Pour déterminer la charge conditionnelle des atomes dans les réactions redox, utilisez le tableau d'oxydation des éléments chimiques. Selon les propriétés de l'atome, un élément peut présenter un état d'oxydation positif ou négatif.

Quel est le nombre d'oxydation

La charge conditionnelle des atomes d'éléments dans des substances complexes est appelée état d'oxydation. La valeur de charge des atomes est enregistrée dans les réactions redox pour comprendre quel élément est un agent réducteur et lequel est un agent oxydant.

L'état d'oxydation est lié à l'électronégativité, qui montre la capacité des atomes à accepter ou à abandonner des électrons. Plus la valeur d’électronégativité est élevée, plus la capacité d’un atome à perdre des électrons lors de réactions est grande.

Riz. 1. Série d'électronégativité.

L'état d'oxydation peut avoir trois valeurs :

• zéro- l'atome est au repos (toutes les substances simples ont un état d'oxydation de 0) ;
• positif- l'atome cède des électrons et est un agent réducteur (tous les métaux, certains non-métaux) ;
• négatif- l'atome accepte les électrons et est un agent oxydant (la plupart des non-métaux).

Par exemple, les états d'oxydation dans la réaction du sodium avec le chlore sont les suivants :

2Na 0 + Cl 2 0 → 2Na +1 Cl -1

Dans la réaction des métaux avec des non-métaux, le métal est toujours l’agent réducteur et le non-métal est l’agent oxydant.

Comment déterminer

Il existe un tableau qui montre tous les états d'oxydation possibles des éléments.

Nom	Symbole	État d'oxydation
Béryllium
		1, 0, +1, +2, +3
		4, -3, -2, -1, 0, +2, +4
		3, -2, -1, 0, +1, +2, +3, +4, +5
Oxygène		2, -1, 0, +1, +2
Aluminium
		1, 0, +1, +3, +5, +7, rarement +2 et +4
Manganèse		2, +3, +4, +6, +7
		2, +3, rarement +4 et +6
		2, +3, rarement +4
		2, rarement +1, +3, +4
		1, +2, rarement +3
		3, rarement +2
Germanium
		3, +3, +5, rarement +2
		2, +4, +6, rarement +2
		1, +1, +5, rarement +3, +4
Strontium
Zirconium		4, rarement +2, +3
		3, +5, rarement +2, +4
Molybdène		3, +6, rarement +2, +3, +5
Technétium
		3, +4, +8, rarement +2, +6, +7
		4, rarement +2, +3, +6
Palladium		2, +4, rarement +6
		1, rarement +2, +3
		2, rarement +1
		3, rarement +1, +2
		3, +3, +5, rarement +4
		2, +4, +6, rare
		1, +1, +5, +7, rarement +3, +4
Praséodyme
Prométhium
		3, rarement +2
		3, rarement +2
Gadolinium
Dysprosium
		3, rarement +2
Ytterbium		3, rarement +2
		5, rarement +3, +4
Tungstène		6, rarement +2, +3, +4, +5
		2, +4, +6, +7, rarement -1, +1, +3, +5
		3, +4, +6, +8, rarement +2
		3, +4, +6, rarement +1, +2
		2, +4, +6, rarement +1, +3
		1, +3, rarement +2
		1, +3, rarement +2
		3, rarement +3, +2, +4, +5
		2, +4, rarement -2, +6

Ou utilisez cette version du tableau dans vos cours.

Riz. 2. Tableau des états d'oxydation.

De plus, les états d'oxydation des éléments chimiques peuvent être déterminés à partir du tableau périodique de Mendeleev :

• le degré le plus élevé (maximum positif) coïncide avec le numéro de groupe ;
• pour déterminer la valeur minimale de l'état d'oxydation, huit est soustrait du numéro de groupe.

Riz. 3. Tableau périodique.

La plupart des non-métaux ont des états d'oxydation positifs et négatifs. Par exemple, le silicium appartient au groupe IV, ce qui signifie que son état d’oxydation maximum est +4 et minimum -4. Dans les composés de non-métaux (SO 3 , CO 2 , SiC), l'agent oxydant est un non-métal avec un état d'oxydation négatif ou avec une valeur d'électronégativité élevée. Par exemple, dans le composé PCl 3, le phosphore a un état d'oxydation de +3, le chlore -1. L'électronégativité du phosphore est de 2,19, celle du chlore est de 3,16.

La deuxième règle ne fonctionne pas pour les métaux alcalins et alcalino-terreux, qui ont toujours un état d'oxydation positif égal au numéro de groupe. Les exceptions sont le magnésium et le béryllium (+1, +2). Avoir également un état d'oxydation constant :

• aluminium (+3);
• zinc (+2);
• cadmium (+2).

D'autres métaux ont un état d'oxydation variable. Dans la plupart des réactions, ils agissent comme un agent réducteur. Dans de rares cas, il peut s'agir d'agents oxydants ayant un état d'oxydation négatif.

Le fluor est l'agent oxydant le plus puissant. Son état d'oxydation est toujours -1.

Qu'avons-nous appris ?

Dès la leçon de 8e année, nous avons appris le degré d'oxydation. Il s’agit d’une valeur conventionnelle indiquant combien d’électrons un atome peut donner ou prendre lors d’une réaction chimique. La valeur est liée à l'électronégativité. Les agents oxydants acceptent les électrons et ont un état d'oxydation négatif, tandis que les agents réducteurs donnent des électrons et présentent un état d'oxydation positif. La plupart des métaux sont des agents réducteurs à état d'oxydation constant ou variable. Les non-métaux peuvent présenter des propriétés oxydantes et réductrices selon la substance avec laquelle ils réagissent.

Test sur le sujet

Évaluation du rapport

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A placer correctement états d'oxydation, vous devez garder quatre règles à l’esprit.

1) Dans une substance simple, l'état d'oxydation de tout élément est 0. Exemples : Na 0, H 0 2, P 0 4.

2) Il faut retenir les éléments caractéristiques états d'oxydation constants. Tous sont répertoriés dans le tableau.

3) En règle générale, l'état d'oxydation le plus élevé d'un élément coïncide avec le numéro du groupe dans lequel se trouve l'élément (par exemple, le phosphore est dans le groupe V, l'écart-type le plus élevé du phosphore est +5). Exceptions importantes : F, O.

4) La recherche des états d'oxydation d'autres éléments repose sur une règle simple :

Dans une molécule neutre, la somme des états d'oxydation de tous les éléments est nulle et dans un ion, la charge de l'ion.

Quelques exemples simples pour déterminer les états d'oxydation

Exemple 1. Il faut retrouver les états d'oxydation des éléments dans l'ammoniac (NH 3).

Solution. On sait déjà (voir 2) que l'Art. D'ACCORD. l'hydrogène est +1. Reste à retrouver cette caractéristique pour l'azote. Soit x l'état d'oxydation souhaité. Nous créons l'équation la plus simple : x + 3 (+1) = 0. La solution est évidente : x = -3. Réponse : N -3 H 3 +1.

Exemple 2. Indiquez les états d'oxydation de tous les atomes de la molécule H 2 SO 4.

Solution. Les états d'oxydation de l'hydrogène et de l'oxygène sont déjà connus : H(+1) et O(-2). Nous créons une équation pour déterminer l'état d'oxydation du soufre : 2 (+1) + x + 4 (-2) = 0. En résolvant cette équation, nous trouvons : x = +6. Réponse : H +1 2 S +6 O -2 4.

Exemple 3. Calculez les états d'oxydation de tous les éléments de la molécule Al(NO 3) 3.

Solution. L'algorithme reste inchangé. La composition de la « molécule » du nitrate d'aluminium comprend un atome d'Al (+3), 9 atomes d'oxygène (-2) et 3 atomes d'azote dont il faut calculer l'état d'oxydation. L'équation correspondante est : 1 (+3) + 3x + 9 (-2) = 0. Réponse : Al +3 (N +5 O -2 3) 3.

Exemple 4. Déterminez les états d’oxydation de tous les atomes de l’ion (AsO 4) 3-.

Solution. Dans ce cas, la somme des états d’oxydation ne sera plus égale à zéro, mais à la charge de l’ion, soit -3. Équation : x + 4 (-2) = -3. Réponse : As(+5), O(-2).

Que faire si les états d'oxydation de deux éléments sont inconnus

Est-il possible de déterminer les états d'oxydation de plusieurs éléments à la fois en utilisant une équation similaire ? Si l’on considère ce problème d’un point de vue mathématique, la réponse sera négative. Une équation linéaire à deux variables ne peut pas avoir de solution unique. Mais nous résolvons bien plus qu’une simple équation !

Exemple 5. Déterminer les états d'oxydation de tous les éléments dans (NH 4) 2 SO 4.

Solution. Les états d’oxydation de l’hydrogène et de l’oxygène sont connus, mais pas le soufre et l’azote. Un exemple classique de problème à deux inconnues ! Nous considérerons le sulfate d'ammonium non pas comme une seule « molécule », mais comme une combinaison de deux ions : NH 4 + et SO 4 2-. Les charges des ions nous sont connues, chacune d'elles ne contient qu'un seul atome avec un état d'oxydation inconnu. Grâce à l'expérience acquise en résolvant des problèmes précédents, nous pouvons facilement trouver les états d'oxydation de l'azote et du soufre. Réponse : (N -3 H 4 +1) 2 S +6 O 4 -2.

Conclusion : si une molécule contient plusieurs atomes avec des états d'oxydation inconnus, essayez de « diviser » la molécule en plusieurs parties.

Comment organiser les états d'oxydation dans les composés organiques

Exemple 6. Indiquez les états d'oxydation de tous les éléments dans CH 3 CH 2 OH.

Solution. La recherche des états d'oxydation dans les composés organiques a ses propres spécificités. En particulier, il est nécessaire de trouver séparément les états d'oxydation pour chaque atome de carbone. Vous pouvez raisonner comme suit. Prenons par exemple l’atome de carbone du groupe méthyle. Cet atome de C est relié à 3 atomes d'hydrogène et à un atome de carbone voisin. Le long de la liaison C-H, la densité électronique se déplace vers l'atome de carbone (puisque l'électronégativité du C dépasse l'EO de l'hydrogène). Si ce déplacement était complet, l’atome de carbone acquerrait une charge de -3.

L'atome C du groupe -CH 2 OH est lié à deux atomes d'hydrogène (un déplacement de la densité électronique vers C), un atome d'oxygène (un déplacement de la densité électronique vers O) et un atome de carbone (on peut supposer que le déplacement en densité électronique dans ce cas ne se produit pas). L'état d'oxydation du carbone est -2 +1 +0 = -1.

Réponse : C -3 H +1 3 C -1 H +1 2 O -2 H +1.

Ne confondez pas les notions de « valence » et « d’état d’oxydation » !

L'indice d'oxydation est souvent confondu avec la valence. Ne faites pas cette erreur. Je vais énumérer les principales différences :

• l'état d'oxydation a un signe (+ ou -), la valence n'en a pas ;
• l'état d'oxydation peut être nul même dans une substance complexe ; une valence égale à zéro signifie, en règle générale, qu'un atome d'un élément donné n'est pas connecté à d'autres atomes (nous ne discuterons d'aucun type de composés d'inclusion et autres « exotiques » ici);
• L'état d'oxydation est un concept formel qui n'acquiert une signification réelle que dans les composés avec des liaisons ioniques ; le concept de « valence », au contraire, est plus commodément appliqué aux composés covalents.

L'état d'oxydation (plus précisément son module) est souvent numériquement égal à la valence, mais le plus souvent ces valeurs ne coïncident PAS. Par exemple, l'état d'oxydation du carbone dans le CO 2 est +4 ; la valence de C est également égale à IV. Mais dans le méthanol (CH 3 OH), la valence du carbone reste la même et le degré d'oxydation de C est égal à -1.

Un petit test sur le thème "État d'oxydation"

Prenez quelques minutes pour vérifier votre compréhension de ce sujet. Vous devez répondre à cinq questions simples. Bonne chance!

Tutoriel vidéo 2 : État d'oxydation des éléments chimiques

Tutoriel vidéo 3 : Valence. Détermination de la valence

Conférence: Electronégativité. État d'oxydation et valence des éléments chimiques

Électronégativité

Électronégativité est la capacité des atomes à attirer les électrons d’autres atomes pour les rejoindre.

Il est facile de juger de l'électronégativité d'un élément chimique particulier à l'aide du tableau. Rappelez-vous, dans l'une de nos leçons, il a été dit qu'il augmente lorsque l'on se déplace de gauche à droite dans les périodes du tableau périodique et lorsque l'on se déplace de bas en haut dans les groupes.

Par exemple, la tâche a été confiée de déterminer quel élément de la série proposée est le plus électronégatif : C (carbone), N (azote), O (oxygène), S (soufre) ? Nous regardons la table et constatons que c'est O, car il est à droite et plus haut que les autres.

Quels facteurs influencent l’électronégativité ? Ce:

• Le rayon d'un atome, plus il est petit, plus l'électronégativité est élevée.
• La couche de valence est remplie d'électrons ; plus il y a d'électrons, plus l'électronégativité est élevée.

De tous les éléments chimiques, le fluor est le plus électronégatif car il possède un petit rayon atomique et 7 électrons dans sa couche de valence.

Les éléments à faible électronégativité comprennent les métaux alcalins et alcalino-terreux. Ils ont de grands rayons et très peu d’électrons dans leur enveloppe externe.

Les valeurs d'électronégativité d'un atome ne peuvent pas être constantes, car cela dépend de nombreux facteurs, dont ceux listés ci-dessus, ainsi que du degré d'oxydation, qui peut être différent pour un même élément. Par conséquent, il est d'usage de parler de la relativité des valeurs d'électronégativité. Vous pouvez utiliser les échelles suivantes :

Vous aurez besoin de valeurs d'électronégativité lors de l'écriture de formules pour des composés binaires constitués de deux éléments. Par exemple, la formule de l'oxyde de cuivre Cu 2 O - le premier élément doit être noté celui dont l'électronégativité est la plus faible.

Au moment de la formation d'une liaison chimique, si la différence d'électronégativité entre les éléments est supérieure à 2,0, une liaison polaire covalente se forme ; si elle est inférieure, une liaison ionique se forme.

État d'oxydation

État d'oxydation (CO)- c'est la charge conditionnelle ou réelle d'un atome dans un composé : conditionnelle - si la liaison est polaire covalente, réelle - si la liaison est ionique.

Un atome acquiert une charge positive lorsqu’il abandonne des électrons et une charge négative lorsqu’il en accepte.

Les états d'oxydation sont inscrits au-dessus des symboles avec un signe «+»/«-» . Il existe également des CO intermédiaires. Le CO maximum d'un élément est positif et égal au numéro de groupe, et le minimum négatif pour les métaux est nul, pour les non-métaux = (Groupe n° – 8). Les éléments avec un maximum de CO n'acceptent que des électrons, et les éléments avec un minimum de CO n'abandonnent que des électrons. Les éléments qui ont des CO intermédiaires peuvent à la fois donner et recevoir des électrons.

Examinons quelques règles à suivre pour déterminer le CO :

Le CO de toutes les substances simples est nul.

La somme de tous les atomes de CO dans une molécule est également égale à zéro, puisque toute molécule est électriquement neutre.

Dans les composés avec une liaison covalente non polaire, CO est égal à zéro (O 2 0), et avec une liaison ionique, il est égal aux charges des ions (Na + Cl - sodium CO +1, chlore -1). Les éléments CO des composés avec une liaison polaire covalente sont considérés comme avec une liaison ionique (H:Cl = H + Cl -, ce qui signifie H +1 Cl -1).

Les éléments d’un composé qui ont la plus grande électronégativité ont des états d’oxydation négatifs, tandis que ceux qui ont la moins d’électronégativité ont des états d’oxydation positifs. Sur cette base, nous pouvons conclure que les métaux n'ont qu'un état d'oxydation «+».

États d'oxydation constants:

Métaux alcalins +1.

Tous les métaux du deuxième groupe +2. Exception : Hg +1, +2.

Aluminium +3.

• Hydrogène +1. Exception : hydrures de métaux actifs NaH, CaH 2, etc., où l'état d'oxydation de l'hydrogène est –1.

  Oxygène –2. Exception : F 2 -1 O +2 et les peroxydes contenant le groupe –O–O–, dans lesquels l'état d'oxydation de l'oxygène est –1.

Lorsqu’une liaison ionique se forme, un certain transfert d’électrons se produit, d’un atome moins électronégatif vers un atome plus électronégatif. De plus, au cours de ce processus, les atomes perdent toujours leur neutralité électrique et se transforment ensuite en ions. Des charges entières sont également formées. Lorsqu’une liaison covalente polaire se forme, l’électron n’est transféré que partiellement, ce qui entraîne l’apparition de charges partielles.

Valence

Valenceest la capacité des atomes à former n - le nombre de liaisons chimiques avec des atomes d'autres éléments.

Valence est aussi la capacité d'un atome à maintenir d'autres atomes près de lui. Comme vous le savez grâce à votre cours de chimie à l'école, différents atomes sont liés les uns aux autres par des électrons provenant du niveau d'énergie externe. Un électron non apparié cherche une paire auprès d’un autre atome. Ces électrons de niveau externe sont appelés électrons de valence. Cela signifie que la valence peut également être définie comme le nombre de paires d’électrons reliant les atomes les uns aux autres. Regardez la formule développée de l'eau : H – O – H. Chaque tiret est une paire d'électrons, ce qui signifie qu'il montre la valence, c'est-à-dire l'oxygène ici a deux lignes, ce qui signifie qu'il est divalent, les molécules d'hydrogène proviennent chacune d'une ligne, ce qui signifie que l'hydrogène est monovalent. Lors de l'écriture, la valence est indiquée par des chiffres romains : O (II), H (I). Peut également être indiqué au-dessus de l'élément.

Valence peut être constante ou variable. Par exemple, dans les alcalis métalliques, il est constant et égal à I. Mais le chlore dans divers composés présente les valences I, III, V, VII.

Comment déterminer la valence d'un élément ?

Regardons à nouveau le tableau périodique. Les métaux des sous-groupes principaux ont une valence constante, donc les métaux du premier groupe ont une valence I, le second - II. Et les métaux des sous-groupes latéraux ont une valence variable. Elle est également variable pour les non-métaux. La valence la plus élevée d'un atome est égale au numéro de groupe, la plus faible est égale à = numéro de groupe - 8. Une formulation familière. Cela ne signifie-t-il pas que la valence coïncide avec l'état d'oxydation ? N'oubliez pas que la valence peut coïncider avec l'état d'oxydation, mais ces indicateurs ne sont pas identiques les uns aux autres. La valence ne peut pas avoir de signe =/- et ne peut pas non plus être nulle.

La deuxième méthode consiste à déterminer la valence à l'aide d'une formule chimique, si la valence constante de l'un des éléments est connue. Par exemple, prenons la formule de l’oxyde de cuivre : CuO. Valence d'oxygène II. On voit que pour un atome d'oxygène dans cette formule il y a un atome de cuivre, ce qui signifie que la valence du cuivre est égale à II. Prenons maintenant une formule plus compliquée : Fe 2 O 3. La valence de l'atome d'oxygène est II. Il y a trois de ces atomes ici, multipliez 2*3 =6. Nous avons constaté qu’il existe 6 valences pour deux atomes de fer. Découvrons la valence d'un atome de fer : 6:2=3. Cela signifie que la valence du fer est III.

De plus, lorsqu'il faut estimer la « valence maximale », il faut toujours partir de la configuration électronique présente à l'état « excité ».

L'électronégativité est la capacité d'un atome d'un élément chimique dans un composé à attirer les électrons des atomes associés d'autres éléments chimiques.

L'électronégativité, comme d'autres propriétés des atomes d'éléments chimiques, change périodiquement avec l'augmentation du numéro atomique de l'élément :

Le graphique ci-dessus montre la périodicité des changements de l'électronégativité des éléments des principaux sous-groupes en fonction du numéro atomique de l'élément.

En descendant d'un sous-groupe du tableau périodique, l'électronégativité des éléments chimiques diminue et en se déplaçant vers la droite le long de la période, elle augmente.

L'électronégativité reflète la non-métallicité des éléments : plus la valeur d'électronégativité est élevée, plus l'élément possède de propriétés non métalliques.

État d'oxydation

L'état d'oxydation est la charge conditionnelle d'un atome d'un élément chimique dans un composé, calculée sur la base de l'hypothèse que toutes les liaisons de sa molécule sont ioniques, c'est-à-dire toutes les paires d'électrons de liaison sont déplacées vers des atomes ayant une électronégativité plus élevée.

Comment calculer l’état d’oxydation d’un élément dans un composé ?

1) L'état d'oxydation des éléments chimiques dans les substances simples est toujours nul.

2) Il existe des éléments qui présentent un état d'oxydation constant dans les substances complexes :

3) Il existe des éléments chimiques qui présentent un état d’oxydation constant dans la grande majorité des composés. Ces éléments comprennent :

Élément	État d'oxydation dans presque tous les composés	Des exceptions
hydrogène H	+1	Hydrures de métaux alcalins et alcalino-terreux, par exemple :
oxygène O	-2	Peroxydes d'hydrogène et de métaux : Fluorure d'oxygène -

4) La somme algébrique des états d'oxydation de tous les atomes d'une molécule est toujours nulle. La somme algébrique des états d’oxydation de tous les atomes d’un ion est égale à la charge de l’ion.

5) L'état d'oxydation le plus élevé (maximum) est égal au numéro de groupe. Les exceptions qui ne tombent pas sous le coup de cette règle sont les éléments du sous-groupe secondaire du groupe I, les éléments du sous-groupe secondaire du groupe VIII, ainsi que l'oxygène et le fluor.

Éléments chimiques dont le numéro de groupe ne coïncide pas avec leur état d'oxydation le plus élevé (obligatoire à retenir)

6) L'état d'oxydation le plus bas des métaux est toujours nul, et l'état d'oxydation le plus bas des non-métaux est calculé par la formule :

état d'oxydation le plus bas du non-métal = numéro de groupe − 8

Sur la base des règles présentées ci-dessus, vous pouvez établir l'état d'oxydation d'un élément chimique dans n'importe quelle substance.

Trouver les états d'oxydation des éléments dans divers composés

Exemple 1

Déterminez les états d’oxydation de tous les éléments de l’acide sulfurique.

Solution:

Écrivons la formule de l'acide sulfurique :

L'état d'oxydation de l'hydrogène dans toutes les substances complexes est +1 (sauf les hydrures métalliques).

L'état d'oxydation de l'oxygène dans toutes les substances complexes est de -2 (à l'exception des peroxydes et du fluorure d'oxygène OF 2). Organisons les états d'oxydation connus :

Désignons l'état d'oxydation du soufre par X:

La molécule d’acide sulfurique, comme la molécule de toute substance, est généralement électriquement neutre, car la somme des états d'oxydation de tous les atomes d'une molécule est nulle. Schématiquement, cela peut être représenté comme suit :

Ceux. on obtient l'équation suivante :

Résolvons-le :

Ainsi, l'état d'oxydation du soufre dans l'acide sulfurique est de +6.

Exemple 2

Déterminez l’état d’oxydation de tous les éléments du bichromate d’ammonium.

Solution:

Écrivons la formule du bichromate d'ammonium :

Comme dans le cas précédent, on peut arranger les états d'oxydation de l'hydrogène et de l'oxygène :

Cependant, nous constatons que les états d'oxydation de deux éléments chimiques à la fois sont inconnus : l'azote et le chrome. Par conséquent, nous ne pouvons pas trouver les états d’oxydation de la même manière que dans l’exemple précédent (une équation à deux variables n’a pas de solution unique).

Attirons votre attention sur le fait que cette substance appartient à la classe des sels et possède donc une structure ionique. On peut alors dire à juste titre que la composition du bichromate d'ammonium comprend des cations NH 4 + (la charge de ce cation est visible dans le tableau de solubilité). Par conséquent, puisque l'unité de formule du dichromate d'ammonium contient deux cations NH 4 + positifs à charge unique, la charge de l'ion dichromate est égale à -2, puisque la substance dans son ensemble est électriquement neutre. Ceux. la substance est formée de cations NH 4 + et d'anions Cr 2 O 7 2-.

Nous connaissons les états d'oxydation de l'hydrogène et de l'oxygène. Sachant que la somme des états d'oxydation des atomes de tous les éléments d'un ion est égale à la charge, et désignant les états d'oxydation de l'azote et du chrome par X Et oui on peut donc écrire :

Ceux. on obtient deux équations indépendantes :

En résolvant cela, nous trouvons X Et oui:

Ainsi, dans le bichromate d'ammonium, les états d'oxydation de l'azote sont -3, hydrogène +1, chrome +6 et oxygène -2.

Vous pouvez lire comment déterminer les états d'oxydation des éléments dans les substances organiques.

Valence

Valence - le nombre de liaisons chimiques qu'un atome d'un élément forme dans un composé chimique.

La valence des atomes est indiquée par des chiffres romains : I, II, III, etc.

Les capacités de valence d'un atome dépendent de la quantité :

1) électrons non appariés

2) paires d'électrons isolés dans les orbitales des niveaux de valence

3) orbitales électroniques vides du niveau de valence

Possibilités de valence de l'atome d'hydrogène

Décrivons la formule graphique électronique de l'atome d'hydrogène :

Il a été dit que trois facteurs peuvent influencer les possibilités de valence : la présence d'électrons non appariés, la présence de paires d'électrons isolées dans le niveau externe et la présence d'orbitales vacantes (vides) dans le niveau externe. Nous voyons un électron non apparié au niveau d’énergie externe (et unique). Sur cette base, l'hydrogène peut certainement avoir une valence de I. Cependant, dans le premier niveau d'énergie, il n'y a qu'un seul sous-niveau - s, ceux. L'atome d'hydrogène au niveau externe n'a ni paires d'électrons isolées ni orbitales vides.

Ainsi, la seule valence qu’un atome d’hydrogène peut présenter est I.

Possibilités de valence de l'atome de carbone

Considérons la structure électronique de l'atome de carbone. A l'état fondamental, la configuration électronique de son niveau externe est la suivante :

Ceux. dans l'état fondamental, au niveau d'énergie externe de l'atome de carbone non excité, il y a 2 électrons non appariés. Dans cet état, il peut présenter une valence de II. Cependant, l'atome de carbone passe très facilement dans un état excité lorsqu'on lui communique de l'énergie, et la configuration électronique de la couche externe prend dans ce cas la forme :

Malgré le fait qu'une certaine quantité d'énergie soit dépensée pour le processus d'excitation de l'atome de carbone, cette dépense est plus que compensée par la formation de quatre liaisons covalentes. Pour cette raison, la valence IV est beaucoup plus caractéristique de l’atome de carbone. Par exemple, le carbone a la valence IV dans les molécules de dioxyde de carbone, d'acide carbonique et absolument toutes les substances organiques.

En plus des électrons non appariés et des paires d'électrons isolées, la présence d'orbitales de niveau de valence () vacantes affecte également les possibilités de valence. La présence de telles orbitales au niveau rempli conduit au fait que l'atome peut agir comme un accepteur de paires d'électrons, c'est-à-dire former des liaisons covalentes supplémentaires grâce à un mécanisme donneur-accepteur. Par exemple, contrairement aux attentes, dans la molécule de monoxyde de carbone CO, la liaison n'est pas double, mais triple, comme le montre clairement l'illustration suivante :

Résumant les informations sur les capacités de valence de l'atome de carbone :

1) Les valences II, III, IV sont possibles pour le carbone

2) La valence du carbone la plus courante dans les composés IV

3) Dans la molécule de monoxyde de carbone CO, il existe une triple liaison (!), dont l'une des trois liaisons est formée selon le mécanisme donneur-accepteur.

Possibilités de valence de l'atome d'azote

Écrivons la formule graphique électronique du niveau d'énergie externe de l'atome d'azote :

Comme le montre l’illustration ci-dessus, l’atome d’azote dans son état normal possède 3 électrons non appariés et il est donc logique de supposer qu’il est capable de présenter une valence de III. En effet, une valence de trois est observée dans les molécules d'ammoniac (NH 3), d'acide nitreux (HNO 2), de trichlorure d'azote (NCl 3), etc.

Il a été dit plus haut que la valence d'un atome d'un élément chimique dépend non seulement du nombre d'électrons non appariés, mais également de la présence de paires d'électrons isolés. Cela est dû au fait qu'une liaison chimique covalente peut se former non seulement lorsque deux atomes se fournissent un électron, mais également lorsqu'un atome avec une paire d'électrons libres - donneur () le fournit à un autre atome avec un libre ( ) niveau de valence orbitale (accepteur). Ceux. Pour l'atome d'azote, la valence IV est également possible grâce à une liaison covalente supplémentaire formée par le mécanisme donneur-accepteur. Par exemple, quatre liaisons covalentes, dont l'une est formée par un mécanisme donneur-accepteur, sont observées lors de la formation d'un cation ammonium :

Malgré le fait que l'une des liaisons covalentes soit formée selon le mécanisme donneur-accepteur, toutes les liaisons N-H du cation ammonium sont absolument identiques et ne diffèrent pas les unes des autres.

L'atome d'azote n'est pas capable de présenter une valence égale à V. Cela est dû au fait qu'il est impossible pour un atome d'azote de passer à un état excité, dans lequel deux électrons sont appariés avec la transition de l'un d'eux vers une orbitale libre dont le niveau d'énergie est le plus proche. L'atome d'azote n'a pas d-sous-niveau, et la transition vers l'orbitale 3s est si coûteuse sur le plan énergétique que les coûts énergétiques ne sont pas couverts par la formation de nouvelles liaisons. Beaucoup peuvent se demander quelle est la valence de l'azote, par exemple, dans les molécules d'acide nitrique HNO 3 ou d'oxyde nitrique N 2 O 5 ? Curieusement, la valence y est également IV, comme le montrent les formules développées suivantes :

La ligne pointillée dans l'illustration montre ce qu'on appelle délocalisé π -connexion. Pour cette raison, les obligations terminales NO peuvent être appelées « obligations une et demie ». Des liaisons une et demie similaires sont également présentes dans la molécule d'ozone O 3, de benzène C 6 H 6, etc.

i>Résumant les informations sur les capacités de valence de l'atome d'azote :

1) Pour l'azote, les valences I, II, III et IV sont possibles

2) Valence V l'azote ne le fait pas !

3) Dans les molécules d'acide nitrique et d'oxyde d'azote N 2 O 5, l'azote a une valence IV+5 (!) .

4) Dans les composés dans lesquels l'atome d'azote est tétravalent, l'une des liaisons covalentes se forme selon le mécanisme donneur-accepteur (sels d'ammonium NH 4 +, acide nitrique, etc.).

Possibilités de phosphore à Valence

Décrivons la formule graphique électronique du niveau d'énergie externe de l'atome de phosphore :

Comme nous le voyons, la structure de la couche externe de l'atome de phosphore à l'état fondamental et de l'atome d'azote est la même, et il est donc logique d'attendre pour l'atome de phosphore, ainsi que pour l'atome d'azote, des valences possibles égales à I, II, III et IV, comme observé dans la pratique.

Cependant, contrairement à l’azote, l’atome de phosphore possède également d-sous-niveau avec 5 orbitales vacantes.

À cet égard, il est capable de passer à un état excité, envoyant des électrons 3 s-orbitales :

Ainsi, la valence V pour l'atome de phosphore, inaccessible à l'azote, est possible. Par exemple, l'atome de phosphore a une valence de cinq dans les molécules de composés tels que l'acide phosphorique, les halogénures de phosphore (V), l'oxyde de phosphore (V), etc.

Possibilités de valence de l'atome d'oxygène

La formule graphique électronique du niveau d'énergie externe d'un atome d'oxygène a la forme :

Nous voyons deux électrons non appariés au 2ème niveau, et donc la valence II est possible pour l'oxygène. Il convient de noter que cette valence de l’atome d’oxygène s’observe dans presque tous les composés. Ci-dessus, en considérant les capacités de valence de l’atome de carbone, nous avons discuté de la formation de la molécule de monoxyde de carbone. La liaison dans la molécule de CO est triple, donc l'oxygène y est trivalent (l'oxygène est un donneur de paires d'électrons).

Étant donné que l'atome d'oxygène n'a pas de contact externe d-sous-niveau, appariement électronique s Et p- les orbitales sont impossibles, c'est pourquoi les capacités de valence de l'atome d'oxygène sont limitées par rapport à d'autres éléments de son sous-groupe, par exemple le soufre.

Ainsi, l'oxygène a presque toujours une valence de II, mais dans certaines particules il est trivalent, notamment dans la molécule de monoxyde de carbone C≡O. Dans le cas où l'oxygène a une valence III, l'une des liaisons covalentes se forme selon le mécanisme donneur-accepteur.

Possibilités de valence de l'atome de soufre

Niveau d'énergie externe d'un atome de soufre à l'état non excité :

L’atome de soufre, comme l’atome d’oxygène, possède normalement deux électrons non appariés, nous pouvons donc conclure qu’une valence de deux est possible pour le soufre. En effet, le soufre a la valence II, par exemple dans la molécule de sulfure d'hydrogène H 2 S.

Comme on le voit, l'atome de soufre apparaît au niveau externe d-sous-niveau avec orbitales vacantes. Pour cette raison, l'atome de soufre est capable d'étendre ses capacités de valence, contrairement à l'oxygène, en raison de la transition vers des états excités. Ainsi, lors de l'appariement d'une seule paire d'électrons 3 p-sous-niveau, l'atome de soufre acquiert la configuration électronique du niveau externe de la forme suivante :

Dans cet état, l’atome de soufre possède 4 électrons non appariés, ce qui nous indique que les atomes de soufre peuvent présenter une valence IV. En effet, le soufre a une valence IV dans les molécules SO 2, SF 4, SOCl 2, etc.

Lors de l'appariement de la deuxième paire d'électrons solitaires située à 3 s-sous-niveau, le niveau d'énergie externe acquiert la configuration :

Dans cet état, la manifestation de la valence VI devient possible. Des exemples de composés avec du soufre de valence VI sont SO 3, H 2 SO 4, SO 2 Cl 2, etc.

De même, nous pouvons considérer les possibilités de valence d’autres éléments chimiques.

De nombreux manuels et manuels scolaires enseignent comment créer des formules basées sur des valences, même pour des composés comportant des liaisons ioniques. Pour simplifier la procédure d'élaboration des formules, cela est, à notre avis, acceptable. Mais vous devez comprendre que ce n'est pas tout à fait correct pour les raisons ci-dessus.

Un concept plus universel est celui de l’état d’oxydation. En utilisant les valeurs des états d'oxydation des atomes, ainsi que les valeurs de valence, vous pouvez composer des formules chimiques et noter les unités de formule.

État d'oxydation- il s'agit de la charge conditionnelle d'un atome dans une particule (molécule, ion, radical), calculée dans l'approximation selon laquelle toutes les liaisons de la particule sont ioniques.

Avant de déterminer les états d’oxydation, il est nécessaire de comparer l’électronégativité des atomes liés. Un atome avec une valeur d'électronégativité plus élevée a un état d'oxydation négatif, et un atome avec une électronégativité plus faible a un état d'oxydation positif.

Afin de comparer objectivement les valeurs d'électronégativité des atomes lors du calcul des états d'oxydation, l'IUPAC a recommandé en 2013 d'utiliser l'échelle Allen.

* Ainsi, par exemple, selon l'échelle Allen, l'électronégativité de l'azote est de 3,066 et celle du chlore est de 2,869.

Illustrons la définition ci-dessus avec des exemples. Composons la formule développée d'une molécule d'eau.

Les liaisons polaires covalentes O-H sont indiquées en bleu.

Imaginons que les deux liaisons ne soient pas covalentes, mais ioniques. S’ils étaient ioniques, alors un électron serait transféré de chaque atome d’hydrogène à l’atome d’oxygène le plus électronégatif. Notons ces transitions par des flèches bleues.

*En celaPar exemple, la flèche sert à illustrer visuellement le transfert complet des électrons, et non à illustrer l'effet inductif.

Il est facile de remarquer que le nombre de flèches indique le nombre d’électrons transférés et que leur direction indique la direction du transfert d’électrons.

Il y a deux flèches dirigées vers l'atome d'oxygène, ce qui signifie que deux électrons sont transférés à l'atome d'oxygène : 0 + (-2) = -2. Une charge de -2 se forme sur l'atome d'oxygène. C'est l'état d'oxydation de l'oxygène dans une molécule d'eau.

Chaque atome d'hydrogène perd un électron : 0 - (-1) = +1. Cela signifie que les atomes d’hydrogène ont un état d’oxydation de +1.

La somme des états d’oxydation est toujours égale à la charge totale de la particule.

Par exemple, la somme des états d'oxydation dans une molécule d'eau est égale à : +1(2) + (-2) = 0. La molécule est une particule électriquement neutre.

Si nous calculons les états d'oxydation d'un ion, alors la somme des états d'oxydation est donc égale à sa charge.

La valeur de l'état d'oxydation est généralement indiquée dans le coin supérieur droit du symbole de l'élément. De plus, le signe est écrit devant le numéro. Si le signe vient après le nombre, alors c'est la charge de l'ion.

Par exemple, S -2 est un atome de soufre à l'état d'oxydation -2, S 2- est un anion soufre avec une charge de -2.

S +6 O -2 4 2- - valeurs des états d'oxydation des atomes dans l'anion sulfate (la charge de l'ion est surlignée en vert).

Considérons maintenant le cas où le composé a des liaisons mixtes : Na 2 SO 4. La liaison entre l'anion sulfate et les cations sodium est ionique, les liaisons entre l'atome de soufre et les atomes d'oxygène dans l'ion sulfate sont polaires covalentes. Écrivons la formule graphique du sulfate de sodium et utilisons les flèches pour indiquer la direction de la transition électronique.

*La formule développée affiche l'ordre des liaisons covalentes dans une particule (molécule, ion, radical). Les formules développées ne sont utilisées que pour les particules ayant des liaisons covalentes. Pour les particules possédant des liaisons ioniques, le concept de formule développée n'a aucun sens. Si la particule contient des liaisons ioniques, une formule graphique est utilisée.

Nous voyons que six électrons quittent l'atome de soufre central, ce qui signifie que l'état d'oxydation du soufre est 0 - (-6) = +6.

Les atomes d'oxygène terminaux prennent chacun deux électrons, ce qui signifie que leurs états d'oxydation sont 0 + (-2) = -2

Les atomes d’oxygène pontants acceptent chacun deux électrons et ont un état d’oxydation de -2.

Il est également possible de déterminer le degré d'oxydation à l'aide d'une formule graphique structurale, où les liaisons covalentes sont indiquées par des tirets et la charge des ions est indiquée.

Dans cette formule, les atomes d'oxygène pontants ont déjà des charges négatives uniques et un électron supplémentaire leur vient de l'atome de soufre -1 + (-1) = -2, ce qui signifie que leurs états d'oxydation sont égaux à -2.

Le degré d'oxydation des ions sodium est égal à leur charge, c'est-à-dire +1.

Déterminons les états d'oxydation des éléments du superoxyde de potassium (superoxyde). Pour ce faire, créons une formule graphique pour le superoxyde de potassium et montrons la redistribution des électrons avec une flèche. La liaison O-O est une liaison covalente non polaire, elle n'indique donc pas la redistribution des électrons.

* L'anion superoxyde est un ion radical. La charge formelle d'un atome d'oxygène est -1 et celle de l'autre, avec un électron non apparié, est 0.

On voit que l'état d'oxydation du potassium est +1. L’état d’oxydation de l’atome d’oxygène écrit en face du potassium dans la formule est -1. L'état d'oxydation du deuxième atome d'oxygène est 0.

De la même manière, vous pouvez déterminer le degré d'oxydation à l'aide de la formule structurale-graphique.

Les cercles indiquent les charges formelles de l'ion potassium et de l'un des atomes d'oxygène. Dans ce cas, les valeurs des charges formelles coïncident avec les valeurs des états d'oxydation.

Puisque les deux atomes d’oxygène de l’anion superoxyde ont des états d’oxydation différents, nous pouvons calculer état d'oxydation moyen arithmétique oxygène.

Il sera égal à /2 = - 1/2 = -0,5.

Les valeurs des états d'oxydation moyens arithmétiques sont généralement indiquées dans des formules brutes ou des unités de formule pour montrer que la somme des états d'oxydation est égale à la charge totale du système.

Pour le cas du superoxyde : +1 + 2(-0,5) = 0

Il est facile de déterminer les états d'oxydation à l'aide de formules électron-point, dans lesquelles les paires d'électrons isolées et les électrons des liaisons covalentes sont indiqués par des points.

L'oxygène est un élément du groupe VIA, son atome possède donc 6 électrons de valence. Imaginons que les liaisons dans une molécule d'eau soient ioniques, dans ce cas l'atome d'oxygène recevrait un octet d'électrons.

L'état d'oxydation de l'oxygène est respectivement égal à : 6 - 8 = -2.

A atomes d'hydrogène : 1 - 0 = +1

La capacité de déterminer les états d'oxydation à l'aide de formules graphiques est inestimable pour comprendre l'essence de ce concept ; cette compétence sera également requise dans un cours de chimie organique. S'il s'agit de substances inorganiques, il est alors nécessaire de pouvoir déterminer les états d'oxydation à l'aide de formules moléculaires et d'unités de formule.

Pour ce faire, vous devez tout d’abord comprendre que les états d’oxydation peuvent être constants et variables. Il faut retenir les éléments présentant des états d’oxydation constants.

Tout élément chimique est caractérisé par des états d'oxydation supérieurs et inférieurs.

État d'oxydation le plus bas- c'est la charge qu'un atome acquiert en recevant le nombre maximum d'électrons sur la couche électronique externe.

Compte tenu de cela, l'état d'oxydation le plus bas a une valeur négative,à l'exception des métaux, dont les atomes n'acceptent jamais d'électrons en raison de leurs faibles valeurs d'électronégativité. Les métaux ont un état d'oxydation le plus bas de 0.

La plupart des non-métaux des sous-groupes principaux tentent de remplir leur couche électronique externe avec jusqu'à huit électrons, après quoi l'atome acquiert une configuration stable ( règle de l'octet). Par conséquent, afin de déterminer l’état d’oxydation le plus bas, il est nécessaire de comprendre combien d’électrons de valence il manque à un atome pour atteindre l’octet.

Par exemple, l’azote est un élément du groupe VA, ce qui signifie que l’atome d’azote possède cinq électrons de valence. L’atome d’azote est à trois électrons de l’octet. Cela signifie que l'état d'oxydation le plus bas de l'azote est : 0 + (-3) = -3