DEFINIȚIE

Capacitatea unui atom de a forma legături chimice se numește valenţă. O măsură cantitativă a valenței este considerată a fi numărul de atomi diferiți dintr-o moleculă cu care un element dat formează legături.

Conform mecanismului de schimb al metodei legăturii de valență, valența elementelor chimice este determinată de numărul de electroni nepereche conținuti într-un atom. Pentru elementele s și p, aceștia sunt electroni ai nivelului exterior; pentru elementele d, aceștia sunt electroni ai nivelului exterior și pre-extern.

Valorile celei mai mari și mai mici valențe ale unui element chimic pot fi determinate folosind Tabelul periodic D.I. Mendeleev. Cea mai mare valență a unui element coincide cu numărul grupului în care se află, iar cea mai mică este diferența dintre numărul 8 și numărul grupului. De exemplu, bromul este situat în grupa VIIA, ceea ce înseamnă că valența sa cea mai mare este VII, iar cea mai mică este I.

Electronii perechi (situați câte doi în orbitalii atomici) la excitare pot fi separați în prezența celulelor libere de același nivel (separarea electronilor în orice nivel este imposibilă). Să ne uităm la exemplul elementelor grupelor I și II. De exemplu, valența elementelor subgrupului principal al grupului I este egală cu unu, deoarece la nivelul exterior atomii acestor elemente au un electron:

3 Li 1s 2 2s 1

Valența elementelor subgrupului principal al grupului II în starea fundamentală (neexcitată) este zero, deoarece nu există electroni nepereche la nivelul energiei exterioare:

4 Fii 1s 2 2 s 2

Când acești atomi sunt excitați, electronii s perechi sunt separați în celule libere ale subnivelului p de același nivel și valența devine egală cu doi (II):

Stare de oxidare

Pentru a caracteriza starea elementelor din compuși, a fost introdus conceptul de stare de oxidare.

DEFINIȚIE

Numărul de electroni deplasați de la un atom al unui element dat sau la un atom al unui element dat dintr-un compus se numește starea de oxidare.

O stare de oxidare pozitivă indică numărul de electroni care sunt deplasați de la un anumit atom, iar o stare de oxidare negativă indică numărul de electroni care sunt deplasați către un anumit atom.

Din această definiție rezultă că în compușii cu legături nepolare starea de oxidare a elementelor este zero. Exemple de astfel de compuși sunt moleculele formate din atomi identici (N2, H2, CI2).

Starea de oxidare a metalelor în stare elementară este zero, deoarece distribuția densității electronilor în ele este uniformă.

În compușii ionici simpli, starea de oxidare a elementelor incluse în ei este egală cu sarcina electrică, deoarece în timpul formării acestor compuși are loc o tranziție aproape completă a electronilor de la un atom la altul: Na +1 I -1, Mg +2CI-12, Al+3F-13, Zr+4Br-14.

La determinarea stării de oxidare a elementelor din compușii cu legături covalente polare, se compară valorile electronegativității acestora. Deoarece în timpul formării unei legături chimice, electronii sunt deplasați către atomii mai multor elemente electronegative, acestea din urmă au o stare de oxidare negativă în compuși.

Conceptul de stare de oxidare pentru majoritatea compușilor este condiționat, deoarece nu reflectă sarcina reală a atomului. Cu toate acestea, acest concept este utilizat pe scară largă în chimie.

Majoritatea elementelor pot prezenta grade diferite de oxidare în compuși. Atunci când își determină starea de oxidare, ei folosesc regula conform căreia suma stărilor de oxidare ale elementelor din moleculele neutre din punct de vedere electric este egală cu zero, iar în ionii complecși - sarcina acestor ioni. Ca exemplu, să calculăm gradul de oxidare a azotului în compușii din compoziția KNO2 și HNO3. Starea de oxidare a hidrogenului și a metalelor alcaline din compuși este (+), iar starea de oxidare a oxigenului este (-2). În consecință, gradul de oxidare al azotului este egal cu:

KNO 2 1+ x + 2 × (-2) = 0, x=+3.

HNO 3 1+x+ x + 3 × (-2) = 0, x=+5.

Exemple de rezolvare a problemelor

EXEMPLUL 1

EXEMPLUL 2

Electronegativitatea, ca și alte proprietăți ale atomilor elementelor chimice, se modifică periodic odată cu creșterea numărului atomic al elementului:

Graficul de mai sus arată periodicitatea modificărilor electronegativității elementelor principalelor subgrupe în funcție de numărul atomic al elementului.

La deplasarea în jos a unui subgrup al tabelului periodic, electronegativitatea elementelor chimice scade, iar atunci când se deplasează spre dreapta de-a lungul perioadei, crește.

Electronegativitatea reflectă nemetalicitatea elementelor: cu cât valoarea electronegativității este mai mare, cu atât elementul are mai multe proprietăți nemetalice.

Stare de oxidare

Cum se calculează starea de oxidare a unui element dintr-un compus?

1) Starea de oxidare a elementelor chimice din substanțele simple este întotdeauna zero.

2) Există elemente care prezintă o stare constantă de oxidare în substanțele complexe:

3) Există elemente chimice care prezintă o stare de oxidare constantă în marea majoritate a compușilor. Aceste elemente includ:

4) Suma algebrică a stărilor de oxidare ale tuturor atomilor dintr-o moleculă este întotdeauna zero. Suma algebrică a stărilor de oxidare ale tuturor atomilor dintr-un ion este egală cu sarcina ionului.

5) Cea mai mare (maximă) stare de oxidare este egală cu numărul grupului. Excepții care nu se încadrează în această regulă sunt elementele din subgrupul secundar al grupului I, elementele din subgrupul secundar al grupului VIII, precum și oxigenul și fluorul.

Elemente chimice al căror număr de grup nu coincide cu cea mai mare stare de oxidare (obligatoriu de reținut)

6) Cea mai scăzută stare de oxidare a metalelor este întotdeauna zero, iar cea mai scăzută stare de oxidare a nemetalelor este calculată prin formula:

cea mai scăzută stare de oxidare a nemetalului = numărul grupului - 8

Pe baza regulilor prezentate mai sus, puteți stabili starea de oxidare a unui element chimic din orice substanță.

Găsirea stărilor de oxidare ale elementelor din diverși compuși

Exemplul 1

Determinați stările de oxidare ale tuturor elementelor din acidul sulfuric.

Soluţie:

Să scriem formula acidului sulfuric:

Starea de oxidare a hidrogenului în toate substanțele complexe este +1 (cu excepția hidrurilor metalice).

Starea de oxidare a oxigenului în toate substanțele complexe este -2 (cu excepția peroxizilor și a fluorurii de oxigen OF 2). Să aranjam stările de oxidare cunoscute:

Să notăm starea de oxidare a sulfului ca X:

Molecula de acid sulfuric, ca și molecula oricărei substanțe, este în general neutră din punct de vedere electric, deoarece suma stărilor de oxidare ale tuturor atomilor dintr-o moleculă este zero. Schematic, aceasta poate fi reprezentată după cum urmează:

Acestea. am obtinut urmatoarea ecuatie:

Hai sa o rezolvam:

Astfel, starea de oxidare a sulfului în acid sulfuric este +6.

Exemplul 2

Determinați starea de oxidare a tuturor elementelor din dicromat de amoniu.

Soluţie:

Să scriem formula dicromatului de amoniu:

Ca și în cazul precedent, putem aranja stările de oxidare ale hidrogenului și oxigenului:

Cu toate acestea, vedem că stările de oxidare a două elemente chimice simultan sunt necunoscute - azotul și cromul. Prin urmare, nu putem găsi stări de oxidare în mod similar cu exemplul anterior (o ecuație cu două variabile nu are o singură soluție).

Să atragem atenția asupra faptului că această substanță aparține clasei sărurilor și, în consecință, are o structură ionică. Apoi putem spune pe bună dreptate că compoziția dicromatului de amoniu include cationi NH 4 + (sarcina acestui cation poate fi văzută în tabelul de solubilitate). În consecință, deoarece unitatea de formulă a dicromatului de amoniu conține doi cationi NH 4 + încărcați individual pozitiv, sarcina ionului dicromat este egală cu -2, deoarece substanța în ansamblu este neutră din punct de vedere electric. Acestea. substanţa este formată din cationi NH 4 + şi anioni Cr 2 O 7 2-.

Cunoaștem stările de oxidare ale hidrogenului și oxigenului. Știind că suma stărilor de oxidare ale atomilor tuturor elementelor dintr-un ion este egală cu sarcina și notând stările de oxidare ale azotului și cromului ca XȘi yîn consecință, putem scrie:

Acestea. obținem două ecuații independente:

Rezolvând care, găsim XȘi y:

Astfel, în dicromatul de amoniu stările de oxidare ale azotului sunt -3, hidrogen +1, crom +6 și oxigen -2.

Puteți citi cum să determinați stările de oxidare ale elementelor din substanțele organice.

Valenţă

Valența atomilor este indicată prin cifre romane: I, II, III etc.

Capacitățile de valență ale unui atom depind de cantitatea:

1) electroni nepereche

2) perechi de electroni singuri în orbitalii nivelurilor de valență

3) orbitali de electroni gol ai nivelului de valență

Posibilitățile de valență ale atomului de hidrogen

Să descriem formula grafică electronică a atomului de hidrogen:

S-a spus că trei factori pot influența posibilitățile de valență - prezența electronilor nepereche, prezența perechilor de electroni singuri la nivelul exterior și prezența orbitalilor liberi (goali) la nivelul exterior. Vedem un electron nepereche la nivelul de energie exterior (și singurul). Pe baza acestui fapt, hidrogenul poate avea cu siguranță o valență de I. Cu toate acestea, în primul nivel de energie există un singur subnivel - s, acestea. Atomul de hidrogen de la nivelul exterior nu are nici perechi de electroni singuri, nici orbitali goali.

Astfel, singura valență pe care o poate prezenta un atom de hidrogen este I.

Posibilitățile de valență ale atomului de carbon

Să luăm în considerare structura electronică a atomului de carbon. În starea de bază, configurația electronică a nivelului său exterior este următoarea:

Acestea. în starea fundamentală la nivelul energetic exterior al atomului de carbon neexcitat există 2 electroni nepereche. În această stare poate prezenta o valență de II. Cu toate acestea, atomul de carbon intră foarte ușor într-o stare excitată atunci când îi este transmisă energie, iar configurația electronică a stratului exterior în acest caz ia forma:

În ciuda faptului că o anumită cantitate de energie este cheltuită pentru procesul de excitare a atomului de carbon, cheltuiala este mai mult decât compensată de formarea a patru legături covalente. Din acest motiv, valența IV este mult mai caracteristică atomului de carbon. De exemplu, carbonul are valență IV în moleculele de dioxid de carbon, acid carbonic și absolut toate substanțele organice.

Pe lângă electronii nepereche și perechile de electroni singuri, prezența orbitalilor de nivel de valență vacante afectează și posibilitățile de valență. Prezența unor astfel de orbitali la nivelul umplut duce la faptul că atomul poate acționa ca un acceptor de perechi de electroni, adică. formează legături covalente suplimentare printr-un mecanism donor-acceptor. De exemplu, contrar așteptărilor, în molecula de monoxid de carbon CO legătura nu este dublă, ci triplă, așa cum se arată clar în următoarea ilustrație:

Posibilitățile de valență ale atomului de azot

Să scriem formula grafică electronică pentru nivelul de energie externă al atomului de azot:

După cum se poate vedea din ilustrația de mai sus, atomul de azot în starea sa normală are 3 electroni nepereche și, prin urmare, este logic să presupunem că este capabil să prezinte o valență de III. Într-adevăr, se observă o valență de trei în moleculele de amoniac (NH 3), acid azotat (HNO 2), triclorura de azot (NCl 3) etc.

S-a spus mai sus că valența unui atom al unui element chimic depinde nu numai de numărul de electroni nepereche, ci și de prezența perechilor de electroni singuri. Acest lucru se datorează faptului că o legătură chimică covalentă se poate forma nu numai atunci când doi atomi se asigură unul altuia cu un electron, ci și atunci când un atom cu o pereche de electroni singuratică - donor () îl oferă altui atom cu un vacant ( ) nivelul de valență orbital (acceptor). Acestea. Pentru atomul de azot, valența IV este posibilă și datorită unei legături covalente suplimentare formate de mecanismul donor-acceptor. De exemplu, în timpul formării unui cation de amoniu sunt observate patru legături covalente, dintre care una este formată printr-un mecanism donor-acceptor:

În ciuda faptului că una dintre legăturile covalente se formează conform mecanismului donor-acceptor, toate legăturile N-H din cationul de amoniu sunt absolut identice și nu diferă unele de altele.

Atomul de azot nu este capabil să prezinte o valență egală cu V. Acest lucru se datorează faptului că este imposibil ca un atom de azot să treacă la o stare excitată, în care doi electroni sunt împerecheați cu tranziția unuia dintre ei la un orbital liber care este cel mai apropiat ca nivel de energie. Atomul de azot are nr d-subnivel, iar trecerea la orbitalul 3s este atât de costisitoare din punct de vedere energetic încât costurile energetice nu sunt acoperite prin formarea de noi legături. Mulți s-ar putea întreba, care este valența azotului, de exemplu, în moleculele de acid azotic HNO 3 sau oxidul de azot N 2 O 5? În mod ciudat, valența acolo este și IV, așa cum se poate vedea din următoarele formule structurale:

Linia punctată din ilustrație arată așa-numitul delocalizat π -conexiune. Din acest motiv, legăturile terminale NO pot fi numite „o legătură și jumătate”. Legături similare de una și jumătate sunt prezente și în molecula de ozon O 3, benzen C 6 H 6 etc.

Posibilitățile de valență ale fosforului

Să descriem formula grafică electronică a nivelului de energie externă al atomului de fosfor:

După cum vedem, structura stratului exterior al atomului de fosfor în starea fundamentală și a atomului de azot este aceeași și, prin urmare, este logic să ne așteptăm pentru atomul de fosfor, precum și pentru atomul de azot, valențe posibile egale cu I, II, III și IV, așa cum se observă în practică.

Cu toate acestea, spre deosebire de azot, atomul de fosfor are și el d-subnivel cu 5 orbitali liberi.

În acest sens, este capabil să treacă la o stare excitată, aburând electronii 3 s-orbitali:

Astfel, valența V pentru atomul de fosfor, care este inaccesibil la azot, este posibilă. De exemplu, atomul de fosfor are o valență de cinci în molecule de compuși precum acid fosforic, halogenuri de fosfor (V), oxid de fosfor (V) etc.

Posibilitățile de valență ale atomului de oxigen

Formula grafică electronică pentru nivelul de energie externă al unui atom de oxigen are forma:

Vedem doi electroni nepereche la al 2-lea nivel și, prin urmare, valența II este posibilă pentru oxigen. Trebuie remarcat faptul că această valență a atomului de oxigen este observată în aproape toți compușii. Mai sus, luând în considerare capacitățile de valență ale atomului de carbon, am discutat despre formarea moleculei de monoxid de carbon. Legătura din molecula de CO este triplă, prin urmare, oxigenul de acolo este trivalent (oxigenul este un donor de pereche de electroni).

Datorită faptului că atomul de oxigen nu are un extern d-subnivel, pereche de electroni sȘi p- orbitalii este imposibil, motiv pentru care capacitățile de valență ale atomului de oxigen sunt limitate în comparație cu alte elemente din subgrupul său, de exemplu, sulful.

Posibilitățile de valență ale atomului de sulf

Nivelul de energie extern al unui atom de sulf într-o stare neexcitată:

Atomul de sulf, ca și atomul de oxigen, are în mod normal doi electroni nepereche, deci putem concluziona că o valență de doi este posibilă pentru sulf. Într-adevăr, sulful are valența II, de exemplu, în molecula de hidrogen sulfurat H2S.

După cum vedem, atomul de sulf apare la nivel extern d-subnivel cu orbitali liberi. Din acest motiv, atomul de sulf este capabil să-și extindă capacitățile de valență, spre deosebire de oxigen, datorită trecerii la stările excitate. Astfel, la împerecherea unei perechi de electroni singuri 3 p-subnivel, atomul de sulf capătă configurația electronică a nivelului exterior de următoarea formă:

În această stare, atomul de sulf are 4 electroni nepereche, ceea ce ne spune că atomii de sulf pot prezenta o valență de IV. Într-adevăr, sulful are valență IV în moleculele SO 2 , SF 4 , SOCl 2 etc.

La împerecherea celei de-a doua perechi de electroni singuri situată la 3 s-subnivel, nivelul energetic extern capătă configurația:

În această stare devine posibilă manifestarea valenței VI. Exemple de compuși cu sulf VI-valent sunt SO 3 , H 2 SO 4 , SO 2 Cl 2 etc.

În mod similar, putem lua în considerare posibilitățile de valență ale altor elemente chimice.

Printre reacțiile chimice, inclusiv în natură, reacții redox sunt cele mai frecvente. Acestea includ, de exemplu, fotosinteza, metabolismul, procesele biologice, precum și arderea combustibilului, producerea de metale și multe alte reacții. Reacțiile redox au fost mult timp folosite cu succes de omenire în diverse scopuri, dar teoria electronică a proceselor redox a apărut destul de recent - la începutul secolului al XX-lea.

Pentru a trece la teoria modernă a oxido-reducerii, este necesar să se introducă mai multe concepte - acestea sunt valența, starea de oxidare și structura învelișurilor electronice ale atomilor. În timp ce studiem secțiuni precum , elemente și , am întâlnit deja aceste concepte. În continuare, să le privim mai detaliat.

Valenta si starea de oxidare

Valenţă- un concept complex care a apărut odată cu conceptul de legătură chimică și este definit ca proprietatea atomilor de a atașa sau înlocui un anumit număr de atomi ai unui alt element, i.e. este capacitatea atomilor de a forma legături chimice în compuși. Inițial, valența a fost determinată de hidrogen (valența sa a fost considerată ca fiind 1) sau oxigen (valența a fost considerată ca fiind 2). Mai târziu au început să facă distincția între valența pozitivă și cea negativă. Cantitativ, valența pozitivă este caracterizată de numărul de electroni donați de un atom, iar valența negativă este caracterizată de numărul de electroni care trebuie adăugat la atom pentru a implementa regula octetului (adică, finalizarea nivelului de energie externă). Mai târziu, conceptul de valență a început să combine și natura legăturilor chimice care apar între atomi în legătura lor.

De regulă, cea mai mare valență a elementelor corespunde numărului de grup din tabelul periodic. Dar, ca și în cazul tuturor regulilor, există excepții: de exemplu, cuprul și aurul se află în prima grupă a tabelului periodic și valența lor trebuie să fie egală cu numărul grupului, adică. 1, dar în realitate cea mai mare valență a cuprului este 2, iar aurul este 3.

Stare de oxidare numit uneori număr de oxidare, valență electrochimică sau stare de oxidare și este un concept relativ. Astfel, atunci când se calculează starea de oxidare, se presupune că molecula constă numai din ioni, deși majoritatea compușilor nu sunt deloc ionici. Cantitativ, gradul de oxidare a atomilor unui element dintr-un compus este determinat de numărul de electroni atașați la atom sau deplasați de acesta. Astfel, în absența deplasării electronilor, starea de oxidare va fi zero, atunci când electronii sunt deplasați către un anumit atom, aceasta va fi negativă, iar când electronii sunt deplasați de la un anumit atom, va fi pozitivă.

Definire starea de oxidare a atomilor trebuie respectate următoarele reguli:

1. În moleculele de substanțe simple și metale, starea de oxidare a atomilor este 0.
2. Hidrogenul în aproape toți compușii are o stare de oxidare egală cu +1 (și numai în hidruri de metale active egale cu -1).
3. Pentru atomii de oxigen din compușii săi, starea de oxidare tipică este -2 (excepții: OF 2 și peroxizii metalici, starea de oxidare a oxigenului este +2 și respectiv -1).
4. Atomii metalelor alcaline (+1) și alcalino-pământoase (+2), precum și fluorul (-1) au, de asemenea, o stare de oxidare constantă.
5. În compușii ionici simpli, starea de oxidare este egală ca mărime și semn cu sarcina sa electrică.
6. Pentru un compus covalent, atomul mai electronegativ are o stare de oxidare cu semnul „-”, iar cel mai puțin electronegativ are semnul „+”.
7. Pentru compușii complecși este indicată starea de oxidare a atomului central.
8. Suma stărilor de oxidare ale atomilor dintr-o moleculă este zero.

De exemplu, să determinăm starea de oxidare a Se în compusul H 2 SeO 3

Deci, starea de oxidare a hidrogenului este +1, oxigenul -2, iar suma tuturor stărilor de oxidare este 0, să creăm o expresie, ținând cont de numărul de atomi din compusul H 2 + Se x O 3 -2:

(+1)2+x+(-2)3=0, de unde

acestea. H2 + Se +403-2

Știind care este starea de oxidare a unui element dintr-un compus, este posibil să se prezică proprietățile sale chimice și reactivitatea față de alți compuși, precum și dacă acest compus este agent de reducere sau agent oxidant. Aceste concepte sunt pe deplin dezvăluite în teorii de oxido-reducere:

• Oxidare este procesul de pierdere a electronilor de către un atom, ion sau moleculă, care duce la creșterea stării de oxidare.

Al0-3e-=Al+3;

20-2-4e-=02;

2Cl - -2e - = CI2

• recuperare - Acesta este procesul prin care un atom, ion sau moleculă câștigă electroni, rezultând o scădere a stării de oxidare.

Ca +2 +2e - = Ca 0 ;

2H + +2e - =H2

• Agenti oxidanti– compuși care acceptă electroni în timpul unei reacții chimice și agenţi reducători– compuși donatori de electroni. Agenții reducători sunt oxidați în timpul unei reacții, iar agenții de oxidare sunt reduși.
• Esența reacțiilor redox– mișcarea electronilor (sau deplasarea perechilor de electroni) de la o substanță la alta, însoțită de o modificare a stărilor de oxidare ale atomilor sau ionilor. În astfel de reacții, un element nu poate fi oxidat fără a-l reduce pe celălalt, deoarece Transferul de electroni provoacă întotdeauna atât oxidare, cât și reducere. Astfel, numărul total de electroni luați dintr-un element în timpul oxidării este același cu numărul de electroni câștigați de un alt element în timpul reducerii.

Deci, dacă elementele din compuși se află în cele mai înalte stări de oxidare, atunci vor prezenta doar proprietăți oxidante, datorită faptului că nu mai pot renunța la electroni. Dimpotrivă, dacă elementele din compuși sunt în cele mai scăzute stări de oxidare, atunci ele prezintă doar proprietăți reducătoare, deoarece nu mai pot adăuga electroni. Atomii elementelor aflate într-o stare intermediară de oxidare, în funcție de condițiile de reacție, pot fi atât agenți oxidanți, cât și agenți reducători. Să dăm un exemplu: sulful în cea mai mare stare de oxidare +6 în compusul H 2 SO 4 poate prezenta numai proprietăți oxidante, în compusul H 2 S - sulful este în starea sa de oxidare cea mai scăzută -2 și va prezenta doar proprietăți reducătoare și în compusul H2SO3 aflat în starea intermediară de oxidare +4, sulful poate fi atât un agent oxidant, cât şi un agent reducător.

Pe baza stărilor de oxidare ale elementelor, se poate prezice probabilitatea unei reacții între substanțe. Este clar că, dacă ambele elemente din compușii lor sunt în stări de oxidare mai ridicate sau mai mici, atunci o reacție între ele este imposibilă. O reacție este posibilă dacă unul dintre compuși poate prezenta proprietăți oxidante, iar celălalt – proprietăți reducătoare. De exemplu, în HI și H2S, atât iodul, cât și sulful sunt în cele mai scăzute stări de oxidare (-1 și -2) și pot fi doar agenți reducători, prin urmare, nu vor reacționa unul cu celălalt. Dar vor interacționa bine cu H 2 SO 4, care se caracterizează prin proprietăți reducătoare, deoarece sulful este aici în cea mai înaltă stare de oxidare.

Cei mai importanți agenți reducători și oxidanți sunt prezentați în tabelul următor.

Tutorial video 2: Starea de oxidare a elementelor chimice

Tutorial video 3: Valenţă. Determinarea valenței

Lectura: Electronegativitatea. Starea de oxidare și valența elementelor chimice

Electronegativitatea

Electronegativitatea este capacitatea atomilor de a atrage electroni de la alți atomi pentru a li se alătura.

Este ușor să judeci electronegativitatea unui anumit element chimic folosind tabelul. Amintiți-vă, într-una dintre lecțiile noastre s-a spus că crește atunci când treceți de la stânga la dreapta prin perioade din tabelul periodic și când treceți de jos în sus prin grupuri.

De exemplu, s-a dat sarcina de a determina care element din seria propusă este cel mai electronegativ: C (carbon), N (azot), O (oxigen), S (sulf)? Ne uităm la masă și aflăm că acesta este O, pentru că el este la dreapta și mai sus decât ceilalți.

Ce factori influențează electronegativitatea? Acest:

• Raza unui atom, cu cât este mai mică, cu atât electronegativitatea este mai mare.
• Învelișul de valență este umplut cu electroni; cu cât sunt mai mulți electroni, cu atât electronegativitatea este mai mare.

Dintre toate elementele chimice, fluorul este cel mai electronegativ deoarece are o rază atomică mică și 7 electroni în învelișul său de valență.

Valorile electronegativității unui atom nu pot fi constante, deoarece depinde de mulți factori, inclusiv cei enumerați mai sus, precum și de gradul de oxidare, care poate fi diferit pentru același element. Prin urmare, se obișnuiește să se vorbească despre relativitatea valorilor electronegativității. Puteți folosi următoarele scale:

Veți avea nevoie de valori de electronegativitate când scrieți formule pentru compuși binari constând din două elemente. De exemplu, formula oxidului de cupru Cu 2 O - primul element ar trebui să fie scris cel a cărui electronegativitate este mai mică.

Stare de oxidare

Stare de oxidare (CO)- aceasta este sarcina condiționată sau reală a unui atom dintr-un compus: condiționată - dacă legătura este polară covalentă, reală - dacă legătura este ionică.

Un atom capătă o sarcină pozitivă atunci când renunță la electroni și o sarcină negativă atunci când acceptă electroni.

Starile de oxidare sunt scrise deasupra simbolurilor cu un semn «+»/«-» . Există și CO intermediari. CO maxim al unui element este pozitiv și egal cu numărul grupului, iar negativul minim pentru metale este zero, pentru nemetale = (Grupa nr. – 8). Elementele cu CO maxim acceptă doar electroni, iar elementele cu CO minim renunță doar electroni. Elementele care au CO intermediari pot să dea și să primească electroni.

Să ne uităm la câteva reguli care ar trebui urmate pentru a determina CO:

CO al tuturor substanțelor simple este zero.

Suma tuturor atomilor de CO dintr-o moleculă este, de asemenea, egală cu zero, deoarece orice moleculă este neutră din punct de vedere electric.

În compușii cu o legătură covalentă nepolară, CO este egal cu zero (O 2 0), iar cu o legătură ionică este egal cu sarcinile ionilor (Na + Cl - sodiu CO +1, clor -1). Elementele CO ale compușilor cu o legătură polară covalentă sunt considerate ca având o legătură ionică (H:Cl = H + Cl -, ceea ce înseamnă H +1 Cl -1).

Elementele dintr-un compus care au cea mai mare electronegativitate au stări de oxidare negative, în timp ce cele cu cea mai mică electronegativitate au stări de oxidare pozitive. Pe baza acestui fapt, putem concluziona că metalele au doar o stare de oxidare „+”.

Stari de oxidare constanta:

Metale alcaline +1.

Toate metalele din a doua grupă +2. Excepție: Hg +1, +2.

Aluminiu +3.

• Hidrogen +1. Excepție: hidruri ale metalelor active NaH, CaH 2 etc., unde starea de oxidare a hidrogenului este –1.

  Oxigen -2. Excepție: F 2 -1 O +2 și peroxizii care conțin grupa –O–O–, în care starea de oxidare a oxigenului este –1.

Când se formează o legătură ionică, are loc un anumit transfer de electroni, de la un atom mai puțin electronegativ la un atom cu electronegativitate mai mare. De asemenea, în acest proces, atomii pierd întotdeauna neutralitatea electrică și ulterior se transformă în ioni. De asemenea, se formează taxe întregi. Când se formează o legătură covalentă polară, electronul este transferat doar parțial, astfel încât apar sarcini parțiale.

Valenţăeste capacitatea atomilor de a forma n - numărul de legături chimice cu atomii altor elemente.

Valenta este, de asemenea, capacitatea unui atom de a ține alți atomi aproape de sine. După cum știți din cursul de chimie din școală, diferiți atomi sunt legați unul de celălalt prin electroni de la nivelul energetic exterior. Un electron nepereche caută o pereche dintr-un alt atom. Acești electroni de nivel exterior se numesc electroni de valență. Aceasta înseamnă că valența poate fi definită și ca numărul de perechi de electroni care conectează atomii între ei. Uită-te la formula structurală a apei: H – O – H. Fiecare liniuță este o pereche de electroni, ceea ce înseamnă că arată valența, adică. oxigenul aici are două linii, ceea ce înseamnă că este bivalent, moleculele de hidrogen provin dintr-o linie fiecare, ceea ce înseamnă că hidrogenul este monovalent. La scriere, valența este indicată cu cifre romane: O (II), H (I). Poate fi indicat și deasupra elementului.

Valenta poate fi constanta sau variabila. De exemplu, în alcalii metalici este constant și este egal cu I. Dar clorul din diferiți compuși prezintă valențe I, III, V, VII.

Cum se determină valența unui element?

Să ne uităm din nou la Tabelul Periodic. Metalele subgrupelor principale au o valență constantă, astfel încât metalele din primul grup au valența I, a doua - II. Și metalele subgrupurilor laterale au valență variabilă. Este variabilă și pentru nemetale. Cea mai mare valență a unui atom este egală cu numărul grupului, cea mai mică este egală cu = numărul grupului - 8. O formulare familiară. Asta nu înseamnă că valența coincide cu starea de oxidare? Amintiți-vă, valența poate coincide cu starea de oxidare, dar acești indicatori nu sunt identici unul cu celălalt. Valența nu poate avea semnul =/- și, de asemenea, nu poate fi zero.

A doua metodă este de a determina valența folosind o formulă chimică, dacă este cunoscută valența constantă a unuia dintre elemente. De exemplu, luați formula oxidului de cupru: CuO. Valenta oxigenului II. Vedem că pentru un atom de oxigen din această formulă există un atom de cupru, ceea ce înseamnă că valența cuprului este egală cu II. Acum să luăm o formulă mai complicată: Fe 2 O 3. Valența atomului de oxigen este II. Există trei astfel de atomi aici, înmulțiți 2*3 =6. Am descoperit că există 6 valențe pentru doi atomi de fier. Să aflăm valența unui atom de fier: 6:2=3. Aceasta înseamnă că valența fierului este III.

În plus, atunci când este necesar să se estimeze „valența maximă”, ar trebui să se pornească întotdeauna de la configurația electronică care este prezentă în starea „excitată”.

eu.Valenta (repetitie)

Valența este capacitatea atomilor de a se atașa la ei înșiși un anumit număr de alți atomi.

Reguli pentru determinarea valenței
elemente în conexiuni

1. Valenta hidrogen confundat cu eu(unitate). Apoi, în conformitate cu formula apei H2O, doi atomi de hidrogen sunt atașați la un atom de oxigen.

2. Oxigenîn compușii săi prezintă întotdeauna valență II. Prin urmare, carbonul din compusul CO 2 (dioxid de carbon) are o valență de IV.

3. Valenta mai mare egal cu număr de grup .

4. Valenta cea mai mica este egală cu diferența dintre numărul 8 (numărul de grupuri din tabel) și numărul grupului în care se află acest element, i.e. 8 - N grupuri .

5. Pentru metalele situate în subgrupele „A”, valența este egală cu numărul grupului.

6. Nemetalele prezintă în general două valențe: superioară și inferioară.

De exemplu: sulful are cea mai mare valență VI și cea mai mică (8 – 6) egală cu II; fosforul prezintă valențe V și III.

7. Valenta poate fi constanta sau variabila.

Valența elementelor trebuie cunoscută pentru a se compune formule chimice ale compușilor.

Tine minte!

Caracteristici de compilare a formulelor chimice ale compușilor.

1) Valenta cea mai mica este indicata de elementul care se afla in dreapta si sus in tabelul lui D.I. Mendeleev, iar cea mai mare valenta este indicata de elementul situat in stanga si dedesubt.

De exemplu, în combinație cu oxigenul, sulful prezintă cea mai mare valență VI, iar oxigenul cea mai mică valență II. Astfel, formula pentru oxidul de sulf va fi SO 3.

În compusul de siliciu cu carbon, primul prezintă cea mai mare valență IV, iar al doilea - cel mai scăzut IV. Deci formula– SiC. Aceasta este carbura de siliciu, baza materialelor refractare și abrazive.

2) Atomul de metal este primul în formulă.

2) În formulele compușilor, atomul nemetal care prezintă cea mai mică valență se află întotdeauna pe locul doi, iar numele unui astfel de compus se termină în „id”.

De exemplu, SaO - oxid de calciu, NaCl - clorura de sodiu, PbS – sulfură de plumb.

Acum puteți scrie formulele pentru orice compuși de metale și nemetale.

3) Atomul de metal este plasat primul în formulă.

II. Stare de oxidare (material nou)

Stare de oxidare- aceasta este o sarcină condiționată pe care un atom o primește ca urmare a donării (acceptarii) complete a electronilor, pe baza condiției ca toate legăturile din compus să fie ionice.

Să luăm în considerare structura atomilor de fluor și sodiu:

F +9)2)7

Na +11)2)8)1

- Ce se poate spune despre completitudinea nivelului extern al atomilor de fluor și sodiu?

- Care atom este mai ușor de acceptat și care este mai ușor să dea electroni de valență pentru a completa nivelul exterior?

Ambii atomi au un nivel exterior incomplet?

Este mai ușor pentru un atom de sodiu să renunțe la electroni și pentru un atom de fluor să accepte electroni înainte de a finaliza nivelul exterior.

F 0 + 1ē → F -1 (un atom neutru acceptă un electron negativ și capătă o stare de oxidare de „-1”, transformându-se în ion încărcat negativ - anion )

Na 0 – 1ē → Na +1 (un atom neutru renunță la un electron negativ și capătă o stare de oxidare de „+1”, transformându-se în ion încărcat pozitiv - cation )

Cum se determină starea de oxidare a unui atom în PSHE D.I. Mendeleev?

Reguli de determinare starea de oxidare a unui atom în PSHE D.I. Mendeleev:

1. Hidrogen prezintă de obicei un număr de oxidare (CO) +1 (excepție, compuși cu metale (hidruri) - în hidrogen, CO este egal cu (-1) Me + n H n -1)

2. Oxigen de obicei prezintă SO -2 (excepții: O +2 F 2, H 2 O 2 -1 - peroxid de hidrogen)

3. Metalele doar arata + n CO pozitiv

4. Fluor prezintă întotdeauna CO egal -1 (F -1)

5. Pentru elemente principalele subgrupuri:

Superior CO (+) = numărul grupului N grupuri

Cel mai scăzut CO (-) = N grupuri – 8

Reguli pentru determinarea stării de oxidare a unui atom dintr-un compus:

I. Starea de oxidare atomi liberi și atomi în molecule substanțe simple egal cu zero -Na0, P40, O20

II. ÎN substanță complexă suma algebrică a CO a tuturor atomilor, ținând cont de indicii lor, este egală cu zero = 0 , si in complexitate sarcina acestuia.

De exemplu, H +1 N +5 O 3 -2 : (+1)*1+(+5)*1+(-2)*3 = 0

2- : (+6)*1+(-2)*4 = -2

Exercitiul 1 – determinați stările de oxidare ale tuturor atomilor din formula acidului sulfuric H 2 SO 4?

1. Să punem stările de oxidare cunoscute ale hidrogenului și oxigenului și să luăm CO de sulf drept „x”

H+1SxO4-2

(+1)*1+(x)*1+(-2)*4=0

X = 6 sau (+6), prin urmare, sulful are C O +6, adică. S+6

Sarcina 2 – determinați stările de oxidare ale tuturor atomilor din formula acidului fosforic H 3 PO 4?

1. Să punem stările de oxidare cunoscute ale hidrogenului și oxigenului și luăm CO al fosforului drept „x”

H3+1PxO4-2

2. Să compunem și să rezolvăm ecuația conform regulii (II):

(+1)*3+(x)*1+(-2)*4=0

X = 5 sau (+5), prin urmare, fosforul are C O +5, adică. P+5

Sarcina 3 – determinați stările de oxidare ale tuturor atomilor din formula ionului de amoniu (NH 4) +?

1. Să punem starea de oxidare cunoscută a hidrogenului și să luăm CO2 al azotului ca „x”

(NxH4+1)+

2. Să compunem și să rezolvăm ecuația conform regulii (II):

(x)*1+(+1)*4=+1

X = -3, prin urmare, azotul are C O -3, adică. N-3