Задание 3. Степени окисления
Валентность
Валентность — количество связей, которое может образовать атом. Для образования химической связи необходимо по 1 электрону от каждого атома. Поэтому валентность определяется количеством неспаренных электронов на внешнем уровне. Спаренные электроны не образуют химические связи (зачем им связываться с электроном другого атома, если они уже нашли свою половинку ♥).
Для каждого атома нужно знать набор его возможных валентностей. Разберем все по порядку. Если не знаешь, как расставлять электроны по квантовым ячейкам, читай статью по заданию №1.
Приятного изучения статьи! Если хочешь подготовиться на 90+, то обязательно посмотри вот этот способ подготовки (жми, чтобы перейти на сайт и почитать подробнее) 💙
У водорода на внешнем и единственном уровне 1 неспаренный электрон — валентность I.
У гелия на внешнем и единственном уровне 2 электрона, образующих неподеленную электронную пару. Орбитали p в 1 периоде нет, поэтому тут валентность 0.
Для лития напишем и внешний уровень, и более глубокий уровень 1s. На внешнем уровне у лития 1 неспаренный электрон — валентность I. Электроны из глубоких слоев не могут возбуждаться на внешний электронный уровень.
У бериллия в основном состонии на внешнем уровне неподеленная электронная пара — валентность 0. Но во 2м периоде у берилия есть орбиталь p, куда можно распарить неподеленную электронную пару и получить 2 неспаренных электрона. В возбужденном состоянии у бериллия валентность II.
Для бора уже не будем писать более глубокий слой 1s, так как он не участвует в формировании валентности. В основном состоянии на внешнем уровне 1 неподеленная электронная пара и 1 неспаренный электрон — валентность I. В возбужденном состоянии неподеленная электронная пара распаривается, 1 электрон с орбитали 2s переходит на 2p и получается 3 неспаренных электрона — валентность III.
У углерода в основном состоянии валентность II, в возбужденном — IV.
У азота валентность III. Во 2 периоде нет d орбитали, поэтому возбуждать электроны некуда.
У кислорода валентность II. Возбуждать электроны тут тоже некуда.
У фтора валентность I.
У неона неспаренных электронов нет — валентность 0.
Как правило, у элементов одной группы (главной подгруппы) электронные оболочки идентичны. У H — 1s¹, у Li — 2s¹, у Na — 3s¹. Поэтому можно сказать, что общая электронная формула для элементов 1 группы — ns¹, где n — номер периода.
Поэтому Na, Mg, Al и Si разбирать не будем, тут все идентично разобранным Li, Be, B, C. Разве что у Al валентность только III, потому что соединения с валентностью I неустойчивы.
У фосфора в 3 периоде появляется d-орбиталь. Несмотря на то, что она заполняется только в 4 периоде после заполнения 4s орбитали, на нее уже сейчас могу возбуждаться электроны. Поэтому у фосфора в основном состоянии валентность III, а в возбужденном V.
У серы тоже есть d-уровень, куда могут возбуждаться электроны. В основном состоянии валентность II. Если распарится 1 неподеленная электронная пара, то валентность станет IV, а если сразу 2 пары — VI.
С хлором такая же ситуация. В основном состоянии валентность I, но при распаривании 3 неподеленных пар валентность может становиться III, V или VII.
Теперь запишем валентность элементов по группам кратко. Можно каждый раз выводить, но лучше знать наизусть:
- 1 группа: I
- 2 группа: II
- 3 группа: Al — III, все остальные — I, III
- 4 группа: II, IV
- 5 группа: N — III, все остальные — III, V
- 6 группа: O — II, все остальные — II, IV, VI
- 7 группа: F — I, все остальные — I, III, V, VII
- 8 группа: 0. Благородные газы ни с кем не взаимодействуют
Степень окисления
У металлов и неметаллов большая разность электроотрицательности. Поэтому когда они образуют химическую связь, неметалл целиком перетягивает на себя электрон металла. Связь между металлом и неметаллом называется ионной.
В соединении NaCl хлор полностью перетягивает на себя электрон натрия и приобретает заряд Cl⁻¹, а натрий тогда становится Na⁺¹.
В соединении двух неметаллов разность электроотрицательности оказывается не такой большой и один неметалл оказывается неспособным целиком отнять электрон у второго.
В соединении HCl у хлора электроотрицательность больше, чем у водорода, поэтому он частично перетягивает на себя электрон водорода и приобретает частичный отрицательный заряд, в то время как водород приобретает частичный положительный заряд.
Конечно, говорить о частичных зарядах намного более неудобно, чем о целых. Поэтому была введена гипотетическая величина заряда атома— степень окисления.
Степень окисления — это такой заряд, который приобрел бы атом при условии, что все связи в молекуле были бы ионными.
Возвращаясь к молекуле HCl. Принимается, что связь водорода и хлора это связь металла и неметалла. Тогда хлор целиком отнимет электрон у водорода и приобретет заряд Cl⁻¹, в то время как водород станет H⁺¹.
Естественно, степень окисления зависит от валентности и чаще всего ей равна. Так, у кислорода в молекуле O валентность II, то есть он образует 2 связи. Каждая из этих связей — с водородом. В связи O-H у кислорода бóльшая электроотрицательность, чем у H, поэтому кислород отнимет электрон у водорода. Таким образом, кислород имеет степень окисления O⁻², а каждый водород H⁺¹.
Для того, чтобы посчитать степени окисления атомов в молекуле, надо знать атомы с постоянной степенью окисления.
- Щелочные металлы: Li⁺¹ Na⁺¹ K⁺¹ Rb⁺¹ Cs⁺¹ Fr⁺¹
- Водород: везде H⁺¹ кроме соединений с металлами (гидридов) — LiH⁻¹
- Щелочно-земельные металлы: Ca⁺² Sr⁺² Ba⁺² Ra⁺²
- Другие металлы 2 группы: Be⁺² Mg⁺²
- Алюминий: Al⁺³
- Кислород: везде O⁻² кроме фторидов O⁺²F₂ и пероксидов — H₂O₂⁻¹
- Сера: в соединениях с металлами (сульфидах) — CaS⁻²
- Фтор: F⁻¹
- Галогены: в соединениях с металлами (галогенидах) — KCl⁻¹ KBr⁻¹ KI⁻¹
Для того, чтобы расставить степени окисления, надо сначала надписать все постоянные степени окисления.
K₂SO₄ → K⁺₂SO₄⁻²
Рядом с молекулой K₂SO₄ нет значка заряда как рядом c NH₄⁺ или PO₄³⁻. Это значит, что заряд K₂SO₄ — 0.
Теперь посчитаем сумму всех постоянных степеней окисления: два калия по +1 каждый плюс четыре кислорода по -2 каждый → 2 x (+1) + 4 x (-2) = -6.
Тогда степень окисления серы будет +6, чтобы в сумме получился заряд молекулы 0.
Сначала может показаться, что расставлять степени окисления сложно и долго, но это совсем не так. Потренируйся на любых 20-30 молекулах и быстро начнешь делать это в уме.
Максимальная степень окисления
Максимальная степень окисления обычно равна номеру группы. Исключения легко найти, если еще раз пройтись по элементам 2 периода, как мы это сделали выше. Поэтому приведем только краткий список максимальных степеней окисления.
- 1 группа: +1
- 2 группа: +2
- 3 группа: +3
- 4 группа: +4
- 5 группа: +5
- 6 группа: O⁺², все остальные +6
- 7 группа: F⁰, все остальные +7
Особого внимания заслуживает азот, у которого не может быть валентности V, но может быть степень окисления +5. Будем это обсуждать в статье по азоту.
У фтора максимальная степень окисления 0, потому что самый электроотрицательный элемент не может никому отдать свой электрон.
Минимальная степень окисления
Ее тоже легко вывести, разберем кратко для неметаллов, потому что у металлов миниальная степень окисления всегда 0, так как из-за маленькой электроотрицательности они не могут принимать электроны.
- неметаллы 3 группы: -3
- неметаллы 4 группы: -4
- неметаллы 5 группы: -3
- неметаллы 6 группы: -2
- неметаллы 7 группы: -1
Ну вот и все, к заданию №3 ты готов, прорешай тест для закрепления и переходи к интенсивной практике.