المصطلح يستخدم على نطاق واسع في الكيمياء. الكهربية (EO) -تسمى خاصية الذرات لعنصر معين لسحب الإلكترونات من ذرات العناصر الأخرى في المركبات الكهربية. تؤخذ الكهربية الكهربية للليثيوم تقليديًا كوحدة ، ويتم حساب EC للعناصر الأخرى وفقًا لذلك. يوجد مقياس لقيم عناصر EO.

القيم العددية لعناصر EO لها قيم تقريبية: إنها كمية بلا أبعاد. كلما زادت EC لعنصر ، زادت خصائصه غير المعدنية وضوحًا. وفقًا لـ EO ، يمكن كتابة العناصر على النحو التالي:

F> O> Cl> Br> S> P> C> H> Si> Al> Mg> Ca> Na> K> Cs

يحتوي الفلور على أعلى قيمة EO. بمقارنة قيم EO للعناصر من الفرانسيوم (0.86) إلى الفلور (4.1) ، من السهل رؤية أن EO يطيع القانون الدوري. في النظام الدوري للعناصر ، يزداد EO في فترة ما مع زيادة رقم العنصر (من اليسار إلى اليمين) ، وفي المجموعات الفرعية الرئيسية يتناقص (من أعلى إلى أسفل). في فترات ، مع زيادة شحنات نوى الذرات ، يزداد عدد الإلكترونات على الطبقة الخارجية ، ويقل نصف قطر الذرات ، وبالتالي تقل سهولة إعطاء الإلكترونات ، ويزيد EO ، وبالتالي ، زيادة الخصائص.

سوف يجعل الاختلاف في الكهربية للعناصر في المركب (ΔX) من الممكن الحكم على نوع الرابطة الكيميائية.

إذا كانت القيمة Δ X = 0 - رابطة تساهمية غير قطبية.

مع الاختلاف في الكهربية ما يصل إلى 2.0 رابطة تسمى قطبي تساهمي، علي سبيل المثال: اتصال HFفي جزيء فلوريد الهيدروجين HF: Δ X \ u003d (3.98 - 2.20) \ u003d 1.78

صلات مع الاختلاف في الكهربية أكبر من 2.0 تعتبر أيونية.على سبيل المثال: رابطة Na-Cl في مركب NaCl: Δ X \ u003d (3.16 - 0.93) \ u003d 2.23.

تعتمد الكهربية على المسافة بين النواة وإلكترونات التكافؤ ، وعن مدى قرب اكتمال قذيفة التكافؤ.كلما كان نصف قطر الذرة أصغر وكلما زاد عدد إلكترونات التكافؤ ، زادت ER.

الفلور هو معظم العناصر الكهربية. أولاً ، يحتوي على 7 إلكترونات على غلاف التكافؤ (يوجد إلكترون واحد فقط مفقود قبل ثماني بتات) ، وثانيًا ، يقع غلاف التكافؤ هذا بالقرب من النواة.

أقل الذرات الكهربية هي الفلزات الأرضية القلوية والقلوية.لديهم أنصاف أقطار كبيرة وقذائفهم الإلكترونية الخارجية بعيدة عن الاكتمال. من الأسهل عليهم بكثير إعطاء إلكترونات التكافؤ الخاصة بهم إلى ذرة أخرى (ثم يكتمل الغلاف الخارجي الخارجي) بدلاً من "اكتساب" الإلكترونات.

يمكن التعبير عن الكهربية من الناحية الكمية وتصطف العناصر بترتيب تصاعدي. الأكثر استخداما مقياس الكهربية الذي اقترحه الكيميائي الأمريكي L. Pauling.

حالة الأكسدة

مركبات مكونة من اثنين العناصر الكيميائية، مسمى الثنائية(من خط العرض ثنائي - اثنان) ، أو عنصرين (كلوريد الصوديوم ، حمض الهيدروكلوريك). في حالة وجود رابطة أيونية في جزيء كلوريد الصوديوم ، تنقل ذرة الصوديوم إلكترونها الخارجي إلى ذرة الكلور وتتحول إلى أيون بشحنة +1 ، بينما تقبل ذرة الكلور إلكترونًا وتتحول إلى أيون بشحنة من -1. من الناحية التخطيطية ، يمكن وصف عملية تحول الذرات إلى أيونات على النحو التالي:

في تفاعل كيميائيفي جزيء حمض الهيدروكلوريك ، يتحول زوج الإلكترون المشترك نحو الذرة الأكثر كهرسلبية. علي سبيل المثال، ، أي أن الإلكترون لن ينتقل بالكامل من ذرة الهيدروجين إلى ذرة الكلور ، ولكن جزئيًا ، مما يتسبب في شحنة جزئية للذرات δ: ع +0.18 ميكرولتر -0.18. إذا تخيلنا أنه في جزيء حمض الهيدروكلوريك ، وكذلك في كلوريد كلوريد الصوديوم ، ينتقل الإلكترون تمامًا من ذرة الهيدروجين إلى ذرة الكلور ، ثم يتلقى الشحنات +1 و -1:

تسمى هذه الرسوم المشروطة حالة الأكسدة. عند تعريف هذا المفهوم ، يُفترض بشكل مشروط أنه في المركبات القطبية التساهمية ، انتقلت الإلكترونات الملزمة تمامًا إلى ذرة أكثر كهرسلبية ، وبالتالي تتكون المركبات فقط من ذرات موجبة وسالبة الشحنة.

حالة الأكسدة هي الشحنة الشرطية لذرات عنصر كيميائي في مركب ، محسوبة على أساس افتراض أن جميع المركبات (الأيونية والقطبية تساهميًا) تتكون فقط من أيونات. يمكن أن يكون لحالة الأكسدة قيمة سالبة أو موجبة أو صفرية ، توضع عادةً فوق رمز العنصر في الأعلى ، على سبيل المثال:

تلك الذرات التي استقبلت إلكترونات من ذرات أخرى أو التي تم إزاحة أزواج الإلكترونات الشائعة إليها ، لها قيمة سالبة لحالة الأكسدة ، أي ذرات المزيد من العناصر الكهربية. تلك الذرات التي تتبرع بإلكتروناتها لذرات أخرى أو التي تُسحب منها أزواج الإلكترونات الشائعة لديها حالة أكسدة موجبة ، أي ذرات عناصر أقل كهرسلبية. الذرات في الجزيئات لها حالة أكسدة صفرية مواد بسيطةوالذرات في حالة حرة ، على سبيل المثال:

في المركبات ، تكون حالة الأكسدة الكلية صفرًا دائمًا.

التكافؤ

يتم تحديد تكافؤ ذرة عنصر كيميائي بشكل أساسي من خلال عدد الإلكترونات غير الزوجية التي تشارك في تكوين رابطة كيميائية.

يتم تحديد احتمالات التكافؤ للذرات من خلال:

عدد الإلكترونات غير المزاوجة (مدارات ذات إلكترون واحد) ؛

وجود المدارات الحرة.

وجود أزواج وحيدة من الإلكترونات.

في الكيمياء العضويةيستبدل مفهوم "التكافؤ" مفهوم "حالة الأكسدة" ، والذي من المعتاد العمل فيه الكيمياء غير العضوية. ومع ذلك ، فهما ليسا نفس الشيء. التكافؤ ليس له علامة ولا يمكن أن يكون صفراً ، في حين أن حالة الأكسدة تتميز بالضرورة بعلامة ويمكن أن يكون لها قيمة مساوية للصفر.

يشير التكافؤ في الأساس إلى قدرة الذرات على تكوين عدد معين روابط تساهمية. إذا كانت الذرة تحتوي على عدد n من الإلكترونات غير الزوجية وأزواج الإلكترونات غير المشتركة ، فيمكن أن تشكل هذه الذرة روابط تساهمية n + m مع ذرات أخرى ، أي سيكون التكافؤ مساويًا لـ n + m. عند تقييم الحد الأقصى من التكافؤ ، يجب على المرء أن ينطلق من التكوين الإلكتروني للحالة "المثارة". على سبيل المثال ، الحد الأقصى لتكافؤ ذرة البريليوم والبورون والنيتروجين هو 4.

التكافؤ الدائم:

• H ، Na ، Li ، K ، Rb ، Cs - حالة الأكسدة أنا
• O ، Be ، Mg ، Ca ، Sr ، Ba ، Ra ، Zn ، Cd - حالة الأكسدة II
• ب ، ال ، جا ، إن - حالة الأكسدة III

متغيرات التكافؤ:

• النحاس - الأول والثاني
• Fe ، Co ، Ni - الثاني والثالث
• C ، Sn ، Pb - الثاني والرابع
• P- الثالث والخامس
• سجل تجاري- الثاني والثالث والسادس
• س- الثاني والرابع والسادس
• مينيسوتا الثاني والثالث والرابع والسادس والسابع
• ن- الثاني والثالث والرابع والخامس
• Cl- الأول والرابع والسادسوسابعا

باستخدام التكافؤات ، يمكنك تكوين صيغة المركب.

الصيغة الكيميائية هي سجل شرطي لتكوين مادة ما عن طريق العلامات والمؤشرات الكيميائية.

على سبيل المثال: H 2 O هي صيغة الماء ، حيث H و علامات O- الكيميائيةالعناصر ، 2 هو فهرس يوضح عدد ذرات عنصر معين التي تشكل جزيء الماء.

عند تسمية المواد ذات التكافؤ المتغير ، يجب الإشارة إلى التكافؤ الخاص بها ، والذي يتم وضعه بين قوسين. على سبيل المثال ، P 2 0 5 - أكسيد الفوسفور (V)

I. حالة الأكسدة ذرات حرةوالذرات في الجزيئات مواد بسيطةيساوي صفر- نا 0 ، ر 4 0 ، حول 2 0

ثانيًا. في مادة معقدةمجموع جبري CO لجميع الذرات ، مع الأخذ في الاعتبار مؤشراتهم ، يساوي صفر = 0. وفي أيون معقدشحنتها.

علي سبيل المثال:

على سبيل المثال ، دعنا نحلل عدة مركبات ونكتشف التكافؤ الكلور:

المواد المرجعية لاجتياز الاختبار:

طاولة منديليف

جدول الذوبان

أنا.التكافؤ (التكرار)

التكافؤ هو قدرة الذرات على ربط عدد معين من الذرات الأخرى بنفسها.

قواعد تحديد التكافؤ
عناصر في الاتصالات

1. التكافؤ هيدروجينتأخذ ل أنا(وحدة). بعد ذلك ، وفقًا لصيغة الماء H 2 O ، يتم ربط ذرتين من الهيدروجين بذرة أكسجين واحدة.

2. الأكسجينيظهر التكافؤ دائمًا في مجمعاته ثانيًا. لذلك ، فإن الكربون في مركب CO 2 (ثاني أكسيد الكربون) له تكافؤ IV.

3. أعلى تكافؤيساوي رقم المجموعة .

4. تكافؤ أقليساوي الفرق بين الرقم 8 (عدد المجموعات في الجدول) وعدد المجموعة التي يقع فيها هذا العنصر ، أي 8 - ن مجموعات .

5. بالنسبة للمعادن في المجموعات الفرعية "أ" ، فإن التكافؤ يساوي رقم المجموعة.

6. في اللافلزات ، يتجلى تكافؤان بشكل أساسي: أعلى وأدنى.

على سبيل المثال: يحتوي الكبريت على تكافؤ أعلى VI وأقل تكافؤ (8-6) يساوي II ؛ يعرض الفوسفور التكافؤ الخامس والثالث.

7. يمكن أن تكون التكافؤ ثابتة أو متغيرة.

يجب معرفة تكافؤ العناصر من أجل تكوين الصيغ الكيميائية للمركبات.

تذكر!

ميزات التجميع الصيغ الكيميائيةروابط.

1) يُظهر العنصر الموجود في جدول Mendeleev إلى اليمين وما فوق أدنى تكافؤ ، ويظهر العنصر الموجود على اليسار وأسفل أعلى تكافؤ.

على سبيل المثال ، بالاقتران مع الأكسجين ، يُظهر الكبريت تكافؤًا أعلى VI ، بينما يُظهر الأكسجين أقل II. لذا فإن صيغة أكسيد الكبريت ستكون SO 3.

في مزيج من السيليكون والكربون ، يُظهر الأول تكافؤًا أعلى IV ، والثاني - IV أقل. إذن الصيغة- كربيد. إنه كربيد السيليكون ، أساس المواد المقاومة للحرارة والكاشطة.

2) تأتي ذرة المعدن أولاً في الصيغة.

2) في صيغ المركبات ، تأتي الذرة غير المعدنية ، التي تظهر أدنى تكافؤ ، دائمًا في المرتبة الثانية ، وينتهي اسم هذا المركب بالحرف "id".

علي سبيل المثال، CaO - أكسيد الكالسيوم،كلوريد الصوديوم - كلوريد الصوديوم، PbS - كبريتيد الرصاص.

الآن يمكنك أنت نفسك كتابة الصيغ الخاصة بأي مركبات من المعادن غير الفلزية.

3) يتم وضع ذرة المعدن في المقام الأول في الصيغة.

ثانيًا. حالة الأكسدة (مادة جديدة)

حالة الأكسدة- هذه هي الشحنة الشرطية التي تتلقاها الذرة نتيجة العودة الكاملة (قبول) الإلكترونات ، بناءً على شرط أن تكون جميع الروابط في المركب أيونية.

ضع في اعتبارك بنية ذرات الفلور والصوديوم:

ث +9) 2) 7

Na + 11) 2) 8) 1

- ماذا يمكن أن يقال عن اكتمال المستوى الخارجي لذرات الفلور والصوديوم؟

- ما هي الذرة التي يسهل قبولها ، وأيها أسهل في إعطاء إلكترونات التكافؤ لإكمال المستوى الخارجي؟

هل كلتا الذرتين لهما مستوى خارجي غير مكتمل؟

يسهل على ذرة الصوديوم التبرع بالإلكترونات ، بالنسبة للفلور لقبول الإلكترونات قبل اكتمال المستوى الخارجي.

F 0 + 1ē → F -1 (ذرة محايدة تقبل إلكترونًا واحدًا سالبًا وتكتسب حالة أكسدة "-1" ، تتحول إلى أيون سالب الشحنة - أنيون )

Na 0 - 1ē → Na +1 (تتبرع ذرة محايدة بإلكترون واحد سالب وتكتسب حالة أكسدة "+1" ، فتتحول إلى أيون موجب الشحنة )

كيفية تحديد حالة أكسدة الذرة في PSCE D.I. منديليف؟

قواعد التعريف حالات أكسدة الذرة في PSCE D.I. منديليف:

1. هيدروجين عادة ما تظهر حالة الأكسدة (CO) +1 (استثناء ، المركبات التي تحتوي على معادن (الهيدريدات) - يحتوي الهيدروجين على ثاني أكسيد الكربون يساوي (-1) Me + n H n -1)

2. الأكسجين يعرض عادة ثاني أكسيد الكربون -2 (الاستثناءات: O +2 F 2، H 2 O 2 -1 - بيروكسيد الهيدروجين)

3. المعادن تظهر فقط + ن إيجابي CO

4. الفلور يظهر دائمًا تساوي ثاني أكسيد الكربون -1 (F-1)

5. للعناصر المجموعات الفرعية الرئيسية:

أعلى CO (+) = رقم المجموعة ن مجموعات

السفلي CO (-) = ن مجموعات – 8

قواعد لتحديد حالة أكسدة ذرة في مركب:

I. حالة الأكسدة ذرات حرة والذرات في الجزيئات مواد بسيطة يساوي صفر - Na 0، P 4 0، O 2 0

ثانيًا. في مادة معقدة المجموع الجبري لثاني أكسيد الكربون لجميع الذرات ، مع الأخذ في الاعتبار مؤشراتهم ، يساوي صفر = 0 ، و في أيون معقد شحنتها.

علي سبيل المثال، ح +1 ن +5 ا 3 -2 : (+1)*1+(+5)*1+(-2)*3 = 0

2- : (+6)*1+(-2)*4 = -2

التمرين 1 - تحديد حالات الأكسدة لجميع الذرات في صيغة حامض الكبريتيك H 2 SO 4؟

1. دعونا نضع حالات الأكسدة المعروفة للهيدروجين والأكسجين ، ونأخذ ثاني أكسيد الكربون في الكبريت على أنه "x"

H +1 S x O 4 -2

(+1) * 1 + (x) * 1 + (- 2) * 4 = 0

X \ u003d 6 أو (+6) ، لذلك يحتوي الكبريت على C O +6 ، أي ق + 6

المهمة 2 - تحديد حالات الأكسدة لجميع الذرات في صيغة حامض الفوسفوريك H 3 PO 4؟

1. دعونا نضع حالات الأكسدة المعروفة للهيدروجين والأكسجين ، ونأخذ ثاني أكسيد الكربون في الفوسفور على أنه "x"

H 3 +1 P x O 4 -2

2. يؤلف ويحل المعادلة وفق القاعدة (2):

(+1) * 3 + (x) * 1 + (- 2) * 4 = 0

X \ u003d 5 أو (+5) ، لذلك يحتوي الفوسفور على C O +5 ، أي ف + 5

المهمة 3 - تحديد حالات الأكسدة لجميع الذرات في صيغة أيون الأمونيوم (NH 4) +؟

1. دعونا نضع حالة أكسدة الهيدروجين المعروفة ، ونأخذ ثاني أكسيد الكربون من النيتروجين كـ "x"

(N x H 4 +1) +

2. يؤلف ويحل المعادلة وفق القاعدة (2):

(x) * 1 + (+ 1) * 4 = + 1

X \ u003d -3 ، لذلك ، يحتوي النيتروجين على C O -3 ، أي ن -3

تشكيل رقم معين مع ذرات العناصر الأخرى.

تكافؤ ذرات الفلور يساوي أنا دائمًا

لي ، نا ، ك ، ف ،ح, م, سي اس- أحادي التكافؤ

Be ، Mg ، Ca ، Sr ، Ba ، Cd ، Zn ،ا, رع- لها تكافؤ يساوي II ؛

ال ، بمكسب- ثلاثي التكافؤ.

يتطابق الحد الأقصى من التكافؤ لذرات عنصر معين مع عدد المجموعة التي يقع فيها في النظام الدوري. على سبيل المثال ، بالنسبة إلى Sa هو كذلكثانيًاللكبريت -السادسللكلور -سابعا. استثناءات الكثير من هذه القاعدة أيضًا:

جزءالسادسالمجموعة ، O ، لها التكافؤ II (في H 3 O + - III) ؛
- أحادي التكافؤ F (بدلاً منسابعا);
- عادة ثنائي وثلاثي التكافؤ ، عنصر من عناصر المجموعة الثامنة ؛
- يمكن لـ N حمل 4 ذرات فقط بالقرب من نفسها ، وليس 5 ، على النحو التالي من رقم المجموعة ؛
- نحاس واحد وثنائي التكافؤ ، يقع في المجموعة الأولى.

يتم تحديد الحد الأدنى لقيمة التكافؤ للعناصر التي يكون فيها متغيرًا بواسطة الصيغة: رقم المجموعة في PS - 8. لذا ، فإن أدنى تكافؤ للكبريت 8-6 \ u003d 2 والفلور والهالوجينات الأخرى - (8-7) \ u003d 1 ، النيتروجين والفوسفور - (8-5) = 3 وهكذا.

في المركب ، يجب أن يتوافق مجموع وحدات التكافؤ لذرات أحد العناصر مع إجمالي التكافؤ للعنصر الآخر (أو الرقم الإجماليتكافؤ عنصر كيميائي واحد يساوي العدد الإجمالي لتكافؤ ذرات عنصر كيميائي آخر). لذلك ، في جزيء الماء H-O-Hتكافؤ H يساوي I ، هناك ذرتان من هذا القبيل ، مما يعني أن هناك وحدتي تكافؤ في الهيدروجين (1 × 2 = 2). نفس القيمة لها تكافؤ الأكسجين.

عندما يتم دمج المعادن مع غير الفلزات ، يظهر الأخير تكافؤًا أقل

في مركب يتكون من نوعين من الذرات ، يكون للعنصر الموجود في المرتبة الثانية أدنى تكافؤ. لذلك ، عند توصيل العناصر غير المعدنية ببعضها البعض ، فإن العنصر الموجود في Mendeleev's PSCE إلى اليمين وما فوق ، والأعلى ، على التوالي ، إلى اليسار وتحت ، يُظهر أدنى تكافؤ.

يتطابق تكافؤ بقايا الحمض مع عدد ذرات H في الصيغة الحمضية ، وتكافؤ مجموعة OH هي I.

في مركب يتكون من ذرات ثلاثة عناصر ، تسمى الذرة الموجودة في منتصف الصيغة بالذرة المركزية. ترتبط ذرات O مباشرة به ، وتشكل بقية الذرات روابط مع الأكسجين.

قواعد تحديد درجة أكسدة العناصر الكيميائية.

حالة الأكسدة هي الشحنة الشرطية لذرات عنصر كيميائي في المركب ، محسوبة من افتراض أن المركبات تتكون فقط من أيونات. يمكن أن يكون لحالات الأكسدة قيمة موجبة أو سالبة أو صفرية ، ويتم وضع العلامة قبل الرقم: -1 ، -2 ، +3 ، على عكس شحنة الأيون ، حيث يتم وضع العلامة بعد الرقم.
تكون حالات أكسدة المعادن في المركبات موجبة دائمًا ، وتتوافق أعلى حالة أكسدة مع رقم المجموعة النظام الدوريحيث يوجد العنصر المحدد (باستثناء بعض العناصر: gold Au +3 (المجموعة الأولى) ، النحاس +2 (II) ، من المجموعة الثامنة ، فقط osmium Os و ruthenium Ru يمكن أن يكون لهما حالة أكسدة +8.
يمكن أن تكون درجات اللافلزات موجبة وسالبة على حد سواء ، اعتمادًا على الذرة التي تتصل بها: إذا كانت مع ذرة معدنية ، فهي دائمًا سالبة ، إذا كانت غير معدنية ، فيمكن أن تكون + و -. عند تحديد حالات الأكسدة ، يجب استخدام القواعد التالية:

حالة أكسدة أي عنصر في مادة بسيطة هي 0.

مجموع حالات الأكسدة لجميع الذرات التي يتكون منها الجسيم (الجزيئات ، الأيونات ، إلخ) يساوي شحنة هذا الجسيم.

مجموع حالات الأكسدة لجميع الذرات في الجزيء المحايد هو 0.

إذا تم تكوين مركب من عنصرين ، فإن العنصر ذو القدرة الكهربية الأعلى يكون له حالة أكسدة أقل من الصفر ، والعنصر ذو القدرة الكهربية الأقل له حالة أكسدة أكبر من الصفر.

الحد الأقصى لحالة الأكسدة الموجبة لأي عنصر يساوي رقم المجموعة في الجدول الدوري للعناصر ، والحد الأدنى من حالة الأكسدة السلبية هو N-8 ، حيث N هو رقم المجموعة.

حالة أكسدة الفلور في المركبات هي -1.

حالة الأكسدة الفلزات القلوية(الليثيوم والصوديوم والبوتاسيوم والروبيديوم والسيزيوم) +1.

حالة أكسدة المعادن للمجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة الثانية من النظام الدوري (المغنيسيوم والكالسيوم والسترونشيوم والباريوم) هي +2.

حالة أكسدة الألومنيوم هي +3.

حالة أكسدة الهيدروجين في المركبات هي +1 (باستثناء المركبات التي تحتوي على معادن NaH ، CaH 2 ، في هذه المركبات تكون حالة أكسدة الهيدروجين -1).

حالة أكسدة الأكسجين –2 (الاستثناءات هي بيروكسيدات H 2 ا 2 ، نا 2 ا 2 ، BaO 2 في نفوسهم ، تكون حالة أكسدة الأكسجين -1 ، وبالاقتران مع الفلور - +2).

في الجزيئات ، المجموع الجبري لحالات أكسدة العناصر ، مع الأخذ في الاعتبار عدد ذراتها ، هو 0.

مثال. حدد حالات الأكسدة في المركب ك 2 سجل تجاري 2 ا 7 .
يحتوي عنصرا البوتاسيوم والأكسجين الكيميائيان على حالات أكسدة ثابتة ويساويان +1 و -2 على التوالي. عدد حالات الأكسدة للأكسجين (-2) 7 = (- 14) ، للبوتاسيوم (+1) 2 = (+ 2). عدد حالات الأكسدة الموجبة يساوي عدد الحالات السالبة. إذن (-14) + (+ 2) = (- 12). هذا يعني أن عدد الدرجات الموجبة لذرة الكروم هو 12 ، لكن هناك ذرتان ، مما يعني أن هناك (+12): 2 = (+ 6) لكل ذرة ، نكتب حالات الأكسدة على العناصرل + 2 سجل تجاري +6 2 ا -2 7

من بين التفاعلات الكيميائية ، بما في ذلك تلك الموجودة في الطبيعة ، تفاعلات الأكسدة والاختزالهي الأكثر شيوعًا. وتشمل هذه ، على سبيل المثال ، التمثيل الضوئي ، والتمثيل الغذائي ، والعمليات البيولوجية ، وكذلك احتراق الوقود ، وإنتاج المعادن ، والعديد من التفاعلات الأخرى. لطالما استخدمت البشر تفاعلات الأكسدة والاختزال بنجاح لأغراض مختلفة ، لكن النظرية الإلكترونية لعمليات الأكسدة والاختزال ظهرت مؤخرًا - في بداية القرن العشرين.

من أجل الذهاب إلى النظرية الحديثةالحد من الأكسدة ، من الضروري إدخال عدة مفاهيم - هذا التكافؤ وحالة الأكسدة والهيكل قذائف الإلكترونذرات. بدراسة أقسام مثل ، العناصر ، ووجدنا بالفعل هذه المفاهيم. بعد ذلك ، دعونا نلقي نظرة عليها بمزيد من التفصيل.

التكافؤ وحالة الأكسدة

التكافؤ- مفهوم معقد نشأ جنبًا إلى جنب مع مفهوم الرابطة الكيميائية ويتم تعريفه على أنه خاصية الذرات لربط أو استبدال عدد معين من ذرات عنصر آخر ، أي هي قدرة الذرات على تكوين روابط كيميائية في المركبات. في البداية ، تم تحديد التكافؤ بواسطة الهيدروجين (تم أخذ التكافؤ يساوي 1) أو الأكسجين (التكافؤ يساوي 2). في وقت لاحق ، بدأوا في التمييز بين التكافؤ الإيجابي والسلبي. من الناحية الكمية ، يتميز التكافؤ الموجب بعدد الإلكترونات التي تبرعت بها الذرة ، ويتميز التكافؤ السالب بعدد الإلكترونات التي يجب ربطها بالذرة لتنفيذ قاعدة الثمانيات (أي إكمال الجزء الخارجي مستوى الطاقة). لاحقًا ، بدأ مفهوم التكافؤ في الجمع بين طبيعة الروابط الكيميائية التي تنشأ بين الذرات في تركيبتها.

كقاعدة عامة ، أعلى تكافؤ للعناصر يتوافق مع رقم المجموعة في النظام الدوري. ولكن ، كما هو الحال مع جميع القواعد ، هناك استثناءات: على سبيل المثال ، يقع النحاس والذهب في المجموعة الأولى من النظام الدوري ويجب أن يكون تكافؤهما مساويًا لرقم المجموعة ، أي 1 ، ولكن في الواقع أعلى قيمة تكافؤ للنحاس هي 2 ، والذهب - 3.

حالة الأكسدةيُطلق عليه أحيانًا رقم الأكسدة أو التكافؤ الكهروكيميائي أو حالة الأكسدة وهو مفهوم شرطي. وبالتالي ، عند حساب درجة الأكسدة ، يُفترض أن الجزيء هو الأيونات فقط ، على الرغم من أن معظم المركبات ليست أيونية على الإطلاق. من الناحية الكمية ، يتم تحديد حالة أكسدة ذرات العنصر في المركب من خلال عدد الإلكترونات المرتبطة بالذرة أو المزاحة من الذرة. وبالتالي ، في حالة عدم وجود إزاحة للإلكترونات ، ستكون حالة الأكسدة صفرًا ، مع إزاحة الإلكترونات نحو ذرة معينة ، ستكون سالبة ، ومع الإزاحة من ذرة معينة ، ستكون موجبة.

تعريف حالة أكسدة الذراتيجب عليك اتباع القواعد التالية:

1. في جزيئات المواد والمعادن البسيطة ، تكون حالة أكسدة الذرات هي 0.
2. يحتوي الهيدروجين في جميع المركبات تقريبًا على حالة أكسدة تساوي +1 (وفقط في هيدرات المعادن النشطة التي تساوي -1).
3. بالنسبة لذرات الأكسجين في مركباتها ، تكون حالة الأكسدة -2 (استثناءات: OF 2 وبيروكسيدات المعادن ، تكون حالة أكسدة الأكسجين +2 و -1 ، على التوالي).
4. تحتوي ذرات الفلزات القلوية (+1) والأرض القلوية (+2) ، وكذلك الفلور (-1) أيضًا على حالة أكسدة ثابتة
5. في المركبات الأيونية البسيطة ، تكون حالة الأكسدة متساوية في الحجم وتدل على شحنتها الكهربائية.
6. بالنسبة مركب تساهمي، تحتوي الذرة الأكثر كهرسلبية على حالة أكسدة بعلامة "-" ، والذرة الأقل كهرسلبية لها علامة "+".
7. للمركبات المعقدة تشير إلى درجة أكسدة الذرة المركزية.
8. مجموع حالات الأكسدة للذرات في الجزيء هو صفر.

على سبيل المثال ، دعنا نحدد حالة أكسدة Se في المركب H 2 SeO 3

إذن ، حالة أكسدة الهيدروجين هي +1 ، أكسجين -2 ، ومجموع كل حالات الأكسدة هو 0 ، سنقوم بعمل تعبير ، مع الأخذ في الاعتبار عدد الذرات في مركب H 2 + Se x O 3 -2 :

(+1) 2 + س + (- 2) 3 = 0 من أين

أولئك. H 2 + Se +4 O 3 -2

معرفة قيمة حالة الأكسدة لعنصر ما في المركب ، من الممكن التنبؤ بها الخواص الكيميائيةوالتفاعل مع المركبات الأخرى ، وكذلك ما إذا كان هذا المركب الحد من وكيلأو عامل مؤكسد. تم تطوير هذه المفاهيم بالكامل في نظريات الأكسدة والاختزال:

• أكسدة- هي عملية فقدان الإلكترونات بواسطة ذرة أو أيون أو جزيء مما يؤدي إلى زيادة درجة الأكسدة.

Al 0 -3e - = Al +3 ؛

2O -2 -4e - \ u003d O 2 ؛

2Cl - -2e - \ u003d Cl 2

• استعادة -هي العملية التي تكتسب بها ذرة أو أيون أو جزيء إلكترونات ، مما يؤدي إلى انخفاض في حالة الأكسدة.

Ca +2 + 2e - = Ca 0 ؛

2H + 2e - \ u003d H 2

• المؤكسدات- المركبات التي تقبل الإلكترونات أثناء تفاعل كيميائي، لكن تقليل الوكلاءهي مركبات تتبرع بالإلكترون. تتأكسد عوامل الاختزال أثناء التفاعل ، ويتم تقليل العوامل المؤكسدة.
• جوهر تفاعلات الأكسدة والاختزال- حركة الإلكترونات (أو إزاحة أزواج الإلكترونات) من مادة إلى أخرى ، مصحوبة بتغيير في حالات أكسدة الذرات أو الأيونات. في مثل هذه التفاعلات ، لا يمكن أن يتأكسد أحد العناصر دون اختزال الآخر ، لأن. يتسبب نقل الإلكترونات دائمًا في كل من الأكسدة والاختزال. وبالتالي ، فإن العدد الإجمالي للإلكترونات المأخوذة من عنصر واحد أثناء الأكسدة يتزامن مع عدد الإلكترونات التي يتلقاها عنصر آخر أثناء الاختزال.

لذلك ، إذا كانت العناصر الموجودة في المركبات في أعلى حالات الأكسدة ، فإنها ستظهر فقط خصائص مؤكسدة ، نظرًا لحقيقة أنها لم تعد قادرة على التبرع بالإلكترونات. على العكس من ذلك ، إذا كانت العناصر الموجودة في المركبات في أدنى حالات الأكسدة ، فإنها تظهر فقط خصائص مختزلة ، لأن لم يعد بإمكانهم إضافة إلكترونات. يمكن أن تكون ذرات العناصر في حالة أكسدة وسيطة ، اعتمادًا على ظروف التفاعل ، عوامل مؤكسدة ومختزلة. دعنا نعطي مثالاً: الكبريت في أعلى حالة أكسدة له +6 في مركب H 2 SO 4 يمكن أن يظهر فقط خصائص مؤكسدة ، في مركب H 2S - الكبريت في أدنى حالة أكسدة -2 وسيظهر فقط خصائص مختزلة ، وفي حالة H 2 SO 3 في حالة أكسدة وسيطة تبلغ +4 ، يمكن أن يكون الكبريت عاملاً مؤكسدًا وعامل اختزال.

بناءً على قيم حالات الأكسدة للعناصر ، من الممكن التنبؤ باحتمالية حدوث تفاعل بين المواد. من الواضح أنه إذا كان كلا العنصرين في مركباتهما في حالة أكسدة أعلى أو أقل ، فإن التفاعل بينهما يكون مستحيلًا. يكون التفاعل ممكنًا إذا كان أحد المركبات يمكن أن يُظهر خصائص مؤكسدة ، بينما يمكن أن يُظهر الآخر خصائص مختزلة. على سبيل المثال ، في HI و H 2 S ، يكون كل من اليود والكبريت في أدنى حالات الأكسدة (-1 و -2) ويمكن أن تكون عوامل اختزال فقط ، وبالتالي ، لن يتفاعل كل منهما مع الآخر. لكنها ستتفاعل تمامًا مع H 2 SO 4 ، والتي تتميز بخصائص الاختزال ، tk. الكبريت هنا في أعلى حالة أكسدة.

يتم عرض أهم عوامل الاختزال والعوامل المؤكسدة في الجدول التالي.

المرممون
ذرات محايدة	المخطط العام م-ن →مينيسوتا + جميع المعادن بالإضافة إلى الهيدروجين والكربون أقوى عوامل الاختزال هي الفلزات الأرضية القلوية والقلوية ، وكذلك اللانثانيدات والأكتينيدات. عوامل الاختزال الضعيفة - المعادن النبيلة - Au ، Ag ، Pt ، Ir ، Os ، Pd ، Ru ، Rh. في المجموعات الفرعية الرئيسية للنظام الدوري ، تزداد قدرة الذرات المحايدة مع زيادة الرقم التسلسلي.
أيونات غير معدنية سالبة الشحنة	المخطط العام E +شمال شرق - → E.ن- تعتبر الأيونات السالبة عوامل اختزال قوية نظرًا لحقيقة أنها يمكن أن تتبرع بكل من إلكتروناتها الزائدة وإلكتروناتها الخارجية. تزداد القدرة التجديدية ، بنفس الشحنة ، مع زيادة نصف قطر الذرة. على سبيل المثال ، أنا عامل اختزال أقوى من Br - و Cl -. S 2 ، Se 2 ، Te 2 ، ويمكن أيضًا أن تكون عوامل اختزال أخرى.
أيونات المعادن موجبة الشحنة من أدنى حالة أكسدة	يمكن لأيونات المعادن ذات أدنى حالة أكسدة أن تظهر خصائص مختزلة إذا كانت تتميز بحالات ذات حالة أكسدة أعلى. علي سبيل المثال، Sn 2+ -2e - → Sn 4+ Cr 2+ -e - → Cr 3+ Cu + -e - → Cu 2+
أيونات معقدة وجزيئات تحتوي على ذرات في حالة أكسدة وسيطة	يمكن أن تظهر الأيونات المعقدة أو المعقدة ، وكذلك الجزيئات ، خصائص مختزلة إذا كانت الذرات التي تتكون منها في حالة أكسدة وسيطة. علي سبيل المثال، SO 3 2- و NO 2 - و AsO 3 3- و 4- و SO 2 و CO و NO وغيرها.
	الكربون ، وأول أكسيد الكربون (II) ، والحديد ، والزنك ، والألمنيوم ، والقصدير ، وحمض الكبريت ، وكبريتيت الصوديوم و بيسلفيت ، وكبريتيد الصوديوم ، وثيوسلفات الصوديوم ، والهيدروجين ، كهرباء
المؤكسدات
ذرات محايدة	المخطط العام E + ne- → E n- العوامل المؤكسدة هي ذرات عنصر p. غير المعادن النموذجية هي الفلور والأكسجين والكلور. أقوى العوامل المؤكسدة هي الهالوجينات والأكسجين. في المجموعات الفرعية الرئيسية للمجموعات 7 و 6 و 5 و 4 ، من أعلى إلى أسفل ، ينخفض ​​النشاط التأكسدي للذرات
أيونات معدنية موجبة الشحنة	جميع الأيونات المعدنية موجبة الشحنة في درجات متفاوتهتظهر خصائص مؤكسدة. من بين هذه العوامل ، أقوى العوامل المؤكسدة هي الأيونات بدرجة عالية من الأكسدة ، على سبيل المثال ، Sn 4+ ، Fe 3+ ، Cu 2+. أيونات المعادن النبيلة ، حتى في حالة الأكسدة المنخفضة ، هي عوامل مؤكسدة قوية.
الأيونات والجزيئات المركبة التي تحتوي على ذرات معدنية في أعلى حالة أكسدة	العوامل المؤكسدة النموذجية هي مواد تحتوي على ذرات معدنية في الحالة أعلى درجةأكسدة. على سبيل المثال ، KMnO4 ، K2Cr2O7 ، K2CrO4 ، HAuCl4.
الأيونات والجزيئات المركبة التي تحتوي على ذرات غير فلزية في حالة أكسدة إيجابية	وهي عبارة عن أحماض تحتوي على الأكسجين بشكل أساسي ، بالإضافة إلى الأكاسيد والأملاح المقابلة لها. على سبيل المثال ، SO 3 و H 2 SO 4 و HClO و HClO 3 و NaOBr وغيرها. في صف واحد H2SO4 →H2SeO4 →H6تيو 6يزيد نشاط الأكسدة من حامض الكبريتيك إلى حمض التيلوريك. في صف واحد HClO-HClO 2 -HClO 3 -حمض الهيدروكلوريك 4 HBrO - HBrO 3 - HIO - HIO 3 - HIO 4 ، H5IO 6 يزيد النشاط التأكسدي من اليمين إلى اليسار ، والتضخيم خصائص الحمضيحدث من اليسار إلى اليمين.
أهم عوامل الاختزال في الممارسة الهندسية والمخبرية	الأكسجين والأوزون وبرمنجنات البوتاسيوم وأحماض الكروميك والبيكروميك وحمض النيتريك وحمض النيتروز ، حامض الكبريتيك(conc) ، بيروكسيد الهيدروجين ، التيار الكهربائي ، حمض البيركلوريك ، ثاني أكسيد المنغنيز ، ثاني أكسيد الرصاص ، الكلور ، محاليل هيبوكلوريت البوتاسيوم والصوديوم ، هايبوبروميد البوتاسيوم ، هيكساسيانوفيرات البوتاسيوم (III).

فئات ،