Birləşmələrdə kükürd atomlarının oksidləşmə dərəcələrinin əhəmiyyəti. Kükürd birləşmələri

Valentlik mürəkkəb anlayışdır. Bu termin kimyəvi birləşmə nəzəriyyəsinin inkişafı ilə eyni vaxtda əhəmiyyətli transformasiyaya məruz qaldı. Başlanğıcda valentlik bir atomun kimyəvi bağ yaratmaq üçün müəyyən sayda digər atomları və ya atom qruplarını birləşdirmək və ya əvəz etmək qabiliyyəti idi.

Element atomunun valentliyinin kəmiyyət ölçüsü elementin EH x düsturunun hidridini və ya E düsturunun oksidini əmələ gətirmək üçün birləşdirdiyi hidrogen və ya oksigen atomlarının (bu elementlər müvafiq olaraq mono və ikivalent hesab olunurdu) sayı idi. n O m.

Beləliklə, hidrogen atomunun valentliyi 1-ə bərabər olduğundan, ammonyak molekulunda NH 3 azot atomunun valentliyi üçə, H 2 S molekulundakı kükürd atomunun valentliyi ikiyə bərabərdir.

Na 2 O, BaO, Al 2 O 3, SiO 2 birləşmələrində natrium, barium və silisiumun valentlikləri müvafiq olaraq 1, 2, 3 və 4-dür.

Valentlik anlayışı kimyaya atomun quruluşu məlum olmamışdan əvvəl, yəni 1853-cü ildə ingilis kimyaçısı Frankland tərəfindən daxil edilmişdir. İndi müəyyən edilmişdir ki, elementin valentliyi atomların xarici elektronlarının sayı ilə sıx bağlıdır, çünki atomların daxili qabıqlarının elektronları kimyəvi bağların yaranmasında iştirak etmir.

Kovalent rabitələrin elektron nəzəriyyəsində belə hesab olunur ki atomun valentliyi digər atomların elektronları ilə ümumi elektron cütlərinin əmələ gəlməsində iştirak edən yerdəki və ya həyəcanlanmış vəziyyətdə olan qoşalaşmamış elektronlarının sayı ilə müəyyən edilir.

Bəzi elementlər üçün valentlik sabit dəyərdir. Beləliklə, bütün birləşmələrdə natrium və ya kalium monovalent, kalsium, maqnezium və sink ikivalentli, alüminium üçvalentlidir və s. Lakin kimyəvi elementlərin çoxu partnyor elementin təbiətindən və prosesin şərtlərindən asılı olaraq dəyişən valentlik nümayiş etdirir. Beləliklə, dəmir xlorla iki birləşmə yarada bilər - FeCl 2 və FeCl 3, burada dəmirin valentliyi müvafiq olaraq 2 və 3-dür.

Oksidləşmə vəziyyəti- kimyəvi birləşmədə elementin vəziyyətini və redoks reaksiyalarında davranışını xarakterizə edən anlayış; ədədi olaraq, oksidləşmə vəziyyəti elementin hər bir əlaqəsindəki bütün elektronların daha elektronmənfi atoma keçdiyi fərziyyəsinə əsaslanaraq ona təyin edilə bilən formal yükə bərabərdir.

Elektromənfilik- kimyəvi bağ əmələ gətirən zaman atomun mənfi yük əldə etmək qabiliyyətinin və ya molekuldakı atomun kimyəvi rabitənin əmələ gəlməsində iştirak edən valent elektronları cəlb etmək qabiliyyətinin ölçüsü. Elektromənfilik deyil mütləq dəyər və müxtəlif üsullarla hesablanır. Buna görə də müxtəlif dərsliklərdə və istinad kitablarında verilən elektronmənfiliyin dəyərləri fərqli ola bilər.

Cədvəl 2-də Sanderson şkalası üzrə bəzi kimyəvi elementlərin elektronmənfiliyi, Cədvəl 3-də isə Paulinq şkalası üzrə elementlərin elektronmənfiliyi verilmişdir.

Elektromənfilik dəyəri müvafiq elementin simvolunun altında verilmişdir. Atomun elektronmənfiliyinin ədədi dəyəri nə qədər yüksək olarsa, element bir o qədər elektronmənfidir. Ən elektronmənfi flüor atomu, ən az elektronmənfi olan rubidium atomudur. İki müxtəlif kimyəvi elementin atomlarından əmələ gələn molekulda formal mənfi yük elektronmənfiliyinin ədədi dəyəri daha yüksək olan atomun üzərində olacaq. Beləliklə, kükürd dioksid SO2 molekulunda kükürd atomunun elektronmənfiliyi 2,5, oksigen atomunun elektronmənfiliyi isə daha böyükdür - 3,5. Buna görə mənfi yük oksigen atomunda, müsbət yük isə kükürd atomunda olacaq.

Ammonyak NH 3 molekulunda azot atomunun elektronmənfilik qiyməti 3,0, hidrogen atomununki isə 2,1-dir. Deməli, azot atomu mənfi, hidrogen atomu isə müsbət yükə malik olacaq.

Elektromənfiliyin dəyişməsində ümumi tendensiyaları dəqiq bilməlisiniz. Hər hansı bir atom olduğundan kimyəvi element xarici elektron təbəqənin sabit konfiqurasiyasını - inert qazın səkkizli qabığını əldə etməyə meyllidir, sonra dövr ərzində elementlərin elektronmənfiliyi artır, qrupda isə elementin atom nömrəsinin artması ilə ümumi halda elektronmənfilik azalır. Buna görə də, məsələn, kükürd fosfor və silisiumla müqayisədə daha çox elektronegativdir, karbon isə silisiumla müqayisədə daha çox elektronmənfidir.

İki qeyri-metaldan ibarət birləşmələr üçün düsturlar tərtib edərkən onların daha çox elektronmənfisi həmişə sağa yerləşdirilir: PCl 3, NO 2. Bu qayda üçün bəzi tarixi istisnalar var, məsələn, NH 3, PH 3 və s.

Oksidləşmə vəziyyəti adətən qeyd olunur Ərəb rəqəmi(rəqəmdən əvvəl işarə ilə) element simvolunun üstündə yerləşir, məsələn:

Kimyəvi birləşmələrdə atomların oksidləşmə dərəcəsini təyin etmək üçün aşağıdakı qaydalara əməl olunur:

1. Sadə maddələrdə elementlərin oksidləşmə vəziyyəti sıfırdır.
2. Molekulda atomların oksidləşmə dərəcələrinin cəbri cəmi sıfırdır.
3. Birləşmələrdəki oksigen əsasən –2 oksidləşmə vəziyyətini nümayiş etdirir (oksigen flüorid OF 2 + 2, M 2 O 2 – 1 kimi metal peroksidlərdə).
4. Aktiv metalların hidridləri, məsələn, hidrogenin oksidləşmə vəziyyətinin - 1 olduğu qələvi və ya qələvi torpaqlar istisna olmaqla, birləşmələrdə hidrogen + 1 oksidləşmə vəziyyətini nümayiş etdirir.
5. Bir atomlu ionlar üçün oksidləşmə vəziyyəti ion yükünə bərabərdir, məsələn: K + - +1, Ba 2+ - +2, Br – - –1, S 2– - –2 və s.
6. Kovalent qütb bağı olan birləşmələrdə daha çox elektronmənfi atomun oksidləşmə vəziyyəti mənfi, daha az elektronmənfi atomun isə müsbət işarəsi var.
7. IN üzvi birləşmələr Hidrogenin oksidləşmə vəziyyəti +1-dir.

Yuxarıdakı qaydaları bir neçə nümunə ilə izah edək.

Misal 1. Kalium K 2 O, selenium SeO 3 və dəmir Fe 3 O 4 oksidlərində elementlərin oksidləşmə dərəcəsini təyin edin.

Kalium oksidi K 2 O. Molekuldakı atomların oksidləşmə dərəcələrinin cəbri cəmi sıfırdır. Oksidlərdə oksigenin oksidləşmə vəziyyəti -2-dir. Onun oksidindəki kaliumun oksidləşmə vəziyyətini n kimi qeyd edək, onda 2n + (–2) = 0 və ya 2n = 2, deməli, n = +1, yəni kaliumun oksidləşmə vəziyyəti +1-dir.

Selenium oksidi SeO 3. SeO 3 molekulu elektrik cəhətdən neytraldır. Üç oksigen atomunun ümumi mənfi yükü -2 × 3 = -6-dır. Buna görə də bu mənfi yükü sıfıra endirmək üçün selenin oksidləşmə vəziyyəti +6 olmalıdır.

Fe3O4 molekulu elektrik neytral. Dörd oksigen atomunun ümumi mənfi yükü –2 × 4 = –8-dir. Bu mənfi yükü bərabərləşdirmək üçün üç dəmir atomunun ümumi müsbət yükü +8 olmalıdır. Deməli, bir dəmir atomunun yükü 8/3 = +8/3 olmalıdır.

Qeyd etmək lazımdır ki, birləşmədəki elementin oksidləşmə vəziyyəti fraksiya sayı ola bilər. Kimyəvi birləşmədə bağlanmanı izah edərkən belə fraksiya oksidləşmə halları məna kəsb etmir, lakin redoks reaksiyaları üçün tənliklər qurmaq üçün istifadə edilə bilər.

Misal 2. NaClO 3, K 2 Cr 2 O 7 birləşmələrində elementlərin oksidləşmə dərəcəsini təyin edin.

NaClO 3 molekulu elektrik cəhətdən neytraldır. Natriumun oksidləşmə vəziyyəti +1, oksigenin oksidləşmə vəziyyəti -2-dir. Xlorun oksidləşmə vəziyyətini n kimi qeyd edək, onda +1 + n + 3 × (–2) = 0, yaxud +1 + n – 6 = 0, yaxud n – 5 = 0, deməli, n = +5. Beləliklə, xlorun oksidləşmə vəziyyəti +5-dir.

K 2 Cr 2 O 7 molekulu elektrik cəhətdən neytraldır. Kaliumun oksidləşmə vəziyyəti +1, oksigenin oksidləşmə vəziyyəti -2-dir. Xromun oksidləşmə vəziyyətini n kimi qeyd edək, onda 2 × 1 + 2n + 7 × (–2) = 0, yaxud +2 + 2n – 14 = 0, yaxud 2n – 12 = 0, 2n = 12, deməli n = +6. Beləliklə, xromun oksidləşmə vəziyyəti +6-dır.

Misal 3. SO 4 2- sulfat ionunda kükürdün oksidləşmə dərəcəsini təyin edək. SO 4 2- ionunun -2 yükü var. Oksigenin oksidləşmə vəziyyəti -2-dir. Kükürdün oksidləşmə vəziyyətini n, onda n + 4 × (–2) = –2 və ya n – 8 = –2 və ya n = –2 – (–8), deməli, n = +6 kimi işarə edək. Beləliklə, kükürdün oksidləşmə vəziyyəti +6-dır.

Yadda saxlamaq lazımdır ki, oksidləşmə vəziyyəti bəzən verilmiş elementin valentliyinə bərabər olmur.

Məsələn, ammonyak molekulunda NH 3 və ya hidrazin molekulunda N 2 H 4-də azot atomunun oksidləşmə dərəcələri müvafiq olaraq –3 və –2, bu birləşmələrdə azotun valentliyi isə üçdür.

Əsas alt qrupların elementləri üçün maksimum müsbət oksidləşmə vəziyyəti, bir qayda olaraq, qrup nömrəsinə bərabərdir (istisnalar: oksigen, flüor və bəzi digər elementlər).

Maksimum mənfi oksidləşmə vəziyyəti 8-dir - qrup nömrəsi.

Təlim tapşırıqları

1. Hansı birləşmədə fosforun oksidləşmə vəziyyəti +5-dir?

1) HPO 3
2) H3PO3
3) Li 3 P
4) AlP

2. Hansı birləşmədə fosforun oksidləşmə vəziyyəti –3-ə bərabərdir?

1) HPO 3
2) H3PO3
3) Li 3 PO 4
4) AlP

3. Hansı birləşmədə azotun oksidləşmə vəziyyəti +4-ə bərabərdir?

1) HNO2
2) N 2 O 4
3) N 2 O
4) HNO3

4. Hansı birləşmədə azotun oksidləşmə vəziyyəti –2-yə bərabərdir?

1) NH 3
2) N 2 H 4
3) N 2 O 5
4) HNO2

5. Hansı birləşmədə kükürdün oksidləşmə vəziyyəti +2-dir?

1) Na 2 SO 3
2) SO2
3) SCl 2
4) H2SO4

6. Hansı birləşmədə kükürdün oksidləşmə vəziyyəti +6-dır?

1) Na 2 SO 3
2) SO 3
3) SCl 2
4) H 2 SO 3

7. Düsturları CrBr 2, K 2 Cr 2 O 7, Na 2 CrO 4 olan maddələrdə xromun oksidləşmə vəziyyəti müvafiq olaraq bərabərdir.

1) +2, +3, +6
2) +3, +6, +6
3) +2, +6, +5
4) +2, +6, +6

8. Kimyəvi elementin minimum mənfi oksidləşmə vəziyyəti adətən bərabərdir

1) dövr nömrəsi
3) xarici elektron təbəqəsini tamamlamaq üçün çatışmayan elektronların sayı

9. Əsas alt qruplarda yerləşən kimyəvi elementlərin maksimum müsbət oksidləşmə vəziyyəti, bir qayda olaraq, bərabərdir

1) dövr nömrəsi
2) kimyəvi elementin seriya nömrəsi
3) qrup nömrəsi
4) elementdəki elektronların ümumi sayı

10. Fosfor birləşmədə maksimum müsbət oksidləşmə vəziyyətini nümayiş etdirir

1) HPO 3
2) H3PO3
3) Na3P
4) Ca 3 P 2

11. Fosfor birləşmədə minimal oksidləşmə vəziyyətini nümayiş etdirir

1) HPO 3
2) H3PO3
3) Na 3 PO 4
4) Ca 3 P 2

12. Kation və anionda yerləşən ammonium nitritin tərkibindəki azot atomları müvafiq olaraq oksidləşmə vəziyyətini nümayiş etdirir.

1) –3, +3
2) –3, +5
3) +3, –3
4) +3, +5

13. Hidrogen peroksiddə oksigenin valentliyi və oksidləşmə vəziyyəti müvafiq olaraq bərabərdir

1) II, –2
2) II, –1
3) I, +4
4) III, –2

14. Pirit FeS2-də kükürdün valentliyi və oksidləşmə dərəcəsi müvafiq olaraq bərabərdir

1) IV, +5
2) II, –1
3) II, +6
4) III, +4

15. Ammonium bromiddə azot atomunun valentliyi və oksidləşmə vəziyyəti müvafiq olaraq bərabərdir.

1) IV, –3
2) III, +3
3) IV, –2
4) III, +4

16. Karbon atomu nümayiş etdirilir mənfi dərəcə ilə birlikdə oksidləşmə

1) oksigen
2) natrium
3) flüor
4) xlor

17. birləşmələrində daimi oksidləşmə vəziyyətini nümayiş etdirir

1) stronsium
2) dəmir
3) kükürd
4) xlor

18. Onların birləşmələrində oksidləşmə vəziyyəti +3 ola bilər

1) xlor və flüor
2) fosfor və xlor
3) karbon və kükürd
4) oksigen və hidrogen

19. Onların birləşmələrində oksidləşmə vəziyyəti +4 ola bilər

1) karbon və hidrogen
2) karbon və fosfor
3) karbon və kalsium
4) azot və kükürd

20. Onun birləşmələrindəki qrup nömrəsinə bərabər olan oksidləşmə vəziyyəti

1) xlor
2) dəmir
3) oksigen
4) flüor

Birləşmələrdə atomun formal yükü köməkçi kəmiyyətdir, adətən kimyada elementlərin xassələrinin təsvirində istifadə olunur; Bu şərti elektrik yükü oksidləşmə vəziyyətidir. Onun dəyəri bir çox kimyəvi proseslər nəticəsində dəyişir. Yük formal olsa da, redoks reaksiyalarında (ORR) atomların xassələrini və davranışını aydın şəkildə xarakterizə edir.

Oksidləşmə və reduksiya

Keçmişdə kimyaçılar oksigenin digər elementlərlə qarşılıqlı təsirini təsvir etmək üçün "oksidləşmə" terminindən istifadə edirdilər. Reaksiyaların adı oksigenin Latın adından gəlir - Oxygenium. Sonradan məlum oldu ki, digər elementlər də oksidləşir. Bu vəziyyətdə onlar azalır - elektron qazanırlar. Hər bir atom molekul əmələ gətirərkən valent elektron qabığının strukturunu dəyişir. Bu vəziyyətdə, böyüklüyü şərti olaraq verilən və ya qəbul edilən elektronların sayından asılı olan formal bir yük meydana gəlir. Bu dəyəri xarakterizə etmək üçün əvvəllər "oksidləşmə sayı" İngilis kimyəvi termini istifadə edilmişdir, tərcümədə "oksidləşmə nömrəsi" deməkdir. Onu istifadə edərkən, molekullar və ya ionlardakı əlaqə elektronlarının daha yüksək elektronmənfilik (EO) dəyəri olan bir atoma aid olduğu fərziyyəsinə əsaslanır. Elektronlarını saxlamaq və onları digər atomlardan cəlb etmək qabiliyyəti güclü qeyri-metallarda (halogenlər, oksigen) yaxşı ifadə olunur. Güclü metallar (natrium, kalium, litium, kalsium, digər qələvi və qələvi torpaq elementləri) əks xüsusiyyətlərə malikdir.

Oksidləşmə vəziyyətinin təyini

Oksidləşmə vəziyyəti, əlaqənin formalaşmasında iştirak edən elektronların tamamilə daha elektronmənfi elementə keçməsi halında atomun əldə edəcəyi yükdür. Molekulyar quruluşa malik olmayan maddələr var (qələvi metal halidləri və digər birləşmələr). Bu hallarda oksidləşmə vəziyyəti ion yükü ilə üst-üstə düşür. Adi və ya real yük atomların hazırkı vəziyyətinə gəlməzdən əvvəl hansı prosesin baş verdiyini göstərir. Müsbət oksidləşmə vəziyyətidir ümumi miqdar atomlardan çıxarılan elektronlar. Mənfi dəyər oksidləşmə vəziyyəti alınan elektronların sayına bərabərdir. Kimyəvi elementin oksidləşmə vəziyyətini dəyişdirməklə, reaksiya zamanı onun atomlarına nə baş verdiyini mühakimə etmək olar (və əksinə). Maddənin rəngi oksidləşmə vəziyyətində hansı dəyişikliklərin baş verdiyini müəyyən edir. Müxtəlif valentlik nümayiş etdirdikləri xrom, dəmir və bir sıra digər elementlərin birləşmələri fərqli rəngə malikdir.

Mənfi, sıfır və müsbət oksidləşmə vəziyyəti dəyərləri

Sadə maddələr eyni EO dəyəri olan kimyəvi elementlərdən əmələ gəlir. Bu vəziyyətdə, bağlayıcı elektronlar bütün struktur hissəciklərə aiddir bərabər. Deməli, sadə maddələrdə elementlər oksidləşmə vəziyyətinə malik deyillər (H 0 2, O 0 2, C 0). Atomlar elektron qəbul etdikdə və ya paylaşılan bulud istiqamətində dəyişir, ittihamlar adətən mənfi işarə ilə yazılır. Məsələn, F -1, O -2, C -4. Elektron verməklə atomlar həqiqi və ya formal müsbət yük əldə edirlər. OF 2 oksidində oksigen atomu hər biri bir elektrondan iki flüor atomuna verir və O +2 oksidləşmə vəziyyətindədir. Bir molekulda və ya çox atomlu ionda, daha çox elektronmənfi atomların bütün bağ elektronlarını aldığı deyilir.

Kükürd müxtəlif valentlik və oksidləşmə vəziyyətləri nümayiş etdirən bir elementdir

Əsas alt qrupların kimyəvi elementləri çox vaxt VIII-ə bərabər daha aşağı valentlik nümayiş etdirirlər. Məsələn, hidrogen sulfid və metal sulfidlərdə kükürdün valentliyi II-dir. Atom bir, iki, dörd və ya bütün altı elektrondan imtina etdikdə və müvafiq olaraq I, II, IV, VI valentlik nümayiş etdirdikdə element həyəcanlanmış vəziyyətdə aralıq və ən yüksək valentliklə xarakterizə olunur. Eyni dəyərlər, yalnız mənfi və ya artı işarəsi ilə, kükürdün oksidləşmə vəziyyətlərinə malikdir:

• flüor sulfidində bir elektron verir: -1;
• hidrogen sulfiddə ən aşağı qiymət: -2;
• dioksid aralıq vəziyyətdə: +4;
• trioksid, sulfat turşusu və sulfatlarda: +6.

Ən yüksək oksidləşmə vəziyyətində kükürd yalnız aşağı vəziyyətdə elektronları qəbul edir, güclü azaldıcı xüsusiyyətlər nümayiş etdirir; S+4 atomları şəraitdən asılı olaraq birləşmələrdə azaldıcı və ya oksidləşdirici agent kimi çıxış edə bilər.

Kimyəvi reaksiyalarda elektronların ötürülməsi

Bir kristal meydana gəldikdə süfrə duzu natrium elektronları daha çox elektronegativ xlora verir. Elementlərin oksidləşmə dərəcələri ionların yükləri ilə üst-üstə düşür: Na +1 Cl -1. Elektron cütlərini paylaşaraq və daha elektronmənfi atoma köçürməklə yaradılan molekullar üçün yalnız formal yük anlayışı tətbiq edilir. Ancaq bütün birləşmələrin ionlardan ibarət olduğunu düşünə bilərik. Sonra atomlar elektronları cəlb edərək şərti mənfi yük, onları verməklə isə müsbət yük əldə edirlər. Reaksiyalarda onlar neçə elektronun yerdəyişdiyini göstərirlər. Məsələn, C +4 O - 2 2 karbon qazı molekulunda karbonun kimyəvi simvolunun yuxarı sağ küncündə göstərilən indeks atomdan çıxarılan elektronların sayını əks etdirir. Bu maddədəki oksigen -2 oksidləşmə vəziyyəti ilə xarakterizə olunur. O kimyəvi işarəsi üçün müvafiq göstərici atoma əlavə edilmiş elektronların sayıdır.

Oksidləşmə vəziyyətini necə hesablamaq olar

Atomlar tərəfindən bağışlanan və qazanılan elektronların sayını hesablamaq çox vaxt apara bilər. Aşağıdakı qaydalar bu işi asanlaşdırır:

1. Sadə maddələrdə oksidləşmə dərəcələri sıfırdır.
2. Neytral maddədəki bütün atomların və ya ionların oksidləşməsinin cəmi sıfırdır.
3. Mürəkkəb bir ionda bütün elementlərin oksidləşmə dərəcələrinin cəmi bütün hissəciyin yükünə uyğun olmalıdır.
4. Daha elektronmənfi bir atom mənfi bir oksidləşmə vəziyyəti əldə edir, bu da mənfi işarə ilə yazılır.
5. Daha az elektronmənfi elementlər müsbət oksidləşmə vəziyyətlərini alır və artı işarəsi ilə yazılır.
6. Oksigen ümumiyyətlə -2 oksidləşmə vəziyyətini nümayiş etdirir.
7. Hidrogen üçün xarakterik məna: +1, metal hidridlərdə tapılır: H-1.
8. Flüor bütün elementlərin ən elektronegatividir və onun oksidləşmə vəziyyəti həmişə -4-dür.
9. Əksər metallar üçün oksidləşmə nömrələri və valentlikləri eynidir.

Oksidləşmə vəziyyəti və valentlik

Əksər birləşmələr redoks prosesləri nəticəsində əmələ gəlir. Elektronların bir elementdən digərinə keçməsi və ya yerdəyişməsi onların oksidləşmə vəziyyətinin və valentliyinin dəyişməsinə səbəb olur. Çox vaxt bu dəyərlər üst-üstə düşür. "Elektrokimyəvi valentlik" ifadəsi "oksidləşmə vəziyyəti" termininin sinonimi kimi istifadə edilə bilər. Ancaq istisnalar var, məsələn, ammonium ionunda azot tetravalentdir. Eyni zamanda, bu elementin atomu -3 oksidləşmə vəziyyətindədir. Üzvi maddələrdə karbon həmişə tetravalentdir, lakin metan CH 4, formik spirt CH 3 OH və turşu HCOOH-da C atomunun oksidləşmə dərəcələri fərqli qiymətlərə malikdir: -4, -2 və +2.

Redoks reaksiyaları

Redoks prosesləri sənaye, texnologiya, yaşayış və digər sahələrdə ən mühüm proseslərin bir çoxunu əhatə edir cansız təbiət: yanma, korroziya, fermentasiya, hüceyrədaxili tənəffüs, fotosintez və digər hadisələr.

OVR tənliklərini tərtib edərkən əmsallar aşağıdakı kateqoriyalarla işləyən elektron balans metodundan istifadə etməklə seçilir:

• oksidləşmə vəziyyəti;
• azaldıcı maddə elektronları verir və oksidləşir;
• oksidləşdirici maddə elektronları qəbul edir və azalır;
• verilən elektronların sayı əlavə edilən elektronların sayına bərabər olmalıdır.

Bir atom tərəfindən elektronların alınması onun oksidləşmə vəziyyətinin azalmasına (reduksiyasına) səbəb olur. Bir atom tərəfindən bir və ya bir neçə elektronun itirilməsi reaksiyalar nəticəsində elementin oksidləşmə sayının artması ilə müşayiət olunur. Sulu məhlullarda güclü elektrolitlərin ionları arasında baş verən redoks reaksiyaları üçün tez-tez elektron tarazlıqdan daha çox yarım reaksiyalar üsulu istifadə olunur.

Oksidləşmə vəziyyəti birləşmədəki atomun şərti yüküdür, onun yalnız ionlardan ibarət olduğu fərziyyəsinə əsasən hesablanır. Bu anlayışı təyin edərkən şərti olaraq bağlanan (valentlik) elektronların daha çox elektronmənfi atomlara keçdiyi güman edilir (bax Elektromənfilik) və buna görə də birləşmələr müsbət və mənfi yüklü ionlardan ibarətdir. Oksidləşmə sayı sıfır, mənfi və müsbət qiymətlərə malik ola bilər, adətən element simvolunun üstündə yerləşdirilir: .

Sərbəst vəziyyətdə olan elementlərin atomlarına sıfır oksidləşmə vəziyyəti təyin edilir, məsələn: . Birləşdirici elektron buludunun (elektron cütünün) sürüşdüyü atomlar mənfi oksidləşmə vəziyyəti dəyərinə malikdir. Bütün birləşmələrində flüor üçün -1-ə bərabərdir. Valentlik elektronlarını digər atomlara verən atomlar müsbət oksidləşmə vəziyyətinə malikdir. Məsələn, qələvi və qələvi torpaq metallarında müvafiq olaraq K kimi sadə ionlara bərabərdir və ion yükünə bərabərdir. Əksər birləşmələrdə hidrogen atomlarının oksidləşmə vəziyyəti bərabərdir, lakin metal hidridlərdə (onların hidrogenlə birləşmələri) - və digərlərində -1-ə bərabərdir. Oksigen -2 oksidləşmə vəziyyəti ilə xarakterizə olunur, lakin, məsələn, flüor ilə birlikdə olacaq və peroksid birləşmələrində və s.) -1. Bəzi hallarda bu dəyər fraksiya şəklində ifadə edilə bilər: dəmir (II, III) oksiddə olan dəmir üçün - -ə bərabərdir.

Bir birləşmədə atomların oksidləşmə dərəcələrinin cəbri cəmi sıfırdır, kompleks ionda isə ionun yüküdür. Bu qaydadan istifadə edərək, məsələn, ortofosfor turşusunda fosforun oksidləşmə vəziyyətini hesablayırıq. Hidrogen və oksigenin oksidləşmə vəziyyətini onların birləşmədəki atomlarının sayı ilə ifadə edərək və bu tənliyi əldə edirik: haradan . Eynilə, - ionunda xromun oksidləşmə vəziyyətini hesablayırıq.

Birləşmələrdə manqanın oksidləşmə vəziyyəti buna uyğun olacaq.

Ən yüksək oksidləşmə vəziyyəti onun ən böyük müsbət dəyəridir. Əksər elementlər üçün dövri cədvəldəki qrup nömrəsinə bərabərdir və birləşmələrindəki elementin mühüm kəmiyyət xarakteristikasıdır. Ən aşağı dəyər Bir elementin birləşmələrində baş verən oksidləşmə vəziyyəti adətən ən aşağı oksidləşmə vəziyyəti adlanır; qalanların hamısı orta səviyyədədir. Beləliklə, kükürd üçün ən yüksək oksidləşmə vəziyyəti , ən aşağısı 2 və aralıqdır.

Dövri cədvəlin qrupları üzrə elementlərin oksidləşmə dərəcələrinin dəyişməsi onların dəyişmə tezliyini əks etdirir kimyəvi xassələri böyümə ilə seriya nömrəsi.

Elementlərin oksidləşmə vəziyyəti anlayışı maddələrin təsnifatında, xassələrinin təsvirində, birləşmələrin düsturlarının tərtibində və beynəlxalq adlarında istifadə olunur. Lakin o, xüsusilə redoks reaksiyalarının öyrənilməsində geniş istifadə olunur. "Oksidləşmə vəziyyəti" anlayışı tez-tez istifadə olunur qeyri-üzvi kimya“valentlik” anlayışı əvəzinə (bax: Valentlik).

Oksidləşmə dərəcəsi olan birləşmələr –2. Oksidləşmə vəziyyəti -2 olan ən vacib kükürd birləşmələri hidrogen sulfid və sulfidlərdir. Hidrogen sulfid - H 2 S - rəngsiz qazçürüyən zülalın xarakterik qoxusu ilə, zəhərli. Hidrogen sulfid molekulu bucaq formasına malikdir, əlaqə bucağı 92º-dir. Hidrogenin kükürd buxarı ilə birbaşa qarşılıqlı təsiri nəticəsində əmələ gəlir. Laboratoriyada hidrogen sulfid güclü turşuların metal sulfidlərə təsiri ilə əldə edilir:

Na 2 S + 2HCl = 2NaCl + H 2 S

Hidrogen sulfid güclü reduksiyaedicidir və hətta kükürd (IV) oksidi ilə oksidləşə bilər.

2H 2 S -2 + S +4 O 2 = 3S 0 + 2H 2 O

Şərtlərdən asılı olaraq sulfid oksidləşmə məhsulları S, SO 2 və ya H 2 SO 4 ola bilər:

2KMnO 4 + 5H 2 S -2 + 3H 2 SO 4 ® 2MnSO 4 + 5S + K 2 SO 4 + 8H 2 O;

H 2 S -2 + 4Br 2 + 4H 2 O = H 2 S +4 O 4 + 8HBr

Havada və oksigen atmosferində hidrogen sulfid yanaraq şəraitdən asılı olaraq kükürd və ya SO 2 əmələ gətirir.

Hidrogen sulfid suda az həll olunur (1 həcm suya 2,5 həcm H 2 S) və özünü zəif iki əsaslı turşu kimi aparır.

H 2 S H + + HS - ; K 1 = 1×10 -7

HS - H + + S 2- ; K 2 = 2,5×10 -13

İki əsaslı turşu olaraq hidrogen sulfid iki sıra duz əmələ gətirir: hidrosulfidlər (turşu duzları) və sulfidlər (orta duzlar). Məsələn, NaHS hidrosulfid və Na 2 S natrium sulfiddir.

Əksər metalların sulfidləri suda az həll olur, xarakterik rənglərlə rənglənir və turşularda həll olma qabiliyyətinə görə fərqlənir: ZnS - ağ, CdS - sarı-narıncı, MnS - ət rəngli, HgS, CuS, PbS, FeS - qara, SnS - qəhvəyi. , SnS 2 - sarı. Qələvi və qələvi torpaq metallarının sulfidləri, eləcə də ammonium sulfid suda yaxşı həll olunur. Həll olunan sulfidlər yüksək dərəcədə hidroliz olunur.

Na 2 S + H 2 O NaHS + NaOH

Sulfidlər, oksidlər kimi, əsas, turşu və amfoterdir. Əsas xassələri qələvi və qələvi torpaq metallarının sulfidləri, turşu xassələri qeyri-metalların sulfidləri ilə nümayiş etdirilir. Sulfidlərin kimyəvi təbiətindəki fərq hidroliz reaksiyalarında və sulfidlərin qarşılıqlı təsirində özünü göstərir. müxtəlif təbiətliöz aralarında. Əsas sulfidlər hidroliz zamanı əmələ gəlir qələvi mühit, uyğun turşuları əmələ gətirmək üçün geri dönməz şəkildə turşu hidroliz edir:

SiS 2 + 3H 2 O = H 2 SiO 3 + 2H 2 S

Amfoter sulfidlər suda həll olunmur, onlardan bəziləri, məsələn, alüminium, dəmir(III), xrom(III) sulfidləri tamamilə hidroliz olunur:

Al 2 S 3 + 3H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2 S

Əsas və turşulu sulfidlərin qarşılıqlı təsiri zamanı tioz duzları əmələ gəlir. Müvafiq tioturşular adətən qeyri-sabitdir, onların parçalanması oksigen tərkibli turşuların parçalanmasına bənzəyir.

CS 2 + Na 2 S = Na 2 CS 3; Na 2 CS 3 + H 2 SO 4 = H 2 CS 3 + Na 2 SO 4;

natrium tiokarbonat tiokarbon turşusu

H 2 CS 3 = H 2 S + CS 2

Persulfid birləşmələri. Kükürdün homochainlər əmələ gətirmə meyli sulfidlərin kükürdlə məhlulları qızdırıldıqda əmələ gələn persulfidlərdə (polisulfidlər) həyata keçirilir:

Na 2 S + (n-1)S = Na 2 S n

Persulfidlər təbii olaraq yaranır, məsələn, geniş yayılmış mineral pirit FeS 2 dəmir (II) persulfiddir; Mineral turşuların polisulfidlərinin məhlullarına məruz qaldıqda, polisulfanlar təcrid olunur - H 2 S n tərkibli qeyri-sabit yağa bənzər maddələr, burada n 2 ilə 23 arasında dəyişir.

Persulfidlər, peroksidlər kimi, həm oksidləşdirici, həm də azaldıcı xüsusiyyətlərə malikdirlər və asanlıqla qeyri-mütənasib olurlar.

Na 2 S 2 + SnS = SnS 2 + Na 2 S; 4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2;

Na 2 S 2 -1 = S 0 + Na 2 S -2

Oksidləşmə vəziyyəti +4 olan birləşmələr.Ən əhəmiyyətlisi kükürd (IV) oksiddir - kəskin olan rəngsiz bir qaz xoşagəlməz qoxu yanan kükürd. SO2 molekulu bucaq quruluşuna malikdir (OSO bucağı 119,5°-dir):

Sənayedə SO 2 piritin qızardılması və ya kükürdün yandırılması ilə istehsal olunur. Kükürd dioksidinin alınması üçün laboratoriya üsulu güclü mineral turşuların sulfitlərə təsiridir.

Na 2 SO 3 + 2HCl = 2NaCl + SO 2 + H 2 O

Kükürd (IV) oksidi energetik reduksiyaedicidir

S +4 O 2 + Cl 2 = S +6 O 2 Cl 2,

lakin güclü reduksiyaedici maddələrlə qarşılıqlı təsir göstərərək oksidləşdirici agent kimi çıxış edə bilər:

2H 2 S + S +4 O 2 = 3S 0 + 2H 2 O

Kükürd dioksidi suda yaxşı həll olunur (1 həcm suya 40 həcm). Sulu məhlulda hidratlanmış SO2 molekulları hidrogen kationunu yaratmaq üçün qismən dissosiasiya olunur:

SO 2 ×H 2 O H + + HSO 3 - 2H + + SO 3 2-

Bu səbəbdən kükürd dioksidin sulu məhlulu tez-tez kükürdlü turşunun məhlulu hesab olunur - H 2 SO 3, baxmayaraq ki, əslində bu birləşmə görünmür. Bununla belə, sulfat turşusu duzları sabitdir və təcrid oluna bilər fərdi forma:

SO 2 + NaOH = NaHSO 3; SO 2 + 2NaOH = Na 2 SO 3

natrium hidrosulfit natrium sulfit

Sülfit anionu zirvəsində kükürd atomu olan triqonal piramida quruluşuna malikdir. Kükürd atomunun tək cütü məkan yönümlüdür, buna görə də elektron cütünün aktiv donoru olan anion asanlıqla tetrahedral HSO 3-ə çevrilir və iki tautomer formada mövcuddur:

Qələvi metal sulfitləri suda yüksək dərəcədə həll olunur və əsasən hidroliz olunur:

SO 3 2- + H 2 O HSO 3 - + OH -

Güclü azaldıcı maddələr, məhlullarını saxlayarkən, atmosfer oksigeni ilə tədricən oksidləşir və qızdırıldıqda qeyri-mütənasib olurlar:

2Na 2 S +4 O 3 + O 2 = 2Na 2 S +6 O 4; 4Na 2 S +4 O 3 = Na 2 S -2 + 3Na 2 S +6 O 4

+4 oksidləşmə vəziyyəti halidlər və oksohalidlərdə olur:

SF 4 SOF 2 SOCl 2 SOBr 2

kükürd (IV) ftorid, kükürd (IV) oksoflorid, kükürd (IV) oksoxlorid, kükürd (IV) oksobromid

Yuxarıda göstərilən molekulların hamısında kükürd atomunda tək elektron cütü lokallaşdırılmışdır, SF 4 təhrif olunmuş tetraedr (bisfenoid), SOHal 2 triqonal piramida şəklinə malikdir.

Kükürd (IV) ftorid rəngsiz qazdır. Kükürd (IV) oksoxlorid (tionilxlorid, tionilxlorid) rəngsiz mayedir. kəskin qoxu. Bu maddələr flüor və xlor üzvi birləşmələrin alınması üçün üzvi sintezdə geniş istifadə olunur.

Bu tip birləşmələr su ilə əlaqəsi ilə sübut olunduğu kimi, təbiətdə turşudur:

SF 4 + 3H 2 O = H 2 SO 3 + 4HF; SOCl 2 + 2H 2 O = H 2 SO 3 + 2HCl.

Oksidləşmə vəziyyəti +6 olan birləşmələr:

SF 6 SO 2 Cl 2 SO 3 H 2 SO 4 2-

kükürd (VI) ftorid, kükürd (VI) dioksodixlorid, kükürd (VI) oksid, sulfat turşusu, sulfat anion

Kükürd heksaflorid qaz halında dielektrik kimi istifadə olunan rəngsiz inert qazdır. SF 6 molekulu yüksək simmetrikdir və oktaedral həndəsə malikdir. SO 2 Cl 2 (kükürd xlorid, kükürd xlorid) hidroliz nəticəsində havada buxarlanan rəngsiz mayedir, üzvi sintezdə xlorlaşdırıcı reagent kimi istifadə olunur:

SO 2 Cl 2 + 2H 2 O = H 2 SO 4 + 2HCl

Kükürd oksidi (VI) rəngsiz mayedir (bp 44,8 °C, mp 16,8 °C). Qaz halında SO 3 monomer quruluşa malikdir, maye halda əsasən siklik trimerik molekullar şəklində, bərk halda isə polimerdir.

Sənayedə kükürd trioksidi onun dioksidinin katalitik oksidləşməsi nəticəsində əldə edilir:

2SO 2 + O 2 ¾® 2SO 3

Laboratoriyada SO 3 oleumu - kükürd trioksidin sulfat turşusunda məhlulu distillə etməklə əldə edilə bilər.

SO 3 su və digər proton tərkibli reagentləri əlavə edən tipik bir turşu oksiddir:

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4; SO 3 + HF = HOSO 2 F

florosulf (flüorosulfonik)

turşu

Kükürd turşusu- H 2 SO 4 - rəngsiz yağlı maye, m.p. 10,4 °C, bp. 340 °C (parçalanma ilə). Suda qeyri-məhdud həll olunur, güclü iki əsaslı turşudur. Konsentratlaşdırılmış sulfat turşusu, xüsusilə qızdırıldıqda güclü oksidləşdirici maddədir. Hidrogenin sağında standart elektrod potensialı seriyasında olan qeyri-metalları və metalları oksidləşdirir:

C + 2H 2 SO 4 = CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O; Cu + 2H 2 SO 4 = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Daha aktiv metallarla qarşılıqlı təsir göstərərək, kükürd turşusu kükürd və ya hidrogen sulfidə qədər azaldıla bilər, məsələn,

4Zn + 5H 2 SO 4 (konk.) = 4ZnSO 4 + H 2 S + 4H 2 O

Soyuq konsentratlı sulfat turşusu bir çox metalları (dəmir, qurğuşun, alüminium, xrom) səthində sıx oksid və ya duz filmi əmələ gətirdiyinə görə passivləşdirir.

Kükürd turşusu iki sıra duz əmələ gətirir: tərkibində sulfat anionu olanlar - SO 4 2- (orta duzlar) və hidrosulfat anionu olanlar - HSO 4 - (turşu duzları). Sulfatlar ümumiyyətlə suda yaxşı həll olunur BaSO 4 , SrSO 4 , PbSO 4 , Cu 2 SO 4 zəif həll olunur. Barium xlorid məhluluna məruz qaldıqda barium sulfatın ağ, incə kristal çöküntüsünün əmələ gəlməsidir. keyfiyyət reaksiyası anion sulfat etmək. Bu reaksiya kükürdün kəmiyyət təyini üçün də istifadə olunur.

Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ¯

Sülfürik turşunun ən mühüm duzları bunlardır: Na 2 SO 4 ×10H 2 O - mirabilit, Qlauber duzu - soda və şüşə istehsalında istifadə olunur; MgSO 4 × 7H 2 O - acı Epsom duzu - təbabətdə işlətmə vasitəsi kimi, parçaları bitirmək, dəri aşılamaq üçün istifadə olunur; CaSO 4 ×2H 2 O - gips - tibbdə və tikintidə istifadə olunur; CaSO 4 ×1/2H 2 O - alebastr - kimi istifadə olunur tikinti materialı; CuSO 4 × 5H 2 O - mis sulfat-də istifadə olunur kənd təsərrüfatı bitkiləri mantar xəstəliklərindən qorumaq; FeSO 4 × 7H 2 O - dəmir sulfat - kənd təsərrüfatında mikro gübrə kimi və suyun təmizlənməsində koaqulyator kimi istifadə olunur; K 2 SO 4 ×Al 2 (SO 4) 3 ×24H 2 O - kalium alum - dəri aşılamaq üçün istifadə olunur.

Sənayedə kükürd turşusunun sintezi kontakt üsulu ilə həyata keçirilir, onun birinci mərhələsi piritin qovrulmasıdır:

4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2

2SO2 + O2 = 2SO3

SO 3 konsentratlı sulfat turşusunda həll edildikdə, polissulfat turşularının bütün seriyası əmələ gəlir. H 2 SO 4, H 2 S 2 O 7, H 2 S 3 O 10, H 2 S 4 O 13 qarışığı havada buxarlanan qalın yağlı mayedir - oleum. Oleum su ilə seyreltildikdə S-O-S rabitəsi parçalanır və polissulfat turşularına çevrilir sulfat turşusu tələb olunan konsentrasiya.

Pirosulfat (disulfat) turşusu- H 2 S 2 O 7:

Oleumdan ayrılan rəngsiz, əriyən kristallar.

SO 3 + H 2 SO 4 = H 2 S 2 O 7

Pirosulfat turşusunun duzları - pirosulfatlar (disulfatlar) - hidrosulfatların termal parçalanması ilə əldə edilir:

KHSO 4 = K 2 S 2 O 7 + H 2 O

Tiosulfat turşusu- H 2 S 2 O 3 - iki tautomer formada mövcuddur:

Sulu məhlullarda qeyri-sabitdir və kükürd və SO 2-nin ayrılması ilə parçalanır:

H 2 S 2 O 3 = S¯ + SO 2 + H 2 O

Tiosulfat turşusunun duzları - tiosulfatlar - sabitdir və kükürdün sulfitlərin sulu məhlulları ilə qaynadılması ilə əldə edilə bilər:

Na 2 SO 3 + S = Na 2 S 2 O 3

Tiosulfatların xüsusiyyətləri ikidə kükürd atomlarının olması ilə müəyyən edilir müxtəlif dərəcələr oksidləşmə -2 və +6. Beləliklə, oksidləşmə vəziyyətində -2 kükürdün olması azaldıcı xüsusiyyətləri müəyyən edir:

Na 2 SO 3 S -2 + Cl 2 + H 2 O = Na 2 S +6 O 4 + S 0 + 2HCl

Natrium tiosulfat fotoqrafiyada fiksator kimi və analitik kimyada yodun və yod buraxan maddələrin kəmiyyət təyini üçün geniş istifadə olunur (yodometrik analiz).

Polition turşuları. Polisülfürik turşulardakı tetraedral struktur vahidləri birləşmələr yaratmaq üçün kükürd atomları vasitəsilə birləşə bilər. ümumi formula H 2 S x O 6, burada x = 2 – 6.

Polition turşuları qeyri-sabitdir, lakin sabit duzlar - politiyonatlar əmələ gətirir. Məsələn. Natrium tetrationat yodun natrium tiosulfatın sulu məhlulu üzərində təsiri nəticəsində əmələ gəlir:

Na 2 S 2 O 3 + I 2 = Na 2 S 4 O 6 + 2NaI

Peroksosulfat (persulfat) turşuları. Polisülfürik turşuların struktur bölmələrini birləşdirən körpünün rolunu peroksid qrupu oynaya bilər. Eyni qrup monosulfat turşusunun bir hissəsidir:

H2SO5- monosulfat turşusu H2S2O8 - peroksodisulfat turşusu

(karo turşusu)

Peroksosulfat turşuları hidrogen peroksid əmələ gətirmək üçün hidroliz olur:

H 2 SO 5 + H 2 O = H 2 SO 4 + H 2 O 2; H 2 S 2 O 8 + 2H 2 O = 2H 2 SO 4 + H 2 O 2.

Peroksidisulfat turşusu elektroliz yolu ilə istehsal olunur sulu məhlul sulfat turşusu:

2HSO 4 - - 2e - = H 2 S 2 O 8

Duzlar - persulfatlar əmələ gətirir. Ammonium persulfat - (NH 4) 2 S 2 O 8 - oksidləşdirici maddə kimi laboratoriya şəraitində istifadə olunur.

Elektromənfilik, kimyəvi elementlərin atomlarının digər xüsusiyyətləri kimi, elementin atom nömrəsinin artması ilə vaxtaşırı dəyişir:

Yuxarıdakı qrafik elementin atom nömrəsindən asılı olaraq əsas altqrupların elementlərinin elektronmənfiliyindəki dəyişikliklərin dövriliyini göstərir.

Dövri cədvəlin alt qrupundan aşağıya doğru hərəkət etdikdə kimyəvi elementlərin elektronmənfiliyi azalır, dövr ərzində sağa doğru hərəkət etdikdə isə artır.

Elektromənfilik elementlərin qeyri-metallığını əks etdirir: elektronmənfilik dəyəri nə qədər yüksək olarsa, elementin qeyri-metal xüsusiyyətləri bir o qədər çox olur.

Oksidləşmə vəziyyəti

Bir birləşmədə bir elementin oksidləşmə vəziyyətini necə hesablamaq olar?

1) Sadə maddələrdə kimyəvi elementlərin oksidləşmə vəziyyəti həmişə sıfırdır.

2) Mürəkkəb maddələrdə sabit oksidləşmə vəziyyətini nümayiş etdirən elementlər var:

3) Birləşmələrin böyük əksəriyyətində sabit oksidləşmə vəziyyəti nümayiş etdirən kimyəvi elementlər var. Bu elementlərə aşağıdakılar daxildir:

Element	Demək olar ki, bütün birləşmələrdə oksidləşmə vəziyyəti	İstisnalar
hidrogen H	+1	Qələvi və qələvi torpaq metallarının hidridləri, məsələn:
oksigen O	-2	Hidrogen və metal peroksidlər: Oksigen florid -

4) Molekuldakı bütün atomların oksidləşmə dərəcələrinin cəbri cəmi həmişə sıfırdır. İonun bütün atomlarının oksidləşmə dərəcələrinin cəbri cəmi ionun yükünə bərabərdir.

5) Ən yüksək (maksimum) oksidləşmə vəziyyəti qrup nömrəsinə bərabərdir. Bu qaydaya aid olmayan istisnalar I qrupun ikinci dərəcəli alt qrupunun elementləri, VIII qrupun ikincili alt qrupunun elementləri, həmçinin oksigen və flüordur.

Qrup nömrəsi ilə uyğun gəlməyən kimyəvi elementlər ən yüksək dərəcə oksidləşmə (xatırlamaq lazımdır)

6) Metalların ən aşağı oksidləşmə vəziyyəti həmişə sıfırdır və qeyri-metalların ən aşağı oksidləşmə vəziyyəti düsturla hesablanır:

qeyri-metalın ən aşağı oksidləşmə vəziyyəti = qrup nömrəsi − 8

Yuxarıda göstərilən qaydalara əsasən, hər hansı bir maddədə kimyəvi elementin oksidləşmə vəziyyətini təyin edə bilərsiniz.

Müxtəlif birləşmələrdə elementlərin oksidləşmə dərəcələrinin tapılması

Misal 1

Kükürd turşusunun bütün elementlərinin oksidləşmə dərəcələrini təyin edin.

Həlli:

Sülfürik turşunun düsturunu yazaq:

Bütün mürəkkəb maddələrdə hidrogenin oksidləşmə vəziyyəti +1-dir (metal hidridlərdən başqa).

Bütün mürəkkəb maddələrdə oksigenin oksidləşmə vəziyyəti -2-dir (peroksidlər və oksigen ftorid OF 2 istisna olmaqla). Məlum oksidləşmə hallarını sıralayaq:

Kükürdün oksidləşmə vəziyyətini kimi qeyd edək x:

Kükürd turşusu molekulu, hər hansı bir maddənin molekulu kimi, ümumiyyətlə elektrik cəhətdən neytraldır, çünki molekuldakı bütün atomların oksidləşmə dərəcələrinin cəmi sıfırdır. Sxematik olaraq bunu aşağıdakı kimi təsvir etmək olar:

Bunlar. aşağıdakı tənliyi əldə etdik:

Gəlin həll edək:

Beləliklə, kükürdün kükürd turşusunda oksidləşmə vəziyyəti +6-dır.

Misal 2

Ammonium bixromatın bütün elementlərinin oksidləşmə vəziyyətini təyin edin.

Həlli:

Ammonium dikromatın düsturunu yazaq:

Əvvəlki vəziyyətdə olduğu kimi, hidrogen və oksigenin oksidləşmə vəziyyətlərini təşkil edə bilərik:

Ancaq görürük ki, eyni anda iki kimyəvi elementin - azot və xromun oksidləşmə dərəcələri naməlumdur. Buna görə də, əvvəlki nümunəyə bənzər oksidləşmə vəziyyətlərini tapa bilmərik (iki dəyişənli bir tənliyin tək həlli yoxdur).

Bu maddənin duzlar sinfinə aid olduğuna və müvafiq olaraq ion quruluşuna malik olduğuna diqqəti cəlb edək. Onda haqlı olaraq deyə bilərik ki, ammonium dikromatın tərkibinə NH 4+ kationları daxildir (bu katyonun yükünü həllolma cədvəlində görmək olar). Nəticədə, ammonium dikromatın formula vahidi iki müsbət tək yüklü NH 4 + kationlarından ibarət olduğundan, bütövlükdə maddə elektrik cəhətdən neytral olduğundan, dikromat ionunun yükü -2-yə bərabərdir. Bunlar. maddə NH 4 + kationlarından və Cr 2 O 7 2- anionlarından əmələ gəlir.

Biz hidrogen və oksigenin oksidləşmə dərəcələrini bilirik. İonun bütün elementlərinin atomlarının oksidləşmə dərəcələrinin cəminin yükə bərabər olduğunu bilmək və azot və xromun oksidləşmə dərəcələrini belə ifadə etmək. x Və y uyğun olaraq yaza bilərik:

Bunlar. iki müstəqil tənlik alırıq:

Hansını həll edərək tapırıq x Və y:

Beləliklə, ammonium dikromatda azotun oksidləşmə dərəcələri -3, hidrogen +1, xrom +6 və oksigen -2-dir.

Üzvi maddələrdə elementlərin oksidləşmə dərəcələrinin necə təyin olunacağını oxuya bilərsiniz.

Valentlik

Atomların valentliyi Roma rəqəmləri ilə göstərilir: I, II, III və s.

Atomun valentlik qabiliyyəti kəmiyyətdən asılıdır:

1) qoşalaşmamış elektronlar

2) valentlik səviyyələrinin orbitallarında tək elektron cütləri

3) valentlik səviyyəsinin boş elektron orbitalları

Hidrogen atomunun valentlik imkanları

Hidrogen atomunun elektron qrafik formulunu təsvir edək:

Bildirilib ki, valentlik imkanlarına üç amil təsir edə bilər - qoşalaşmamış elektronların olması, xarici səviyyədə tək elektron cütlərinin olması və xarici səviyyədə boş (boş) orbitalların olması. Xarici (və yalnız) enerji səviyyəsində bir qoşalaşmamış elektron görürük. Buna əsasən, hidrogen mütləq I valentliyinə malik ola bilər. Lakin birinci enerji səviyyəsində yalnız bir alt səviyyə var - s, olanlar. Xarici səviyyədə hidrogen atomunun nə tək elektron cütləri, nə də boş orbitalları var.

Beləliklə, bir hidrogen atomunun nümayiş etdirə biləcəyi yeganə valentlik I-dir.

Karbon atomunun valentlik imkanları

Karbon atomunun elektron quruluşunu nəzərdən keçirək. Əsas vəziyyətdə onun xarici səviyyəsinin elektron konfiqurasiyası aşağıdakı kimidir:

Bunlar. əsas vəziyyətdə, həyəcanlanmamış karbon atomunun xarici enerji səviyyəsində 2 qoşalaşmamış elektron var. Bu vəziyyətdə II valentlik nümayiş etdirə bilər. Bununla belə, karbon atomu ona enerji verildikdə çox asanlıqla həyəcanlı vəziyyətə keçir və bu halda xarici təbəqənin elektron konfiqurasiyası belə bir forma alır:

Karbon atomunun həyəcanlanması prosesinə müəyyən miqdarda enerji sərf edilməsinə baxmayaraq, xərclər dörd kovalent bağın əmələ gəlməsi ilə kompensasiya olunur. Bu səbəbdən IV valentlik karbon atomu üçün daha xarakterikdir. Məsələn, karbon karbon qazı, karbon turşusu və tamamilə bütün üzvi maddələrin molekullarında IV valentliyə malikdir.

Qoşalaşmamış elektronlar və tək elektron cütləri ilə yanaşı, vakant ()valentlik səviyyəli orbitalların olması da valentlik imkanlarına təsir göstərir. Doldurulmuş səviyyədə belə orbitalların olması atomun elektron cüt qəbuledicisi kimi çıxış edə bilməsinə səbəb olur, yəni. donor-akseptor mexanizmi vasitəsilə əlavə kovalent bağlar əmələ gətirir. Məsələn, gözlənilənlərin əksinə, molekulda karbon monoksit Aşağıdakı təsvirdə aydın şəkildə göstərildiyi kimi CO bağı ikiqat deyil, üçqatdır:

Azot atomunun valentlik imkanları

Azot atomunun xarici enerji səviyyəsinin elektron qrafik formulunu yazaq:

Yuxarıdakı təsvirdən göründüyü kimi, normal vəziyyətdə olan azot atomunun 3 qoşalaşmamış elektronu var və buna görə də onun III valentlik nümayiş etdirə biləcəyini düşünmək məntiqlidir. Həqiqətən, ammonyak molekullarında üç valentlik müşahidə olunur (NH 3), azot turşusu(HNO 2), azot trixlorid (NCl 3) və s.

Yuxarıda deyildi ki, kimyəvi element atomunun valentliyi təkcə qoşalaşmamış elektronların sayından deyil, həm də tək elektron cütlərinin mövcudluğundan asılıdır. Bu, kovalent olması ilə əlaqədardır kimyəvi bağ yalnız iki atom bir-birini bir elektronla təmin etdikdə deyil, həm də tək elektron cütü olan bir atom - donor () onu boş () valentlik səviyyəli orbital (akseptor) ilə başqa bir atoma təmin etdikdə yarana bilər. Bunlar. Azot atomu üçün IV valentlik də donor-akseptor mexanizminə uyğun olaraq əmələ gələn əlavə kovalent rabitə hesabına mümkündür. Məsələn, ammonium kationunun əmələ gəlməsi zamanı biri donor-akseptor mexanizmi ilə əmələ gələn dörd kovalent bağ müşahidə olunur:

Kovalent bağlardan birinin donor-akseptor mexanizminə görə əmələ gəlməsinə baxmayaraq, bütün N-H əlaqələri ammonium kationunda tamamilə eynidir və bir-birindən heç bir şəkildə fərqlənmir.

Azot atomu V-ə bərabər valentlik nümayiş etdirməyə qadir deyil. Bu, bir azot atomunun iki elektronun birinin enerji səviyyəsinə ən yaxın olan sərbəst orbitala keçidi ilə qoşalaşdığı həyəcanlı vəziyyətə keçməsinin qeyri-mümkün olması ilə əlaqədardır. Azot atomu yoxdur d-alt səviyyəli və 3s orbitalına keçid enerji baxımından o qədər baha başa gəlir ki, enerji xərcləri yeni bağların formalaşması hesabına ödənilmir. Çoxları maraqlana bilər ki, azotun valentliyi nə qədərdir, məsələn, azot turşusu HNO 3 və ya azot oksidi N 2 O 5 molekullarında? Qəribədir ki, aşağıdakı struktur düsturlardan göründüyü kimi orada valentlik də IV-dür:

Şəkildəki nöqtəli xətt sözdə olanı göstərir delokalizasiya olunub π -bağlantı. Bu səbəbdən terminal NO istiqrazlarını “bir yarım istiqraz” adlandırmaq olar. Oxşar bir yarım bağlar ozon O 3, benzol C 6 H 6 və s. molekullarında da mövcuddur.

Fosforun valentlik imkanları

Fosfor atomunun xarici enerji səviyyəsinin elektron qrafik formulunu təsvir edək:

Gördüyümüz kimi, əsas vəziyyətdə olan fosfor atomunun və azot atomunun xarici təbəqəsinin quruluşu eynidir və buna görə də fosfor atomu üçün, eləcə də azot atomu üçün mümkün valentlikləri gözləmək məntiqlidir. Təcrübədə müşahidə edildiyi kimi I, II, III və IV.

Bununla birlikdə, azotdan fərqli olaraq, fosfor atomu da var d-5 boş orbital ilə alt səviyyə.

Bu baxımdan, o, həyəcanlı vəziyyətə keçməyə, elektronları buxarlamağa qadirdir 3 s-orbitallar:

Beləliklə, azot üçün əlçatmaz olan fosfor atomu üçün V valentliyi mümkündür. Məsələn, fosfor atomu, fosfor turşusu, fosfor (V) halidləri, fosfor (V) oksidi və s. kimi birləşmələrin molekullarında beş valentliyə malikdir.

Oksigen atomunun valentlik imkanları

Oksigen atomunun xarici enerji səviyyəsinin elektron qrafik formulunun forması belədir:

2-ci səviyyədə iki qoşalaşmamış elektron görürük və buna görə də oksigen üçün II valentlik mümkündür. Qeyd etmək lazımdır ki, oksigen atomunun bu valentliyi demək olar ki, bütün birləşmələrdə müşahidə olunur. Yuxarıda, karbon atomunun valentlik imkanlarını nəzərdən keçirərkən, karbon monoksit molekulunun əmələ gəlməsini müzakirə etdik. CO molekulundakı bağ üçqatdır, buna görə də oradakı oksigen üçvalentdir (oksigen elektron cüt donorudur).

Oksigen atomunun xarici olmadığına görə d-alt səviyyəli, elektron cütləşməsi s Və p- orbitallar qeyri-mümkündür, buna görə də oksigen atomunun valentlik imkanları onun alt qrupunun digər elementləri, məsələn, kükürdlə müqayisədə məhduddur.

Kükürd atomunun valentlik imkanları

Həyəcansız vəziyyətdə olan kükürd atomunun xarici enerji səviyyəsi:

Kükürd atomu, oksigen atomu kimi, normal olaraq iki qoşalaşmamış elektrona malikdir, beləliklə, kükürd üçün iki valentliyin mümkün olduğu qənaətinə gələ bilərik. Həqiqətən, kükürd II valentliyə malikdir, məsələn, hidrogen sulfid molekulunda H 2 S.

Gördüyümüz kimi, kükürd atomu xarici səviyyədə görünür d-boş orbitallarla alt səviyyə. Bu səbəbdən kükürd atomu həyəcanlı vəziyyətlərə keçdiyi üçün oksigendən fərqli olaraq valentlik imkanlarını genişləndirə bilir. Beləliklə, tək elektron cütünü qoşalaşdırarkən 3 səh-alt səviyyəli, kükürd atomu aşağıdakı formada xarici səviyyənin elektron konfiqurasiyasını əldə edir:

Bu vəziyyətdə kükürd atomunun 4 qoşalaşmamış elektronu var ki, bu da bizə kükürd atomlarının IV valentliyini nümayiş etdirə biləcəyini bildirir. Həqiqətən, kükürd SO 2, SF 4, SOCl 2 və s. molekullarda IV valentliyə malikdir.

3-də yerləşən ikinci tək elektron cütü cütləşdirərkən s-alt səviyyə, xarici enerji səviyyəsi konfiqurasiya əldə edir:

Bu vəziyyətdə VI valentliyin təzahürü mümkün olur. VI-valentli kükürdlə birləşmələrə misal olaraq SO 3, H 2 SO 4, SO 2 Cl 2 və s.

Eynilə, digər kimyəvi elementlərin valentlik imkanlarını nəzərdən keçirə bilərik.