Attualmente, la descrizione della chimica di qualsiasi elemento inizia con la formula elettronica, l'assegnazione di elettroni di valenza speciali e informazioni sugli stati di ossidazione degli elementi mostrati nei composti .

Il numero di elettroni di valenza e il tipo di orbitali in cui si trovano determinano gli stati di ossidazione esibiti dall'elemento nella formazione dei composti. .

Stato di ossidazione il metallo è determinato dal numero di elettroni coinvolti nella formazione di legami con elementi più elettronegativi (ad esempio con ossigeno, alogeni, zolfo, ecc.). Indicheremo lo stato di ossidazione dell'elementoXE. Il massimo grado di ossidazione possibile (massimo) è determinato dal numero totale di elettroni di valenza. Quando si forma un composto, il metallo potrebbe non utilizzare tutti i suoi elettroni di valenza, nel qual caso il metallo si trova in uno stato di ossidazione intermedio. In questo caso, i metalli dei blocchi p e d, di regola, sono caratterizzati da diversi gradi di ossidazione. Per ciascun metallo, tra gli stati di ossidazione intermedi, si possono distinguere quelli più caratteristici, ovvero gli stati di ossidazione esibiti da un metallo nei suoi composti comuni e relativamente stabili.

Ci sono grandi differenze tra gli elementi d del quarto e gli elementi del 5° e 6° periodo.

A causa delle differenze nell’energia degli elettroni s del 4° strato e degli elettroni d del 3° strato tutti gli elementi del 4° periodo, eccetto sc , mostrano lo stato di ossidazione+2 a causa della perdita di due elettroni dall'orbitale ns esterno. Molti elementi hanno uno stato di ossidazione +2 è stabile e la sua stabilità aumenta verso la fine della serie.

Per gli elementi d di 4 periodi, i più stabili sono gli stati di bassa ossidazione+2, +3, +4 .

Con una grande carica del nucleo, gli elettroni s vengono trattenuti più fortemente, la differenza nelle energie degli orbitali ns e (n-1)d diminuisce, e questo porta al fatto che per gli elementi d dei periodi 5 e 6, gli stati di ossidazione più elevati nei gruppi 3¸7 diventano i più stabili. Affatto, negli elementi d di 5 e 6 periodi, gli stati di ossidazione elevata sono più stabili 4 . Le eccezioni sono gli elementi d dei gruppi 3,11 e 12.

Nelle tabelle sottostanti sono riportati gli stati di ossidazione caratteristici dei d-metalli, in rosso sono evidenziati quelli più stabili. La tabella non include gli stati di ossidazione esibiti dai metalli in composti rari e instabili.
Quando si descrive la chimica di qualsiasi elemento, è necessario indicare gli stati di ossidazione che lo caratterizzano.

L'elettronegatività, come altre proprietà degli atomi degli elementi chimici, cambia periodicamente con l'aumento del numero ordinale dell'elemento:

Il grafico sopra mostra la periodicità della variazione dell'elettronegatività degli elementi dei principali sottogruppi, a seconda del numero ordinale dell'elemento.

Quando si scende nel sottogruppo della tavola periodica, l'elettronegatività degli elementi chimici diminuisce, quando ci si sposta a destra lungo il periodo aumenta.

L'elettronegatività riflette la non-metallicità degli elementi: più alto è il valore dell'elettronegatività, più proprietà non metalliche vengono espresse nell'elemento.

Stato di ossidazione

Come calcolare lo stato di ossidazione di un elemento in un composto?

1) Lo stato di ossidazione degli elementi chimici nelle sostanze semplici è sempre zero.

2) Ci sono elementi che presentano uno stato di ossidazione costante nelle sostanze complesse:

3) Esistono elementi chimici che presentano uno stato di ossidazione costante nella stragrande maggioranza dei composti. Questi elementi includono:

4) La somma algebrica degli stati di ossidazione di tutti gli atomi in una molecola è sempre zero. La somma algebrica degli stati di ossidazione di tutti gli atomi di uno ione è uguale alla carica dello ione.

5) Lo stato di ossidazione più alto (massimo) è uguale al numero del gruppo. Eccezioni che non rientrano in questa regola sono gli elementi del sottogruppo secondario del gruppo I, gli elementi del sottogruppo secondario del gruppo VIII, nonché l'ossigeno e il fluoro.

Elementi chimici il cui numero di gruppo non corrisponde al loro stato di ossidazione più elevato (obbligatorio memorizzarlo)

6) Lo stato di ossidazione più basso dei metalli è sempre zero e lo stato di ossidazione più basso dei non metalli è calcolato dalla formula:

stato di ossidazione più basso di un non metallo = numero del gruppo - 8

Sulla base delle regole sopra presentate, è possibile stabilire il grado di ossidazione di un elemento chimico in qualsiasi sostanza.

Trovare gli stati di ossidazione degli elementi in vari composti

Esempio 1

Determinare gli stati di ossidazione di tutti gli elementi nell'acido solforico.

Soluzione:

Scriviamo la formula dell'acido solforico:

Lo stato di ossidazione dell'idrogeno in tutte le sostanze complesse è +1 (ad eccezione degli idruri metallici).

Lo stato di ossidazione dell'ossigeno in tutte le sostanze complesse è -2 (ad eccezione dei perossidi e del fluoruro di ossigeno OF 2). Disponiamo gli stati di ossidazione conosciuti:

Indichiamo lo stato di ossidazione dello zolfo come X:

La molecola di acido solforico, come la molecola di qualsiasi sostanza, è generalmente elettricamente neutra, perché. la somma degli stati di ossidazione di tutti gli atomi di una molecola è zero. Schematicamente, ciò può essere rappresentato come segue:

Quelli. abbiamo ottenuto la seguente equazione:

Risolviamolo:

Pertanto, lo stato di ossidazione dello zolfo nell'acido solforico è +6.

Esempio 2

Determina lo stato di ossidazione di tutti gli elementi nel dicromato di ammonio.

Soluzione:

Scriviamo la formula del dicromato di ammonio:

Come nel caso precedente, possiamo disporre gli stati di ossidazione di idrogeno e ossigeno:

Tuttavia, vediamo che gli stati di ossidazione di due elementi chimici contemporaneamente, azoto e cromo, sono sconosciuti. Pertanto non possiamo trovare gli stati di ossidazione nello stesso modo dell'esempio precedente (un'equazione con due variabili non ha un'unica soluzione).

Prestiamo attenzione al fatto che la sostanza indicata appartiene alla classe dei sali e, di conseguenza, ha una struttura ionica. Quindi possiamo giustamente dire che la composizione del dicromato di ammonio comprende cationi NH 4 + (la carica di questo catione può essere vista nella tabella di solubilità). Pertanto, poiché nell'unità formula del dicromato di ammonio ci sono due cationi NH 4 + con carica singola positivi, la carica dello ione dicromato è -2, poiché la sostanza nel suo insieme è elettricamente neutra. Quelli. la sostanza è formata da cationi NH 4 + e anioni Cr 2 O 7 2-.

Conosciamo gli stati di ossidazione dell'idrogeno e dell'ossigeno. Sapendo che la somma degli stati di ossidazione degli atomi di tutti gli elementi nello ione è uguale alla carica e indicando gli stati di ossidazione di azoto e cromo come X E sì di conseguenza possiamo scrivere:

Quelli. otteniamo due equazioni indipendenti:

Risolvendolo, troviamo X E sì:

Pertanto, nel dicromato di ammonio, gli stati di ossidazione dell'azoto sono -3, idrogeno +1, cromo +6 e ossigeno -2.

Si può leggere come determinare lo stato di ossidazione degli elementi nelle sostanze organiche.

Valenza

La valenza degli atomi è indicata dai numeri romani: I, II, III, ecc.

Le possibilità di valenza di un atomo dipendono dalla quantità:

1) elettroni spaiati

2) coppie di elettroni non condivisi negli orbitali dei livelli di valenza

3) orbitali elettronici vuoti del livello di valenza

Possibilità di valenza dell'atomo di idrogeno

Rappresentiamo la formula grafica elettronica dell'atomo di idrogeno:

Si è detto che tre fattori possono influenzare le possibilità di valenza: la presenza di elettroni spaiati, la presenza di coppie di elettroni non condivisi al livello esterno e la presenza di orbitali vacanti (vuoti) al livello esterno. Vediamo un elettrone spaiato nel livello energetico esterno (e unico). In base a ciò, l'idrogeno può avere esattamente una valenza uguale a I. Tuttavia, al primo livello energetico esiste solo un sottolivello: S, quelli. l'atomo di idrogeno al livello esterno non ha né coppie di elettroni non condivisi né orbitali vuoti.

Pertanto, l’unica valenza che un atomo di idrogeno può esibire è I.

Possibilità di valenza di un atomo di carbonio

Consideriamo la struttura elettronica dell'atomo di carbonio. Nello stato fondamentale, la configurazione elettronica del suo livello esterno è la seguente:

Quelli. Nello stato fondamentale, il livello energetico esterno di un atomo di carbonio non eccitato contiene 2 elettroni spaiati. In questo stato può esibire una valenza pari a II. Tuttavia, l'atomo di carbonio entra molto facilmente in uno stato eccitato quando gli viene trasmessa energia, e la configurazione elettronica dello strato esterno in questo caso assume la forma:

Sebbene una certa energia venga spesa nel processo di eccitazione dell'atomo di carbonio, il dispendio è più che compensato dalla formazione di quattro legami covalenti. Per questo motivo la valenza IV è molto più caratteristica dell'atomo di carbonio. Quindi, ad esempio, il carbonio ha valenza IV nelle molecole di anidride carbonica, acido carbonico e assolutamente in tutte le sostanze organiche.

Oltre agli elettroni spaiati e alle coppie di elettroni solitari, anche la presenza di orbitali vacanti () del livello di valenza influisce sulle possibilità di valenza. La presenza di tali orbitali nel livello riempito porta al fatto che l'atomo può agire come un accettore di coppie di elettroni, ad es. formano ulteriori legami covalenti attraverso il meccanismo donatore-accettore. Quindi, ad esempio, contrariamente alle aspettative, nella molecola di monossido di carbonio CO il legame non è doppio, ma triplo, come mostrato chiaramente nella seguente illustrazione:

Possibilità di valenza dell'atomo di azoto

Scriviamo la formula elettrongrafica del livello di energia esterna dell'atomo di azoto:

Come si può vedere dall'illustrazione sopra, l'atomo di azoto nel suo stato normale ha 3 elettroni spaiati, e quindi è logico supporre che possa presentare una valenza pari a III. Infatti, una valenza pari a tre si osserva nelle molecole di ammoniaca (NH 3), acido nitroso (HNO 2), tricloruro di azoto (NCl 3), ecc.

Si è detto sopra che la valenza di un atomo di un elemento chimico dipende non solo dal numero di elettroni spaiati, ma anche dalla presenza di coppie di elettroni non condivise. Ciò è dovuto al fatto che un legame chimico covalente può formarsi non solo quando due atomi si forniscono reciprocamente un elettrone ciascuno, ma anche quando un atomo che ha una coppia di elettroni non condivisa - donatore () lo fornisce a un altro atomo con un elettrone vacante () livello di valenza orbitale (accettore). Quelli. per l'atomo di azoto, la valenza IV è possibile anche a causa di un ulteriore legame covalente formato dal meccanismo donatore-accettore. Quindi, ad esempio, durante la formazione del catione ammonio si osservano quattro legami covalenti, uno dei quali è formato dal meccanismo donatore-accettore:

Nonostante il fatto che uno dei legami covalenti sia formato dal meccanismo donatore-accettore, tutti i legami N-H nel catione ammonio sono assolutamente identici e non differiscono l'uno dall'altro.

Una valenza pari a V l'atomo di azoto non è in grado di manifestare. Ciò è dovuto al fatto che la transizione verso uno stato eccitato è impossibile per l'atomo di azoto, in cui l'accoppiamento di due elettroni avviene con la transizione di uno di essi verso un orbitale libero, che è il più vicino a livello energetico. L'atomo di azoto non ha D-sottolivello, e la transizione all'orbitale 3s è energeticamente così costosa che i costi energetici non sono coperti dalla formazione di nuovi legami. Molti potrebbero chiedersi, qual è allora la valenza dell'azoto, ad esempio, nelle molecole dell'acido nitrico HNO 3 o dell'ossido nitrico N 2 O 5? Stranamente, qui la valenza è anche IV, come si può vedere dalle seguenti formule di struttura:

La linea tratteggiata nell'illustrazione mostra il cosiddetto delocalizzato π -connessione. Per questo motivo NESSUN legame terminale può essere definito “uno e mezzo”. Legami simili da un mezzo e mezzo si trovano anche nella molecola di ozono O 3 , benzene C 6 H 6 , ecc.

Possibilità di valenza del fosforo

Descriviamo la formula elettronografica del livello di energia esterna dell'atomo di fosforo:

Come possiamo vedere, la struttura dello strato esterno dell'atomo di fosforo allo stato fondamentale e dell'atomo di azoto è la stessa, e quindi è logico aspettarsi per l'atomo di fosforo, così come per l'atomo di azoto, possibili valenze uguali a I, II, III e IV, che nella pratica si osserva.

Tuttavia, a differenza dell'azoto, anche l'atomo di fosforo ne ha D-sottolivello con 5 orbitali vacanti.

A questo proposito, è in grado di passare in uno stato eccitato, vaporizzando elettroni 3 S-orbitali:

Pertanto è possibile la valenza V per l'atomo di fosforo, che è inaccessibile all'azoto. Quindi, ad esempio, un atomo di fosforo ha una valenza di cinque nelle molecole di composti come acido fosforico, alogenuri di fosforo (V), ossido di fosforo (V), ecc.

Possibilità di valenza dell'atomo di ossigeno

La formula elettrografica del livello energetico esterno dell’atomo di ossigeno ha la forma:

Vediamo due elettroni spaiati al 2° livello, e quindi la valenza II è possibile per l'ossigeno. Va notato che questa valenza dell'atomo di ossigeno è osservata in quasi tutti i composti. Sopra, considerando le possibilità di valenza dell'atomo di carbonio, abbiamo discusso la formazione della molecola di monossido di carbonio. Il legame nella molecola di CO è triplo, quindi l'ossigeno è trivalente (l'ossigeno è un donatore di coppie di elettroni).

A causa del fatto che l'atomo di ossigeno non ha un livello esterno D-sottolivelli, depairing degli elettroni S E P- orbitali è impossibile, motivo per cui le capacità di valenza dell'atomo di ossigeno sono limitate rispetto ad altri elementi del suo sottogruppo, ad esempio lo zolfo.

Possibilità di valenza dell'atomo di zolfo

Il livello di energia esterna dell'atomo di zolfo nello stato non eccitato:

L'atomo di zolfo, come l'atomo di ossigeno, ha due elettroni spaiati nel suo stato normale, quindi possiamo concludere che per lo zolfo è possibile una valenza di due. Infatti, lo zolfo ha valenza II, ad esempio, nella molecola di idrogeno solforato H 2 S.

Come possiamo vedere, l'atomo di zolfo al livello esterno ha D sottolivello con orbitali liberi. Per questo motivo l'atomo di zolfo è in grado di espandere le sue capacità di valenza, a differenza dell'ossigeno, grazie alla transizione verso stati eccitati. Quindi, quando si disaccoppia una coppia di elettroni solitari 3 P- sottolivello, l'atomo di zolfo acquisisce la configurazione elettronica del livello esterno nella seguente forma:

In questo stato, l'atomo di zolfo ha 4 elettroni spaiati, il che ci parla della possibilità che gli atomi di zolfo mostrino una valenza pari a IV. Infatti, lo zolfo ha valenza IV nelle molecole SO 2, SF 4, SOCl 2, ecc.

Quando si disaccoppia la seconda coppia di elettroni solitari situata su 3 S- sottolivello, il livello energetico esterno assume la seguente configurazione:

In tale stato diventa già possibile la manifestazione della valenza VI. Un esempio di composti con zolfo VI-valente sono SO 3 , H 2 SO 4 , SO 2 Cl 2 ecc.

Allo stesso modo, possiamo considerare le possibilità di valenza di altri elementi chimici.

Tavolo. Gradi di ossidazione degli elementi chimici.

Tavolo. Gradi di ossidazione degli elementi chimici.

Valutazione dell'articolo:

La formulazione moderna della legge periodica, scoperta da D. I. Mendeleev nel 1869:

Le proprietà degli elementi dipendono periodicamente dal numero ordinale.

La natura periodicamente ricorrente del cambiamento nella composizione del guscio elettronico degli atomi degli elementi spiega il cambiamento periodico nelle proprietà degli elementi quando si spostano attraverso i periodi e i gruppi del sistema periodico.

Tracciamo, ad esempio, il cambiamento negli stati di ossidazione superiore e inferiore degli elementi dei gruppi IA - VIIA nel secondo - quarto periodo secondo la Tabella. 3.

Positivo gli stati di ossidazione sono esibiti da tutti gli elementi, ad eccezione del fluoro. I loro valori aumentano all'aumentare della carica nucleare e coincidono con il numero di elettroni all'ultimo livello energetico (ad eccezione dell'ossigeno). Questi stati di ossidazione sono chiamati più alto stati di ossidazione. Ad esempio, lo stato di ossidazione più elevato del fosforo P è +V.

Negativo gli stati di ossidazione sono esibiti da elementi che iniziano con carbonio C, silicio Si e germanio Ge. I loro valori sono pari al numero di elettroni mancanti fino a otto. Questi stati di ossidazione sono chiamati inferiore stati di ossidazione. Ad esempio, l'atomo di fosforo P all'ultimo livello energetico manca di tre elettroni su otto, il che significa che lo stato di ossidazione più basso del fosforo P è -III.

I valori degli stati di ossidazione superiore e inferiore si ripetono periodicamente, coincidendo in gruppi; ad esempio, nel gruppo IVA, il carbonio C, il silicio Si e il germanio Ge hanno lo stato di ossidazione più alto +IV e lo stato di ossidazione più basso - IV.

Questa frequenza di cambiamenti negli stati di ossidazione si riflette nel cambiamento periodico nella composizione e nelle proprietà dei composti chimici degli elementi.

Allo stesso modo, si può tracciare un cambiamento periodico nell'elettronegatività degli elementi nei periodi 1°-6° dei gruppi IA-VIIA (Tabella 4).

In ogni periodo della tavola periodica l'elettronegatività degli elementi aumenta all'aumentare del numero seriale (da sinistra a destra).

In ciascun gruppo Nella tavola periodica, l'elettronegatività diminuisce all'aumentare del numero atomico (dall'alto verso il basso). Il fluoro F ha l'elettronegatività più alta e il cesio Cs quella più bassa tra gli elementi dei periodi dal 1° al 6°.

I tipici non metalli hanno un'elevata elettronegatività, mentre i tipici metalli hanno una bassa elettronegatività.

1. Nel 4° periodo, il numero di elementi è

2. Proprietà metalliche degli elementi del 3° periodo da Na a Cl

1) forza

2) indebolire

3) non cambiare

4) non lo so

3. Proprietà non metalliche degli alogeni a numero atomico crescente

1) aumentare

2) scendere

3) rimangono invariati

4) non lo so

4. Nella serie degli elementi Zn - Hg - Co - Cd, un elemento che non è incluso nel gruppo lo è

5. Le proprietà metalliche degli elementi aumentano di seguito

1) In-Ga-Al

2) K - Rb - Sr

3) Ge-Ga-Tl

4) Li - Be - Mg

6. Proprietà non metalliche nella serie degli elementi Al - Si - C - N

1) aumentare

2) diminuzione

3) non cambiare

4) non lo so

7. Nella serie degli elementi O - S - Se - Te, le dimensioni (raggi) dell'atomo

1) diminuzione

2) aumentare

3) non cambiare

4) non lo so

8. Nella serie degli elementi P - Si - Al - Mg, le dimensioni (raggi) dell'atomo

1) diminuzione

2) aumentare

3) non cambiare

4) non lo so

9. Per il fosforo, l'elemento con minore l'elettronegatività lo è

10. Una molecola in cui la densità elettronica viene spostata verso l'atomo di fosforo lo è

11. Supremo lo stato di ossidazione degli elementi si manifesta in un insieme di ossidi e fluoruri

1) СlO 2, PCl 5, SeCl 4, SO 3

2) PCl, Al2O3, KCl, CO

3) SeO3, BCl3, N2O5, CaCl2

4) AsCl5, SeO2, SCl2, Cl2O7

12. Inferiore il grado di ossidazione degli elementi - nei loro composti di idrogeno e fluoruri del set

1) ClF 3 , NH 3 , NaH, OF 2

2) H3S+, NH+, SiH4, H2Se

3) CH 4, BF 4, H 3 O +, PF 3

4) PH 3 , NF+, HF 2 , CF 4

13. Valenza di un atomo polivalente lo stesso in una serie di collegamenti

1) SiH 4 - AsH 3 - CF 4

2) PH 3 - BF 3 - ClF 3

3) AsF 3 - SiCl 4 - IF 7

4) H 2 O - BClg - NF 3

14. Indicare la corrispondenza tra la formula di una sostanza o ione e il grado di ossidazione del carbonio in essi contenuto

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