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

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:

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

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).

Степень окисления кислорода во всех сложных веществах равна -2 (кроме пероксидов и фторида кислорода OF 2). Расставим известные степени окисления:

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:

Решим его:

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).

Обратим внимание на то, что указанное вещество относится к классу солей и, соответственно, имеет ионное строение. Тогда справедливо можно сказать, что в состав дихромата аммония входят катионы NH 4 + (заряд данного катиона можно посмотреть в таблице растворимости). Следовательно, так как в формульной единице дихромата аммония два положительных однозарядных катиона NH 4 + , заряд дихромат-иона равен -2, поскольку вещество в целом электронейтрально. Т.е. вещество образовано катионами NH 4 + и анионами Cr 2 O 7 2- .

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 :

Таким образом, в дихромате аммония степени окисления азота -3, водорода +1, хрома +6, а кислорода -2.

Как определять степени окисления элементов в органических веществах можно почитать .

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:

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 (NH 3), азотистой кислоты (HNO 2), треххлористого азота (NCl 3) 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 HNO 3 или оксида азота N 2 O 5 ? Как ни странно, валентность там тоже IV, что видно из нижеследующих структурных формул:

Пунктирной линией на иллюстрации изображена так называемая делокализованная π -связь. По этой причине концевые связи NO можно назвать «полуторными». Аналогичные полуторные связи имеются также в молекуле озона O 3 , бензола C 6 H 6 и т.д.

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.

В связи с этим он способен переходить в возбужденное состояние, распаривая электроны 3s -орбитали:

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.

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 H 2 S.

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 SO 2 , SF 4 , SOCl 2 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 SO 3 , H 2 SO 4 , SO 2 Cl 2 и т.д.

Аналогично можно рассмотреть валентные возможности остальных химических элементов.

В химии термины «окисление» и «восстановление» означает реакции, при которых атом или группа атомов теряют или, соответственно, приобретают электроны. Степень окисления - это приписываемая одному либо нескольким атомам численная величина, характеризующая количество перераспределяемых электронов и показывающая, каким образом эти электроны распределяются между атомами при реакции. Определение этой величины может быть как простой, так и довольно сложной процедурой, в зависимости от атомов и состоящих из них молекул. Более того, атомы некоторых элементов могут обладать несколькими степенями окисления. К счастью, для определения степени окисления существуют несложные однозначные правила, для уверенного пользования которыми достаточно знания основ химии и алгебры.

Шаги

Часть 1

Определение степени окисления по законам химии

Определите, является ли рассматриваемое вещество элементарным. Степень окисления атомов вне химического соединения равна нулю. Это правило справедливо как для веществ, образованных из отдельных свободных атомов, так и для таких, которые состоят из двух, либо многоатомных молекул одного элемента.

• Например, Al (s) и Cl 2 имеют степень окисления 0, поскольку оба находятся в химически несвязанном элементарном состоянии.
• Обратите внимание, что аллотропная форма серы S 8 , или октасера, несмотря на свое нетипичное строение, также характеризуется нулевой степенью окисления.

1. Определите, состоит ли рассматриваемое вещество из ионов. Степень окисления ионов равняется их заряду. Это справедливо как для свободных ионов, так и для тех, которые входят в состав химических соединений.

   • Например, степень окисления иона Cl - равняется -1.
   • Степень окисления иона Cl в составе химического соединения NaCl также равна -1. Поскольку ион Na, по определению, имеет заряд +1, мы заключаем, что заряд иона Cl -1, и таким образом степень его окисления равна -1.

2. Учтите, что ионы металлов могут иметь несколько степеней окисления. Атомы многих металлических элементов могут ионизироваться на разные величины. Например, заряд ионов такого металла как железо (Fe) равняется +2, либо +3. Заряд ионов металла (и их степень окисления) можно определить по зарядам ионов других элементов, с которыми данный металл входит в состав химического соединения; в тексте этот заряд обозначается римскими цифрами: так, железо (III) имеет степень окисления +3.

   • В качестве примера рассмотрим соединение, содержащее ион алюминия. Общий заряд соединения AlCl 3 равен нулю. Поскольку нам известно, что ионы Cl - имеют заряд -1, и в соединении содержится 3 таких иона, для общей нейтральности рассматриваемого вещества ион Al должен иметь заряд +3. Таким образом, в данном случае степень окисления алюминия равна +3.

3. Степень окисления кислорода равна -2 (за некоторыми исключениями). Почти во всех случаях атомы кислорода имеют степень окисления -2. Есть несколько исключений из этого правила:

   • Если кислород находится в элементарном состоянии (O 2), его степень окисления равна 0, как и в случае других элементарных веществ.
   • Если кислород входит в состав перекиси , его степень окисления равна -1. Перекиси - это группа соединений, содержащих простую кислород-кислородную связь (то есть анион перекиси O 2 -2). К примеру, в составе молекулы H 2 O 2 (перекись водорода) кислород имеет заряд и степень окисления -1.
   • В соединении с фтором кислород обладает степенью окисления +2, читайте правило для фтора ниже.

4. Водород характеризуется степенью окисления +1, за некоторыми исключениями. Как и для кислорода, здесь также существуют исключения. Как правило, степень окисления водорода равна +1 (если он не находится в элементарном состоянии H 2). Однако в соединениях, называемых гидридами, степень окисления водорода составляет -1.

   • Например, в H 2 O степень окисления водорода равна +1, поскольку атом кислорода имеет заряд -2, и для общей нейтральности необходимы два заряда +1. Тем не менее, в составе гидрида натрия степень окисления водорода уже -1, так как ион Na несет заряд +1, и для общей электронейтральности заряд атома водорода (а тем самым и его степень окисления) должен равняться -1.

5. Фтор всегда имеет степень окисления -1. Как уже было отмечено, степень окисления некоторых элементов (ионы металлов, атомы кислорода в перекисях и так далее) может меняться в зависимости от ряда факторов. Степень окисления фтора, однако, неизменно составляет -1. Это объясняется тем, что данный элемент имеет наибольшую электроотрицательность - иначе говоря, атомы фтора наименее охотно расстаются с собственными электронами и наиболее активно притягивают чужие электроны. Таким образом, их заряд остается неизменным.

6. Сумма степеней окисления в соединении равна его заряду. Степени окисления всех атомов, входящих в химическое соединение, в сумме должны давать заряд этого соединения. Например, если соединение нейтрально, сумма степеней окисления всех его атомов должна равняться нулю; если соединение является многоатомным ионом с зарядом -1, сумма степеней окисления равна -1, и так далее.

   • Это хороший метод проверки - если сумма степеней окисления не равна общему заряду соединения, значит вы где-то ошиблись.

   Часть 2

   Определение степени окисления без использования законов химии

   1. Найдите атомы, не имеющие строгих правил относительно степени окисления. По отношению к некоторым элементам нет твердо установленных правил нахождения степени окисления. Если атом не подпадает ни под одно правило из перечисленных выше, и вы не знаете его заряда (например, атом входит в состав комплекса, и его заряд не указан), вы можете установить степень окисления такого атома методом исключения. Вначале определите заряд всех остальных атомов соединения, а затем из известного общего заряда соединения вычислите степень окисления данного атома.

      • Например, в соединении Na 2 SO 4 неизвестен заряд атома серы (S) - мы лишь знаем, что он не нулевой, поскольку сера находится не в элементарном состоянии. Это соединение служит хорошим примером для иллюстрации алгебраического метода определения степени окисления.

   2. Найдите степени окисления остальных элементов, входящих в соединение. С помощью описанных выше правил определите степени окисления остальных атомов соединения. Не забывайте об исключениях из правил в случае атомов O, H и так далее.

      • Для Na 2 SO 4 , пользуясь нашими правилами, мы находим, что заряд (а значит и степень окисления) иона Na равен +1, а для каждого из атомов кислорода он составляет -2.
   3. В соединениях сумма всех степеней окисления должна равняться заряду. Например, если соединение представляет собой двухатомный ион, сумма степеней окисления атомов должна быть равна общему ионному заряду.
   4. Очень полезно уметь пользоваться периодической таблицей Менделеева и знать, где в ней располагаются металлические и неметаллические элементы.
   5. Степень окисления атомов в элементарном виде всегда равна нулю. Степень окисления единичного иона равна его заряду. Элементы группы 1A таблицы Менделеева, такие как водород, литий, натрий, в элементарном виде имеют степень окисления +1; степень окисления металлов группы 2A, таких как магний и кальций, в элементарном виде равна +2. Кислород и водород, в зависимости от вида химической связи, могут иметь 2 различных значения степени окисления.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Степень окисления - это количественная оценка состояния атома химического элемента в соединении, основанная на его электроотрицательности.

Она принимает как положительные, так и отрицательные значения. Чтобы указать степень окисления элемента в соединении нужно поставить сверху над его символом арабскую цифру с соответствующим знаком («+» или «-»).

Следует помнить, что степень окисления — величина, не имеющая физического смысла, так как не отражает реальный заряд атома. Однако это понятие весьма широко используется в химии.

Таблица степени окисления химических элементов

Максимальную положительную и минимальную отрицательную степень окисления можно определить с помощью Периодической таблицы Д.И. Менделеева. Они равны номеру группы, в которой расположен элемент, и разнице между значением «высшей» степени окисления и числом 8, соответственно.

Если рассматривать химические соединения более конкретно, то в веществах с неполярными связями степень окисления элементов равна нулю (N 2 , H 2 , Cl 2).

Степень окисления металлов в элементарном состоянии равна нулю, так как распределение электронной плотности в них равномерно.

В простых ионных соединениях степень окисления входящих в них элементов равна электрическому заряду, поскольку при образовании этих соединений происходит практически полный переход электронов от одного атома к другому: Na +1 I -1 , Mg +2 Cl -1 2 , Al +3 F -1 3 , Zr +4 Br -1 4 .

При определении степени окисления элементов в соединениях с полярными ковалентными связями сравнивают значениях их электроотрицательностей. Поскольку при образовании химической связи электроны смещаются к атомам более электроотрицательных элементов, то последние имеют в соединениях отрицательную степень окисления.

Существуют элементы, для которых характерно только одно значение степени окисления (фтор, металлы IA и IIA групп и т.д.). Фтор, характеризующийся наибольшим значением электроотрицательности, в соединениях всегда имеет постоянную отрицательную степень окисления (-1).

Щелочные и щелочноземельные элементы, для которых свойственно относительно невысокое значение электроотрицательности, всегда имеют положительную степень окисления, равную соответственно (+1) и (+2).

Однако, имеются и такие химические элементы, для которых характерны несколько значений степени окисления (сера - (-2), 0, (+2), (+4), (+6) и др.).

Для того, чтобы легче было запомнить сколько и какие степени окисления характерны для конкретного химического элемента используют таблицы степеней окисления химических элементов, которые выглядят следующим образом:

Порядковый номер	Русское / англ. название	Химический символ	Степень окисления
	Водород / Hydrogen
	Гелий / Helium
	Литий / Lithium
	Бериллий / Beryllium
			(-1), 0, (+1), (+2), (+3)
	Углерод / Carbon		(-4), (-3), (-2), (-1), 0, (+2), (+4)
	Азот / Nitrogen		(-3), (-2), (-1), 0, (+1), (+2), (+3), (+4), (+5)
	Кислород / Oxygen		(-2), (-1), 0, (+1), (+2)
	Фтор / Fluorine
	Натрий / Sodium
	Магний / Magnesium
	Алюминий / Aluminum
	Кремний / Silicon		(-4), 0, (+2), (+4)
	Фосфор / Phosphorus		(-3), 0, (+3), (+5)
	Сера / Sulfur		(-2), 0, (+4), (+6)
	Хлор / Chlorine		(-1), 0, (+1), (+3), (+5), (+7), редко (+2) и (+4)
	Аргон / Argon
	Калий / Potassium
	Кальций / Calcium
	Скандий / Scandium
	Титан / Titanium		(+2), (+3), (+4)
	Ванадий / Vanadium		(+2), (+3), (+4), (+5)
	Хром / Chromium		(+2), (+3), (+6)
	Марганец / Manganese		(+2), (+3), (+4), (+6), (+7)
	Железо / Iron		(+2), (+3), редко (+4) и (+6)
	Кобальт / Cobalt		(+2), (+3), редко (+4)
	Никель / Nickel		(+2), редко (+1), (+3) и (+4)
	Медь / Copper		+1, +2, редко (+3)
	Галлий / Gallium		(+3), редко (+2)
	Германий / Germanium		(-4), (+2), (+4)
	Мышьяк / Arsenic		(-3), (+3), (+5), редко (+2)
	Селен / Selenium		(-2), (+4), (+6), редко (+2)
	Бром / Bromine		(-1), (+1), (+5), редко (+3), (+4)
	Криптон / Krypton
	Рубидий / Rubidium
	Стронций / Strontium
	Иттрий / Yttrium
	Цирконий / Zirconium		(+4), редко (+2) и (+3)
	Ниобий / Niobium		(+3), (+5), редко (+2) и (+4)
	Молибден / Molybdenum		(+3), (+6), редко (+2), (+3) и (+5)
	Технеций / Technetium
	Рутений / Ruthenium		(+3), (+4), (+8), редко (+2), (+6) и (+7)
	Родий / Rhodium		(+4), редко (+2), (+3) и (+6)
	Палладий / Palladium		(+2), (+4), редко (+6)
	Серебро / Silver		(+1), редко (+2) и (+3)
	Кадмий / Cadmium		(+2), редко (+1)
	Индий / Indium		(+3), редко (+1) и (+2)
	Олово / Tin		(+2), (+4)
	Сурьма / Antimony		(-3), (+3), (+5), редко (+4)
	Теллур / Tellurium		(-2), (+4), (+6), редко (+2)
			(-1), (+1), (+5), (+7), редко (+3), (+4)
	Ксенон / Xenon
	Цезий / Cesium
	Барий / Barium
	Лантан / Lanthanum
	Церий / Cerium		(+3), (+4)
	Празеодим / Praseodymium
	Неодим / Neodymium		(+3), (+4)
	Прометий / Promethium
	Самарий / Samarium		(+3), редко (+2)
	Европий / Europium		(+3), редко (+2)
	Гадолиний / Gadolinium
	Тербий / Terbium		(+3), (+4)
	Диспрозий / Dysprosium
	Гольмий / Holmium
	Эрбий / Erbium
	Тулий / Thulium		(+3), редко (+2)
	Иттербий / Ytterbium		(+3), редко (+2)
	Лютеций / Lutetium
	Гафний / Hafnium
	Тантал / Tantalum		(+5), редко (+3), (+4)
	Вольфрам / Tungsten		(+6), редко (+2), (+3), (+4) и (+5)
	Рений / Rhenium		(+2), (+4), (+6), (+7), редко (-1), (+1), (+3), (+5)
	Осмий / Osmium		(+3), (+4), (+6), (+8), редко (+2)
	Иридий / Iridium		(+3), (+4), (+6), редко (+1) и (+2)
	Платина / Platinum		(+2), (+4), (+6), редко (+1) и (+3)
	Золото / Gold		(+1), (+3), редко (+2)
	Ртуть / Mercury		(+1), (+2)
	Талий / Thallium		(+1), (+3), редко (+2)
	Свинец / Lead		(+2), (+4)
	Висмут / Bismuth		(+3), редко (+3), (+2), (+4) и (+5)
	Полоний / Polonium		(+2), (+4), редко (-2) и (+6)
	Астат / Astatine
	Радон / Radon
	Франций / Francium
	Радий / Radium
	Актиний / Actinium
	Торий / Thorium
	Проактиний / Protactinium
	Уран / Uranium		(+3), (+4), (+6), редко (+2) и (+5)

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

Ответ Будем поочередно определять степень окисления фосфора в каждой из предложенных схем превращений, а затем выберем верный вариант ответа.

• Степень окисления фосфора в фосфине равна (-3), а в ортофосфорной кислоте - (+5). Изменение степени окисления фосфора: +3 → +5, т.е. первый вариант ответа.
• Степень окисления химического элемента в простом веществе равна нулю. Степень окисления фосфора в оксиде состава P 2 O 5 равна (+5). Изменение степени окисления фосфора: 0 → +5, т.е. третий вариант ответа.
• Степень окисления фосфора в кислоте состава HPO 3 равна (+5), а H 3 PO 2 — (+1). Изменение степени окисления фосфора: +5 → +1, т.е. пятый вариант ответа.

ПРИМЕР 2

Задание	Степень окисления (-3) углерод имеет в соединении: а) CH 3 Cl; б) C 2 H 2 ; в) HCOH; г) C 2 H 6 .
Решение	Для того, чтобы дать верный ответ на поставленный вопрос будем поочередно определять степень окисления углерода в каждом из предложенных соединений. а) степень окисления водорода равна (+1), а хлора - (-1). Примем за «х» степень окисления углерода: x + 3×1 + (-1) =0; Ответ неверный. б) степень окисления водорода равна (+1). Примем за «у» степень окисления углерода: 2×у + 2×1 = 0; Ответ неверный. в) степень окисления водорода равна (+1), а кислорода - (-2). Примем за «z» степень окисления углерода: 1 + z + (-2) +1 = 0: Ответ неверный. г) степень окисления водорода равна (+1). Примем за «a» степень окисления углерода: 2×а + 6×1 = 0; Верный ответ.
Ответ	Вариант (г)

При определении степени окисления элемента, следует руководствоваться следующими положениями:

1. Степень окисления атомов элементарных металлов равна нулю (Na, Сa, Al и т.д.).

2. Степень окисления атомов неметаллов в молекулах простых веществ равна нулю (N 2 , Cl 2 , O 2 , H 2 и т.д.).

3. Во всех соединениях щелочные металлы имеют степень окис­ления (+1), щелочноземельные (+2).

4. Водород в соединениях с неметаллами имеет степень окисления (+1), а в солеобразных гидридах (NаН, СаН 2 и т.д.) (–1).

5. Фтор - наиболее электроотрицательный элемент, в соедине­ниях с другими элементами имеет степень окисления (–1).

6. Кислород в соединениях проявляет степень окисления (–2). Исключение составляют OF 2 , в котором степень окисления кислорода (+2), и пероксиды, например, H 2 O 2 , Na 2 O 2 , в которых степень окисления кислорода (–1).

7. Степень окисления может быть не только целым, но и дробным числом. Так, в KO 2 и KO 3 для кислорода она соответственно равна (–1/2) и (–1/3).

8. В нейтральных молекулах алгебраическая сумма всех степеней окисления равна нулю.

9. Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов, входящих в ион, равна заряду иона.

Пример 1 .

Найти степень окисления хрома в молекуле K 2 Cr 2 О 7 .

Составим для этой молекулы уравнение:

(+1)×2 + x ×2 + (–2)×7 = 0,

где (+1) - степень окисления калия; 2 - число атомов калия; x - степень окисления хрома; 2 - число атомов хрома; (–2) - степень окисления кислорода; 7 - число атомов кислорода.

Решая уравнение, получаем x = +6.

Пример 2 .

Определить степень окисления хлора в ионе СlО 4 – .

Составим для данного иона уравнение:

x ×1+ (–2)×4 = –1,

где x - степень окисления хлора; (–2) - степень окисления кислорода; 4 - число атомов кислорода; (–1) - заряд всего иона.

Решая уравнение, получаем x = +7.

1.4. Важнейшие восстановители иокислители

Величина степени окисления атома элемента в составе соединения дает информацию о том, в каком процессе этот атом может участвовать.

Атомы, имеющие в соединении низшую степень окисления, могут выступать только в роли восстановителя. Они способны только отдавать электроны и окисляться, проявляя восстановительные свойства, например:

N –3 , P –3 , Cl –1 , O –2 , S –2 , I –1 , F –1 и т.п.

Атомы в соединениях, имеющие высшую степень окисления, являются только окислителями. Они могут только принимать электроны и восстанавливаться, проявляя при этом окислительные свойства, например:

N +5 , Cr +6 , Zn +2 , Cl +7 , P +5 и т.п.

Атомы, проявляющие в соединениях промежуточную степень окисления, могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Это зависит от того, реагируют ли они с более сильными окислителями или с более сильными восстановителями, например:

Mn +6 , Fe +2 , Sn +2 , S +4 , N +3 и т.п.

Например, четырехвалентная сера может быть как восстановителем:

S +4 – 2ē → S +6 (окисление),

так и окислителем:

S +4 + 4ē → S 0 (восстановление).

Такое свойство называется окислительно-восстановительной двойственностью .

Если говорить об окислительно-восстановительных свойствах эламентов в виде простых веществ , то они согласуются с величиной электроотрицательности данного элемента. Восстановителями обычно являются элементарные вещества, характеризующиеся наименьшими значениями энергии ионизации. К ним относятся металлы, водород. Окислителями обычно являются элементарные вещества, характеризующиеся наибольшим сродством к электрону: F 2, O 2 . Атомы элементарных веществ, характеризующиеся средними значениями электроотрицательности, обладают и окислительными, и восстановительными свойствами, например:

Вг 2 , Sе, С, Р, N 2, S и т.п.

1.5. Изменение окислительно-восстановительных свойств
простых веществ по периодам и группам

Соотношение окислительных и восстановительных свойств простого (элементарного) вещества определяется числом электронов на последнем энергетическом уровне атома. В Периодической системе элементов в пределах периода с повышением порядкового номера элемента, т.е. при движении слева направо, восстановительные свойства простых веществ понижаются, а окислительные возрастают и становятся максимальными у галогенов. Так, например, в третьем периоде Na - самый активный в периоде восстановитель, а хлор - самый активный в периоде окислитель. Это обусловлено увеличением количества электронов на последнем уровне, сопровождающимся уменьшением радиуса атома и приближением строения последнего уровня к устойчивому восьмиэлектронному состоянию. Металлы имеют небольшое число электронов на последнем уровне, поэтому они никогда не принимают "чужие" электроны и могут только отдавать свои. Напротив, неметаллы (кроме фтора) могут не только принимать, но и отдавать электроны, проявляя как восстановительные, так и окислительные свойства. Фтор проявляет только окислительные свойства, так как обладает наибольшей относительной электроотрицательностью из всех элементов. Таким образом, лучшие восстановители - щелочные металлы, а лучшие окислители - элементы главных подгрупп седьмой (галогены) и шестой групп.

В пределах группы изменение окислительно-восстановительных свойств обусловлено увеличением радиуса атома, что приводит к меньшему удерживанию электронов последнего энергетического уровня. У элементов как главных, так и побочных подгрупп с повышением порядкового номера (т.е. при движении сверху вниз) усиливаются восстановительные свойства и ослабевают окислительные. Поэтому из щелочных металлов наиболее активные восстановители - Сs и Fr, а наиболее активный окислитель из галогенов - фтор.

Элементы побочных подгрупп (они размещаются в четных рядах больших периодов) являются d -элементами и имеют на внешнем энергетическом уровне атомов 1-2 электрона. Поэтому эти элементы являются металлами и в состоянии простого вещества могут быть только восстановителями.

Во многих школьных учебниках и пособиях учат составлять формулы по валентностям, даже для соединений с ионными связями. Для упрощения процедуры составления формул это, на наш взгляд, допустимо. Но нужно понимать, что это не совсем корректно ввиду вышеизложенной причины.

Более универсальным понятием является понятие о степени окисления. По значениям степеней окисления атомов так же как и по значениям валентности можно составлять химические формулы и записывать формульные единицы.

Степень окисления - это условный заряд атома в частице (молекуле, ионе, радикале), вычисленный в приближении того, что все связи в частице являются ионными.

Прежде чем определять степени окисления, необходимо сравнить электроотрицательности связуемых атомов. Атом с большим значением электроотрицательности имеет отрицательную степень окисления, а с меньшим положительную.

С целью объективного сравнения значений электроотрицательности атомов при расчёте степеней окисления, в 2013 году IUPAC дал рекомендацию использовать шкалу Аллена.

* Так, например, по шкале Аллена электроотрицательность азота 3,066, а хлора 2,869.

Проиллюстрируем данное выше определение на примерах. Составим структурную формулу молекулы воды.

Ковалентные полярные связи O-H обозначены синим цветом.

Представим, что обе связи являются не ковалентными, а ионными. Если бы они были ионными, то с каждого атома водорода на более электроотрицательный атом кислорода перешло бы по одному электрону. Обозначим эти переходы синими стрелками.

*В этом примере, стрелка служит для наглядной иллюстрации полного перехода электронов, а не для иллюстрации индуктивного эффекта.

Легко заметить, что число стрелок показывает количество перешедших электронов, а их направление - направление перехода электронов.

На атом кислорода направлено две стрелки, это значит, что к атому кислорода переходит два электрона: 0 + (-2) = -2. На атоме кислорода образуется заряд равный -2. Это и есть степень окисления кислорода в молекуле воды.

С каждого атома водорода уходит по одному электрону: 0 - (-1) = +1. Значит, атомы водорода имеют степень окисления равную +1.

Сумма степеней окисления всегда равняется общему заряду частицы.

Например, сумма степеней окисления в молекуле воды равна: +1(2) + (-2) = 0. Молекула - электронейтральная частица.

Если мы вычисляем степени окисления в ионе, то сумма степеней окисления, соответственно, равна его заряду.

Значение степени окисления принято указывать в верхнем правом углу от символа элемента. Причём, знак пишут впереди числа . Если знак стоит после числа - то это заряд иона.

Например, S -2 - атом серы в степени окисления -2, S 2- - анион серы с зарядом -2.

S +6 O -2 4 2- - значения степеней окисления атомов в сульфат-анионе (заряд иона выделен зелёным цветом).

Теперь рассмотрим случай, когда соединение имеет смешанные связи: Na 2 SO 4 . Связь между сульфат-анионом и катионами натрия - ионная, связи между атомом серы и атомами кислорода в сульфат-ионе - ковалентные полярные. Запишем графическую формулу сульфата натрия, а стрелками укажем направление перехода электронов.

*Структурная формула отображает порядок ковалентных связей в частице (молекуле, ионе, радикале). Структурные формулы применяют только для частиц с ковалентными связями. Для частиц с ионными связями понятие структурной формулы не имеет смысла. Если в частице имеются ионные связи, то применяют графическую формулу.

Видим, что от центрального атома серы уходит шесть электронов, значит степень окисления серы 0 - (-6) = +6.

Концевые атомы кислорода принимают по два электрона, значит их степени окисления 0 + (-2) = -2

Мостиковые атомы кислорода принимают по два электрона, их степень окисления равна -2.

Определить степени окисления возможно и по структурно-графической формуле, где черточками указывают ковалентные связи, а у ионов указывают заряд.

В этой формуле мостиковые атомы кислорода уже имеют единичные отрицательные заряды и к ним дополнительно приходит по электрону от атома серы -1 + (-1) = -2, значит их степени окисления равны -2.

Степень окисления ионов натрия равна их заряду, а т.е. +1.

Определим степени окисления элементов в надпероксиде (супероксиде) калия. Для этого составим графическую формулу супероксида калия, стрелочкой покажем перераспределение электронов. Связь O-O является ковалентной неполярной, поэтому в ней перераспределение электронов не указывается.

* Надпероксид-анион является ион-радикалом. Формальный заряд одного атома кислорода равен -1, а другого, с неспаренным электроном, 0.

Видим, что степень окисления калия равна +1. Степень окисления атома кислорода, записанного в формуле напротив калия, равна -1. Степень окисления второго атома кислорода равна 0.

Точно также можно определить степени окисления и по структурно-графической формуле.

В кружочках указаны формальные заряды иона калия и одного из атомов кислорода. При этом значения формальных зарядов совпадают со значениями степеней окисления.

Так как оба атома кислорода в надпероксид-анионе имеют разные значения степени окисления, то можно вычислить средне-арифметическую степень окисления кислорода.

Она будет равна / 2 = - 1/2 = -0,5.

Значения среднеарифметических степеней окисления обычно указывают в брутто-формулах или формульных единицах, чтобы показать что сумма степеней окисления равна общему заряду системы.

Для случая с надпероксидом: +1 + 2(-0,5) = 0

Легко определить степени окисления используя электронно-точечные формулы, в которых указывают точками неподеленные электронные пары и электроны ковалентных связей.

Кислород - элемент VIА - группы, следовательно в его атоме 6 валентных электронов. Представим, что в молекуле воды связи ионные, в этом случае атом кислорода получил бы октет электронов.

Степень окисления кислорода соответственно равна: 6 - 8 = -2.

А атомов водорода: 1 - 0 = +1

Умение определять степени окисления по графическим формулам бесценно для понимания сущности этого понятия, так же это умение потребуется в курсе органической химии. Если же мы имеем дело с неорганическими веществами, то необходимо уметь определять степени окисления по молекулярным формулам и формульным единицам.

Для этого прежде всего нужно понять, что степени окисления бывают постоянными и переменными. Элементы, проявляющие постоянную степень окисления необходимо запомнить.

Любой химический элемент характеризуется высшей и низшей степенями окисления.

Низшая степень окисления - это заряд, который приобретает атом в результате приёма максимального количества электронов на внешний электронный слой.

Ввиду этого, низшая степень окисления имеет отрицательное значение, за исключением металлов, атомы которых электроны никогда не принимают ввиду низких значений электроотрицательности. Металлы имеют низшую степень окисления равную 0.

Большинство неметаллов главных подгрупп старается заполнить свой внешний электронный слой до восьми электронов, после этого атом приобретает устойчивую конфигурацию (правило октета ). Поэтому, чтобы определить низшую степень окисления, необходимо понять сколько атому не хватает валентных электронов до октета.

Например, азот - элемент VА группы, это значит, что в атоме азота пять валентных электронов. До октета атому азота не хватает трёх электронов. Значит низшая степень окисления азота равна: 0 + (-3) = -3