Правила определения степени окисления

Правила определения валентности и степени окисления

Правила определения валентности

Вале́нтность (от лат. valēns «имеющий силу») — способность атомов химических элементов образовывать определённое число химических связей с атомами других элементов.

  • Валентность атомов фтора всегда равна I

  • Li, Na, K, F,H, Rb, Cs— одновалентны;

  • Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Cd, Zn, O, Ra — обладают валентностью, равной II;

  • Al, B Ga, In — трехвалентны.

  • Максимальная валентность для атомов данного элемента совпадает с номером группы, в которой он находится в Периодической системе. Например, для Са это II, для серы — VI, для хлора — VII. Исключений из этого правила тоже немало:

-элемент VI группы, О, имеет валентность II (в H3O+ — III);
— одновалентен F(вместо VII);
— двух- и трехвалентно обычно железо, элемент VIII группы;
— N может удержать возле себя только 4 атома, а не 5, как следует из номера группы;
— одно- и двухвалентна медь, расположенная в I группе.

  • Минимальное значение валентности для элементов, у которых она переменная, определяется по формуле: № группы в ПС — 8. Так, низшая валентность серы 8 — 6 = 2, фтора и других галогенов — (8 — 7) = 1, азота и фосфора — (8 — 5)= 3 и так далее.

  • В соединении сумма единиц валентности атомов одного элемента должна соответствовать суммарной валентности другого (или общее число валентностей одного химического элемента равно общему числу валентностей атомов другого химического элемента). Так, в молекуле воды Н-О-Н валентность Н равна I, таких атомов 2, значит, всего единиц валентности у водорода 2 (1×2=2). Такое же значение имеет и валентность кислорода.

  • При соединении металлов с неметаллами последние проявляют низшую валентность

  • В соединении, состоящем из атомов двух видов, элемент, расположенный на втором месте, обладает низшей валентностью. Так при соединении неметаллов между собой, низшую валентность проявляет тот элемент, который находится в ПСХЭ Менделеева правее и выше, а высшую соответственно левее и ниже.

  • Валентность кислотного остатка совпадает с количеством атомов Н в формуле кислоты, валентность группы OH равна I.

  • В соединении, образованном атомами трех элементов, тот атом, который находится в середине формулы, называют центральным. Непосредственно с ним связаны атомы О, а с кислородом образуют связи остальные атомы.

Правила определения степени окисления химических элементов.

Степень окисления — это условный заряд атомов химического элемента в соединении, вычисленный из предположения, что соединения состоят только из ионов. Степени окисления могут иметь положительное, отрицательное или нулевое значение, причём знак ставится перед числом:-1, -2, +3, в отличие от заряда иона, где знак ставится после числа.
Степени окисления металлов в соединениях всегда положительные, высшая степень окисления соответствует номеру группы периодической системы, где находится данный элемент (исключая некоторые элементы: золото Au+3 (I группа), Cu+2 (II), из VIII группы степень окисления +8 может быть только у осмия Os и рутения Ru).
Степени неметаллов могут быть как положительными так и отрицательными, в зависимости от того с каким атомом он соединён: если с атомом металла то всегда отрицательная, если с неметаллом-то может быть и +, и -. При определении степеней окисления необходимо использовать следующие правила:

  1. Степень окисления любого элемента в простом веществе равна 0.

  2. Сумма степеней окисления всех атомов, входящих в состав частицы (молекул, ионов и т. д.) равна заряду этой частицы.

  3. Сумма степеней окисления всех атомов в составе нейтральной молекулы равна 0.

  4. Если соединение образовано двумя элементами, то у элемента с большей электроотрицательностью степень окисления меньше нуля, а у элемента с меньшей электроотрицательностью – больше нуля.

  5. Максимальная положительная степень окисления любого элемента равна номеру группы в периодической системе элементов, а минимальная отрицательная равна N– 8, где N – номер группы.

  6. Степень окисления фтора в соединениях равна -1.

  7. Степень окисления щелочных металлов (лития, натрия, калия, рубидия, цезия) равна +1.

  8. Степень окисления металлов главной подгруппы II группы периодической системы (магния, кальция, стронция, бария) равна +2.

  9. Степень окисления алюминия равна +3.

  10. Степень окисления водорода в соединениях равна +1 (исключение – соединения с металлами NaH, CaH2, в этих соединениях степень окисления у водорода равна -1).

  11. Степень окисления кислорода равна –2 (исключения – перекиси H2O2, Na2O2, BaO2 в них степень окисления кислорода равна -1, а в соединении с фтором — +2).

  12. В молекулах алгебраическая сумма степеней окисления элементов с учётом числа их атомов равна 0.

Пример. Определить степени окисления в соединении K2Cr2O7 .
У двух химических элементов калия и кислорода степени окисления постоянны и равны соответственно +1 и -2. Число степеней окисления у кислорода равна (-2)·7=(-14), у калия (+1)·2=(+2). Число положительных степеней окисления равно числу отрицательных. Следовательно (-14)+(+2)=(-12). Значит у атома хрома число положительных степеней равно 12, но атомов 2, значит на один атом приходится (+12):2=(+6), записываем степени окисленя над элементами К+2Cr+62O-27

I. Валентность (повторение)

Валентность – это способность атомов присоединять к себе определенное число других атомов.

Правила определения валентности
элементов в соединениях

1. Валентность водорода принимают за I (единицу). Тогда в соответствии с формулой воды Н2О к одному атому кислорода присоединено два атома водорода.

2. Кислород в своих соединениях всегда проявляет валентность II. Поэтому углерод в соединении СО2 (углекислый газ) имеет валентность IV.

3. Высшая валентность равна номеру группы.

4. Низшая валентность равна разности между числом 8 (количество групп в таблице) и номером группы, в которой находится данный элемент, т.е. 8 — Nгруппы.

5. У металлов, находящихся в «А» подгруппах, валентность равна номеру группы.

6. У неметаллов в основном проявляются две валентности: высшая и низшая.

Например: сера имеет высшую валентность VI и низшую (8 – 6), равную II; фосфор проявляет валентности V и III.

7. Валентность может быть постоянной или переменной.

Валентность элементов необходимо знать, чтобы составлять химические формулы соединений.

Запомните!

Особенности составления химических формул соединений.

1) Низшую валентность проявляет тот элемент, который находится в таблице Д.И.Менделеева правее и выше, а высшую валентность – элемент, расположенный левее и ниже.

Например, в соединении с кислородом сера проявляет высшую валентность VI, а кислород – низшую II. Таким образом, формула оксида серы будет SO3.

В соединении кремния с углеродом первый проявляет высшую валентность IV, а второй – низшую IV. Значит, формула – SiC. Это карбид кремния, основа огнеупорных и абразивных материалов.

2) Атом металла стоит в формуле на первое место.

2) В формулах соединений атом неметалла, проявляющий низшую валентность, всегда стоит на втором месте, а название такого соединения оканчивается на «ид».

Например, СаО – оксид кальция, NaCl – хлорид натрия, PbS – сульфид свинца.

Теперь вы сами можете написать формулы любых соединений металлов с неметаллами.

3) Атом металла ставится в формуле на первое место.

II. Степень окисления (новый материал)

Степень окисления – это условный заряд, который получает атом в результате полной отдачи (принятия) электронов, исходя из условия, что все связи в соединении ионные.

Рассмотрим строение атомов фтора и натрия:

F +9 )2)7

Na +11 )2)8)1

— Что можно сказать о завершённости внешнего уровня атомов фтора и натрия?

— Какому атому легче принять, а какому легче отдать валентные электроны с целью завершения внешнего уровня?

— Оба атома имеют незавершённый внешний уровень?

— Атому натрия легче отдавать электроны, фтору – принять электроны до завершения внешнего уровня.

F0 + 1ē → F-1 (нейтральный атом принимает один отрицательный электрон и приобретает степень окисления «-1», превращаясь в отрицательно заряженный ион — анион)

Na0 – 1ē → Na+1 (нейтральный атом отдаёт один отрицательный электрон и приобретает степень окисления «+1», превращаясь в положительно заряженный ион — катион)

— Процесс отдачи электронов атомом, называется окислением.

— Атом, отдающий электроны и повышающий свою степень окисления, окисляется и называется восстановителем.

— Процесс принятия электронов атомом, называется восстановлением.

— Атом, принимающий электроны и понижающий свою степень окисления, восстанавливается и называется окислителем.

Как определить степень окисления атома в ПСХЭ Д.И. Менделеева?

Правила определения степени окисления атома в ПСХЭ Д.И. Менделеева:

1. Водород обычно проявляет степень окисления (СО) +1 (исключение, соединения с металлами (гидриды) – у водорода СО равна (-1) Me+nHn-1)

2. Кислород обычно проявляет СО -2 (исключения: О+2F2, H2O2-1 – перекись водорода)

3. Металлы проявляют только +n положительную СО

4. Фтор проявляет всегда СО равную -1 (F-1)

5. Для элементов главных подгрупп:

Высшая СО (+) = номеру группы Nгруппы

Низшая СО (-) = Nгруппы–8

Правила определения степени окисления атома в соединении:

I. Степень окисления свободных атомов и атомов в молекулах простых веществ равна нулю — Na0, P40, O20

II. В сложном веществе алгебраическая сумма СО всех атомов с учётом их индексов равна нулю = 0, а в сложном ионе его заряду.

Например, H+1N+5O3-2 : (+1)*1+(+5)*1+(-2)*3 = 0

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

Задание 1 – определите степени окисления всех атомов в формуле серной кислоты H2SO4?

1. Проставим известные степени окисления у водорода и кислорода, а СО серы примем за «х»

H+1SxO4-2

2. Составим и решим уравнение, согласно правилу (II):

(+1)*1+(х)*1+(-2)*4=0

Х=6 или (+6), следовательно, у серы CО +6, т.е. S+6

Задание 2 – определите степени окисления всех атомов в формуле фосфорной кислоты H3PO4?

1. Проставим известные степени окисления у водорода и кислорода, а СО фосфора примем за «х»

H3+1PxO4-2

2. Составим и решим уравнение, согласно правилу (II):

(+1)*3+(х)*1+(-2)*4=0

Х=5 или (+5), следовательно, у фосфора CО +5, т.е. P+5

Задание 3– определите степени окисления всех атомов в формуле иона аммония (NH4)+?

1. Проставим известную степень окисления у водорода, а СО азота примем за «х»

(NхH4+1)+

2. Составим и решим уравнение, согласно правилу (II):

Правила определение степеней окисления. Алгоритм определения с.о. в бинарных соединениях

Правила определения степеней окисления химических элементов в соединениях

Кратко степень окисления обозначается с.о.;

Записывают с.о. над символом химического элемента ± n (сначала знак + или -, потом численное значение):

+2 -2

Пример: Ca O;

Степень окисления у свободных атомов и у простых веществ равна 0.

Пример: Ca0, N20 ;

Сумма степеней окисления всех атомов, входящих в состав молекулы вещества равна 0.

Пример: СаО: с.о. (Са)=+2; с.о. (О)= -2.

Сумма с.о.(СаО) = +2 + (-2) =0

Максимальная положительная степень окисления (высшая с.о.) любого элемента равна номеру группы в периодической системе элементов, а минимальная отрицательная (низшая с.о.) равна N – 8, где N – номер группы.

Пример: высшая с.о. (N)= № группы V=+5; Низшая с.о.(N) = -3;

Степень окисления фтора в соединениях равна -1.

Степень окисления элементов I A (первой группы главной подгруппы ПСХЭ: Li, Na, K, Rb, Cs) равна +1;

Степень окисления элементов II A (второй группы главной подгруппы ПСХЭ: Mg, Ca, Sr, Ba) равна +2;

Степень окисления алюминия +3.

+3 + +2

Пример: AlCl3 ; Na2S ; BaO

Степень окисления водорода в соединениях:

С неметаллами +1

С металлами -1

+ — + —

Пример: NaH; HCl

Степень окисления кислорода равна –2 (исключения – перекиси H2O2, Na2O2, BaO2 в них степень окисления водорода равна -1, а в соединении с фтором — +2).

Алгоритм определения степени окисления химического элемента в бинарных соединениях:

Расставляем известные (постоянные) с.о. у элементов.

Находим степень окисления у элемента с неизвестной (переменной) с.о., помня, что алгебраическая сумма степеней окисления химических элементов в соединении должна быть равна 0. Для этого общее число положительных зарядов делим на индекс у данного элемента.

х -2

Пример: N2O3.

Находим значение с.о.(N) = х . Для этого:

С.о. (О) * индекс (О) : индекс (N) = (-2*3):2= + 3.

Значит с.о. (N)= +3

Ответ:

+3 -2

Алгоритм определения степени окисления химического элемента в сложных соединениях:

Расставляем известные (постоянные) с.о. у элементов (обычно из 3-х элементов, у двух с.о. известны).

Находим степень окисления у элемента с неизвестной (переменной) с.о., помня, что алгебраическая сумма степеней окисления химических элементов в соединении должна быть равна 0. Составляем мини-уравнение.

Сумма (С.о. *индекс) = 0

+ х -2

Пример: H2SO4 .

Находим с.о. (S). Составляем мини-уравнение:

С.о. (Н)*индекс (Н) + с.о. (S)*индекс (S) + с.о. (О)*индекс (О)= 0

Правила расстановки степеней окисления

1. у простых веществ степень окисления всегда равна нулю;

2. в сложных веществах у фтора степень окисления всегда –1;

3. в сложных веществах у металлов всегда положительные степени окисления, обычно совпадающие с валентностью;

4. степень окисления кислорода в большинстве соединений –2;

Исключения

5. степень окисления водорода в большинстве соединений +1;

Исключения

6. суммарная степень окисления молекулы (ФЕ) равна 0, аниона – заряду аниона (n –), катиона – заряду катиона (n +).

Учитывая вышеизложенное: ОВР протекает в прямом направлении, если ее ЭДС положительна, т.е. Е>О; в противном случае (Е<О) ОВР будет протекать в обратном направлении. ЭДС, вычисленная для стандартных условий, называется стандартной и обозначается Е

Уравнение Нернста — уравнение, связывающее окислительно-восстановительный потенциал системы с активностями веществ, входящих в электрохимическое уравнение, и стандартными электродными потенциалами окислительно-восстановительных пар.

Нернст изучал поведение электролитов при пропускании электрического тока и открыл закон. Закон устанавливает зависимость между электродвижущей силой ( разностью потенциалов ) и ионной концентрацией. Уравнение Нернста позволяет предсказать максимальный рабочий потенциал, который может быть получен в результате электрохимического взаимодействия, когда известны давление и температура. Таким образом, этот закон связывает термодинамику с электрохимической теорией в области решения проблем, касающихся сильно разбавленных растворов. ,

где

— электродный потенциал, — стандартный электродный потенциал, измеряется в вольтах;

— универсальная газовая постоянная, равная 8.31 Дж/(моль·K);

— абсолютная температура;

— постоянная Фарадея, равная 96485,35 Кл·моль−1;

— число электронов, участвующих в процессе;

и — активности соответственно окисленной и восстановленной форм вещества, участвующего в полуреакции.

Если в формулу Нернста подставить числовые значения констант и и перейти от натуральных логарифмов к десятичным, то при получим

Оставить комментарий

Ваш e-mail не будет опубликован. Обязательные поля помечены *