляет только в соединениях с фтором |
| +2 | OF2 | Фторид кислорода |
3. Сера
| S8 | Сера | Светло-желтый порошок; нерастворим в воде, тяжелее её, но в воде не тонет, плавает на её поверхности, так как ею не смачивается. Молекулы S8 образуют молекулярную кристаллическую решетку. Сера существует в виде нескольких аллотропных модификаций: ромбическая, моноклинная, пластическая. | |
| -2 | H2S CaS | Сероводородная кислота Сульфид кальция | Все сульфиды |
| -1 | FeS2 | Персульфид железа (II) (пирит, серный колчедан, железный колчедан) | Единственное соединение со ст. ок. -1 |
| +4 | SO2 H2SO3 CaSO3 | Оксид серы (IV) Сернистая кислотаСульфит кальция | В таких соединениях как оксид серы (IV), сернистой кислоте и всех её солях |
| +6 | SO3 H2SO4 CaSO4 | Оксид серы (VI) Серная кислотаСульфат кальция | В таких соединениях как оксид серы (VI), серной кислоте и всех её солях |
4. Азот
| N2 | Азот (простое вещество) | В твердом состоянии, как и все газы, образует молекулярную кристаллическую решетку | |
| -3 | NH3 Na3N Ca3N2 | Аммиак Нитрид натрияНитрид кальция | В таких соединениях, как аммиак и все нитриды |
| -2 | N2H4 | Гидразин | Степени окисления -2 и -1 встречаются только в органических соединениях |
| -1 | NH2OH | Гидроксиламин | |
| +1 | N2O | Оксид азота (I) | Азот проявляет положительные степени окисления только в соединениях с кислородом и фтором |
| +2 | NO | Оксид азота (II) | |
| +3 | N2O3 HNO2 NF3 | Оксид азота (III) Азотистая кислотаФторид азота (III) | В таких соединениях, как оксид азота (III), азотистой кислоте и всех её солях, фториде азота (III) |
| +4 | NO2 | Оксид азота (IV) | Смешанный оксид азота (IV) |
| +5 | N2O5 HNO3 | Оксид азота (V) Азотная кислота | В таких соединениях, как оксид азота (V), азотной кислоте и всех её солях |
5. Галогены*
| F2 Cl2 Br2 I2 | Фтор Хлор БромЙод | Светло-зеленый газ Желто-зеленый газ Темно-красная жидкостьСеро-черные кристаллы | |
| -1 | HF HCl HBrHI | Фтороводород (соли кислоты: фториды) Хлороводород (соли кислоты: хлориды) Бромоводород (соли кислоты: бромиды)Йодоводород (соли кислоты: йодиды) | Бесцветные ядовитые газы. При растворении в воде образуют соответствующие кислоты. |
| +1 | HClO HBrOHIO | Хлорноватистая кислота (соли: гипохлориты) Бромноватистая кислота (соли: гипобромиты)Йодноватистая кислота (соли: гипоиодиты) | В приведенных кислотах, а также всех их солях |
| +3 | HClO2 HBrO2 HIO2 | Хлористая кислота (соли: хлориты) Бромистая кислота (соли: бромиты)Йодистая кислота (соли: иодиты) | В приведенных кислотах, а также всех их солях |
| +5 | HClO3 HBrO3 HIO3 | Хлорноватая кислота (соли: хлораты) Бромноватая кислота (соли: броматы)Йодноватая кислота (соли: иодаты) | В приведенных кислотах, а также всех их солях |
| +7 | HClO4 HBrO4 HIO4 | Хлорная кислота (соли: перхлораты) Бромная кислота (соли: перброматы)Йодная кислота (соли: периодаты) | В приведенных кислотах, а также всех их солях |
* Для фтора только 0 и -1; At также является галогеном, но его не рассматриваем, так как в природе его практически нет.
6. Углерод**
| C | Углерод | Аллотропные модификации: алмаз, графит, карбин (черный порошок, полимерные цепи -C=C-, =С=С=), фуллерены (темные, похожие на сажу, C60-C200) | |
| +2 | CO | Оксид углерода (II) (угарный газ) | В таких соединениях как CO, а также в некоторых органических соединениях |
| +4 | CO2 H2CO3 | Оксид углерода (IV) (углекислый газ)Угольная кислота | В таких соединениях как оксид углерода (IV), угольная кислота и все ее соли |
** В органических соединениях углерод проявляет все степени окисления от -4 (например, CH4) до +3 (например, CH3COOH).
7. Фосфор
| P | Фосфор | Неметалл | В природе в свободном состоянии не встречается. Наиболее устойчивые аллотропные модификации: белый фосфор (P4, молекулярная кристаллическая решетка), красный и черный фосфор (атомные кристаллические решетки) | |
| -3 | PH3 | Фосфин | Летучее водородное соединение | Бесцветный ядовитый газ с запахом чеснока |
| +1 | H3PO2 NaH2PO2 | Фосфорноватистая кислота Гипофосфит натрия | Кислота Средняя соль | Только в кислоте и ее солях |
| +3 | P2O3 H3PO3 Na2HPO3 | Оксид фосфора (III) Фосфористая кислотаФосфит натрия | Кислотный оксид КислотаСредняя соль | В таких соединениях, как оксид фосфора (III), фосфористая кислота и все её соли |
| +5 | P2O5 H3PO4 Na3PO4 | Оксид фосфора (V) (Орто)фосфорная кислотаФосфат натрия | Кислотный оксид КислотаСредняя соль | В таких соединениях, как оксид фосфора (V), фосфорная кислота и все её соли |
8. Хром
| Cr | Хром | Металл | Голубовато-белый металл. В обычных условиях покрыт оксидной пленкой и поэтому инертен по отношению к кислороду воздуха и воде. | |
| +2 | CrO Cr(OH)2 | Оксид хрома (II) Гидроксид хрома (II) | Основный оксид Нерастворимое основание | Нестабильная степень окисления, сильные восстановители |
| +3 | Cr2O3 Cr(OH)3 H3CrO3 HCrO2 NaCrO2 Na3[Cr(OH)6] | Оксид хрома (III) Гидроксид хрома (III) Хромистая кислота (соли: хромиты) Метахромистая кислота (соли: (мета)хромиты) Метахромит натрияГексагидроксохромат (III) натрия | Амфотерный оксид Амфотерный гидроксид Кислота Кислота Средняя сольГидроксокомплекс | Степень окисления стабильная, проявляется в оксиде, гидроксиде, хромитах и гидроксокомплексах с хромом |
| +6 | CrO3 H2CrO4 H2Cr2O7 | Оксид хрома (VI) Хромовая кислота (соли: хроматы, желтые)Дихромовая кислота (соли: дихроматы, оранжевые) | Кислотный оксид Кислота Кислота | Степень окисления стабильная (соединения являются сильными окислителями) проявляется в оксиде, кислотах (хромовой, дихромовой) и их солях |
9. Железо
| Fe | Железо | Металл | Серебристо-белый, блестящий металл | |
| +2 | FeO Fe(OH)2 | Оксид железа (II) Гидроксид железа (II) | Основный оксид Нерастворимое основание | Оксид черного цвета Гидроксид серо-зеленого цвета |
| +3 | Fe2O3 Fe(OH)3 HFeO2 KFeO2 K3[Fe(OH)6] | Оксид железа (III) Гидроксид железа (III) Железистая кислота Феррит калияГексагидроксоферрат (III) калия | Амфотерный оксид Амфотерный гидроксид Кислота Средняя сольГидроксокомплекс | Оксид и гидроксид бурого цвета (цвет ржавчины) |
| +6 | K2FeO4 | Феррат калия | Средняя соль | Кислота H2FeO4 как индивидуальное вещество не выделена |
10. Медь
| Cu | Медь | Металл | Розово-красный, пластичный металл | |
| +1 | Cu2O CuOH | Оксид меди (I) Гидроксид меди (I) | Основный оксид | Кирпично-красного цвета |
| +2 | CuO Cu(OH)2 | Оксид меди (II) Гидроксид меди (II) | Основный оксид Нерастворимое основание | Оксид черного цвета Гидроксид голубого цвета |
11. Марганец
| Mn | Марганец | Металл | Металл серебристо-белого цвета | |
| +2 | MnO Mn(OH)2 | Оксид марганца (II) Гидроксид марганца (II) | Основный оксид Нерастворимое основание | Оксид зеленого цвета Основание светло-розового цвета |
| +3 | Mn2O3 | Оксид марганца (III) | Амфотерный оксид | Коричнево-чёрные кристаллы, не растворимые в воде |
| +4 | MnO2 | Оксид марганца (IV) | Амфотерный оксид | Порошок тёмно-коричневого цвета, нерастворимый в воде |
| +6 | MnO3 K2MnO4 | Оксид марганца (VI) Манганат калия | Кислотный оксид Средняя соль | Оксид тёмно-красного цвета Соль темно-зеленого цвета |
| +7 | Mn2O7 HMnO4 KMnO4 | Оксид марганца (VII) Марганцовая кислотаПерманганат калия | Кислотный оксид КислотаСредняя соль | Красная маслянистая жидкость Кислота и соль фиолетово-красного цвета |
Источник: https://chemrise.ru/theory/oxidation_states_11
Степень окисления
Темы кодификатора ЕГЭ: Электроотрицательность. Степень окисления и валентность химических элементов.
Когда атомы взаимодействуют и образуют химическую связь, 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 N2H4 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: Ca2+, CO3 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 (солеобразные гидриды — NaH, CaH2 и др.) равна -1; в соединениях с неметаллами (летучие водородные соединения) +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 OF2 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: K2Cr2O7.
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 Н2 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 Fe3O4 у железа две степени окисления: +2 и +3. Какую из них указывать? Обе. Для упрощения можно представить это соединение, как соль: Fe(FeO2)2. При этом кислотный остаток образует атом со степенью окисления +3. Либо двойной оксид можно представить так: FeO*Fe2O3.
- В пероксосоединениях степень окисления атомов кислорода, соединенных ковалентными неполярными связями, как правило, изменяется. Например, в пероксиде водорода Н2О2, 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) H2SO5 (см. рис.) содержит в составе два атома кислорода со степенью окисления -1, остальные атомы со степенью окисления -2, поэтому более понятной будет такая запись: H2SO3(O2). Известны также пероксосоединения хрома – например, пероксид хрома (VI) CrO(O2)2 или CrO5, и многие другие.
- Еще один пример соединений с неоднозначной степенью окисления – супероксиды (NaO2) и солеобразные озониды KO3. В этом случае уместнее говорить о молекулярном ионе O2 с зарядом -1 и и O3 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.
Полезные советы:
- 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.
Источник: https://chemege.ru/materials/oxnumber/
Как определить степень окисления?
Автор — Александр Игоревич Новичков .
Степень окисления — это формальный заряд атома. Слово «формальный» означает, что этого заряда у атома в действительности может и не быть, вернее, он может оказаться немного другим. Однако по разным причинам эти условные заряды удобны и химики всего мира пользуются понятием «степень окисления».
Отметим, что степень окисления указывается в верхнем правом углу атома в формате или , где – целое число. Например:
Существуют определённые правила нахождения степени окисления.
- Степень окисления простых веществ равна нулю. Напомню, что простыми называют вещества, состоящие из одного вида атомов. Примеры:
- Некоторые атомы в сложных соединениях проявляют только одну степень окисления. Такие степени окисления называются постоянными.
— Исключения у водорода соединения , в которых у водорода степень окисления
— Исключения у кислорода
- Сумма степеней окисления всех атомов сложного соединения должна быть равна нулю. Пользуясь именно эти правилом, мы будем расставлять степени окисления в сложных соединениях.
Как именно?
Пример 1: расставьте степени окисления в соединении .
Мы знаем степень окисления тогда мы можем найти, что общее количество «плюсов» у четырех атомов . Чтобы в сумме был ноль, у трех атомов заряд должен быть , значит у каждого атома
- Пример 2: Найдите степени окисления всех атомов в соединении
Сначала подпишем постоянные степени окисления - Посчитаем общее количество плюсов и минусов
- Для того, чтобы плюсов и минусов было одинаковое количество у двух хромов в сумме должно быть , а значит, у каждого атома
- Пример 3: Найдите степени окисления всех атомов в соединении
Для начала заметим, что для нахождения степени окисления удобно «раскрыть скобки» и представить соединение как и тогда задание выполняется аналогично заданию из примера 2.
Ответ:
- В некоторых устоявшихся группах атомов в составе веществ (кислотные остатки и ион аммония) степени окисления атомов неизменны и их тоже стоит запомнить.
Пользуясь этими правилами, можно расставить степени окисления практически во всех соединений, встречающихся на ЕГЭ по химии.
Источник: https://ege-study.ru/ru/ege/materialy/himiya/kak-opredelit-stepen-okisleniya/
Как определить степень окисления элементов: чему она равна и что это такое
В химических процессах главную роль играют атомы и молекулы, свойства которых определяют исход химических реакций. Одной из важных характеристик атома является окислительное число, которое упрощает метод учета переноса электронов в частице. Как определить степень окисления или формальный заряд частицы и какие правила необходимо знать для этого?
Определение
Любая химическая реакция обусловлена взаимодействием атомов различных веществ. От характеристик мельчайших частиц зависит процесс реакции и ее результат.
Термин окисление (оксидация) в химии означает реакцию, в ходе которой группа атомов или один из них теряют электроны или приобретают, в случае приобретения реакцию называют «восстановлением».
Степень окисления – это величина, которая измеряется количественно и характеризует перераспределяемые электроны в ходе реакции. Т.е.
в процессе оксидации электроны в атоме уменьшаются или увеличиваются, перераспределяясь между другими взаимодействующими частицами, и уровень оксидации показывает, как именно они реорганизуются.
Данное понятие тесно связано с электроотрицательностью частиц – их умением притягивать и отталкивать от себя свободные ионы.
Это интересно! Что такое алканы: строение и химические свойства
Определение уровня оксидации зависит от характеристик и свойств конкретного вещества, поэтому нельзя однозначно назвать процедуру вычисления легкой или сложной, но ее результаты помогают условно записать процессы окислительно-восстановительных реакций. Следует понимать, что полученный результат вычислений является результатом учета переноса электронов и не имеет физического смысла, а также не является истинным зарядом ядра.
Важно знать! Неорганическая химия часто использует термин валентности вместо степени окисления элементов, это не является ошибкой, но следует учитывать, что второе понятие более универсальное.
Понятия и правила вычислений движения электронов являются основой для классификации химических веществ (номенклатура), описания их свойств и составления формул связи. Но наиболее часто данное понятие используется для описания и работы с окислительно-восстановительными реакциями.
Правила определения степени окисления
Как узнать степень окисления? При работе с окислительно-восстановительными реакциями важно знать, что формальный заряд частицы всегда будет равен величине электрона, выраженного в числовом значении.
Эта особенность связана с тем предположением, что электронные пары, образующие связь, всегда полностью смещаются в сторону более отрицательных частиц.
Следует понимать, что речь идет об ионных связях, а в случае реакции при ковалентной связи электроны будут делиться поровну между одинаковыми частицами.
Окислительное число может иметь как положительные, так и отрицательные значения.
Все дело в том, что в процессе реакции атом должен стать нейтральным, а для этого нужно либо присоединить к иону некое количество электронов, если он положительный, либо отнять их, если он отрицательный.
Для обозначения данного понятия при записи формулы обычно прописывают над обозначением элемента арабскую цифру с соответствующим знаком. Например, или и т.д.
Следует знать, что формальный заряд металлов всегда будет положительным, а в большинстве случаев, чтобы определить его, можно воспользоваться таблицей Менделеева. Существует ряд особенностей, которые необходимо учитывать, чтобы определять показатели правильно.
Как определить степень окисления
Степень оксидации:
- У простых элементов всегда равна нулю: или .
- У фтора всегда будет равна -1.
- Как и у металлов, у элементов из групп IA, IIA и IIIA групп всегда одинаковая – это номер группы, в которой они расположены.
- У кислорода в любой связи равна -2, кроме связей с пероксидами (Н2О2), когда значение равно -1 и оксидом фтора (O+2F2-1, O2+1F2-1), когда она равна +2.
- У водорода всегда +1, кроме его взаимодействия с гидридами (Na+H- и связями по типу C+4H4-1).
- У простого вещества без связей с другими элементами всегда равна нулю.
- У простого иона с одним атомом равна числу его электрона (Na+, Ca+2).
- Если рассматривается связь двух веществ различной природы (металл и неметалл), то отрицательное окислительное число будет наблюдаться у вещества, которое обладает большей электроотрицательностью (H+F-, Cu+Br-), а положительное, соответственно, у элемента с электроотрицательностью больше нуля.
- У щелочных металлов, таких как литий, натрий, калий и прочих, всегда +1.
- У металлов из главной подгруппы II (магний, барий, кальций и стронций) равна +2.
- У алюминия всегда одинаковое значение — +3.
Запомнив эти особенности, достаточно просто будет определять окислительное число у элементов, независимо от сложности и количества уровней атомов.
Источник: https://znaniya.guru/himiya/kak-rasstavlyat-i-kak-opredelit-stepen-okisleniya-elementov.html
Степень окисления — это… Что такое Степень окисления?
Сте́пень окисле́ния (окислительное число, формальный заряд) — вспомогательная условная величина для записи процессов окисления, восстановления и окислительно-восстановительных реакций, численная величина электрического заряда, приписываемого атому в молекуле в предположении, что электронные пары, осуществляющие связь, полностью смещены в сторону более электроотрицательных атомов.
Представления о степени окисления положены в основу классификации и номенклатуры неорганических соединений.
Содержание
|
Описание
Степень окисления соответствует заряду иона или формальному заряду атома в молекуле или в химической формальной единице, например:
Степень окисления указывается сверху над символом элемента. В отличие от указания заряда иона, при указании степени окисления первым ставится знак, а потом численное значение, а не наоборот:
Степень окисления атома в простом веществе равна нулю, например:
Алгебраическая сумма степеней окисления атомов в молекуле всегда равна нулю:
Понятие степени окисления вполне применимо и для нестехиометрических соединений (КС8, Mo5Si3, Nb3B4 и др.).
Например в известной реакции обжига пирита:
4FeS2 +11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2
удобнее всего принять в исходном соединение степень окисления у железа +3 (хотя реально атом железа смещает от себя 2 электрона, то есть степень окисления железа +2), а у серы −3/2 (!), что совсем не противоречит определению степени окисления, как условной единицы и позволяет так же просто, как и в случае других окислительно-восстановительных процессов, уравнять реакцию.
Суммарная степень окисления атомов в молекуле всегда равна нулю.
Условность
Следует помнить, что степень окисления является сугубо условной величиной, не имеющей физического смысла, но характеризующей образование химической связи межатомарного взаимодействия в молекуле.
Степень окисления в ряде случаев не совпадает с валентностью. Например, в органических соединениях углерод всегда четырёхвалентен, а степень окисления атома углерода в соединениях метана CH4, метилового спирта CH3OH, формальдегида HCOH, муравьиной кислоты HCOOH и диоксида углерода CO2, соответственно, равна −4, −2, 0, +2 и +4.
Степень окисления зачастую не совпадает с фактическим числом электронов, которые участвуют в образовании связей. Обычно это молекулы с различными электрондефицитными химическими связями и делокализацией электронной плотности.
Например, в молекуле азотной кислоты степень окисления центрального атома азота равна +5, тогда как формальная валентность — 4, а координационое число — 3.
В молекуле озона, имеющей сходное с SO2 строение, атомы кислорода характеризуется нулевой степенью окисления.
Истинные заряды атомов в соединениях, определённые экспериментальным путём, также не совпадают со степенями окисления этих элементов.
Например, заряды атомов водорода и хлора в молекуле хлороводорода HCl, в действительности, равны соответственно +0,17 и −0,17, хотя их степени окисления в этом соединении равны +1 и −1, а в кристаллах сульфида цинка ZnS заряды атомов цинка и серы равны соответственно +0,86 и −0,86, вместо степеней окисления +2 и −2.[1]
См. также
- Валентность
- Координационное число
Примечания
Источник: https://biograf.academic.ru/dic.nsf/ruwiki/7887
