لتحديد الشحنة الشرطية للذرات في تفاعلات الأكسدة والاختزال، استخدم جدول أكسدة العناصر الكيميائية. اعتمادا على خصائص الذرة، يمكن للعنصر أن يظهر حالة أكسدة إيجابية أو سلبية.

ما هو رقم الأكسدة

تسمى الشحنة المشروطة لذرات العناصر في المواد المعقدة بحالة الأكسدة. يتم تسجيل قيمة شحن الذرات في تفاعلات الأكسدة والاختزال لفهم العنصر الذي يعد عامل اختزال وأي عنصر هو عامل مؤكسد.

وترتبط حالة الأكسدة بالسالبية الكهربية، والتي توضح قدرة الذرات على قبول الإلكترونات أو التخلي عنها. كلما زادت قيمة السالبية الكهربية، زادت قدرة الذرة على فقدان الإلكترونات في التفاعلات.

أرز. 1. سلسلة السالبية الكهربية.

يمكن أن تحتوي حالة الأكسدة على ثلاث قيم:

• صفر- الذرة في حالة سكون (جميع المواد البسيطة لها حالة أكسدة تساوي 0)؛
• إيجابي- تتخلى الذرة عن الإلكترونات وتكون عامل اختزال (جميع المعادن، وبعض اللافلزات)؛
• سلبي- تستقبل الذرة الإلكترونات وهي عامل مؤكسد (معظم اللافلزات).

على سبيل المثال، حالات الأكسدة في تفاعل الصوديوم مع الكلور هي كما يلي:

2Na 0 + Cl 2 0 → 2Na +1 Cl -1

في تفاعل المعادن مع اللافلزات، يكون المعدن دائمًا هو العامل المختزل واللافلز هو العامل المؤكسد.

كيفية تحديد

يوجد جدول يوضح جميع حالات الأكسدة المحتملة للعناصر.

اسم	رمز	حالة الأكسدة
البريليوم
		1, 0, +1, +2, +3
		4, -3, -2, -1, 0, +2, +4
		3, -2, -1, 0, +1, +2, +3, +4, +5
الأكسجين		2, -1, 0, +1, +2
الألومنيوم
		1، 0، +1، +3، +5، +7، نادرًا +2 و+4
المنغنيز		2, +3, +4, +6, +7
		2، +3، ونادرا +4 و+6
		2، +3، ونادرا +4
		2، نادرًا +1، +3، +4
		1، +2، ونادرا +3
		3، نادرا +2
الجرمانيوم
		3، +3، +5، ونادرا +2
		2، +4، +6، ونادرا +2
		1، +1، +5، نادرًا +3، +4
السترونتيوم
الزركونيوم		4، نادرا +2، +3
		3، +5، نادرا +2، +4
الموليبدينوم		3، +6، ونادرا +2، +3، +5
التكنيتيوم
		3، +4، +8، ونادرا +2، +6، +7
		4، نادرا +2، +3، +6
البلاديوم		2، +4، نادرا +6
		1، نادرا +2، +3
		2، نادرا +1
		3، نادرا +1، +2
		3، +3، +5، ونادرا +4
		2، +4، +6، نادر
		1، +1، +5، +7، نادرًا +3، +4
براسيوديميوم
البروميثيوم
		3، نادرا +2
		3، نادرا +2
الجادولينيوم
الديسبروسيوم
		3، نادرا +2
الإيتربيوم		3، نادرا +2
		5، نادرا +3، +4
التنغستن		6، نادرا +2، +3، +4، +5
		2، +4، +6، +7، نادرًا -1، +1، +3، +5
		3، +4، +6، +8، ونادرا +2
		3، +4، +6، نادرا +1، +2
		2، +4، +6، ونادرا +1، +3
		1، +3، ونادرا +2
		1، +3، ونادرا +2
		3، نادرا +3، +2، +4، +5
		2، +4، نادرا -2، +6

أو استخدم هذا الإصدار من الجدول في دروسك.

أرز. 2. جدول حالات الأكسدة.

بالإضافة إلى ذلك، يمكن تحديد حالات أكسدة العناصر الكيميائية من الجدول الدوري لمندليف:

• أعلى درجة (الحد الأقصى الإيجابي) تتزامن مع رقم المجموعة؛
• ولتحديد القيمة الدنيا لحالة الأكسدة، يتم طرح ثمانية من رقم المجموعة.

أرز. 3. الجدول الدوري.

معظم اللافلزات لها حالات أكسدة إيجابية وسلبية. على سبيل المثال، السيليكون يقع في المجموعة الرابعة، مما يعني أن حالة الأكسدة القصوى له هي +4 والحد الأدنى -4. في المركبات غير المعدنية (SO 3 ، CO 2 ، SiC) ، يكون العامل المؤكسد عبارة عن مادة غير معدنية ذات حالة أكسدة سلبية أو ذات قيمة سالبية كهربية عالية. على سبيل المثال، في مركب PCl 3، يكون للفوسفور حالة أكسدة تبلغ +3، والكلور -1. السالبية الكهربية للفوسفور 2.19 والكلور 3.16.

القاعدة الثانية لا تنطبق على الفلزات القلوية والقلوية الترابية، التي لها دائمًا حالة أكسدة موجبة واحدة تساوي رقم المجموعة. الاستثناءات هي المغنيسيوم والبريليوم (+1، +2). لديها أيضًا حالة أكسدة ثابتة:

• الألومنيوم (+3)؛
• الزنك (+2)؛
• الكادميوم (+2).

المعادن الأخرى لها حالة أكسدة متغيرة. في معظم التفاعلات تعمل كعامل اختزال. وفي حالات نادرة، يمكن أن تكون عوامل مؤكسدة ذات حالة أكسدة سلبية.

الفلور هو أقوى عامل مؤكسد. حالة الأكسدة هي دائما -1.

ماذا تعلمنا؟

من درس الصف الثامن تعلمنا عن درجة الأكسدة. هذه قيمة تقليدية توضح عدد الإلكترونات التي يمكن أن تعطيها أو تأخذها الذرة أثناء التفاعل الكيميائي. وترتبط القيمة بالسالبية الكهربية. تقبل العوامل المؤكسدة الإلكترونات ولها حالة أكسدة سلبية، بينما تتبرع عوامل الاختزال بالإلكترونات وتظهر حالة أكسدة إيجابية. معظم المعادن هي عوامل اختزال ذات حالة أكسدة ثابتة أو متغيرة. يمكن أن تظهر اللافلزات خصائص مؤكسدة ومختزلة اعتمادًا على المادة التي تتفاعل معها.

اختبار حول الموضوع

تقييم التقرير

متوسط ​​تقييم: 4.7. إجمالي التقييمات المستلمة: 146.

لوضع بشكل صحيح الأكسدة، عليك أن تضع أربع قواعد في الاعتبار.

1) في المادة البسيطة تكون حالة الأكسدة لأي عنصر هي 0. أمثلة: Na 0، H 0 2، P 0 4.

2) يجب أن تتذكر العناصر المميزة حالات الأكسدة الثابتة. كل منهم مدرج في الجدول.

3) أعلى حالة أكسدة للعنصر، كقاعدة عامة، تتزامن مع عدد المجموعة التي يقع فيها العنصر (على سبيل المثال، الفوسفور في المجموعة V، أعلى SD للفوسفور هو +5). استثناءات مهمة: F، O.

4) يعتمد البحث عن حالات الأكسدة للعناصر الأخرى على قاعدة بسيطة:

في الجزيء المحايد، يكون مجموع حالات الأكسدة لجميع العناصر صفرًا، وفي الأيون - شحنة الأيون.

بعض الأمثلة البسيطة لتحديد حالات الأكسدة

مثال 1. من الضروري إيجاد حالات أكسدة العناصر في الأمونيا (NH3).

حل. نحن نعلم بالفعل (انظر 2) أن الفن. نعم. الهيدروجين هو +1. يبقى أن تجد هذه الخاصية للنيتروجين. دع x تكون حالة الأكسدة المطلوبة. قمنا بإنشاء أبسط معادلة: x + 3 (+1) = 0. الحل واضح: x = -3. الجواب: ن -3 ح 3 +1.

مثال 2. أشر إلى حالات الأكسدة لجميع الذرات في جزيء H 2 SO 4.

حل. حالات أكسدة الهيدروجين والأكسجين معروفة بالفعل: H(+1) وO(-2). نقوم بإنشاء معادلة لتحديد حالة أكسدة الكبريت: 2 (+1) + x + 4 (-2) = 0. وبحل هذه المعادلة نجد: x = +6. الجواب: ح +1 2 ق +6 يا -2 4.

مثال 3. احسب حالات الأكسدة لجميع العناصر الموجودة في جزيء Al(NO 3) 3.

حل. تبقى الخوارزمية دون تغيير. يتضمن تكوين "جزيء" نترات الألومنيوم ذرة Al واحدة (+3)، و9 ذرات أكسجين (-2)، و3 ذرات نيتروجين، والتي يتعين علينا حساب حالة الأكسدة فيها. المعادلة المقابلة هي: 1 (+3) + 3x + 9 (-2) = 0. الجواب: Al +3 (N +5 O -2 3) 3.

مثال 4. تحديد حالات الأكسدة لجميع الذرات في أيون (AsO 4) 3-.

حل. في هذه الحالة، لن يكون مجموع حالات الأكسدة مساويًا للصفر، بل لشحنة الأيون، أي -3. المعادلة: س + 4 (-2) = -3. الجواب: ك(+5)، يا(-2).

ماذا تفعل إذا كانت حالات الأكسدة لعنصرين غير معروفة

هل من الممكن تحديد حالات الأكسدة لعدة عناصر في وقت واحد باستخدام معادلة مماثلة؟ إذا نظرنا إلى هذه المشكلة من وجهة نظر رياضية، فإن الجواب سيكون سلبيا. لا يمكن أن يكون للمعادلة الخطية ذات المتغيرين حل فريد. لكننا نحل أكثر من مجرد معادلة!

مثال 5. تحديد حالات الأكسدة لجميع العناصر في (NH 4) 2 SO 4.

حل. حالات أكسدة الهيدروجين والأكسجين معروفة، لكن الكبريت والنيتروجين ليست معروفة. مثال كلاسيكي لمشكلة ذات مجهولين! لن نعتبر كبريتات الأمونيوم "جزيءًا" واحدًا، بل كمزيج من أيونين: NH 4 + وSO 4 2-. وشحنات الأيونات معروفة لدينا، فكل منها يحتوي على ذرة واحدة فقط ذات حالة أكسدة غير معروفة. وباستخدام الخبرة المكتسبة في حل المسائل السابقة، يمكننا بسهولة العثور على حالات أكسدة النيتروجين والكبريت. الجواب : (ن -3 ح 4 +1) 2 ق +6 يا 4 -2.

الخلاصة: إذا كان الجزيء يحتوي على عدة ذرات ذات حالات أكسدة غير معروفة، فحاول "تقسيم" الجزيء إلى عدة أجزاء.

كيفية ترتيب حالات الأكسدة في المركبات العضوية

مثال 6. أشر إلى حالات الأكسدة لجميع العناصر في CH 3 CH 2 OH.

حل. العثور على حالات الأكسدة في المركبات العضوية له خصائصه الخاصة. على وجه الخصوص، من الضروري العثور على حالات الأكسدة لكل ذرة كربون بشكل منفصل. يمكنك السبب على النحو التالي. خذ على سبيل المثال ذرة الكربون في مجموعة الميثيل. ترتبط ذرة C هذه بثلاث ذرات هيدروجين وذرة كربون مجاورة. على طول الرابطة C-H، تنتقل كثافة الإلكترون نحو ذرة الكربون (نظرًا لأن السالبية الكهربية لـ C تتجاوز EO للهيدروجين). إذا كانت هذه الإزاحة كاملة، فإن ذرة الكربون سوف تكتسب شحنة قدرها -3.

ترتبط ذرة C في مجموعة -CH 2 OH بذرتي هيدروجين (تحول في كثافة الإلكترون نحو C)، وذرة أكسجين واحدة (تحول في كثافة الإلكترون نحو O) وذرة كربون واحدة (يمكن افتراض أن التحول في كثافة الإلكترون في هذه الحالة لا يحدث). حالة أكسدة الكربون هي -2 +1 +0 = -1.

الجواب: ج -3 ح +1 3 ج -1 ح +1 2 س -2 ح +1.

لا تخلط بين مفهومي "التكافؤ" و"حالة الأكسدة"!

غالبًا ما يتم الخلط بين رقم الأكسدة والتكافؤ. لا ترتكب هذا الخطأ. سأدرج الاختلافات الرئيسية:

• حالة الأكسدة لديها علامة (+ أو -)، والتكافؤ لا؛
• يمكن أن تكون حالة الأكسدة صفرًا حتى في مادة معقدة؛ التكافؤ الذي يساوي الصفر يعني، كقاعدة عامة، أن ذرة عنصر معين غير مرتبطة بذرات أخرى (لن نناقش أي نوع من المركبات المتضمنة وغيرها من "العناصر الغريبة" هنا)؛
• حالة الأكسدة هي مفهوم رسمي يكتسب معنى حقيقيًا فقط في المركبات ذات الروابط الأيونية؛ على العكس من ذلك، يتم تطبيق مفهوم "التكافؤ" بشكل ملائم فيما يتعلق بالمركبات التساهمية.

غالبًا ما تكون حالة الأكسدة (بتعبير أدق، معاملها) مساوية عدديًا للتكافؤ، ولكن في أغلب الأحيان لا تتطابق هذه القيم. على سبيل المثال، حالة أكسدة الكربون في ثاني أكسيد الكربون هي +4؛ التكافؤ C يساوي أيضًا IV. لكن في الميثانول (CH 3 OH)، يبقى تكافؤ الكربون كما هو، وحالة أكسدة C تساوي -1.

اختبار قصير حول موضوع "حالة الأكسدة"

خذ بضع دقائق للتحقق من فهمك لهذا الموضوع. تحتاج إلى الإجابة على خمسة أسئلة بسيطة. حظ سعيد!

فيديو تعليمي 2: حالة أكسدة العناصر الكيميائية

فيديو تعليمي 3: التكافؤ. تحديد التكافؤ

محاضرة: كهرسلبية. حالة الأكسدة والتكافؤ للعناصر الكيميائية

كهرسلبية

كهرسلبيةهي قدرة الذرات على جذب الإلكترونات من الذرات الأخرى للانضمام إليها.

من السهل الحكم على السالبية الكهربية لعنصر كيميائي معين باستخدام الجدول. تذكر أنه قيل في أحد دروسنا إنها تزداد عند الانتقال من اليسار إلى اليمين خلال فترات في الجدول الدوري وعند الانتقال من الأسفل إلى الأعلى عبر المجموعات.

على سبيل المثال، تم تكليف مهمة تحديد أي عنصر من السلسلة المقترحة هو الأكثر سالبية كهربية: C (الكربون)، N (النيتروجين)، O (الأكسجين)، S (الكبريت)؟ ننظر إلى الطاولة فنجد أن هذا O، لأنه على اليمين وأعلى من الآخرين.

ما هي العوامل التي تؤثر على السالبية الكهربية؟ هذا:

• نصف قطر الذرة، كلما كان أصغر، كلما زادت السالبية الكهربية.
• يمتلئ غلاف التكافؤ بالإلكترونات، وكلما زاد عدد الإلكترونات، زادت السالبية الكهربية.

من بين جميع العناصر الكيميائية، يعتبر الفلور هو الأكثر سالبية كهربية لأنه يحتوي على نصف قطر ذري صغير و7 إلكترونات في غلاف التكافؤ الخاص به.

تشمل العناصر ذات السالبية الكهربية المنخفضة الفلزات القلوية والفلزات الأرضية القلوية. لديهم أنصاف أقطار كبيرة وعدد قليل جدًا من الإلكترونات في الغلاف الخارجي.

لا يمكن أن تكون قيم السالبية الكهربية للذرة ثابتة، لأن ويعتمد ذلك على العديد من العوامل، بما في ذلك تلك المذكورة أعلاه، وكذلك درجة الأكسدة، والتي يمكن أن تكون مختلفة لنفس العنصر. ولذلك، فمن المعتاد أن نتحدث عن النسبية لقيم الكهربية. يمكنك استخدام المقاييس التالية:

ستحتاج إلى قيم السالبية الكهربية عند كتابة صيغ المركبات الثنائية المكونة من عنصرين. على سبيل المثال، صيغة أكسيد النحاس Cu 2 O - يجب كتابة العنصر الأول أسفل العنصر الذي تكون سالبيته الكهربية أقل.

في لحظة تكوين الرابطة الكيميائية، إذا كان فرق السالبية الكهربية بين العناصر أكبر من 2.0، تتشكل رابطة قطبية تساهمية، وإذا كان أقل من ذلك، تتشكل رابطة أيونية.

حالة الأكسدة

حالة الأكسدة (ثاني أكسيد الكربون)- هذه هي الشحنة المشروطة أو الحقيقية للذرة في المركب: مشروطة - إذا كانت الرابطة تساهمية قطبية، وحقيقية - إذا كانت الرابطة أيونية.

تكتسب الذرة شحنة موجبة عندما تتخلى عن الإلكترونات، وشحنة سالبة عندما تستقبل الإلكترونات.

حالات الأكسدة مكتوبة فوق الرموز بعلامة «+»/«-» . هناك أيضًا مكاتب وسيطة. الحد الأقصى لثاني أكسيد الكربون لعنصر موجب ويساوي رقم المجموعة، والحد الأدنى السالب للمعادن هو صفر، لغير المعادن = (المجموعة رقم – 8). العناصر ذات الحد الأدنى من ثاني أكسيد الكربون تقبل فقط الإلكترونات، والعناصر ذات الحد الأدنى من ثاني أكسيد الكربون تتخلى عن الإلكترونات فقط. يمكن للعناصر التي تحتوي على ثاني أكسيد الكربون الوسيط أن تعطي وتستقبل الإلكترونات.

دعونا نلقي نظرة على بعض القواعد التي ينبغي اتباعها لتحديد ثاني أكسيد الكربون:

ثاني أكسيد الكربون لجميع المواد البسيطة هو صفر.

مجموع ذرات ثاني أكسيد الكربون في الجزيء يساوي أيضًا الصفر، لأن أي جزيء متعادل كهربائيًا.

في المركبات ذات الرابطة التساهمية غير القطبية، يكون ثاني أكسيد الكربون مساويًا للصفر (O 2 0)، ومع الرابطة الأيونية يكون مساويًا لشحنات الأيونات (Na + Cl - الصوديوم CO +1، الكلور -1). تعتبر عناصر ثاني أكسيد الكربون للمركبات ذات الرابطة القطبية التساهمية بمثابة الرابطة الأيونية (H:Cl = H + Cl -، مما يعني H +1 Cl -1).

العناصر الموجودة في المركب التي لها أكبر سالبية كهربية لها حالات أكسدة سلبية، في حين أن العناصر ذات السالبية الكهربية الأقل لها حالات أكسدة موجبة. وبناءً على ذلك، يمكننا أن نستنتج أن المعادن لها حالة أكسدة "+" فقط.

حالات الأكسدة الثابتة:

المعادن القلوية +1.

جميع معادن المجموعة الثانية +2. الاستثناء: زئبق +1، +2.

الألومنيوم +3.

• الهيدروجين +1. الاستثناء: هيدريدات المعادن النشطة NaH، CaH 2، وما إلى ذلك، حيث تكون حالة أكسدة الهيدروجين -1.

  الأكسجين -2. الاستثناء: F 2 -1 O +2 والبيروكسيدات التي تحتوي على المجموعة –O–O–، حيث تكون حالة أكسدة الأكسجين –1.

عندما تتشكل رابطة أيونية، يحدث انتقال معين للإلكترون، من ذرة أقل سالبية كهربية إلى ذرة ذات سالبية أكبر. وأيضًا في هذه العملية تفقد الذرات دائمًا حيادها الكهربائي وتتحول بعد ذلك إلى أيونات. يتم أيضًا تشكيل رسوم عددية. عندما تتشكل رابطة تساهمية قطبية، ينتقل الإلكترون جزئيًا فقط، وبالتالي تنشأ شحنات جزئية.

التكافؤ

التكافؤهي قدرة الذرات على تكوين n - عدد الروابط الكيميائية مع ذرات العناصر الأخرى.

التكافؤ هو أيضًا قدرة الذرة على الاحتفاظ بذرات أخرى بالقرب من نفسها. كما تعلم من دورة الكيمياء المدرسية، ترتبط الذرات المختلفة ببعضها البعض بواسطة إلكترونات من مستوى الطاقة الخارجي. يبحث الإلكترون غير المقترن عن زوج من ذرة أخرى. وتسمى هذه الإلكترونات المستوى الخارجي إلكترونات التكافؤ. وهذا يعني أنه يمكن أيضًا تعريف التكافؤ على أنه عدد أزواج الإلكترونات التي تربط الذرات ببعضها البعض. انظر إلى الصيغة البنائية للماء: H – O – H. كل شرطة هي زوج من الإلكترونات، مما يعني أنها تظهر التكافؤ، أي. الأكسجين هنا له خطين، مما يعني أنه ثنائي التكافؤ، وجزيئات الهيدروجين تأتي من خط واحد لكل منهما، مما يعني أن الهيدروجين أحادي التكافؤ. عند الكتابة، يشار إلى التكافؤ بالأرقام الرومانية: O (II)، H (I). يمكن أيضًا الإشارة إليه فوق العنصر.

يمكن أن يكون التكافؤ ثابتًا أو متغيرًا. على سبيل المثال، في القلويات المعدنية يكون ثابتًا ويساوي I. لكن الكلور في المركبات المختلفة يُظهر التكافؤ I، III، V، VII.

كيفية تحديد تكافؤ العنصر؟

دعونا ننظر مرة أخرى إلى الجدول الدوري. تتمتع معادن المجموعات الفرعية الرئيسية بتكافؤ ثابت، لذا فإن معادن المجموعة الأولى لها تكافؤ I، والثانية - II. ومعادن المجموعات الفرعية الجانبية لها تكافؤ متغير. كما أنه متغير بالنسبة لغير المعادن. أعلى تكافؤ للذرة يساوي رقم المجموعة، وأدنى تكافؤ يساوي = رقم المجموعة - 8. صيغة مألوفة. ألا يعني هذا أن التكافؤ يتزامن مع حالة الأكسدة؟ تذكر أن التكافؤ قد يتزامن مع حالة الأكسدة، لكن هذه المؤشرات ليست متطابقة مع بعضها البعض. لا يمكن أن يحتوي التكافؤ على علامة =/-، كما لا يمكن أن يكون صفرًا.

الطريقة الثانية هي تحديد التكافؤ باستخدام الصيغة الكيميائية، إذا كان ثابت التكافؤ لأحد العناصر معروفا. على سبيل المثال، خذ صيغة أكسيد النحاس: CuO. تكافؤ الأكسجين II. نلاحظ أنه بالنسبة لذرة أكسجين واحدة في هذه الصيغة توجد ذرة نحاس واحدة، مما يعني أن تكافؤ النحاس يساوي II. الآن لنأخذ صيغة أكثر تعقيدًا: Fe 2 O 3. تكافؤ ذرة الأكسجين هو II. هناك ثلاث ذرات من هذا القبيل هنا، اضرب 2*3 =6. لقد وجدنا أن هناك 6 تكافؤات لكل ذرتين من الحديد. لنكتشف تكافؤ ذرة الحديد الواحدة: 6:2=3. وهذا يعني أن تكافؤ الحديد هو III.

بالإضافة إلى ذلك، عندما يكون من الضروري تقدير "التكافؤ الأقصى"، يجب دائمًا البدء من التكوين الإلكتروني الموجود في الحالة "المتحمسة".

السالبية الكهربية هي قدرة ذرة عنصر كيميائي في مركب على جذب الإلكترونات من الذرات المرتبطة بالعناصر الكيميائية الأخرى.

تتغير السالبية الكهربية، مثل الخواص الأخرى لذرات العناصر الكيميائية، بشكل دوري مع زيادة العدد الذري للعنصر:

يوضح الرسم البياني أعلاه دورية التغيرات في السالبية الكهربية لعناصر المجموعات الفرعية الرئيسية اعتمادًا على العدد الذري للعنصر.

عند التحرك إلى أسفل مجموعة فرعية من الجدول الدوري، تنخفض السالبية الكهربية للعناصر الكيميائية، وعندما تتحرك إلى اليمين على طول الفترة فإنها تزداد.

تعكس السالبية الكهربية عدم فلزية العناصر: كلما زادت قيمة السالبية الكهربية، زادت الخصائص غير المعدنية للعنصر.

حالة الأكسدة

حالة الأكسدة هي الشحنة المشروطة لذرة عنصر كيميائي في مركب، ويتم حسابها على أساس افتراض أن جميع الروابط في جزيئها أيونية، أي. يتم تحويل جميع أزواج الإلكترونات الرابطة إلى ذرات ذات سالبية كهربية أعلى.

كيف تحسب حالة أكسدة العنصر في المركب؟

1) تكون حالة أكسدة العناصر الكيميائية في المواد البسيطة صفراً دائماً.

2) هناك عناصر تظهر حالة أكسدة ثابتة في المواد المعقدة:

3) هناك عناصر كيميائية تظهر حالة أكسدة ثابتة في الغالبية العظمى من المركبات. وتشمل هذه العناصر:

عنصر	حالة الأكسدة في جميع المركبات تقريبا	الاستثناءات
الهيدروجين ه	+1	هيدريدات الفلزات القلوية والفلزات القلوية الترابية، على سبيل المثال:
الأكسجين O	-2	بيروكسيد الهيدروجين والمعادن: فلوريد الأكسجين -

4) المجموع الجبري لحالات الأكسدة لجميع الذرات في الجزيء يكون دائمًا صفرًا. المجموع الجبري لحالات الأكسدة لجميع الذرات في الأيون يساوي شحنة الأيون.

5) أعلى (أقصى) حالة أكسدة تساوي رقم المجموعة. الاستثناءات التي لا تندرج تحت هذه القاعدة هي عناصر المجموعة الفرعية الثانوية للمجموعة الأولى، وعناصر المجموعة الفرعية الثانوية للمجموعة الثامنة، وكذلك الأكسجين والفلور.

العناصر الكيميائية التي لا يتطابق رقم مجموعتها مع أعلى حالة أكسدة لها (إلزامية للتذكر)

6) أدنى حالة أكسدة للمعادن هي دائمًا صفر، ويتم حساب أدنى حالة أكسدة لللافلزات بالصيغة:

أقل حالة أكسدة لللافلزات = رقم المجموعة − 8

استنادا إلى القواعد المذكورة أعلاه، يمكنك تحديد حالة الأكسدة لعنصر كيميائي في أي مادة.

إيجاد حالات أكسدة العناصر في المركبات المختلفة

مثال 1

تحديد حالات الأكسدة لجميع العناصر في حامض الكبريتيك.

حل:

لنكتب صيغة حمض الكبريتيك:

حالة أكسدة الهيدروجين في جميع المواد المعقدة هي +1 (ما عدا هيدريدات المعادن).

حالة أكسدة الأكسجين في جميع المواد المعقدة هي -2 (باستثناء البيروكسيدات وفلوريد الأكسجين OF 2). دعونا نرتب حالات الأكسدة المعروفة:

دعونا نشير إلى حالة أكسدة الكبريت س:

إن جزيء حمض الكبريتيك، مثل جزيء أي مادة، يكون بشكل عام متعادلًا كهربائيًا، لأنه مجموع حالات الأكسدة لجميع الذرات في الجزيء هو صفر. من الناحية التخطيطية يمكن تصوير ذلك على النحو التالي:

أولئك. حصلنا على المعادلة التالية:

دعونا حلها:

وبالتالي، فإن حالة أكسدة الكبريت في حامض الكبريتيك هي +6.

مثال 2

تحديد حالة الأكسدة لجميع العناصر في ثاني كرومات الأمونيوم.

حل:

لنكتب صيغة ثاني كرومات الأمونيوم:

كما في الحالة السابقة يمكننا ترتيب حالات أكسدة الهيدروجين والأكسجين:

ومع ذلك، نرى أن حالات الأكسدة لعنصرين كيميائيين في وقت واحد غير معروفة - النيتروجين والكروم. ولذلك لا يمكننا إيجاد حالات الأكسدة بشكل مشابه للمثال السابق (معادلة واحدة بمتغيرين ليس لها حل واحد).

دعونا نلفت الانتباه إلى حقيقة أن هذه المادة تنتمي إلى فئة الأملاح وبالتالي لها بنية أيونية. ثم يمكننا أن نقول بحق أن تكوين ثاني كرومات الأمونيوم يشمل NH 4 + الكاتيونات (يمكن رؤية شحنة هذا الكاتيون في جدول الذوبان). وبالتالي، بما أن وحدة صيغة ثنائي كرومات الأمونيوم تحتوي على كاتيونين موجبين موجبين منفردين NH 4 +، فإن شحنة أيون ثنائي كرومات تساوي -2، لأن المادة ككل متعادلة كهربائيًا. أولئك. تتكون المادة من NH 4 + الكاتيونات و Cr 2 O 7 2- الأنيونات.

نحن نعرف حالات أكسدة الهيدروجين والأكسجين. مع العلم أن مجموع حالات الأكسدة لذرات جميع العناصر الموجودة في الأيون يساوي الشحنة، ويدل على حالات الأكسدة للنيتروجين والكروم كما يلي: سو ذوبناء على ذلك يمكننا أن نكتب:

أولئك. نحصل على معادلتين مستقلتين:

حل الذي نجد سو ذ:

وهكذا، في ثنائي كرومات الأمونيوم حالات أكسدة النيتروجين هي -3، الهيدروجين +1، الكروم +6، والأكسجين -2.

يمكنك قراءة كيفية تحديد حالات أكسدة العناصر في المواد العضوية.

التكافؤ

التكافؤ - عدد الروابط الكيميائية التي تتكون منها ذرة العنصر في المركب الكيميائي.

تتم الإشارة إلى تكافؤ الذرات بالأرقام الرومانية: I، II، III، إلخ.

تعتمد قدرات التكافؤ للذرة على الكمية:

1) الإلكترونات غير المتزاوجة

2) أزواج الإلكترون الوحيدة في مدارات مستويات التكافؤ

3) مدارات الإلكترون الفارغة لمستوى التكافؤ

احتمالات التكافؤ لذرة الهيدروجين

دعونا نصور الصيغة الرسومية الإلكترونية لذرة الهيدروجين:

لقد قيل أن ثلاثة عوامل يمكن أن تؤثر على احتمالات التكافؤ - وجود الإلكترونات غير الزوجية، ووجود أزواج الإلكترون الوحيدة في المستوى الخارجي، ووجود المدارات الشاغرة (الفارغة) في المستوى الخارجي. نرى إلكترونًا واحدًا غير متزاوج في مستوى الطاقة الخارجي (والوحيد). وبناءً على ذلك، يمكن أن يكون للهيدروجين بالتأكيد تكافؤ I. ومع ذلك، في مستوى الطاقة الأول يوجد مستوى فرعي واحد فقط - س،أولئك. لا تحتوي ذرة الهيدروجين في المستوى الخارجي على أزواج إلكترونية وحيدة ولا مدارات فارغة.

وبالتالي، فإن التكافؤ الوحيد الذي يمكن أن تظهره ذرة الهيدروجين هو I.

احتمالات التكافؤ لذرة الكربون

دعونا نفكر في التركيب الإلكتروني لذرة الكربون. وفي الحالة الأرضية يكون التكوين الإلكتروني لمستواه الخارجي كما يلي:

أولئك. في الحالة الأرضية عند مستوى الطاقة الخارجي لذرة الكربون غير المثارة يوجد إلكترونين غير متزاوجين. في هذه الحالة يمكن أن يظهر تكافؤ II. ومع ذلك، فإن ذرة الكربون تدخل بسهولة في حالة مثارة عندما يتم نقل الطاقة إليها، ويأخذ التكوين الإلكتروني للطبقة الخارجية في هذه الحالة الشكل:

على الرغم من إنفاق قدر معين من الطاقة في عملية إثارة ذرة الكربون، إلا أنه يتم تعويض هذا الإنفاق بتكوين أربع روابط تساهمية. لهذا السبب، فإن التكافؤ الرابع هو أكثر سمات ذرة الكربون. على سبيل المثال، يحتوي الكربون على التكافؤ الرابع في جزيئات ثاني أكسيد الكربون وحمض الكربونيك وجميع المواد العضوية على الإطلاق.

بالإضافة إلى الإلكترونات غير المتزاوجة وأزواج الإلكترونات الوحيدة، فإن وجود مدارات مستوى التكافؤ الشاغرة يؤثر أيضًا على احتمالات التكافؤ. إن وجود مثل هذه المدارات على المستوى المملوء يؤدي إلى حقيقة أن الذرة يمكن أن تعمل كمستقبل لزوج الإلكترون، أي. تشكل روابط تساهمية إضافية من خلال آلية المانحين والمتقبلين. على سبيل المثال، خلافًا للتوقعات، فإن الرابطة في جزيء أول أكسيد الكربون CO ليست مزدوجة، بل ثلاثية، كما هو موضح بوضوح في الرسم التوضيحي التالي:

تلخيص المعلومات المتعلقة بقدرات التكافؤ لذرة الكربون:

1) التكافؤ II، III، IV ممكن للكربون

2) تكافؤ الكربون الأكثر شيوعاً في المركبات IV

3) يوجد في جزيء أول أكسيد الكربون CO رابطة ثلاثية (!) حيث تتشكل إحدى الروابط الثلاثة حسب آلية المانح والمتقبل

احتمالات التكافؤ لذرة النيتروجين

دعونا نكتب الصيغة الرسومية الإلكترونية لمستوى الطاقة الخارجية لذرة النيتروجين:

كما يتبين من الرسم التوضيحي أعلاه، تحتوي ذرة النيتروجين في حالتها الطبيعية على 3 إلكترونات غير متزاوجة، وبالتالي فمن المنطقي افتراض أنها قادرة على إظهار تكافؤ III. في الواقع، لوحظ تكافؤ ثلاثة في جزيئات الأمونيا (NH 3)، وحمض النيتروز (HNO 2)، وثلاثي كلوريد النيتروجين (NCl 3)، وما إلى ذلك.

لقد قيل أعلاه أن تكافؤ ذرة العنصر الكيميائي لا يعتمد فقط على عدد الإلكترونات غير المتزاوجة، ولكن أيضًا على وجود أزواج الإلكترون المنفردة. ويرجع ذلك إلى حقيقة أنه يمكن تكوين رابطة كيميائية تساهمية ليس فقط عندما تزود ذرتان بعضهما البعض بإلكترون واحد، ولكن أيضًا عندما توفر ذرة واحدة بها زوج وحيد من الإلكترونات - المانح () لذرة أخرى بإلكترون شاغر ( ) مستوى التكافؤ المداري (متقبل). أولئك. بالنسبة لذرة النيتروجين، يكون التكافؤ IV ممكنًا أيضًا بسبب الرابطة التساهمية الإضافية التي تشكلها آلية المانح والمتقبل. على سبيل المثال، يتم ملاحظة أربع روابط تساهمية، يتم تشكيل إحداها بواسطة آلية المانح والمستقبل، أثناء تكوين كاتيون الأمونيوم:

على الرغم من حقيقة أن إحدى الروابط التساهمية تتشكل وفقًا لآلية المانح والمستقبل، إلا أن جميع روابط N-H في كاتيون الأمونيوم متطابقة تمامًا ولا تختلف عن بعضها البعض.

ذرة النيتروجين غير قادرة على إظهار تكافؤ يساوي V. ويرجع ذلك إلى أنه من المستحيل أن تنتقل ذرة النيتروجين إلى الحالة المثارة، حيث يقترن إلكترونين مع انتقال أحدهما إلى مدار حر هو الأقرب في مستوى الطاقة. ذرة النيتروجين لا يوجد بها د-المستوى الفرعي، والانتقال إلى المدار 3s مكلف للغاية من حيث الطاقة بحيث لا يتم تغطية تكاليف الطاقة من خلال تكوين روابط جديدة. قد يتساءل الكثيرون ما هو تكافؤ النيتروجين مثلا في جزيئات حمض النيتريك HNO 3 أو أكسيد النيتريك N 2 O 5؟ ومن الغريب أن التكافؤ هناك أيضًا IV، كما يتبين من الصيغ الهيكلية التالية:

يوضح الخط المنقط في الرسم التوضيحي ما يسمى ب غير موضعي π -اتصال. لهذا السبب، يمكن تسمية روابط NO الطرفية بـ "سندات واحدة ونصف". توجد أيضًا روابط مماثلة ونصف في جزيء الأوزون O 3 والبنزين C 6 H 6 وما إلى ذلك.

i>تلخيص المعلومات المتعلقة بقدرات التكافؤ لذرة النيتروجين:

1) بالنسبة للنيتروجين، من الممكن تحقيق التكافؤ الأول والثاني والثالث والرابع

2) التكافؤ الخامسالنيتروجين لا!

3) في جزيئات حمض النيتريك وأكسيد النيتروجين N 2 O 5، يحتوي النيتروجين على تكافؤ رابعا+5 (!) .

4) في المركبات التي تكون فيها ذرة النيتروجين رباعية التكافؤ، تتشكل إحدى الروابط التساهمية وفق آلية المانح والمستقبل (أملاح الأمونيوم NH 4 +، حمض النيتريك، إلخ.).

احتمالات التكافؤ من الفوسفور

دعونا نصور الصيغة الرسومية الإلكترونية لمستوى الطاقة الخارجي لذرة الفوسفور:

كما نرى، فإن بنية الطبقة الخارجية لذرة الفسفور في الحالة الأرضية وذرة النيتروجين هي نفسها، ولذلك فمن المنطقي أن نتوقع لذرة الفوسفور، وكذلك لذرة النيتروجين، تكافؤات محتملة تساوي الأول والثاني والثالث والرابع، كما لوحظ في الممارسة العملية.

ومع ذلك، على عكس النيتروجين، فإن ذرة الفوسفور لديها أيضًا د-المستوى الفرعي مع 5 مدارات شاغرة.

وفي هذا الصدد، فهو قادر على الانتقال إلى حالة مثارة، وتبخير الإلكترونات 3 س-المدارات:

وبالتالي، فإن التكافؤ V لذرة الفوسفور، والذي لا يمكن الوصول إليه بالنيتروجين، ممكن. على سبيل المثال، ذرة الفسفور لديها تكافؤ خمسة في جزيئات المركبات مثل حمض الفوسفوريك، هاليدات الفوسفور (V)، أكسيد الفوسفور (V)، الخ.

احتمالات التكافؤ لذرة الأكسجين

الصيغة الإلكترونية الرسومية لمستوى الطاقة الخارجية لذرة الأكسجين لها الشكل:

نرى إلكترونين غير متزاوجين في المستوى الثاني، وبالتالي فإن التكافؤ الثاني ممكن بالنسبة للأكسجين. وتجدر الإشارة إلى أن هذا التكافؤ لذرة الأكسجين يُلاحظ في جميع المركبات تقريبًا. أعلاه، عند النظر في قدرات التكافؤ لذرة الكربون، ناقشنا تكوين جزيء أول أكسيد الكربون. الرابطة في جزيء ثاني أكسيد الكربون ثلاثية، وبالتالي فإن الأكسجين هناك ثلاثي التكافؤ (الأكسجين هو مانح لزوج الإلكترون).

ويرجع ذلك إلى أن ذرة الأكسجين ليس لها ذرة خارجية د-المستوى الفرعي، الاقتران الإلكتروني سو ع-المدارات مستحيلة، وهذا هو السبب في أن قدرات التكافؤ لذرة الأكسجين محدودة مقارنة بالعناصر الأخرى في مجموعتها الفرعية، على سبيل المثال، الكبريت.

وبالتالي، يكون للأكسجين دائمًا تكافؤ II، لكنه يكون ثلاثي التكافؤ في بعض الجسيمات، خاصة في جزيء أول أكسيد الكربون C≡O. في حالة وجود تكافؤ للأكسجين III، يتم تشكيل إحدى الروابط التساهمية وفقًا لآلية المانح والمستقبل.

احتمالات التكافؤ لذرة الكبريت

مستوى الطاقة الخارجية لذرة الكبريت في حالة عدم الإثارة:

تحتوي ذرة الكبريت، مثل ذرة الأكسجين، عادةً على إلكترونين غير متزاوجين، لذلك يمكننا استنتاج أن التكافؤ بين اثنين ممكن للكبريت. في الواقع، يمتلك الكبريت تكافؤ II، على سبيل المثال، في جزيء كبريتيد الهيدروجين H 2 S.

وكما نرى فإن ذرة الكبريت تظهر على المستوى الخارجي د-المستوى الفرعي مع المدارات الشاغرة. ولهذا السبب فإن ذرة الكبريت قادرة على توسيع قدرات التكافؤ لديها، على عكس الأكسجين، بسبب التحول إلى الحالات المثارة. وهكذا، عند إقران زوج إلكترون وحيد 3 ص-المستوى الفرعي تكتسب ذرة الكبريت الترتيب الإلكتروني للمستوى الخارجي من الشكل التالي:

في هذه الحالة، تحتوي ذرة الكبريت على 4 إلكترونات غير متزاوجة، وهو ما يخبرنا أن ذرات الكبريت يمكن أن تظهر تكافؤًا قدره IV. في الواقع، يمتلك الكبريت تكافؤ IV في جزيئات SO 2، SF 4، SOCl 2، إلخ.

عند إقران زوج الإلكترون الوحيد الثاني الموجود عند 3 س-المستوى الفرعي، يكتسب مستوى الطاقة الخارجي التكوين:

في هذه الحالة، يصبح مظهر التكافؤ السادس ممكنا. أمثلة على المركبات التي تحتوي على الكبريت السادس التكافؤ هي SO 3، H 2 SO 4، SO 2 Cl 2، إلخ.

وبالمثل، يمكننا النظر في احتمالات التكافؤ للعناصر الكيميائية الأخرى.

تعلم العديد من الكتب المدرسية والأدلة كيفية إنشاء صيغ تعتمد على التكافؤ، حتى بالنسبة للمركبات ذات الروابط الأيونية. لتبسيط إجراءات صياغة الصيغ، في رأينا، أمر مقبول. لكن عليك أن تفهم أن هذا ليس صحيحًا تمامًا للأسباب المذكورة أعلاه.

المفهوم الأكثر عالمية هو مفهوم حالة الأكسدة. باستخدام قيم حالات الأكسدة للذرات، وكذلك قيم التكافؤ، يمكنك تكوين الصيغ الكيميائية وكتابة وحدات الصيغة.

حالة الأكسدة- هذه هي الشحنة المشروطة للذرة في الجسيم (جزيء، أيون، جذري)، محسوبة على أساس تقريبي أن جميع الروابط في الجسيم أيونية.

قبل تحديد حالات الأكسدة، من الضروري مقارنة السالبية الكهربية للذرات المرتبطة. الذرة ذات قيمة السالبية الكهربية الأعلى تكون لها حالة أكسدة سلبية، والذرة ذات السالبية الكهربية المنخفضة تكون لها حالة أكسدة موجبة.

من أجل مقارنة قيم السالبية الكهربية للذرات بشكل موضوعي عند حساب حالات الأكسدة، أوصى الاتحاد الدولي للكيمياء البحتة والتطبيقية (IUPAC) في عام 2013 باستخدام مقياس ألين.

* لذلك، على سبيل المثال، وفقا لمقياس ألين، فإن السالبية الكهربية للنيتروجين هي 3.066، والكلور 2.869.

دعونا نوضح التعريف أعلاه مع الأمثلة. دعونا نؤلف الصيغة البنائية لجزيء الماء.

يشار إلى روابط OH القطبية التساهمية باللون الأزرق.

لنتخيل أن كلا الرابطتين ليسا تساهميتين، بل أيونيتين. إذا كانت أيونية، فسينتقل إلكترون واحد من كل ذرة هيدروجين إلى ذرة الأكسجين الأكثر سالبية كهربية. دعنا نشير إلى هذه التحولات بالأسهم الزرقاء.

*في هذاعلى سبيل المثال، يعمل السهم على توضيح النقل الكامل للإلكترونات بشكل مرئي، وليس لتوضيح التأثير الاستقرائي.

من السهل ملاحظة أن عدد الأسهم يوضح عدد الإلكترونات المنقولة، واتجاهها يشير إلى اتجاه نقل الإلكترون.

هناك سهمان موجهان نحو ذرة الأكسجين، مما يعني انتقال إلكترونين إلى ذرة الأكسجين: 0 + (-2) = -2. تتشكل شحنة -2 على ذرة الأكسجين. هذه هي حالة أكسدة الأكسجين في جزيء الماء.

تفقد كل ذرة هيدروجين إلكترونًا واحدًا: 0 - (-1) = +1. وهذا يعني أن ذرات الهيدروجين لها حالة أكسدة +1.

مجموع حالات الأكسدة يساوي دائمًا الشحنة الإجمالية للجسيم.

على سبيل المثال، مجموع حالات الأكسدة في جزيء الماء يساوي: +1(2) + (-2) = 0. الجزيء عبارة عن جسيم متعادل كهربائيًا.

إذا قمنا بحساب حالات الأكسدة في أيون، فإن مجموع حالات الأكسدة يساوي شحنته.

عادةً ما تتم الإشارة إلى قيمة حالة الأكسدة في الركن الأيمن العلوي من رمز العنصر. علاوة على ذلك، العلامة مكتوبة أمام الرقم. إذا جاءت الإشارة بعد الرقم، فهذه هي شحنة الأيون.

على سبيل المثال، S -2 عبارة عن ذرة كبريت في حالة الأكسدة -2، وS 2- عبارة عن أنيون كبريت بشحنة -2.

S +6 O -2 4 2- - قيم حالات أكسدة الذرات في أنيون الكبريتات (يتم تمييز شحنة الأيون باللون الأخضر).

الآن فكر في الحالة التي يكون فيها المركب يحتوي على روابط مختلطة: Na 2 SO 4. الرابطة بين أنيون الكبريتات وكاتيونات الصوديوم هي روابط أيونية، والروابط بين ذرة الكبريت وذرات الأكسجين في أيون الكبريتات هي روابط تساهمية قطبية. دعونا نكتب الصيغة الرسومية لكبريتات الصوديوم، ونستخدم الأسهم للإشارة إلى اتجاه انتقال الإلكترون.

* تعرض الصيغة الهيكلية ترتيب الروابط التساهمية في الجسيم (جزيء، أيون، جذري). تُستخدم الصيغ الهيكلية فقط للجسيمات ذات الروابط التساهمية. بالنسبة للجسيمات ذات الروابط الأيونية، فإن مفهوم الصيغة الهيكلية ليس له معنى. إذا كان الجسيم يحتوي على روابط أيونية، فسيتم استخدام صيغة رسومية.

نرى أن ستة إلكترونات تغادر ذرة الكبريت المركزية، مما يعني أن حالة أكسدة الكبريت هي 0 - (-6) = +6.

تأخذ كل ذرة أكسجين طرفية إلكترونين، مما يعني أن حالات الأكسدة الخاصة بها هي 0 + (-2) = -2

تقبل كل ذرات الأكسجين الجسرية إلكترونين ولها حالة أكسدة قدرها -2.

من الممكن أيضًا تحديد درجة الأكسدة باستخدام صيغة رسومية هيكلية، حيث تتم الإشارة إلى الروابط التساهمية بشرطات، كما تتم الإشارة إلى شحنة الأيونات.

في هذه الصيغة، تحتوي ذرات الأكسجين الجسرية بالفعل على شحنات سالبة واحدة ويأتي إليها إلكترون إضافي من ذرة الكبريت -1 + (-1) = -2، مما يعني أن حالات الأكسدة الخاصة بها تساوي -2.

درجة أكسدة أيونات الصوديوم تساوي شحنتها، أي. +1.

دعونا نحدد حالات أكسدة العناصر في فوق أكسيد البوتاسيوم (فوق أكسيد). للقيام بذلك، دعونا ننشئ صيغة رسومية لأكسيد البوتاسيوم الفائق ونوضح إعادة توزيع الإلكترونات باستخدام سهم. الرابطة O-O هي رابطة تساهمية غير قطبية، لذا فهي لا تشير إلى إعادة توزيع الإلكترونات.

* أنيون الأكسيد الفائق هو أيون جذري. الشحنة الرسمية لذرة أكسجين واحدة هي -1، والأخرى التي تحتوي على إلكترون غير مزدوج هي 0.

نرى أن حالة أكسدة البوتاسيوم هي +1. حالة أكسدة ذرة الأكسجين المكتوبة مقابل البوتاسيوم في الصيغة هي -1. حالة الأكسدة لذرة الأكسجين الثانية هي 0.

بنفس الطريقة، يمكنك تحديد درجة الأكسدة باستخدام صيغة الرسم الهيكلي.

تشير الدوائر إلى الشحنات الرسمية لأيون البوتاسيوم وإحدى ذرات الأكسجين. وفي هذه الحالة تتطابق قيم الشحنات الشكلية مع قيم حالات الأكسدة.

نظرًا لأن ذرتي الأكسجين في أنيون الأكسيد الفائق لهما حالات أكسدة مختلفة، فيمكننا الحساب المتوسط ​​الحسابي لحالة الأكسدةالأكسجين.

سيكون مساوياً لـ / 2 = - 1/2 = -0.5.

عادةً ما تتم الإشارة إلى قيم حالات الأكسدة المتوسطة الحسابية في الصيغ الإجمالية أو وحدات الصيغة لإظهار أن مجموع حالات الأكسدة يساوي الشحنة الإجمالية للنظام.

في حالة الأكسيد الفائق: +1 + 2(-0.5) = 0

من السهل تحديد حالات الأكسدة باستخدام صيغ النقاط الإلكترونية، حيث يتم الإشارة إلى أزواج الإلكترونات الوحيدة وإلكترونات الروابط التساهمية بالنقاط.

الأكسجين عنصر من عناصر المجموعة VIA، وبالتالي فإن ذرته تحتوي على 6 إلكترونات تكافؤ. لنتخيل أن الروابط الموجودة في جزيء الماء هي روابط أيونية، وفي هذه الحالة ستستقبل ذرة الأكسجين ثماني الإلكترونات.

حالة أكسدة الأكسجين تساوي بالتالي: 6 - 8 = -2.

أ ذرات الهيدروجين: 1 - 0 = +1

تعد القدرة على تحديد حالات الأكسدة باستخدام الصيغ الرسومية أمرًا لا يقدر بثمن لفهم جوهر هذا المفهوم، وستكون هذه المهارة مطلوبة أيضًا في دورة الكيمياء العضوية. إذا كنا نتعامل مع مواد غير عضوية، فمن الضروري أن نكون قادرين على تحديد حالات الأكسدة باستخدام الصيغ الجزيئية ووحدات الصيغة.

للقيام بذلك، عليك أولاً أن تفهم أن حالات الأكسدة يمكن أن تكون ثابتة ومتغيرة. يجب أن نتذكر العناصر التي تظهر حالات الأكسدة الثابتة.

يتميز أي عنصر كيميائي بحالات الأكسدة الأعلى والأدنى.

أدنى حالة الأكسدة- هذه هي الشحنة التي تكتسبها الذرة نتيجة استقبال أكبر عدد ممكن من الإلكترونات على طبقة الإلكترون الخارجية.

ونظرا لهذا، أدنى حالة أكسدة لها قيمة سلبية،باستثناء المعادن التي لا تقبل ذراتها الإلكترونات أبدًا بسبب انخفاض قيم السالبية الكهربية. المعادن لديها أدنى حالة أكسدة من 0.

تحاول معظم اللافلزات في المجموعات الفرعية الرئيسية ملء طبقة الإلكترون الخارجية بما يصل إلى ثمانية إلكترونات، وبعد ذلك تكتسب الذرة تكوينًا مستقرًا ( القاعدة الثماني). لذلك، من أجل تحديد أدنى حالة أكسدة، من الضروري فهم عدد إلكترونات التكافؤ التي تفتقر إليها الذرة للوصول إلى الثماني.

على سبيل المثال، النيتروجين هو عنصر المجموعة VA، مما يعني أن ذرة النيتروجين تحتوي على خمسة إلكترونات تكافؤ. ذرة النيتروجين أقل بثلاثة إلكترونات من الثماني. وهذا يعني أن أدنى حالة أكسدة للنيتروجين هي: 0 + (-3) = -3