Cila është gjendja e oksidimit të azotit? Komponimet e azotit
Azoti- element i periodës së 2-të të grupit V A të tabelës periodike, numri serial 7. Formula elektronike e atomit [ 2 He]2s 2 2p 3, gjendjet karakteristike të oksidimit 0, -3, +3 dhe +5, më pak. shpesh +2 dhe +4 dhe gjendja tjetër N v konsiderohet relativisht e qëndrueshme.
Shkalla e gjendjeve të oksidimit për azotin:
+5 - N 2 O 5, NO 3, NaNO 3, AgNO 3
3 – N 2 O 3, NO 2, HNO 2, NaNO 2, NF 3
3 - NH 3, NH 4, NH 3 * H 2 O, NH 2 Cl, Li 3 N, Cl 3 N.
Azoti ka elektronegativitet të lartë (3.07), i treti pas F dhe O. Ai shfaq veti tipike jometalike (acidike), duke formuar acide, kripëra dhe komponime binare të ndryshme që përmbajnë oksigjen, si dhe kationin e amonit NH 4 dhe kripërat e tij.
Në natyrë - e shtatëmbëdhjetë sipas elementit të bollëkut kimik (i nënti ndër jometalet). Një element jetik për të gjithë organizmat.
N 2
Substanca e thjeshtë. Ai përbëhet nga molekula jo polare me një lidhje shumë të qëndrueshme ˚σππ-N≡N, kjo shpjegon inertitetin kimik të elementit në kushte normale.
Një gaz pa ngjyrë, pa shije dhe erë që kondensohet në një lëng pa ngjyrë (ndryshe nga O2).
Përbërësi kryesor i ajrit është 78.09% në vëllim, 75.52 në masë. Azoti vlon larg nga ajri i lëngshëm përpara se oksigjeni vlon. Pak i tretshëm në ujë (15,4 ml/1 l H 2 O në 20 ˚C), tretshmëria e azotit është më e vogël se ajo e oksigjenit.
Në temperaturën e dhomës N2 reagon me fluorin dhe në një masë shumë të vogël me oksigjenin:
N 2 + 3F 2 = 2NF 3, N 2 + O 2 ↔ 2NO
Reagimi i kthyeshëm për prodhimin e amoniakut ndodh në një temperaturë prej 200˚C, nën presion deri në 350 atm dhe gjithmonë në prani të një katalizatori (Fe, F 2 O 3, FeO, në laborator me Pt)
N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3 + 92 kJ
Sipas parimit të Le Chatelier, një rritje në rendimentin e amoniakut duhet të ndodhë me rritjen e presionit dhe uljen e temperaturës. Megjithatë, shpejtësia e reagimit në temperatura të ulëta është shumë e ulët, kështu që procesi kryhet në 450-500 ˚C, duke arritur një rendiment 15% të amoniakut. N 2 dhe H 2 të pa reaguar kthehen në reaktor dhe në këtë mënyrë rrisin shkallën e reaksionit.
Azoti është kimikisht pasiv në lidhje me acidet dhe alkalet dhe nuk mbështet djegien.
Fatura V industrisë– distilimi i pjesshëm i ajrit të lëngshëm ose heqja e oksigjenit nga ajri me mjete kimike, për shembull, me reagimin 2C (koks) + O 2 = 2CO kur nxehet. Në këto raste përftohet azoti, i cili përmban edhe papastërti të gazeve fisnike (kryesisht argonin).
Në laborator, sasi të vogla të azotit kimikisht të pastër mund të merren nga reaksioni i komutimit me ngrohje të moderuar:
N -3 H 4 N 3 O 2 (T) = N 2 0 + 2H 2 O (60-70)
NH 4 Cl(p) + KNO 2 (p) = N 2 0 + KCl + 2H 2 O (100˚C)
Përdoret për sintezën e amoniakut. Acidi nitrik dhe produkte të tjera që përmbajnë azot, si një mjet inert për proceset kimike dhe metalurgjike dhe ruajtjen e substancave të ndezshme.
N.H. 3
Komponim binar, gjendja e oksidimit të azotit është – 3. Gaz pa ngjyrë me erë karakteristike të mprehtë. Molekula ka strukturën e një tetraedri jo të plotë [: N(H) 3 ] (hibridizimi sp 3). Prania e një çifti dhurues elektronesh në orbitalin hibrid sp 3 të azotit në molekulën NH 3 përcakton reaksionin karakteristik të shtimit të një kationi hidrogjeni, i cili rezulton në formimin e një kationi. amonit NH4. Lëngohet nën presion të tepërt në temperaturën e dhomës. Në gjendje të lëngshme, ajo shoqërohet përmes lidhjeve hidrogjenore. Termikisht i paqëndrueshëm. Shumë i tretshëm në ujë (më shumë se 700 l/1 l H 2 O në 20˚C); pjesa në një tretësirë të ngopur është 34% në peshë dhe 99% në vëllim, pH = 11.8.
Shumë reaktiv, i prirur ndaj reaksioneve të shtimit. Digjet në oksigjen, reagon me acide. Ajo shfaq veti reduktuese (për shkak të N-3) dhe oksiduese (për shkak të H +1). Thahet vetëm me oksid kalciumi.
Reagimet cilësore - formimi i "tymit" të bardhë në kontakt me HCl të gaztë, nxirja e një copë letre të lagur me një tretësirë të Hg 2 (NO3) 2.
Një produkt i ndërmjetëm në sintezën e HNO 3 dhe kripërave të amonit. Përdoret në prodhimin e sodës, plehrave azotike, ngjyrave, eksplozivëve; amoniaku i lëngshëm është një ftohës. helmuese.
Ekuacionet e reaksioneve më të rëndësishme:
2NH 3 (g) ↔ N 2 + 3H 2
NH 3 (g) + H 2 O ↔ NH 3 * H 2 O (p) ↔ NH 4 + + OH —
NH 3 (g) + HCl (g) ↔ NH 4 Cl (g) "tym" i bardhë
4NH 3 + 3O 2 (ajër) = 2N 2 + 6 H 2 O (djegie)
4NH 3 + 5O 2 = 4NO+ 6 H 2 O (800˚C, kat. Pt/Rh)
2 NH 3 + 3CuO = 3Cu + N 2 + 3 H 2 O (500˚C)
2 NH 3 + 3Mg = Mg 3 N 2 +3 H 2 (600 ˚C)
NH 3 (g) + CO 2 (g) + H 2 O = NH 4 HCO 3 (temperatura e dhomës, presioni)
Fatura. NË laboratorët– zhvendosja e amoniakut nga kripërat e amonit kur nxehet me gëlqere sode: Ca(OH) 2 + 2NH 4 Cl = CaCl 2 + 2H 2 O + NH 3
Ose zieni një tretësirë ujore të amoniakut dhe më pas thajeni gazin.
Në industri Amoniaku prodhohet nga azoti dhe hidrogjeni. Prodhuar nga industria ose në formë të lëngshme ose në formën e një tretësire ujore të koncentruar nën emrin teknik uji i amoniakut.
Hidrati i amoniakutN.H. 3
*
H 2
O.
Lidhja ndërmolekulare. E bardhë, në rrjetën kristalore – molekulat NH 3 dhe H 2 O të lidhura me një lidhje të dobët hidrogjeni. I pranishëm në një tretësirë ujore të amoniakut, një bazë e dobët (produktet e disociimit - kation NH 4 dhe anion OH). Kationi i amonit ka një strukturë të rregullt tetraedrale (hibridizimi sp 3). Termikisht i paqëndrueshëm, dekompozohet plotësisht kur tretësira zihet. Neutralizohet nga acidet e forta. Tregon veti reduktuese (për shkak të N-3) në një tretësirë të koncentruar. Ai i nënshtrohet reaksioneve të shkëmbimit të joneve dhe kompleksimit.
Reagimi cilësor– formimi i “tymit” të bardhë në kontakt me HCl të gaztë. Përdoret për të krijuar një mjedis pak alkalik në tretësirë gjatë precipitimit të hidroksideve amfoterike.
Një tretësirë amoniaku 1 M përmban kryesisht hidratë NH 3 * H 2 O dhe vetëm 0.4% jone NH 4 OH (për shkak të shpërbërjes së hidratit); Kështu, "hidroksid amoniumi NH 4 OH" jonik praktikisht nuk përmbahet në tretësirë dhe nuk ka asnjë përbërje të tillë në hidratin e ngurtë.
Ekuacionet e reaksioneve më të rëndësishme:
NH 3 H 2 O (konc.) = NH 3 + H 2 O (që zien me NaOH)
NH 3 H 2 O + HCl (i holluar) = NH 4 Cl + H 2 O
3(NH 3 H 2 O) (konc.) + CrCl 3 = Cr (OH) 3 ↓ + 3 NH 4 Cl
8(NH 3 H 2 O) (konc.) + 3Br 2(p) = N 2 + 6 NH 4 Br + 8H 2 O (40-50˚C)
2(NH 3 H 2 O) (konc.) + 2KMnO 4 = N 2 + 2MnO 2 ↓ + 4H 2 O + 2KOH
4(NH 3 H 2 O) (konc.) + Ag 2 O = 2OH + 3H 2 O
4(NH 3 H 2 O) (konc.) + Cu (OH) 2 + (OH) 2 + 4H 2 O
6(NH 3 H 2 O) (konc.) + NiCl 2 = Cl 2 + 6H 2 O
Shpesh quhet një zgjidhje e holluar e amoniakut (3-10%) amoniaku(emri u shpik nga alkimistët), dhe zgjidhja e koncentruar (18.5 - 25%) është një zgjidhje amoniaku (prodhuar nga industria).
Oksidet e azotit
Monoksidi i azotitNR
Oksid që nuk krijon kripë. Gaz pa ngjyrë. Radikali përmban një lidhje kovalente sp (N꞊O), në gjendje të ngurtë një dimer N 2 O 2 me një lidhje N-N. Jashtëzakonisht i qëndrueshëm termikisht. E ndjeshme ndaj oksigjenit të ajrit (merr ngjyrë kafe). Pak i tretshëm në ujë dhe nuk reagon me të. Kimikisht pasiv ndaj acideve dhe alkaleve. Kur nxehet, ai reagon me metale dhe jometale. një përzierje shumë reaktive e NO dhe NO 2 (“gazrat e azotuar”). Produkt i ndërmjetëm në sintezën e acidit nitrik.
Ekuacionet e reaksioneve më të rëndësishme:
2NO + O 2 (g) = 2NO 2 (20˚C)
2NO + C (grafit) = N 2 + CO 2 (400-500˚C)
10NO + 4P (e kuqe) = 5N 2 + 2P 2 O 5 (150-200˚C)
2NO + 4Cu = N 2 + 2 Cu 2 O (500-600˚C)
Reagimet ndaj përzierjeve të NO dhe NO 2:
JO + JO 2 +H 2 O = 2HNO 2 (p)
JO + JO 2 + 2KOH(dil.) = 2KNO 2 + H 2 O
NO + NO 2 + Na 2 CO 3 = 2Na 2 NO 2 + CO 2 (450-500˚C)
Fatura V industrisë: oksidimi i amoniakut me oksigjen në një katalizator, në laboratorët- ndërveprimi i acidit nitrik të holluar me agjentët reduktues:
8HNO 3 + 6Hg = 3Hg 2 (NO 3) 2 + 2 NR+ 4 H 2 O
ose reduktimin e nitrateve:
2NaNO 2 + 2H 2 SO 4 + 2NaI = 2 NR +
I 2 ↓ + 2 H 2 O + 2Na 2 SO 4
Dioksidi i azotitNR 2
Oksidi i acidit, me kusht korrespondon me dy acide - HNO 2 dhe HNO 3 (acidi për N 4 nuk ekziston). Gaz kafe, në temperaturën e dhomës monomer NO 2, në dimerin e ftohtë të lëngshëm pa ngjyrë N 2 O 4 (tetrooksid dianitrogjeni). Reagon plotësisht me ujë dhe alkale. Një agjent shumë i fortë oksidues që shkakton korrozion të metaleve. Përdoret për sintezën e acidit nitrik dhe nitrateve anhydrous, si një oksidues i karburantit të raketës, një pastrues vaji nga squfuri dhe një katalizator për oksidimin e përbërjeve organike. helmuese.
Ekuacioni i reaksioneve më të rëndësishme:
2NO 2 ↔ 2NO + O 2
4NO 2 (l) + H 2 O = 2HNO 3 + N 2 O 3 (sin.) (në të ftohtë)
3 NO 2 + H 2 O = 3HNO 3 + JO
2NO 2 + 2NaOH (i holluar) = NaNO 2 + NaNO 3 + H 2 O
4NO 2 + O 2 + 2 H 2 O = 4 HNO 3
4NO 2 + O 2 + KOH = KNO 3 + 2 H 2 O
2NO 2 + 7H 2 = 2NH 3 + 4 H 2 O (kat. Pt, Ni)
NO 2 + 2HI(p) = JO + I 2 ↓ + H 2 O
NO 2 + H 2 O + SO 2 = H 2 SO 4 + NO (50-60˚C)
NO 2 + K = KNO 2
6NO 2 + Bi(NO 3) 3 + 3NO (70-110˚C)
Fatura: V industria - oksidimi i NO nga oksigjeni atmosferik, në laboratorët– ndërveprimi i acidit nitrik të koncentruar me agjentët reduktues:
6HNO 3 (konc., hor.) + S = H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O
5HNO 3 (konc., hor.) + P (e kuqe) = H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O
2HNO 3 (konc., hor.) + SO 2 = H 2 SO 4 + 2 NO 2
Oksidi i dianitrogjenitN 2 O
Një gaz pa ngjyrë me erë të këndshme (“gaz për të qeshur”), N꞊N꞊О, gjendje formale e oksidimit të azotit +1, pak i tretshëm në ujë. Mbështet djegien e grafitit dhe magnezit:
2N 2 O + C = CO 2 + 2N 2 (450˚C)
N 2 O + Mg = N 2 + MgO (500˚C)
Përftohet nga dekompozimi termik i nitratit të amonit:
NH 4 NO 3 = N 2 O + 2 H 2 O (195-245˚C)
përdoret në mjekësi si anestetik.
Trioksidi i dianitrogjenitN 2 O 3
Në temperatura të ulëta – lëng blu, ON꞊NO 2, gjendje formale e oksidimit të azotit +3. Në 20 ˚C, zbërthehet 90% në një përzierje NO pa ngjyrë dhe NO 2 kafe (“gazrat e azotuar”, tymi industrial – “bishti i dhelprës”). N 2 O 3 është një oksid acid, në të ftohtë me ujë formon HNO 2, kur nxehet reagon ndryshe:
3N 2 O 3 + H 2 O = 2HNO 3 + 4NO
Me alkalet jep kripëra HNO 2, për shembull NaNO 2.
Përftohet duke reaguar NO me O 2 (4NO + 3O 2 = 2N 2 O 3) ose me NO 2 (NO 2 + NO = N 2 O 3)
me ftohje të fortë. “Gazet e azotit” janë gjithashtu të rrezikshëm për mjedisin dhe veprojnë si katalizatorë për shkatërrimin e shtresës së ozonit të atmosferës.
Pentoksid dianitrogjeni N 2 O 5
Substancë e pangjyrë, e ngurtë, O 2 N – O – NO 2, gjendja e oksidimit të azotit është +5. Në temperaturën e dhomës zbërthehet në NO 2 dhe O 2 në 10 orë. Reagon me ujin dhe alkalet si një oksid acid:
N2O5 + H2O = 2HNO3
N 2 O 5 + 2NaOH = 2NaNO 3 + H 2
Përgatitur nga dehidratimi i acidit nitrik të tymosur:
2HNO3 + P2O5 = N2O5 + 2HPO3
ose oksidimi i NO 2 me ozon në -78˚C:
2NO 2 + O 3 = N 2 O 5 + O 2
Nitritet dhe nitratet
Nitrit kaliumiKNO 2
. E bardhë, higroskopike. Shkrihet pa dekompozim. E qëndrueshme në ajër të thatë. Shumë i tretshëm në ujë (duke formuar një tretësirë pa ngjyrë), hidrolizohet në anion. Një agjent tipik oksidues dhe reduktues në një mjedis acid, ai reagon shumë ngadalë në një mjedis alkalik. Hyn në reaksionet e shkëmbimit të joneve. Reagimet cilësore mbi jonin NO 2 - çngjyrosja e tretësirës violet MnO 4 dhe shfaqja e një precipitati të zi gjatë shtimit të joneve I përdoret në prodhimin e ngjyrave, si një reagent analitik për aminoacidet dhe jodidet, si dhe një përbërës i reagentëve fotografikë. .
ekuacioni i reaksioneve më të rëndësishme:
2KNO 2 (t) + 2HNO 3 (konc.) = JO 2 + JO + H 2 O + 2KNO 3
2KNO 2 (dil.)+ O 2 (p.sh.) → 2KNO 3 (60-80 ˚C)
KNO 2 + H 2 O + Br 2 = KNO 3 + 2HBr
5NO 2 - + 6H + + 2MnO 4 - (viol.) = 5NO 3 - + 2Mn 2+ (bts.) + 3H 2 O
3 NO 2 - + 8H + + CrO 7 2- = 3NO 3 - + 2Cr 3+ + 4H 2 O
NO 2 - (i ngopur) + NH 4 + (i ngopur) = N 2 + 2H 2 O
2NO 2 - + 4H + + 2I - (bts.) = 2NO + I 2 (e zezë) ↓ = 2H 2 O
NO 2 - (i holluar) + Ag + = AgNO 2 (e verdhë e lehtë)↓
Fatura Vindustrisë– reduktimi i nitratit të kaliumit në proceset:
KNO3 + Pb = KNO 2+ PbO (350-400˚C)
KNO 3 (konc.) + Pb (sfungjer) + H 2 O = KNO 2+ Pb(OH) 2 ↓
3 KNO3 + CaO + SO2 = 2 KNO 2+ CaSO 4 (300 ˚C)
H
itrate
kaliumi
KNO 3
Emri teknik potas, ose indiane kripë , kripura. E bardhë, shkrihet pa dekompozim dhe dekompozohet pas ngrohjes së mëtejshme. E qëndrueshme në ajër. Shumë i tretshëm në ujë (me të lartë endo-efekt, = -36 kJ), pa hidrolizë. Një agjent i fortë oksidues gjatë shkrirjes (për shkak të lëshimit të oksigjenit atomik). Në tretësirë reduktohet vetëm nga hidrogjeni atomik (në një mjedis acid në KNO 2, në një mjedis alkalik në NH 3). Përdoret në prodhimin e qelqit, si ruajtës ushqimor, përbërës i përzierjeve piroteknike dhe plehrave minerale.
2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2 (400-500 ˚C)
KNO 3 + 2H 0 (Zn, dil. HCl) = KNO 2 + H 2 O
KNO 3 + 8H 0 (Al, konk. KOH) = NH 3 + 2H 2 O + KOH (80 ˚C)
KNO 3 + NH 4 Cl = N 2 O + 2H 2 O + KCl (230-300 ˚C)
2 KNO 3 + 3C (grafit) + S = N 2 + 3CO 2 + K 2 S (djegie)
KNO 3 + Pb = KNO 2 + PbO (350 - 400 ˚C)
KNO 3 + 2KOH + MnO 2 = K 2 MnO 4 + KNO 2 + H 2 O (350 - 400 ˚C)
Fatura: në industri
4KOH (hor.) + 4NO 2 + O 2 = 4KNO 3 + 2H 2 O
dhe në laborator:
KCl + AgNO 3 = KNO 3 + AgCl↓
Për të vendosur saktë gjendjet e oksidimit, duhet të keni parasysh katër rregulla.
1) Në një substancë të thjeshtë, gjendja e oksidimit të çdo elementi është 0. Shembuj: Na 0, H 0 2, P 0 4.
2) Duhet të mbani mend elementët që janë karakteristik gjendjet e vazhdueshme të oksidimit. Të gjitha ato janë renditur në tabelë.
3) Gjendja më e lartë e oksidimit të një elementi, si rregull, përkon me numrin e grupit në të cilin ndodhet elementi (për shembull, fosfori është në grupin V, s.d. më i lartë i fosforit është +5). Përjashtime të rëndësishme: F, O.
4) Kërkimi i gjendjeve të oksidimit të elementeve të tjerë bazohet në një rregull të thjeshtë:
Në një molekulë neutrale, shuma e gjendjeve të oksidimit të të gjithë elementëve është e barabartë me zero, dhe në një jon - ngarkesa e jonit.
Disa shembuj të thjeshtë për përcaktimin e gjendjeve të oksidimit
Shembulli 1. Është e nevojshme të gjenden gjendjet e oksidimit të elementeve në amoniak (NH 3).
Zgjidhje. Ne tashmë e dimë (shih 2) se Art. OK. hidrogjeni është +1. Mbetet për të gjetur këtë karakteristikë për azotin. Le të jetë x gjendja e dëshiruar e oksidimit. Krijojmë ekuacionin më të thjeshtë: x + 3 (+1) = 0. Zgjidhja është e qartë: x = -3. Përgjigje: N -3 H 3 +1.
Shembulli 2. Tregoni gjendjet e oksidimit të të gjithë atomeve në molekulën H 2 SO 4.
Zgjidhje. Gjendjet e oksidimit të hidrogjenit dhe oksigjenit janë tashmë të njohura: H(+1) dhe O(-2). Krijojmë një ekuacion për të përcaktuar gjendjen e oksidimit të squfurit: 2 (+1) + x + 4 (-2) = 0. Duke zgjidhur këtë ekuacion, gjejmë: x = +6. Përgjigje: H +1 2 S +6 O -2 4.
Shembulli 3. Llogaritni gjendjet e oksidimit të të gjithë elementëve në molekulën Al(NO 3) 3.
Zgjidhje. Algoritmi mbetet i pandryshuar. Përbërja e "molekulës" së nitratit të aluminit përfshin një atom Al (+3), 9 atome oksigjen (-2) dhe 3 atome azoti, gjendjen e oksidimit të të cilave duhet ta llogarisim. Ekuacioni përkatës është: 1 (+3) + 3x + 9 (-2) = 0. Përgjigje: Al +3 (N +5 O -2 3) 3.
Shembulli 4. Përcaktoni gjendjet e oksidimit të të gjithë atomeve në jonin (AsO 4) 3-.
Zgjidhje. Në këtë rast, shuma e gjendjeve të oksidimit nuk do të jetë më e barabartë me zero, por me ngarkesën e jonit, d.m.th., -3. Ekuacioni: x + 4 (-2) = -3. Përgjigje: Si (+5), O (-2).
Çfarë duhet bërë nëse gjendjet e oksidimit të dy elementeve janë të panjohura
A është e mundur të përcaktohen gjendjet e oksidimit të disa elementeve njëherësh duke përdorur një ekuacion të ngjashëm? Nëse e konsiderojmë këtë problem nga një këndvështrim matematikor, përgjigja do të jetë negative. Një ekuacion linear me dy ndryshore nuk mund të ketë një zgjidhje unike. Por ne po zgjidhim më shumë sesa thjesht një ekuacion!
Shembulli 5. Përcaktoni gjendjen e oksidimit të të gjithë elementëve në (NH 4) 2 SO 4.
Zgjidhje. Gjendjet e oksidimit të hidrogjenit dhe oksigjenit janë të njohura, por squfuri dhe azoti jo. Një shembull klasik i një problemi me dy të panjohura! Ne do ta konsiderojmë sulfatin e amonit jo si një "molekulë" të vetme, por si një kombinim i dy joneve: NH 4 + dhe SO 4 2-. Ngarkesat e joneve janë të njohura për ne secila prej tyre përmban vetëm një atom me një gjendje të panjohur oksidimi. Duke përdorur përvojën e fituar në zgjidhjen e problemeve të mëparshme, mund të gjejmë lehtësisht gjendjet e oksidimit të azotit dhe squfurit. Përgjigje: (N -3 H 4 +1) 2 S +6 O 4 -2.
Përfundim: nëse një molekulë përmban disa atome me gjendje të panjohur oksidimi, përpiquni ta "ndani" molekulën në disa pjesë.
Si të rregulloni gjendjet e oksidimit në përbërjet organike
Shembulli 6. Tregoni gjendjet e oksidimit të të gjithë elementëve në CH 3 CH 2 OH.
Zgjidhje. Gjetja e gjendjeve të oksidimit në përbërjet organike ka specifikat e veta. Në veçanti, është e nevojshme të gjenden veçmas gjendjet e oksidimit për çdo atom karboni. Ju mund të arsyetoni si më poshtë. Konsideroni, për shembull, atomin e karbonit në grupin metil. Ky atom C është i lidhur me 3 atome hidrogjeni dhe një atom karboni fqinj. Përgjatë lidhjes C-H, densiteti i elektronit zhvendoset drejt atomit të karbonit (pasi elektronegativiteti i C tejkalon EO të hidrogjenit). Nëse kjo zhvendosje do të ishte e plotë, atomi i karbonit do të fitonte një ngarkesë prej -3.
Atomi C në grupin -CH 2 OH është i lidhur me dy atome hidrogjeni (një zhvendosje në densitetin e elektronit drejt C), një atom oksigjen (një zhvendosje në densitetin e elektroneve drejt O) dhe një atom karboni (mund të supozohet se zhvendosja në densitetin e elektroneve në këtë rast nuk ndodh). Gjendja e oksidimit të karbonit është -2 +1 +0 = -1.
Përgjigje: C -3 H +1 3 C -1 H +1 2 O -2 H +1.
Mos i ngatërroni konceptet e "valencës" dhe "gjendjes së oksidimit"!
Numri i oksidimit shpesh ngatërrohet me valencën. Mos e bëni këtë gabim. Unë do të listoj dallimet kryesore:
- gjendja e oksidimit ka një shenjë (+ ose -), valenca jo;
- gjendja e oksidimit mund të jetë zero edhe në një substancë komplekse të barabartë me zero do të thotë, si rregull, që një atom i një elementi të caktuar nuk është i lidhur me atome të tjera (ne nuk do të diskutojmë asnjë lloj komponimi përfshirjeje dhe "ekzotikë" të tjerë; këtu);
- gjendja e oksidimit është një koncept formal që merr kuptim real vetëm në përbërjet me lidhje jonike, përkundrazi, koncepti i "valencës" zbatohet më së miri në lidhje me përbërjet kovalente.
Gjendja e oksidimit (më saktë, moduli i saj) shpesh është numerikisht i barabartë me valencën, por edhe më shpesh këto vlera NUK përkojnë. Për shembull, gjendja e oksidimit të karbonit në CO 2 është +4; valenca e C është gjithashtu e barabartë me IV. Por në metanol (CH 3 OH), valenca e karbonit mbetet e njëjtë, dhe gjendja e oksidimit të C është e barabartë me -1.
Një test i shkurtër me temën "Gjendja e oksidimit"
Merrni disa minuta për të kontrolluar se e kuptoni këtë temë. Ju duhet t'i përgjigjeni pesë pyetjeve të thjeshta. fat të mirë!
Komponimet e oksigjenit të azotit. Në përbërjet e oksigjenit, azoti shfaq një gjendje oksidimi nga +1 në +5.
Në përbërjet e oksigjenit Azoti shfaq një gjendje oksidimi prej +1 deri +5.
N2O; JO ; N2O3; NO2; N2O4; N2O5
Oksidet N 2 O dhe NO janë jokripërformues, pjesa tjetër janë kripëformuese.
Oksidi nitrik (I) dhe oksidi nitrik (II) janë gazra pa ngjyrë, oksidi nitrik (III) është një lëng blu, (IV) është një gaz kafe, (V) është kristale transparente pa ngjyrë.
Përveç N 2 O, të gjithë janë jashtëzakonisht helmues. Oksidi i azotit N 2 O ka një efekt fiziologjik shumë unik, për të cilin shpesh quhet gaz i qeshur. Kështu përshkruan efektet e oksidit të azotit kimisti anglez Humphry Davy, i cili e përdori këtë gaz për të organizuar seanca speciale: "Disa zotërinj u hodhën mbi tavolina dhe karrige, të tjerëve iu lirua gjuha dhe të tjerë treguan një tendencë ekstreme për t'u grindur." Thithja e N 2 O shkakton humbje të dhimbjes dhe për këtë arsye përdoret në mjekësi si anestezik.
MBC supozon në molekulë N2O prania e joneve N + dhe N –
hibridizimi sp
| ↓ | ↓ | ↓ | ↓ |
| ↓ | ↓ | ↓ | ↓ |
Për shkak të hibridizimit sp, joni N + jep lidhje 2σ: njëra me N – dhe tjetra me atomin e oksigjenit. Këto lidhje janë të drejtuara në një kënd prej 180º me njëra-tjetrën dhe molekula N 2 O është lineare. Struktura e molekulës përcaktohet nga drejtimi i lidhjeve σ. Dy p-elektronet e mbetura të N + formojnë edhe një lidhje π: njëra me jonin N dhe tjetra me atomin e oksigjenit. Prandaj N 2 O ka strukturën
: N – = N + = O :
Tendenca e NO 2 për t'u dimerizuar është pasojë e numrit tek i elektroneve në molekulë (paramagnetike).
Oksidet e azotit shoqërohen me probleme serioze mjedisore. Një rritje e përqendrimit të tyre në atmosferë çon në formimin e acidit nitrik dhe, në përputhje me rrethanat, shiut acid.
N 2 O 3 ndërvepron me ujin, formon acid azotik të paqëndrueshëm HNO 2, i cili ekziston vetëm në tretësira të holluara, pasi dekompozohet lehtësisht.
2HNO2 = N2O3 + H2O.
HNO 2 mund të jetë një agjent reduktues më i fortë se HNO 3, siç dëshmohet nga potencialet standarde të elektrodës.
HNO 3 + 2 H + + 2e = HNO 2 + H 2 O E 0 = + 0,93 V
HNO 2 + H + + 1e = JO + H 2 O E 0 = + 1,10 V
HNO 2 + 1e = JO + H + E 0 = + 1,085 V
Kripërat e tij nitrite janë të qëndrueshme. HNO 2 është një acid me forcë mesatare (K ≈ 5 10 –4). Së bashku me shpërbërjen e acidit, shpërbërja ndodh në një masë të vogël me formimin e NO + dhe OH -.
Gjendja e oksidimit të azotit në nitrite është e ndërmjetme (+3), kështu që në reaksione ai mund të sillet edhe si agjent oksidues edhe si agjent reduktues, d.m.th. ka dualitet redoks.
Agjentët e fortë oksidues konvertojnë NO 2 - në NO 3 -.
5NaNO 2 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 5NaNO 3 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O
Agjentët e fortë reduktues zakonisht reduktojnë HNO 2 në NO.
2NaNO 2 + 2KI + 2H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 +2NO + I 2 + K 2 SO 4 +2H 2 O
Mund të ndodhë gjithashtu një proces disproporcioni, një rritje dhe ulje e njëkohshme e gjendjes së oksidimit të atomeve të të njëjtit element.
3HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O
Nitritet janë toksike: ata e shndërrojnë hemoglobinën në methemoglobinë, e cila nuk është e aftë të mbajë oksigjen dhe shkaktojnë formimin e nitrozaminave R 2 N-NO - substanca kancerogjene - në produktet ushqimore.
Komponimi më i rëndësishëm i azotit është HNO 3
Acidi nitrik është produkti më i rëndësishëm i industrisë kimike bazë. Përdoret për përgatitjen e eksplozivëve, substancave medicinale, ngjyrave, plastikës, fibrave artificiale dhe materialeve të tjera.
HNO 3 është një lëng i pangjyrë me një erë të fortë mbytëse, që tymos në ajër. Formohet në sasi të vogla gjatë shkarkimeve të rrufesë dhe është i pranishëm në ujërat e shiut.
N 2 + O 2 → 2JO
2NO + O 2 → 2JO 2
4NO 2 + O 2 + 2H 2 O → 4HNO 3
HNO 3 shumë i koncentruar zakonisht ka ngjyrë kafe për shkak të procesit të dekompozimit që ndodh në dritë ose kur nxehet
4HNO 3 = 4NO 2 + 2H 2 O + O 2
HNO 3 është një substancë shumë e rrezikshme.
Vetia kimike më e rëndësishme e HNO 3 është se ai është një agjent i fortë oksidues dhe për këtë arsye ndërvepron me pothuajse të gjitha metalet përveç Au, Pt, Rh, Ir, Ti, Ta, ai “pasivon” metalet Al, Fe, Co, Ni dhe Kr. Acidi, në varësi të përqendrimit dhe aktivitetit të metalit, mund të reduktohet në komponime:
+4 +3 +2 +1 0 -3 -3
NO 2 → HNO 2 → JO → N 2 O → N 2 → NH 3 (NH 4 NO 3)
dhe formohet gjithashtu një kripë e acidit nitrik.
Si rregull, kur acidi nitrik reagon me metalet, hidrogjeni nuk evoluon. Veprimi i HNO 3 mbi metalet aktive mund të prodhojë hidrogjen. Megjithatë, hidrogjeni atomik në kohën e lëshimit ka veti të forta reduktuese, dhe acidi nitrik është një agjent i fortë oksidues. Prandaj, hidrogjeni oksidohet në ujë.
Vetitë e HNO 3 të koncentruar dhe të holluar
1) Efekti i HNO 3 të përqendruar në metalet me pak aktiv (Cu, Hg, Ag)
Cu + 4 HNO 3 = Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
2) Efekti i HNO 3 i holluar në metale me pak aktiv
3Cu + 8 HNO 3 = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O
3) Efekti i acidit të koncentruar në metalet aktive
4Ca + 10HNO3 = 4Ca(NO3)2 + N2O + 5H2O
4) Efekti i HNO 3 i holluar në metalet aktive
4Ca + 10 HNO 3 = 4Ca(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O
Një nga acidet më të forta, të gjitha reaksionet e acideve janë karakteristike: ai reagon me oksidet bazike, bazat, oksidet amfoterike, hidroksidet amfoterike. Një veti specifike janë vetitë e theksuara oksiduese. Në varësi të kushteve (përqendrimi, natyra e agjentit reduktues, temperatura), HNO 3 mund të pranojë nga 1 deri në 8 elektrone.
Një numër i komponimeve N me gjendje të ndryshme oksidimi:
NH3; N2H4; NH2OH; N2O; JO ; N2O3; NO2; N2O5
NO 3 – + 2H + + 1e = NO 2 + H 2 O
NO 3 – + 4H + + 3e = JO + 2H 2 O
2NO 3 – +10H + + 8e = N 2 O + 5H 2 O
2NO 3 – +12H + + 10e = N 2 + 6H 2 O
NO 3 – + 10H + + 8e = NH 4 – + 3H 2 O
Formimi i produkteve varet nga përqendrimi; Reagon me të gjitha metalet përveç Au, Pt, W. HNO 3 i koncentruar nuk reagon në kushte normale me Fe, Cr, Al, me të cilët pasiivohet, por me ngrohje shumë të fortë reagon me këto metale.
Shumica e jometaleve dhe substancave komplekse reduktohen nga HNO 3 në NO (më rrallë NO 2).
3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO
S + HNO 3 = H 2 SO 4 + 2NO
3C + 4HNO3 = 3CO2 + 4NO + 2H2O
ZnS + 8HNO 3 k = ZnSO 4 + 8NO 2 + 4H 2 O
6HCl + 2HNO 3 k =3Cl 2 + 2NO + 4H 2 O
Regjistrimi i një reaksioni redoks që përfshin HNO 3 është zakonisht i kushtëzuar, sepse formohet një përzierje e përbërjeve që përmbajnë azot dhe tregohet produkti i reduktimit që u formua në sasi më të mëdha.
Metalet ari dhe platini treten në "aqua regia" - një përzierje prej 3 vëllimesh të acidit klorhidrik të përqendruar dhe 1 vëllimit të acidit nitrik të koncentruar, i cili ka një veti të fortë oksiduese, shpërndan "mbretin e metaleve" - arin.
Au + HNO 3 +4HCl = H + NO + 2H 2 O
HNO 3 është një acid monobazik i fortë që formon vetëm kripëra mesatare - nitrate, të cilat përftohen nga veprimi i tij mbi metalet, oksidet, hidroksidet ose karbonatet. Të gjitha nitratet janë shumë të tretshme në ujë. Tretësirat e tyre kanë veti të parëndësishme oksiduese.
Kur nxehen, nitratet dekompozohen; Nitratet e metaleve alkali shndërrohen në nitrite dhe lëshohet oksigjen.
2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2
Përbërja e produkteve të tjera varet nga pozicioni i metalit në RSEP.
Në të majtë Mg = MeNO 2 + O 2 ndaj magnezit
MeNO 3 = Mg – Cu = MeO + NO 2 + O 2 në të djathtë të magnezit.
djathtas Cu = Me + NO 2 + O 2 metale më pak aktive
Elektronegativiteti, si vetitë e tjera të atomeve të elementeve kimike, ndryshon periodikisht me rritjen e numrit atomik të elementit:
Grafiku i mësipërm tregon periodicitetin e ndryshimeve në elektronegativitetin e elementeve të nëngrupeve kryesore në varësi të numrit atomik të elementit.
Kur lëvizni poshtë një nëngrupi të tabelës periodike, elektronegativiteti i elementeve kimike zvogëlohet, dhe kur lëviz në të djathtë përgjatë periudhës rritet.
Elektronegativiteti pasqyron jometalitetin e elementeve: sa më e lartë të jetë vlera e elektronegativitetit, aq më shumë veti jometalike ka elementi.
Gjendja e oksidimit
Si të llogaritet gjendja e oksidimit të një elementi në një përbërje?
1) Gjendja e oksidimit të elementeve kimike në substanca të thjeshta është gjithmonë zero.
2) Ka elementë që shfaqin një gjendje konstante oksidimi në substanca komplekse:
3) Ka elemente kimike që shfaqin një gjendje konstante oksidimi në shumicën dërrmuese të përbërjeve. Këto elemente përfshijnë:
Elementi |
Gjendja e oksidimit në pothuajse të gjitha përbërjet |
Përjashtimet |
| hidrogjen H | +1 | Hidridet e metaleve alkaline dhe alkaline tokësore, për shembull: |
| oksigjen O | -2 | Hidrogjeni dhe peroksidet e metaleve: Fluori i oksigjenit - |
4) Shuma algjebrike e gjendjeve të oksidimit të të gjithë atomeve në një molekulë është gjithmonë zero. Shuma algjebrike e gjendjeve të oksidimit të të gjithë atomeve në një jon është e barabartë me ngarkesën e jonit.
5) Gjendja më e lartë (maksimale) e oksidimit është e barabartë me numrin e grupit. Përjashtim që nuk bëjnë pjesë në këtë rregull janë elementët e nëngrupit dytësor të grupit I, elementët e nëngrupit dytësor të grupit VIII, si dhe oksigjeni dhe fluori.
Elemente kimike, numri i grupit të të cilëve nuk përkon me gjendjen e tyre më të lartë të oksidimit (të detyrueshme për t'u mbajtur mend)
6) Gjendja më e ulët e oksidimit të metaleve është gjithmonë zero, dhe gjendja më e ulët e oksidimit të jometaleve llogaritet me formulën:
gjendja më e ulët e oksidimit të jometalit = numri i grupit - 8
Bazuar në rregullat e paraqitura më sipër, mund të vendosni gjendjen e oksidimit të një elementi kimik në çdo substancë.
Gjetja e gjendjeve të oksidimit të elementeve në përbërje të ndryshme
Shembulli 1
Përcaktoni gjendjen e oksidimit të të gjithë elementëve në acidin sulfurik.
Zgjidhja:
Le të shkruajmë formulën e acidit sulfurik:
Gjendja e oksidimit të hidrogjenit në të gjitha substancat komplekse është +1 (përveç hidrideve metalike).
Gjendja e oksidimit të oksigjenit në të gjitha substancat komplekse është -2 (përveç peroksideve dhe fluorit të oksigjenit prej 2). Le të renditim gjendjet e njohura të oksidimit:
Le të shënojmë gjendjen e oksidimit të squfurit si x:
Molekula e acidit sulfurik, si molekula e çdo substance, është përgjithësisht neutrale elektrike, sepse shuma e gjendjeve të oksidimit të të gjithë atomeve në një molekulë është zero. Skematikisht kjo mund të përshkruhet si më poshtë:
ato. kemi marrë ekuacionin e mëposhtëm:
Le ta zgjidhim:
Kështu, gjendja e oksidimit të squfurit në acidin sulfurik është +6.
Shembulli 2
Përcaktoni gjendjen e oksidimit të të gjithë elementëve në dikromatin e amonit.
Zgjidhja:
Le të shkruajmë formulën e dikromatit të amonit:
Si në rastin e mëparshëm, ne mund të rregullojmë gjendjet e oksidimit të hidrogjenit dhe oksigjenit:
Megjithatë, ne shohim se gjendjet e oksidimit të dy elementeve kimike në të njëjtën kohë janë të panjohura - azoti dhe kromi. Prandaj, ne nuk mund të gjejmë gjendje oksidimi të ngjashme me shembullin e mëparshëm (një ekuacion me dy ndryshore nuk ka një zgjidhje të vetme).
Le të tërheqim vëmendjen për faktin se kjo substancë i përket klasës së kripërave dhe, në përputhje me rrethanat, ka një strukturë jonike. Atëherë me të drejtë mund të themi se përbërja e dikromatit të amonit përfshin kationet NH 4 + (ngarkesa e këtij kationi mund të shihet në tabelën e tretshmërisë). Rrjedhimisht, meqenëse njësia e formulës së dikromatit të amonit përmban dy katione NH 4 + të ngarkuar pozitivisht, ngarkesa e jonit të dikromatit është e barabartë me -2, pasi substanca në tërësi është elektrikisht neutrale. ato. substancën e formojnë kationet NH 4 + dhe anionet Cr 2 O 7 2-.
Ne i dimë gjendjet e oksidimit të hidrogjenit dhe oksigjenit. Duke ditur se shuma e gjendjeve të oksidimit të atomeve të të gjithë elementëve në një jon është e barabartë me ngarkesën, dhe duke treguar gjendjet e oksidimit të azotit dhe kromit si x Dhe y në përputhje me rrethanat, ne mund të shkruajmë:
ato. marrim dy ekuacione të pavarura:
Duke zgjidhur atë, ne gjejmë x Dhe y:
Kështu, në dikromatin e amonit gjendjet e oksidimit të azotit janë -3, hidrogjeni +1, kromi +6 dhe oksigjeni -2.
Mund të lexoni se si të përcaktoni gjendjet e oksidimit të elementeve në substancat organike.
Valence
Valenca e atomeve tregohet me numra romakë: I, II, III, etj.
Aftësitë e valencës së një atomi varen nga sasia:
1) elektrone të paçiftuara
2) çiftet e vetme të elektroneve në orbitalet e niveleve të valencës
3) orbitalet elektronike boshe të nivelit të valencës
Mundësitë e valencës së atomit të hidrogjenit
Le të përshkruajmë formulën grafike elektronike të atomit të hidrogjenit:
Është thënë se tre faktorë mund të ndikojnë në mundësitë e valencës - prania e elektroneve të paçiftuara, prania e çifteve të vetme elektronike në nivelin e jashtëm dhe prania e orbitaleve vakante (boshe) në nivelin e jashtëm. Ne shohim një elektron të paçiftuar në nivelin e jashtëm (dhe të vetëm) të energjisë. Bazuar në këtë, hidrogjeni mund të ketë patjetër një valencë prej I. Megjithatë, në nivelin e parë të energjisë ekziston vetëm një nënnivel - s, ato. Atomi i hidrogjenit në nivelin e jashtëm nuk ka as çifte të vetme elektronesh dhe as orbitale boshe.
Kështu, e vetmja valencë që mund të shfaqë një atom hidrogjeni është I.
Mundësitë e valencës së atomit të karbonit
Le të shqyrtojmë strukturën elektronike të atomit të karbonit. Në gjendjen bazë, konfigurimi elektronik i nivelit të tij të jashtëm është si më poshtë:
ato. në gjendjen bazë në nivelin e jashtëm energjetik të atomit të karbonit të pangacmuar ka 2 elektrone të paçiftuar. Në këtë gjendje mund të shfaqë një valencë prej II. Sidoqoftë, atomi i karbonit shumë lehtë kalon në një gjendje të ngacmuar kur i jepet energji, dhe konfigurimi elektronik i shtresës së jashtme në këtë rast merr formën:
Përkundër faktit se një sasi e caktuar energjie harxhohet në procesin e ngacmimit të atomit të karbonit, shpenzimi kompensohet më shumë nga formimi i katër lidhjeve kovalente. Për këtë arsye, valenca IV është shumë më karakteristike për atomin e karbonit. Për shembull, karboni ka valencë IV në molekulat e dioksidit të karbonit, acidit karbonik dhe absolutisht të gjitha substancave organike.
Përveç elektroneve të paçiftuara dhe çifteve të vetme të elektroneve, prania e orbitaleve vakante të nivelit ()valencës ndikon gjithashtu në mundësitë e valencës. Prania e orbitaleve të tilla në nivelin e mbushur çon në faktin se atomi mund të veprojë si një pranues i çiftit elektronik, d.m.th. formojnë lidhje kovalente shtesë nëpërmjet një mekanizmi dhurues-pranues. Për shembull, në kundërshtim me pritjet, në molekulën e monoksidit të karbonit CO lidhja nuk është e dyfishtë, por e trefishtë, siç tregohet qartë në ilustrimin e mëposhtëm:
Mundësitë e valencës së atomit të azotit
Le të shkruajmë formulën grafike elektronike për nivelin e energjisë së jashtme të atomit të azotit:
Siç mund të shihet nga ilustrimi i mësipërm, atomi i azotit në gjendjen e tij normale ka 3 elektrone të paçiftëzuara, dhe për këtë arsye është logjike të supozohet se ai është në gjendje të shfaqë një valencë prej III. Në të vërtetë, një valencë prej tre vërehet në molekulat e amoniakut (NH 3), acidit azotik (HNO 2), triklorurit të azotit (NCl 3), etj.
U tha më lart se valenca e një atomi të një elementi kimik varet jo vetëm nga numri i elektroneve të paçiftuara, por edhe nga prania e çifteve të vetme të elektroneve. Kjo për faktin se një lidhje kimike kovalente mund të formohet jo vetëm kur dy atome sigurojnë njëri-tjetrin me një elektron, por edhe kur një atom me një palë të vetme elektronesh - dhuruesi () ia siguron atë një atomi tjetër me një vakant ( ) niveli i valencës orbitale (pranuesi). ato. Për atomin e azotit, valenca IV është gjithashtu e mundur për shkak të një lidhjeje kovalente shtesë të formuar sipas mekanizmit dhurues-pranues. Për shembull, katër lidhje kovalente, njëra prej të cilave formohet nga një mekanizëm dhurues-pranues, vërehen gjatë formimit të një kationi të amonit:
Përkundër faktit se njëra prej lidhjeve kovalente formohet sipas mekanizmit dhurues-pranues, të gjitha lidhjet N-H në kationin e amonit janë absolutisht identike dhe nuk ndryshojnë nga njëra-tjetra.
Atomi i azotit nuk është në gjendje të shfaqë një valencë të barabartë me V. Kjo për faktin se është e pamundur që një atom azoti të kalojë në një gjendje të ngacmuar, në të cilën dy elektrone çiftëzohen me kalimin e njërit prej tyre në një orbital të lirë që është më afër nivelit të energjisë. Atomi i azotit nuk ka d-nënnivel, dhe kalimi në orbitalin 3s është energjikisht aq i shtrenjtë sa që kostot e energjisë nuk mbulohen nga formimi i lidhjeve të reja. Shumë mund të pyesin veten, cila është valenca e azotit, për shembull, në molekulat e acidit nitrik HNO 3 ose oksidit nitrik N 2 O 5? Mjaft e çuditshme, valenca atje është gjithashtu IV, siç mund të shihet nga formulat strukturore të mëposhtme:
Vija me pika në ilustrim tregon të ashtuquajturat të delokalizuara π -lidhje. Për këtë arsye, obligacionet terminale NO mund të quhen "obligacione një e gjysmë". Lidhje të ngjashme një e gjysmë janë të pranishme edhe në molekulën e ozonit O 3, benzenit C 6 H 6, etj.
Mundësitë e valencës së fosforit
Le të përshkruajmë formulën grafike elektronike të nivelit të energjisë së jashtme të atomit të fosforit:
Siç e shohim, struktura e shtresës së jashtme të atomit të fosforit në gjendjen bazë dhe atomit të azotit është e njëjtë, dhe për këtë arsye është logjike të pritet për atomin e fosforit, si dhe për atomin e azotit, valenca të mundshme të barabarta me I, II, III dhe IV, siç vërehet në praktikë.
Sidoqoftë, ndryshe nga azoti, atomi i fosforit gjithashtu ka d-nënnivel me 5 orbitale të lira.
Në këtë drejtim, ai është i aftë të kalojë në një gjendje të ngacmuar, duke avulluar elektronet 3 s-orbitalet:
Kështu, valenca V për atomin e fosforit, i cili është i paarritshëm për azotin, është i mundur. Për shembull, atomi i fosforit ka një valencë prej pesë në molekulat e komponimeve të tilla si acidi fosforik, halidet e fosforit (V), oksidi i fosforit (V), etj.
Mundësitë e valencës së atomit të oksigjenit
Formula grafike elektronike për nivelin e jashtëm të energjisë së një atomi oksigjeni ka formën:
Ne shohim dy elektrone të paçiftuar në nivelin e 2-të, dhe për këtë arsye valenca II është e mundur për oksigjenin. Duhet të theksohet se kjo valencë e atomit të oksigjenit vërehet pothuajse në të gjitha përbërjet. Më sipër, kur kemi marrë parasysh aftësitë valore të atomit të karbonit, kemi diskutuar formimin e molekulës së monoksidit të karbonit. Lidhja në molekulën e CO është e trefishtë, prandaj, oksigjeni atje është trevalent (oksigjeni është një dhurues i çiftit elektronik).
Për faktin se atomi i oksigjenit nuk ka një të jashtme d-nënniveli, çiftimi i elektroneve s Dhe p- orbitalet janë të pamundura, kjo është arsyeja pse aftësitë e valencës së atomit të oksigjenit janë të kufizuara në krahasim me elementët e tjerë të nëngrupit të tij, për shembull, squfurin.
Mundësitë e valencës së atomit të squfurit
Niveli i jashtëm i energjisë i një atomi squfuri në një gjendje të pangacmuar:
Atomi i squfurit, si atomi i oksigjenit, normalisht ka dy elektrone të paçiftëzuara, kështu që mund të konkludojmë se valenca prej dy është e mundur për squfurin. Në të vërtetë, squfuri ka valencë II, për shembull, në molekulën e sulfurit të hidrogjenit H 2 S.
Siç e shohim, atomi i squfurit shfaqet në nivelin e jashtëm d-nënnivel me orbitale të lira. Për këtë arsye, atomi i squfurit është në gjendje të zgjerojë aftësitë e tij valente, ndryshe nga oksigjeni, për shkak të kalimit në gjendje të ngacmuara. Kështu, kur çiftohet një çift elektronik i vetëm 3 fq-nënnivel, atomi i squfurit merr konfigurimin elektronik të nivelit të jashtëm të formës së mëposhtme:
Në këtë gjendje, atomi i squfurit ka 4 elektrone të paçiftëzuara, gjë që na tregon se atomet e squfurit mund të shfaqin një valencë prej IV. Në të vërtetë, squfuri ka valencë IV në molekulat SO 2, SF 4, SOCl 2, etj.
Kur çiftoni çiftin e dytë të vetëm elektronik të vendosur në 3 s-nënnivel, niveli i jashtëm i energjisë fiton konfigurimin:
Në këtë gjendje, manifestimi i valencës VI bëhet i mundur. Shembuj të përbërjeve me squfur VI-valent janë SO 3, H 2 SO 4, SO 2 Cl 2, etj.
Në mënyrë të ngjashme, ne mund të konsiderojmë mundësitë e valencës së elementeve të tjerë kimikë.
Elementi kimik në një përbërje, i llogaritur nga supozimi se të gjitha lidhjet janë jonike.
Gjendjet e oksidimit mund të kenë një vlerë pozitive, negative ose zero, prandaj shuma algjebrike e gjendjeve të oksidimit të elementeve në një molekulë, duke marrë parasysh numrin e atomeve të tyre, është e barabartë me 0, dhe në një jon - ngarkesa e jonit .
1. Gjendjet e oksidimit të metaleve në përbërje janë gjithmonë pozitive.
2. Gjendja më e lartë e oksidimit korrespondon me numrin e grupit të sistemit periodik ku ndodhet elementi (përjashtim bëjnë: Au +3(grupi I), Cu +2(II), nga grupi VIII gjendja e oksidimit +8 mund të gjendet vetëm në osmium Os dhe rutenium Ru.
3. Gjendjet e oksidimit të jometaleve varen nga cili atom është i lidhur:
- nëse me një atom metali, atëherë gjendja e oksidimit është negative;
- nëse me një atom jometal, atëherë gjendja e oksidimit mund të jetë ose pozitive ose negative. Varet nga elektronegativiteti i atomeve të elementeve.
4. Gjendja më e lartë negative e oksidimit të jometaleve mund të përcaktohet duke zbritur nga 8 numrin e grupit në të cilin ndodhet elementi, d.m.th. gjendja më e lartë pozitive e oksidimit është e barabartë me numrin e elektroneve në shtresën e jashtme, që korrespondon me numrin e grupit.
5. Gjendjet e oksidimit të substancave të thjeshta janë 0, pavarësisht nëse është metal apo jometal.
Elemente me gjendje konstante oksidimi.
|
Elementi |
Gjendja karakteristike e oksidimit |
Përjashtimet |
|
Hidridet e metaleve: LIH -1 |
||
|
Gjendja e oksidimit quhet ngarkesa e kushtëzuar e një grimce nën supozimin se lidhja është thyer plotësisht (ka karakter jonik). H- Cl = H + + Cl - , Lidhja në acid klorhidrik është kovalente polare. Çifti elektronik është më i zhvendosur drejt atomit Cl - , sepse është një element më elektronegativ. Si të përcaktohet gjendja e oksidimit?Elektronegativitetiështë aftësia e atomeve për të tërhequr elektrone nga elementë të tjerë. Numri i oksidimit tregohet mbi elementin: Br 2 0 , Na 0 , O +2 F 2 -1 ,K + Cl - etj. Mund të jetë negative dhe pozitive. Gjendja e oksidimit të një lënde të thjeshtë (e palidhur, gjendje e lirë) është zero. Gjendja e oksidimit të oksigjenit për shumicën e komponimeve është -2 (përjashtim bëjnë peroksidet H 2 O 2, ku është e barabartë me -1 dhe komponimet me fluorin - O +2 F 2 -1 , O 2 +1 F 2 -1 ). - Gjendja e oksidimit i një joni të thjeshtë monoatomik është i barabartë me ngarkesën e tij: Na + , Ca +2 . Hidrogjeni në përbërjet e tij ka një gjendje oksidimi +1 (përjashtim bëjnë hidridet - Na + H - dhe lloji i lidhjeve C +4 H 4 -1 ). Në lidhjet metal-jometal, gjendja negative e oksidimit është ai atom që ka elektronegativitet më të madh (të dhënat mbi elektronegativitetin janë dhënë në shkallën Pauling): H + F - , Cu + Br - , Ca +2 (NR 3 ) - etj. Rregullat për përcaktimin e shkallës së oksidimit në përbërjet kimike.Le të marrim lidhjen KMnO 4 , është e nevojshme të përcaktohet gjendja e oksidimit të atomit të manganit. Arsyetimi:
K+Mn X O 4 -2 Le X- e panjohur për ne gjendja e oksidimit të manganit. Numri i atomeve të kaliumit është 1, mangani - 1, oksigjeni - 4. Është vërtetuar se molekula në tërësi është elektrikisht neutrale, kështu që ngarkesa totale e saj duhet të jetë zero. 1*(+1) + 1*(X) + 4(-2) = 0, X = +7, Kjo do të thotë se gjendja e oksidimit të manganit në permanganat kaliumi = +7. Le të marrim një shembull tjetër të një oksidi Fe2O3. Është e nevojshme të përcaktohet gjendja e oksidimit të atomit të hekurit. Arsyetimi:
2*(X) + 3*(-2) = 0, Përfundim: gjendja e oksidimit të hekurit në këtë oksid është +3. Shembuj. Përcaktoni gjendjen e oksidimit të të gjithë atomeve në molekulë. 1. K2Cr2O7. Gjendja e oksidimit K +1, oksigjen O -2. Indekset e dhëna: O=(-2)×7=(-14), K=(+1)×2=(+2). Sepse shuma algjebrike e gjendjeve të oksidimit të elementeve në një molekulë, duke marrë parasysh numrin e atomeve të tyre, është e barabartë me 0, atëherë numri i gjendjeve pozitive të oksidimit është i barabartë me numrin e atyre negative. Gjendjet e oksidimit K+O=(-14)+(+2)=(-12). Nga kjo rrjedh se atomi i kromit ka 12 fuqi pozitive, por ka 2 atome në molekulë, që do të thotë se ka (+12) për atom: 2 = (+6). Përgjigje: K 2 + Cr 2 +6 O 7 -2. 2.(AsO 4) 3- . Në këtë rast, shuma e gjendjeve të oksidimit nuk do të jetë më e barabartë me zero, por me ngarkesën e jonit, d.m.th. - 3. Le të bëjmë një ekuacion: x+4×(- 2)= - 3 . Përgjigje: (Si +5 O 4 -2) 3- . |