что такое степень окисления в химии 8 класс

Таблица окисления химических элементов

Всего получено оценок: 401.

Всего получено оценок: 401.

Чтобы определить условный заряд атомов в окислительно-восстановительных реакциях, используют таблицу окисления химических элементов. В зависимости от свойств атома элемент может проявлять положительную или отрицательную степень окисления.

Что такое степень окисления

Условный заряд атомов элементов в сложных веществах называется степенью окисления. Значение заряда атомов записывается в окислительно-восстановительных реакциях, чтобы понять, какой элемент является восстановителем, а какой – окислителем.

Степень окисления взаимосвязана с электроотрицательностью, которая показывает возможность атомов принимать или отдавать электроны. Чем выше значение электроотрицательности, тем больше способность атома отнимать электроны в реакциях.

Степень окисления может иметь три значения:

Например, степени окисления в реакции натрия с хлором выглядят следующим образом:

В реакции металлов с неметаллами металл всегда является восстановителем, а неметалл – окислителем.

Как определить

Существует таблица, в которой указаны все возможные степени окисления элементов.

Название

Символ

Степень окисления

1, 0, +1, +3, +5, +7, редко +2 и +4

Или использовать на уроках этот вариант таблицы.

Рис. 2. Таблица степеней окисления.

Кроме того, степени окисления химических элементов можно определить по периодической таблице Менделеева:

Второе правило не работает для щелочных и щелочноземельных металлов, которые всегда имеют одну положительную степень окисления, равную номеру группы. Исключения составляют магний и бериллий (+1, +2). Также постоянную степень окисления имеют:

Остальные металлы имеют непостоянную степень окисления. В большинстве реакций выступают в качестве восстановителя. В редких случаях могут быть окислителями с отрицательной степенью окисления.

Что мы узнали?

Из урока 8 класса узнали о степени окисления. Это условная величина, показывающая, сколько электронов может отдать или принять атом в ходе химической реакции. Значение связано с электроотрицательностью. Окислители принимают электроны и имеют отрицательную степень окисления, восстановители отдают электроны и проявляют положительную степень окисления. Большинство металлов – восстановители с постоянной или переменной степенью окисления. Неметаллы могут проявлять свойства окислителя и восстановителя в зависимости от вещества, с которым реагируют.

Источник

1.3.2. Электроотрицательность. Степень окисления и валентность химических элементов.

Электроотрицательность

Электроотрицательность — способность атома какого-либо химического элемента в соединении оттягивать на себя электроны связанных с ним атомов других химических элементов.

Электроотрицательность, как и прочие свойства атомов химических элементов, изменяется с увеличением порядкового номера элемента периодически:

График выше демонстрирует периодичность изменения электроотрицательности элементов главных подгрупп в зависимости от порядкового номера элемента.

При движении вниз по подгруппе таблицы Менделеева электроотрицательность химических элементов уменьшается, при движении вправо по периоду возрастает.

Электроотрицательность отражает неметалличность элементов: чем выше значение электроотрицательности, тем более у элемента выражены неметаллические свойства.

Степень окисления

Степень окисления – условный заряд атома химического элемента в соединении, рассчитанный исходя из предположения, что все связи в его молекуле ионные, т.е. все связывающие электронные пары смещены к атомам с большей электроотрицательностью.

Как рассчитать степень окисления элемента в соединении?

1) Степень окисления химических элементов в простых веществах всегда равна нулю.

2) Существуют элементы, проявляющие в сложных веществах постоянную степень окисления:

Элементы, проявляющие постоянную СО

Значение постоянной СО этого элемента

Щелочные металлы, т.е. все металлы
IA группы — Li, Na, K, Rb, Cs, Fr+1Все элементы II группы, кроме ртути:
Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra, Zn, Cd+2Алюминий Al+3Фтор F-1

3) Существуют химические элементы, которые проявляют в подавляющем большинстве соединений постоянную степень окисления. К таким элементам относятся:

Элемент

Степень окисления практически во всех соединениях

Исключения

водород H+1Гидриды щелочных и щелочно-земельных металлов, например:
кислород O-2Пероксиды водорода и металлов:

Фторид кислорода —

4) Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в молекуле всегда равна нулю. Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в ионе равна заряду иона.

5) Высшая (максимальная) степень окисления равна номеру группы. Исключения, которые не попадают под это правило, — элементы побочной подгруппы I группы, элементы побочной подгруппы VIII группы, а также кислород и фтор.

Химические элементы, номер группы которых не совпадает с их высшей степенью окисления (обязательные к запоминанию)

Химический элемент

Номер группы

Высшая степень окисления

КислородVI+2 (в OF₂)ФторVII0МедьI+2ЖелезоVIII +6 (например K₂FeO₄)

6) Низшая степень окисления металлов всегда равна нулю, а низшая степень окисления неметаллов рассчитывается по формуле:

низшая степень окисления неметалла = №_группы − 8

Отталкиваясь от представленных выше правил, можно установить степень окисления химического элемента в любом веществе.

Нахождение степеней окисления элементов в различных соединениях

Пример 1

Определите степени окисления всех элементов в серной кислоте.

Решение:

Запишем формулу серной кислоты:

Степень окисления водорода во всех сложных веществах +1 (кроме гидридов металлов).

Обозначим степень окисления серы как x:

Молекула серной кислоты, как и молекула любого вещества, в целом электронейтральна, т.к. сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю. Схематически это можно изобразить следующим образом:

Т.е. мы получили следующее уравнение:

Таким образом, степень окисления серы в серной кислоте равна +6.

Пример 2

Определите степень окисления всех элементов в дихромате аммония.

Решение:

Запишем формулу дихромата аммония:

Как и в предыдущем случае, мы можем расставить степени окисления водорода и кислорода:

Однако мы видим, что неизвестны степени окисления сразу у двух химических элементов — азота и хрома. Поэтому найти степени окисления аналогично предыдущему примеру мы не можем (одно уравнение с двумя переменными не имеет единственного решения).

Мы знаем степени окисления водорода и кислорода. Зная, что сумма степеней окисления атомов всех элементов в ионе равна заряду, и обозначив степени окисления азота и хрома как x и y соответственно, мы можем записать:

Т.е. мы получаем два независимых уравнения:

Решая которые, находим x и y:

Как определять степени окисления элементов в органических веществах можно почитать здесь.

Валентность

Валентность атомов обозначается римскими цифрами: I, II, III и т.д.

Валентные возможности атома зависят от количества:

1) неспаренных электронов

2) неподеленных электронных пар на орбиталях валентных уровней

3) пустых электронных орбиталей валентного уровня

Валентные возможности атома водорода

Изобразим электронно-графическую формулу атома водорода:

Было сказано, что на валентные возможности могут влиять три фактора — наличие неспаренных электронов, наличие неподеленных электронных пар на внешнем уровне, а также наличие вакантных (пустых) орбиталей внешнего уровня. Мы видим на внешнем (и единственном) энергетическом уровне один неспаренный электрон. Исходя из этого, водород может точно иметь валентность, равную I. Однако на первом энергетическом уровне есть только один подуровень — s, т.е. атом водорода на внешнем уровне не имеет как неподеленных электронных пар, так и пустых орбиталей.

Таким образом, единственная валентность, которую может проявлять атом водорода, равна I.

Валентные возможности атома углерода

Рассмотрим электронное строение атома углерода. В основном состоянии электронная конфигурация его внешнего уровня выглядит следующим образом:

Т.е. в основном состоянии на внешнем энергетическом уровне невозбужденного атома углерода находится 2 неспаренных электрона. В таком состоянии он может проявлять валентность, равную II. Однако атом углерода очень легко переходит в возбужденное состояние при сообщении ему энергии, и электронная конфигурация внешнего слоя в этом случае принимает вид:

Несмотря на то что на процесс возбуждения атома углерода тратится некоторое количество энергии, траты с избытком компенсируются при образовании четырех ковалентных связей. По этой причине валентность IV намного более характерна для атома углерода. Так, например, валентность IV углерод имеет в молекулах углекислого газа, угольной кислоты и абсолютно всех органических веществ.

Помимо неспаренных электронов и неподеленных электронных пар на валентные возможности также влияет наличие вакантных ( ) орбиталей валентного уровня. Наличие таких орбиталей на заполняемом уровне приводит к тому, что атом может выполнять роль акцептора электронной пары, т.е. образовывать дополнительные ковалентные связи по донорно-акцепторному механизму. Так, например, вопреки ожиданиям, в молекуле угарного газа CO связь не двойная, а тройная, что наглядно показано на следующей иллюстрации:

Резюмируя информацию по валентным возможностям атома углерода:

1) Для углерода возможны валентности II, III, IV

2) Наиболее распространенная валентность углерода в соединениях IV

3) В молекуле угарного газа CO связь тройная (!), при этом одна из трех связей образована по донорно-акцепторному механизму

Валентные возможности атома азота

Запишем электронно-графическую формулу внешнего энергетического уровня атома азота:

Как видно из иллюстрации выше, атом азота в своем обычном состоянии имеет 3 неспаренных электрона, в связи с чем логично предположить о его способности проявлять валентность, равную III. Действительно, валентность, равная трём, наблюдается в молекулах аммиака (NH₃), азотистой кислоты (HNO₂), треххлористого азота (NCl₃) и т.д.

Выше было сказано, что валентность атома химического элемента зависит не только от количества неспаренных электронов, но также и от наличия неподеленных электронных пар. Связано это с тем, что ковалентная химическая связь может образоваться не только, когда два атома предоставляют друг другу по одному электрону, но также и тогда, когда один атом, имеющий неподеленную пару электронов — донор( ) предоставляет ее другому атому с вакантной ( ) орбиталью валентного уровня (акцептору). Т.е. для атома азота возможна также валентность IV за счет дополнительной ковалентной связи, образованной по донорно-акцепторному механизму. Так, например, четыре ковалентных связи, одна из которых образована по донорно-акцепторному механизму, наблюдается при образовании катиона аммония:

Несмотря на то что одна из ковалентных связей образуется по донорно-акцепторному механизму, все связи N-H в катионе аммония абсолютно идентичны и ничем друг от друга не отличаются.

Валентность, равную V, атом азота проявлять не способен. Связано это с тем, что для атома азота невозможен переход в возбужденное состояние, при котором происходит распаривание двух электронов с переходом одного из них на свободную орбиталь, наиболее близкую по уровню энергии. Атом азота не имеет d-подуровня, а переход на 3s-орбиталь энергетически настолько затратен, что затраты энергии не покрываются образованием новых связей. Многие могут задаться вопросом, а какая же тогда валентность у азота, например, в молекулах азотной кислоты HNO₃ или оксида азота N₂O₅? Как ни странно, валентность там тоже IV, что видно из нижеследующих структурных формул:

em>Резюмируя информацию по валентным возможностям атома азота:

1) Для азота возможны валентности I, II, III и IV

2) Валентности V у азота не бывает!

3) В молекулах азотной кислоты и оксида азота N₂O₅ азот имеет валентность IV, а степень окисления +5 (!).

Валентные возможности фосфора

Изобразим электронно-графическую формулу внешнего энергетического уровня атома фосфора:

Как мы видим, строение внешнего слоя у атома фосфора в основном состоянии и атома азота одинаково, в связи с чем логично ожидать для атома фосфора так же, как и для атома азота, возможных валентностей, равных I, II, III и IV, что и наблюдается на практике.

Однако в отличие от азота, атом фосфора имеет на внешнем энергетическом уровне еще и d-подуровень с 5-ю вакантными орбиталями.

Таким образом, недоступная для азота валентность V для атома фосфора возможна. Так, например, валентность, равную пяти, атом фосфора имеет в молекулах таких соединений, как фосфорная кислота, галогениды фосфора (V), оксид фосфора (V) и т.д.

Валентные возможности атома кислорода

Электронно-графическая формула внешнего энергетического уровня атома кислорода имеет вид:

Мы видим на 2-м уровне два неспаренных электрона, в связи с чем для кислорода возможна валентность II. Следует отметить, что данная валентность атома кислорода наблюдается практически во всех соединениях. Выше при рассмотрении валентных возможностей атома углерода мы обсудили образование молекулы угарного газа. Связь в молекуле CO тройная, следовательно, кислород там трехвалентен (кислород — донор электронной пары).

Из-за того что атом кислорода не имеет на внешнем уровне d-подуровня, распаривание электронов s и p-орбиталей невозможно, из-за чего валентные возможности атома кислорода ограничены по сравнению с другими элементами его подгруппы, например, серой.

Таким образом, кислород практически всегда имеет валентность, равную II, однако в некоторых частицах он трехвалентен, в частности, в молекуле угарного газа C≡O. В случае, когда кислород имеет валентность III, одна из ковалентных связей образована по донорно-акцепторному механизму.

Валентные возможности атома серы

Внешний энергетический уровень атома серы в невозбужденном состоянии:

У атома серы, как и у атома кислорода, в обычном состоянии два неспаренных электрона, поэтому мы можем сделать вывод о том, что для серы возможна валентность, равная двум. И действительно, валентность II сера имеет, например, в молекуле сероводорода H₂S.

Как мы видим, у атома серы на внешнем уровне появляется d-подуровень с вакантными орбиталями. По этой причине атом серы способен расширять свои валентные возможности в отличие от кислорода за счет перехода в возбужденные состояния. Так, при распаривании неподеленной электронной пары 3p-подуровня атом серы приобретает электронную конфигурацию внешнего уровня следующего вида:

В таком состоянии атом серы имеет 4 неспаренных электрона, что говорит нам о возможности проявления атомами серы валентности, равной IV. Действительно, валентность IV сера имеет в молекулах SO₂, SF₄, SOCl₂ и т.д.

При распаривании второй неподеленной электронной пары, расположенной на 3s-подуровне, внешний энергетический уровень приобретает конфигурацию:

В таком состоянии уже становится возможным проявление валентности VI. Примером соединений с VI-валентной серой являются SO₃, H₂SO₄, SO₂Cl₂ и т.д.

Аналогично можно рассмотреть валентные возможности остальных химических элементов.

Источник

Степень окисления. Бинарные соединения

Урок 18. Химия 8 класс

В данный момент вы не можете посмотреть или раздать видеоурок ученикам

Чтобы получить доступ к этому и другим видеоурокам комплекта, вам нужно добавить его в личный кабинет, приобрев в каталоге.

Получите невероятные возможности

Конспект урока «Степень окисления. Бинарные соединения»

Бинарные соединения еще называют двухэлементными соединениями, потому что «би» от лат. – два. Т.е. бинарные соединения – это сложные вещества, состоящие из двух химических элементов.

Ковалентная полярная связь

Степень окисления – это условный заряд атомов химического элемента в соединении, если предположить, что оно состоит только из ионов.

Степень окисления может быть положительной, отрицательной и нулевой. Положительную степень окисления имеют как металлы, так и неметаллы, кроме фтора, гелия и неона. Максимальная степень окисления равна номеру группы. Т.е. у N высшая степень окисления равна +5, т.к. он находится в V группе. Отрицательную степень окисления имеют только неметаллы, т.к. они присоединяют электроны до завершения внешнего уровня. Минимальная степень окисления равна № группы – 8. Т.о. у N минимальная степень окисления будет 5 – 8 = –3. Кроме максимальной и минимальной степени окисления есть еще промежуточная степень окисления. Например, у N она равна +3.

Степень окисления F всегда –1, потому что он самый электроотрицательный элемент и принимает электроны при образовании химической связи. Например, в соединении NaF, у F степень окисления (–1).

У кислорода степень окисления –2, потому что он второй элемент по электроотрицательности, исключение cоставляет соединение кислорода с фтором, где его степень окисления +2. Например, в соединении CaO, степень окисления О (–2), а в соединении OF₂, степень окисления О (+2).

У металлов степень окисления всегда положительная, т.к. они отдают электроны другим атомам. Степень окисления металлов А групп численно совпадает с валентностью. Например, в соединении Na₂O степень окисления Na (+1), т.к. он является металлом, значит, у него только положительная степень окисления, а 1, потому что он является металлом I A группы, значит, и валентность его – единица. Аналогично и в соединении BaS, степень окисления Ва (+2), т.к. он металл II A группы, в соединении Al₂O₃, степень окисления Al (+3), т.к. это металл III А группы.

Степень окисления Н всегда (+1), за исключением его соединений с металлами, где у него степень окисления (–1). Например, CaH₂, KH, LiH, в этих соединениях у водорода степень окисления (–1).

Как было сказано, валентность численно совпадает со степенью окисления. Однако не всегда. Степень окисления имеет знак заряда, а валентность – нет.

Валентность – это число связей, которыми атом связан с другими атомами, а степень окисления – это условный заряд атомов.

Сравним валентность и степень окисления у азота (N₂). Степень окисления равна 0, т.к. это простое вещество, а вот валентность равна III, потому что атом азота связан с другим атомом азота тройной связью.

Или в пероксиде (Н₂О₂) степень окисления О (–1), а валентность равна II, т.к. О связан двумя связями с атомами водорода: Н – О – О – Н.

А в ацетилене (С₂Н₂) степень окисления С (–1), а валентность IV:

Учитывая, что суммарная степень окисления равна 0, можно найти степени окисления элементов в соединении, а также составить формулу соединения, зная степени окисления.

Определим степени окисления элементов в соединении Fe₂O₃. Степень окисления О нам известна (–2). Следовательно, три атома О будут иметь общий заряд (–6), т.к. (–2) · 3 = –6. Тогда общий заряд двух атомов железа будет равен (+6), помните, что суммарный заряд равен 0. Значит, степень окисления одного атома Fe будет (+3), т.к. (+6) ׃ 2 = +3.

Составим формулу соединения Al с C. Для этого запишем символы элементов Al, C. Углерод на втором месте, потому что он более электроотрицательный. Al – элемент III A группы. Он является металлом, поэтому он отдаст свои 3 электрона и получит степень окисления (+3), а С – элемент IV A, он примет еще 4 электрона для завершения своего внешнего уровня, на котором уже есть 4 электрона, при этом получит степень окисления (–4). Запишем значения степеней окисления в формулу сверху. Теперь найдем наименьшее общее кратное. Оно будет 12. Затем НОК разделим на абсолютные значения степеней окисления и получим соответствующие индексы. 12 : 3 = 4, значит индекс у Al – 4, 12 : 4 = 3, значит индекс у С – 3. Следовательно, формула будет Al₄C₃.

Чтобы дать название бинарному соединению нужно сделать следующим образом: сначала называют более электроотрицательный элемент – это неметалл. Его латинское название стоит в именительном падеже и употребляется с суффиксом – ид. Например: оксид, хлорид, сульфид, нитрид. Второе слово обозначает элемент менее электроотрицательный, его название стоит в родительном падеже.

Na₂S – сульфид натрия, K₂O – оксид калия, BaCl₂ – хлорид бария, Mg₃N₂ – нитрид магния. Если элемент имеет переменную степень окисления, то после названия в скобках римскими цифрами указывают степень окисления. Например, назовём следующие соединения: MnO₂, CO₂, P₂O₅.

Название бинарного соединения

В некоторых случаях, число атомов элементов обозначают при помощи названий числительных на греческом языке. Т.е. 1 – моно, 2 – ди, 3 – три, 4 – тетра, 5 – пента и т.д. Например, СО – монооксид углерода, или оксид углерода (II); СО₂ – диоксид углерода, или оксид углерода (IV).

Для того чтобы химики всего мира понимали друг друга, необходимо было создать единую терминологию и номенклатуру, т.е. названия веществ. Впервые в 1785 г. такими учеными, как А. Лавуазье, А. Фуркруа, Л. Гитоном де Мерво и К. Бертолле, были разработаны принципы номенклатуры. В настоящее время принципы номенклатуры и терминологии разрабатывает Международный союз теоретической и прикладной химии (ИЮПАК).

Источник