Электроотрицательность, как и прочие свойства атомов химических элементов, изменяется с увеличением порядкового номера элемента периодически:

График выше демонстрирует периодичность изменения электроотрицательности элементов главных подгрупп в зависимости от порядкового номера элемента.

При движении вниз по подгруппе таблицы Менделеева электроотрицательность химических элементов уменьшается, при движении вправо по периоду возрастает.

Электроотрицательность отражает неметалличность элементов: чем выше значение электроотрицательности, тем более у элемента выражены неметаллические свойства.

Степень окисления

Как рассчитать степень окисления элемента в соединении?

1) Степень окисления химических элементов в простых веществах всегда равна нулю.

2) Существуют элементы, проявляющие в сложных веществах постоянную степень окисления:

3) Существуют химические элементы, которые проявляют в подавляющем большинстве соединений постоянную степень окисления. К таким элементам относятся:

Элемент	Степень окисления практически во всех соединениях	Исключения
водород H	+1	Гидриды щелочных и щелочно-земельных металлов, например:
кислород O	-2	Пероксиды водорода и металлов: Фторид кислорода —

4) Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в молекуле всегда равна нулю. Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в ионе равна заряду иона.

5) Высшая (максимальная) степень окисления равна номеру группы. Исключения, которые не попадают под это правило, — элементы побочной подгруппы I группы, элементы побочной подгруппы VIII группы, а также кислород и фтор.

Химические элементы, номер группы которых не совпадает с их высшей степенью окисления (обязательные к запоминанию)

6) Низшая степень окисления металлов всегда равна нулю, а низшая степень окисления неметаллов рассчитывается по формуле:

низшая степень окисления неметалла = № группы − 8

Отталкиваясь от представленных выше правил, можно установить степень окисления химического элемента в любом веществе.

Нахождение степеней окисления элементов в различных соединениях

Пример 1

Определите степени окисления всех элементов в серной кислоте.

Решение:

Запишем формулу серной кислоты:

Степень окисления водорода во всех сложных веществах +1 (кроме гидридов металлов).

Степень окисления кислорода во всех сложных веществах равна -2 (кроме пероксидов и фторида кислорода OF 2). Расставим известные степени окисления:

Обозначим степень окисления серы как x :

Молекула серной кислоты, как и молекула любого вещества, в целом электронейтральна, т.к. сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю. Схематически это можно изобразить следующим образом:

Т.е. мы получили следующее уравнение:

Решим его:

Таким образом, степень окисления серы в серной кислоте равна +6.

Пример 2

Определите степень окисления всех элементов в дихромате аммония.

Решение:

Запишем формулу дихромата аммония:

Как и в предыдущем случае, мы можем расставить степени окисления водорода и кислорода:

Однако мы видим, что неизвестны степени окисления сразу у двух химических элементов — азота и хрома. Поэтому найти степени окисления аналогично предыдущему примеру мы не можем (одно уравнение с двумя переменными не имеет единственного решения).

Обратим внимание на то, что указанное вещество относится к классу солей и, соответственно, имеет ионное строение. Тогда справедливо можно сказать, что в состав дихромата аммония входят катионы NH 4 + (заряд данного катиона можно посмотреть в таблице растворимости). Следовательно, так как в формульной единице дихромата аммония два положительных однозарядных катиона NH 4 + , заряд дихромат-иона равен -2, поскольку вещество в целом электронейтрально. Т.е. вещество образовано катионами NH 4 + и анионами Cr 2 O 7 2- .

Мы знаем степени окисления водорода и кислорода. Зная, что сумма степеней окисления атомов всех элементов в ионе равна заряду, и обозначив степени окисления азота и хрома как x и y соответственно, мы можем записать:

Т.е. мы получаем два независимых уравнения:

Решая которые, находим x и y :

Таким образом, в дихромате аммония степени окисления азота -3, водорода +1, хрома +6, а кислорода -2.

Как определять степени окисления элементов в органических веществах можно почитать .

Валентность

Валентность атомов обозначается римскими цифрами: I, II, III и т.д.

Валентные возможности атома зависят от количества:

1) неспаренных электронов

2) неподеленных электронных пар на орбиталях валентных уровней

3) пустых электронных орбиталей валентного уровня

Валентные возможности атома водорода

Изобразим электронно-графическую формулу атома водорода:

Было сказано, что на валентные возможности могут влиять три фактора — наличие неспаренных электронов, наличие неподеленных электронных пар на внешнем уровне, а также наличие вакантных (пустых) орбиталей внешнего уровня. Мы видим на внешнем (и единственном) энергетическом уровне один неспаренный электрон. Исходя из этого, водород может точно иметь валентность, равную I. Однако на первом энергетическом уровне есть только один подуровень — s, т.е. атом водорода на внешнем уровне не имеет как неподеленных электронных пар, так и пустых орбиталей.

Таким образом, единственная валентность, которую может проявлять атом водорода, равна I.

Валентные возможности атома углерода

Рассмотрим электронное строение атома углерода. В основном состоянии электронная конфигурация его внешнего уровня выглядит следующим образом:

Т.е. в основном состоянии на внешнем энергетическом уровне невозбужденного атома углерода находится 2 неспаренных электрона. В таком состоянии он может проявлять валентность, равную II. Однако атом углерода очень легко переходит в возбужденное состояние при сообщении ему энергии, и электронная конфигурация внешнего слоя в этом случае принимает вид:

Несмотря на то что на процесс возбуждения атома углерода тратится некоторое количество энергии, траты с избытком компенсируются при образовании четырех ковалентных связей. По этой причине валентность IV намного более характерна для атома углерода. Так, например, валентность IV углерод имеет в молекулах углекислого газа, угольной кислоты и абсолютно всех органических веществ.

Помимо неспаренных электронов и неподеленных электронных пар на валентные возможности также влияет наличие вакантных () орбиталей валентного уровня. Наличие таких орбиталей на заполняемом уровне приводит к тому, что атом может выполнять роль акцептора электронной пары, т.е. образовывать дополнительные ковалентные связи по донорно-акцепторному механизму. Так, например, вопреки ожиданиям, в молекуле угарного газа CO связь не двойная, а тройная, что наглядно показано на следующей иллюстрации:

Валентные возможности атома азота

Запишем электронно-графическую формулу внешнего энергетического уровня атома азота:

Как видно из иллюстрации выше, атом азота в своем обычном состоянии имеет 3 неспаренных электрона, в связи с чем логично предположить о его способности проявлять валентность, равную III. Действительно, валентность, равная трём, наблюдается в молекулах аммиака (NH 3), азотистой кислоты (HNO 2), треххлористого азота (NCl 3) и т.д.

Выше было сказано, что валентность атома химического элемента зависит не только от количества неспаренных электронов, но также и от наличия неподеленных электронных пар. Связано это с тем, что ковалентная химическая связь может образоваться не только, когда два атома предоставляют друг другу по одному электрону, но также и тогда, когда один атом, имеющий неподеленную пару электронов — донор() предоставляет ее другому атому с вакантной () орбиталью валентного уровня (акцептору). Т.е. для атома азота возможна также валентность IV за счет дополнительной ковалентной связи, образованной по донорно-акцепторному механизму. Так, например, четыре ковалентных связи, одна из которых образована по донорно-акцепторному механизму, наблюдается при образовании катиона аммония:

Несмотря на то что одна из ковалентных связей образуется по донорно-акцепторному механизму, все связи N-H в катионе аммония абсолютно идентичны и ничем друг от друга не отличаются.

Валентность, равную V, атом азота проявлять не способен. Связано это с тем, что для атома азота невозможен переход в возбужденное состояние, при котором происходит распаривание двух электронов с переходом одного из них на свободную орбиталь, наиболее близкую по уровню энергии. Атом азота не имеет d -подуровня, а переход на 3s-орбиталь энергетически настолько затратен, что затраты энергии не покрываются образованием новых связей. Многие могут задаться вопросом, а какая же тогда валентность у азота, например, в молекулах азотной кислоты HNO 3 или оксида азота N 2 O 5 ? Как ни странно, валентность там тоже IV, что видно из нижеследующих структурных формул:

Пунктирной линией на иллюстрации изображена так называемая делокализованная π -связь. По этой причине концевые связи NO можно назвать «полуторными». Аналогичные полуторные связи имеются также в молекуле озона O 3 , бензола C 6 H 6 и т.д.

Валентные возможности фосфора

Изобразим электронно-графическую формулу внешнего энергетического уровня атома фосфора:

Как мы видим, строение внешнего слоя у атома фосфора в основном состоянии и атома азота одинаково, в связи с чем логично ожидать для атома фосфора так же, как и для атома азота, возможных валентностей, равных I, II, III и IV, что и наблюдается на практике.

Однако в отличие от азота, атом фосфора имеет на внешнем энергетическом уровне еще и d -подуровень с 5-ю вакантными орбиталями.

В связи с этим он способен переходить в возбужденное состояние, распаривая электроны 3s -орбитали:

Таким образом, недоступная для азота валентность V для атома фосфора возможна. Так, например, валентность, равную пяти, атом фосфора имеет в молекулах таких соединений, как фосфорная кислота, галогениды фосфора (V), оксид фосфора (V) и т.д.

Валентные возможности атома кислорода

Электронно-графическая формула внешнего энергетического уровня атома кислорода имеет вид:

Мы видим на 2-м уровне два неспаренных электрона, в связи с чем для кислорода возможна валентность II. Следует отметить, что данная валентность атома кислорода наблюдается практически во всех соединениях. Выше при рассмотрении валентных возможностей атома углерода мы обсудили образование молекулы угарного газа. Связь в молекуле CO тройная, следовательно, кислород там трехвалентен (кислород — донор электронной пары).

Из-за того что атом кислорода не имеет на внешнем уровне d -подуровня, распаривание электронов s и p- орбиталей невозможно, из-за чего валентные возможности атома кислорода ограничены по сравнению с другими элементами его подгруппы, например, серой.

Валентные возможности атома серы

Внешний энергетический уровень атома серы в невозбужденном состоянии:

У атома серы, как и у атома кислорода, в обычном состоянии два неспаренных электрона, поэтому мы можем сделать вывод о том, что для серы возможна валентность, равная двум. И действительно, валентность II сера имеет, например, в молекуле сероводорода H 2 S.

Как мы видим, у атома серы на внешнем уровне появляется d -подуровень с вакантными орбиталями. По этой причине атом серы способен расширять свои валентные возможности в отличие от кислорода за счет перехода в возбужденные состояния. Так, при распаривании неподеленной электронной пары 3p -подуровня атом серы приобретает электронную конфигурацию внешнего уровня следующего вида:

В таком состоянии атом серы имеет 4 неспаренных электрона, что говорит нам о возможности проявления атомами серы валентности, равной IV. Действительно, валентность IV сера имеет в молекулах SO 2 , SF 4 , SOCl 2 и т.д.

При распаривании второй неподеленной электронной пары, расположенной на 3s -подуровне, внешний энергетический уровень приобретает конфигурацию:

В таком состоянии уже становится возможным проявление валентности VI. Примером соединений с VI-валентной серой являются SO 3 , H 2 SO 4 , SO 2 Cl 2 и т.д.

Аналогично можно рассмотреть валентные возможности остальных химических элементов.

В школе химия до сих пор занимает место одного из самых сложных предметов, который, ввиду того, что скрывает множество затруднений, вызывает у учеников (обычно это в период с 8 по 9 классы) больше ненависти и безразличия к изучению, чем интереса. Всё это снижает качество и количество знаний по предмету, хотя во многих сферах по сей день требуются специалисты в этой области. Да, сложных моментов и непонятных правил в химии иногда даже больше, чем кажется. Один из вопросов, которые волнуют большинство учеников, это что такое степень окисления и как определять степени окисления элементов.

Важное правило – правило расстановки, алгоритмы

Здесь много говорится о таких соединениях, как оксиды. Для начала, любой ученик должен выучить определение оксидов - это сложные соединения из двух элементов, в их составе находится кислород. К классу бинарных соединений оксиды относят по той причине, что в алгоритме кислород стоит вторым по очереди. При определении показателя важно знать правила расстановки и рассчитать алгоритм.

Алгоритмы для кислотных оксидов

Степени окисления - это численные выражения валентности элементов. К примеру, кислотные оксиды образованы по определённому алгоритму: сначала идут неметаллы или металлы (их валентность обычно от 4 до 7), а после идёт кислород, как и должно быть, вторым по порядку, его валентность равняется двум. Определяется она легко - по периодической таблице химических элементов Менделеева. Также важно знать то, что степень окисления элементов - это показатель, который предполагает либо положительное, либо отрицательное число .

В начале алгоритма, как правило, неметалл, и его степень окисления - положительная. Неметалл кислород в оксидных соединениях имеет стабильное значение, которое равняется -2. Чтобы определить верность расстановки всех значений, нужно умножить все имеющиеся цифры на индексы у одного конкретного элемента, если произведение с учётом всех минусов и плюсов равняется 0, то расстановка достоверна.

Расстановка в кислотах, содержащих кислород

Кислоты являются сложными веществами , они связаны с каким-либо кислотным остатком и содержат в себе один или несколько атомов водорода. Здесь, для вычисления степени, требуются навыки в математике, так как показатели, необходимые для вычисления, цифровые. У водорода или протона он всегда одинаков – +1. У отрицательного иона кислорода отрицательная степень окисления -2.

После проведения всех этих действий можно определить степень окисления и центрального элемента формулы. Выражение для её вычисления представляет собой формулу в виде уравнения. Например, для серной кислоты уравнение будет с одним неизвестным.

Основные термины в ОВР

ОВР – это восстановительно-окислительные реакции .

• Степень окисления любого атома - характеризует способность этого атома присоединять или отдавать другим атомам электроны ионов (или атомов);
• Принято считать окислителями либо заряженные атомы, либо незаряженные ионы;
• Восстановителем в этом случае будут заряженные ионы или же, напротив, незаряженные атомы, которые теряют свои электроны в процессе химического взаимодействия;
• Окисление заключается в отдаче электронов.

Как расставлять степень окисления в солях

Соли состоят из одного металла и одного или нескольких кислотных остатков. Методика определения такая же, как и в кислотосодержащих кислотах.

Металл, который непосредственно образует соль, располагается в главной подгруппе, его степень будет равна номеру его группы, то есть всегда будет оставаться стабильным, положительным показателем.

В качестве примера можно рассмотреть расстановку степеней окисления в нитрате натрия. Соль образуется с помощью элемента главной подгруппы 1 группы, соответственно, степень окисления будет являться положительной и равна единице. В нитратах кислород имеет одного значение – -2. Для того чтобы получить численное значение, для начала составляется уравнение с одним неизвестным, учитывая все минусы и плюсы у значений: +1+Х-6=0. Решив уравнение, можно прийти к тому факту, что численный показатель положителен и равен + 5. Это показатель азота. Важный ключ чтобы высчитать степень окисления – таблица .

Правило расстановки в основных оксидах

• Оксиды типичных металлов в любых соединениях имеют стабильный показатель окисления, он всегда не больше +1, или в других случаях +2;
• Цифровой показатель металла вычисляется при помощи периодической таблицы. Если элемент содержится в главной подгруппе 1 группы, то его значение будет +1;
• Значение оксидов, учитывая и их индексы, после умножения суммировано должны быть равны нулю, т.к. молекула в них нейтральна, частица, лишённая заряда;
• Металлы основной подгруппы 2 группы также имеют устойчивый положительный показатель, который равен +2.

Умение находить степень окисления химических элементов является необходимым условием для успешного решения химический уравнений, описывающих окислительно-восстановительные реакции. Без него вы не сможете составить точную формулу вещества, получившегося в результате реакции между различными химическими элементами. В результате решение химических задач, построенных на подобных уравнениях, будет либо невозможным, либо ошибочным.

Понятие степени окисления химического элемента
Степень окисления – это условная величина, с помощью которой принято описывать окислительно-восстановительные реакции. Численно она равна количеству электронов, которое отдает атом приобретающий положительный заряд, или количеству электронов, которое присоединяет к себе атом, приобретающий отрицательный заряд.

В окислительно-восcтановительных реакциях понятие степень окисления используется для определения химических формул соединений элементов, получающихся в результате взаимодействия нескольких веществ.

На первый взгляд может показаться, что степень окисления эквивалентна понятию валентности химического элемента, но это не так. Понятие валентность используется для количественного выражения электронного взаимодействия в ковалентных соединениях, то есть в соединениях, образованных за счет образования общих электронных пар. Степень окисления используется для описания реакций, которые сопровождаются отдачей или присоединением электронов.

В отличии от валентности, являющейся нейтральной характеристикой, степень окисления может иметь положительное, отрицательное, или нулевое значение. Положительное значение соответствует числу отданных электронов, а отрицательная числу присоединенных. Нулевое значение означает, что элемент находится либо в форме простого вещества, либо он был восстановлен до 0 после окисления, либо окислен до нуля после предшествующего восстановления.

Как определить степень окисления конкретного химического элемента
Определение степени окисления для конкретного химического элемента подчиняется следующим правилам:

1. Степень окисления простых веществ всегда равна нулю.
   
2. Щелочные металлы, которые находятся в первой группе периодической таблицы, имеют степень окисления +1.
   
3. Щелочноземельные металлы, занимающие в периодической таблице вторую группу, имеют степень окисления +2.
   
4. Водород в соединениях с различными неметаллами всегда проявляет степень окисления +1, а в соединениях с металлами +1.
   
5. Степень окисления молекулярного кислорода во всех соединениях, рассматриваемых в школьном курсе неорганической химии, равна -2. Фтора -1.
   
6. При определении степени окисления в продуктах химических реакций исходят из правила электронейтральности, в соответствии с которым сумма степеней окисления различных элементов, входящих в состав вещества, должна быть равна нулю.
   
7. Алюминий во всех соединениях проявляет степень окисления равную +3.
   

Дальше, как правило, начинаются сложности, так как остальные химические элементы демонстрируют и проявляют переменную степень окисления в зависимости от типов атомов других веществ, участвующих в соединении.

Различают высшую, низшую и промежуточную степени окисления. Высшая степень окисления, как и валентность, соответствует номеру группы химического элемента в периодической таблице, но имеет при этом положительное значение. Низшая степень окисления численно равна разности между числом 8 группой элемента. Промежуточной степенью окисления будет любой число в диапазоне от низшей степени окисления до высшей.

Чтобы помочь вам сориентироваться в многообразии степеней окисления химических элементов предлагаем вашему вниманию следующую вспомогательную таблицу. Выберите в ней интересующий вас элемент и вы получите значения его возможных степеней окисления. В скобках будут указаны редко встречающиеся значения.

Задача по определению степени окисления может оказаться как простой формальностью, так и сложной головоломкой. В первую очередь, это будет зависеть от формулы химического соединения, а также наличия элементарных знаний по химии и математике.

Зная основные правила и алгоритм последовательно-логичных действий, о которых пойдет речь в данной статье, при решении задач подобного типа, каждый с легкостью сможет справиться с этим заданием. А потренировавшись и научившись определять степени окисления разноплановых химических соединений, можно смело браться за уравнивание сложных окислительно-восстановительных реакций методом составления электронного баланса.

Понятие степени окисления

Чтобы научиться определять степень окисления, для начала необходимо разобраться, что это понятие означает?

• Степень окисления применяют при записи в окислительно-восстановительных реакциях, когда происходит передача электронов от атома к атому.
• Степень окисления фиксирует количество перенесенных электронов, обозначая условный заряд атома.
• Степень окисления и валентность зачастую тождественны.

Данное обозначение пишется сверху химического элемента, в его правом углу, и представляет собой целое число со знаком «+» или «-». Нулевое значение степени окисления знака не несет.

Правила определения степени окисления

Рассмотрим основные каноны определения степени окисления:

• Простые элементарные вещества, то есть те, которые состоят из одного вида атомов, всегда будут иметь нулевую степень окисления. Например, Na0, H02, P04
• Существует ряд атомов, имеющих всегда одну, постоянную, степень окисления. Приведенные в таблице значения лучше запомнить.

• Как видно, исключение бывает лишь у водорода в соединении с металлами, где он приобретает не свойственную ему степень окисления «-1».
• Кислород также принимает степень окисления «+2» в химическом соединении с фтором и «-1» в составах перекисей, надперекисей или озонидов, где атомы кислорода соединены друг с другом.

• Ионы металлов имеют несколько значений степени окисления (причем только положительные), поэтому ее определяют по соседним элементам в соединении. Например, в FeCl3, хлор имеет степень окисления «-1», у него 3 атома, значит умножаем -1 на 3, получаем «-3». Чтобы в сумме степеней окисления соединения получась «0», железо должно иметь степень окисления «+3». В формуле FeCl2, железо, соответственно, изменит свою степень на «+2».
• Математически суммируя степени окисления всех атомов в формуле (с учетом знаков), всегда должно получаться нулевое значение. Например, в соляной кислоте H+1Cl-1 (+1 и -1 = 0), а в сернистой кислоте H2+1S+4O3-2(+1 * 2 = +2 у водорода,+4 у серы и -2 * 3 = – 6 у кислорода; в сумме +6 и -6 дают 0).
• Степень окисления одноатомного иона будет равна его заряду. Например: Na+, Ca+2.
• Наивысшая степень окисления, как правило, соотносится с номером группы в периодической системе Д.И.Менделеева.

Алгоритм действий определения степени окисления

Порядок нахождения степени окисления не сложен, но требует внимания и выполнения определенных действий.

Задача: расставить степени окисления в соединении KMnO4

• Первый элемент – калий, имеет постоянную степень окисления «+1».
  Для проверки можно посмотреть в периодическую систему, где калий находится в 1 группе элементов.
• Из оставшихся двух элементов, кислород, как правило, принимает степень окисления «-2».
• Получаем следующую формулу: К+1MnхO4-2. Остается определить степень окисления марганца.
  Итак, х – неизвестная нам степень окисления марганца. Теперь важно обратить внимание на количество атомов в соединении.
  Количество атомов калия – 1, марганца – 1, кислорода – 4.
  С учетом электронейтральности молекулы, когда общий (суммарный) заряд равен нулю,

1*(+1) + 1*(х) + 4(-2) = 0,
+1+1х+(-8) = 0,
-7+1х = 0,
(при переносе меняем знак)
1х = +7, х = +7

Таким образом, степень окисления марганца в соединении равна «+7».

Задача: расставить степени окисления в соединении Fe2O3.

• Кислород, как известно, имеет степень окисления «-2» и выступает окислителем. С учетом количества атомов (3), в сумме у кислорода получается значение «-6» (-2*3= -6), т.е. умножаем степень окисления на количество атомов.
• Чтобы уравновесить формулу и привести к нулю, 2 атома железа будут иметь степень окисления «+3» (2*+3=+6).
• В сумме получаем ноль (-6 и +6 = 0).

Задача: расставить степени окисления в соединении Al(NO3)3.

• Атом алюминия – один и имеет постоянную степень окисления «+3».
• Атомов кислорода в молекуле – 9 (3*3), степень окисления кислорода, как известно «-2», значит, умножая эти значения, получаем «-18».
• Осталось уровнять отрицательные и положительные значения, определив таким образом степень окисления азота. -18 и +3, не хватает + 15. А учитывая, что имеется 3 атома азота, легко определить его степень окисления: 15 делим на 3 и получаем 5.
• Степень окисления азота «+5», а формула будет иметь вид: Al+3(N+5O-23)3
• Если сложно таким способом определять искомое значение, можно составлять и решать уравнения:

1*(+3) + 3х + 9*(-2) = 0.
+3+3х-18=0
3х=15
х=5

Итак, степень окисления – достаточно важное понятие в химии, символизирующее состояние атомов в молекуле.
Без знания определенных положений или основ, позволяющих правильно определять степень окисления, невозможно справиться с выполнением этой задачи. Следовательно, вывод один: досконально ознакомиться и изучить правила нахождения степени окисления, четко и лаконично представленные в статье, и смело двигаться дальше по нелегкой стезе химических премудростей.

Н.П.Танцура

Периодическая система: некоторые теоретические сведения

Главными характеристиками вещества являются его кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства. Именно они определяют, с какими веществами в окружающей среде, химической или биохимической системе, технологической установке будет реагировать рассматриваемое вещество. В пособии уделено большое внимание рассмотрению кислотно-основных свойств веществ и закономерностям их изменения в периодической системе.

В периодической системы (ПС) можно выделить два полюса свойств элементов: металлические и неметаллические. К металлам относят элементы, атомы которых могут только отдавать электроны в химических процессах. При этом степень окисления металлов в образующихся соединениях положительна (+). Неметаллы - это вещества, атомы которых способны как присоединять, так и отдавать электроны, поэтому степени окисления у них могут быть положительными и отрицательными по знаку.

В восьми групповой периодической системе типичные металлы находятся в ее левой части, а неметаллы - в правой верхней части. При этом нарастание металлических свойств по главным подгруппам усиливается сверху вниз, так что самые активные металлы находятся в левом нижнем углу ПС(цезий,франций), а самые типичные неметаллы- в правом верхнем углу ПС (самый активный из них фтор – в переводе с греческого «разрушающий», атом этого элемента может только принимать электрон). Перечислим типичные неметаллы: H , B , C , N , O , F , Si , P , S , Cl , Br , I .

Большинство элементов в ПС (начиная главным образом с IV группы) имеет несколько степеней окисления в соединениях, правила определения максимальных и минимальных значений степеней окисления приведены ниже. Ограниченное количество элементов имеют одну степень окисления в соединениях, наиболее распространенные из них следующие: щелочные металлы и Ag- +1; Be, Mg, Ca, Ba, Sr, Zn, Cd, Hg- +2, Al, Ga - +3

Зная положение элементов IV – VIII групп в ПС, можно указать некоторые степени окисления, которые они могут проявлять в соединениях:

максимальная степень окисления любого элемента (+) =№ группы (у некоторых элементов, например, Fe, Co, Ni , соединения с такими степенями окисления не существуют). Укажем для примера максимальные степени окисления некоторых элементов: N (азот) – V группа (+5); Сr(хром) – VI группа (+6); Cl и Mn –VII группа (+7). Формулы соответствующих оксидов: N 2 O 5 , CrO 3 , Cl 2 O 7 , Mn 2 O 7 .

Минимальная степень окисления для металлов и неметаллов определяется следующим образом:

минимальная степень окисления металла (+) = +1, +2 (IV - VIII группа).

минимальная степень окисления неметалла (-) = № группы-8 (все неметаллы – р-элементы и разность представляет собой число электронов, необходимое для завершения внешнего энергетического уровня атома неметалла). Например, у таких металлов, как хром Cr (VI группа) и Mn (VII группа) минимальные степени окисления составляют +2 и им соответствуют оксиды CrO (неустойчив) и МnO. У неметаллов V группы (N и Р) минимальная степень окисления составляет « -3» (NH 3 , РН 3). Неметаллы VII группы, например хлор Cl, имеет наименьшую степень окисления равную -1 (HCl).

Контрольное задание 1:

Укажите максимальную и минимальную степень окисления для следующих элементов: S, W, P, Pb. Запишите формулы соответствующих оксидов.

Укажите атомы неметаллов в периодической системе.

Определите степени окисления элементов в следующих соединениях:

Сr 2 O 3 , NO 2 , Bi 2 O 5 , K 2 O, Fe 2 O 3 .

Номенклатура неорганических соединений

Международный союз по теоретической и прикладной химии сформулировал общие правила для формирования названий химических соединений – так называемая систематическая международная номенклатура. Она является наиболее строгой, достаточно простой и универсальной; название неорганических соединений строится по следующим правилам:

Если соединение состоит только из двух элементов, то первый называют по - русски (на национальном языке страны), указывая приставками (ди, три, тетра и т.д.) число его атомов. Второй элемент называют по латыни с суффиксом -ид (и соответствующими количественными приставками): например: NaCl - натрий хлорид, BaO - барий оксид, BN –бор нитрид, GaAs – галлий арсенид, N 2 O –диазот оксид, СеO 2 - церий диоксид, S 2 O 3 -дисера триоксид. Аналогично называют гидроксиды металлов: Сa(OH) 2 –кальций дигидроксид (ион ОН - называют в неорганической химии гидроксид-ионом).

Если соединение состоит из трех и более элементов (например, кислородные кислоты, некоторые соли), то кислотный остаток называют справа налево, указывая количество атомов кислорода – оксо, диоксо, триоксо и т.д., а затем по латыни элемент с суффиксом -ат (в скобках записывают римскими цифрами его степень окисления (при условии, элемент имеет несколько значений степеней окисления в соединениях), например:

SiO 3 2- - триоксосиликат ион (метасиликат-ион – полусистематическая номенклатура,

использование которой допустимо);

Na 2 SiO 3 - динатрий триоксосиликат или динатрий метасиликат;

PO 4 3- -тетраоксофосфат(V) или ортофосфат- ион;

АLPO 4 –алюминий тетраоксофосфат(V) , или алюминий ортофосфат;

СО 3 2- - триоксокарбонат-ион (карбонат- ион);

СaCO 3 кальций триоксокарбонат, кальций карбонат;

РО 3 - –триоксофосфат (V) - ион или метафосфосфат- ион;

Zn(PO 3) 2 – цинк триоксофосфат(V) или цинк метафосфат.

В настоящее время в России наиболее широко распространена полусистематическая номенклатура (сведения о систематической общепринятой в мире номенклатуре в школьную программу до сих пор не входят). В технической, особенно старой литературе, часто встречается русская номенклатура, которая уже отменена, кроме того, некоторые соединения имеют тривиальные названия. В качестве примера ниже приведена таблица с названиями различных неорганических соединений.

Абитуриентам, поступившим в высшие учебные заведения необходимо так же знать групповые названия элементов:

щелочные металлы (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr); щелочно-земельные металлы (Ca, Sr, Ba, Ra); переходные элементы 3d- ряда (3d-элементы)- Sc……Zn; лантаноиды (редкоземельные элементы) – Сe ……Lu; актиноиды (трансурановые элементы) – Th………Lr ; платиноиды (элементы группы платины)- Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt; халькогены – O, S, Se, Te; галогены – F, Cl, Br, I, At

Химическая номенклатура

соединения систематическая полусисте- русская тривиальная матическая

НСl водород хлорид хлорид водорода хлористый соляная кислота

водород (водный раствор)

Н 2 SO 4 диводород серная кислота - -

тетраоксосульфат(VI) кислота

HNO 3 водород азотная - -

триоксонитрат (V) кислота

NaOH натрий гидроксид гидроокись едкий

гидроксид натрия натрия натр

Ca(OH) 2 кальций гидроксид гидроокись известковая

дигидроксид кальция кальция вода

NaHS натрий гидросульфид кислый -

водородсульфид натрия сернистый натрий

ZnOHCl цинк хлорид основной -

гидроксид гидроксоцинка хлористый цинк -

CaHPO 4 кальций водород гидрофосфат кислый -

тетраоксофосфат(V) кальция двузамещенный

ортофосфорнокислый кальций

PH 3 фосфор гидрид - фосфин

тригидрид фосфора(III)

АlOHSO 3 алюминий сульфит основной -

гидроксид гидроксоалюминия двузамещенный

триоксосульфат(IV) сернистокислый

алюминий

Классификация неорганических соединений

Все неорганические соединения могут быть разделены на четыре основных класса: оксиды, гидроксиды, бескислородные кислоты и соли. Общая схема такой классификации представлена на рис 1. Эта классификация не является полной, так как в нее не входят различные менее часто встречающиеся бинарные (состоящие из двух элементов) соединения

(например, аммиак-NH 3 , сероуглерод –CS 2 и пр.) за исключением широко распространенного класса бинарных соединений- оксидов.

Оксиды + n -2

Соединения элементов с кислородом вида Э 2 О n называются оксидами (степень окисления атома О в оксидах равна «-2»). Систематическая номенклатура оксидов: на первом месте указывают название элемента в именительном падеже с соответствующими греческими количественными приставками, далее - слово «оксид» также с соответствующими количественными приставками, например:SiO 2 - кремний диоксид,Fe 2 O 3 - дижелезо триоксид,P 2 O 5 - дифосфор пентоксид. Полусистематическая номенклатура: на первом месте записывают слово «оксид», за которым следует название элемента в родительном падеже с указанием римскими цифрами в скобках его степени окисления, например:

Fe 2 O 3 – оксид железа (III);

FeO- оксид железа (II)

P 2 O 3 - оксид фосфора (III);

P 2 O 5 - оксид фосфора (V).

Na 2 O – оксид натрия (натрий имеет только одно значение степени окисления в соединениях, в таких случаях ее не указывают).

Устаревшая русская номенклатура в названиях оксидов оперировала словом «окись» с указанием количества атомов кислорода на один атом элемента, например: N 2 O - полуокись азота, Fe 2 O 3 - полутороокись железа, CO 2 - двуокись углерода. Следует отметить, что в русской номенклатуре оксид элемента с низшей степенью окисления часто называли закисью элемента, а оксид того же элемента с высшей степенью окисления- окисью, например: Сu 2 0- закись меди, CuO- окись меди.

Существуют соединения элементов с кислородом, которые не проявляют свойств оксидов (в этих соединениях атом кислорода имеет степень окисления, которая не равна «-2»). Например, Н 2 О 2 -1 - пероксид водорода (перокись водорода), проявляет свойства слабой кислоты,

Na 2 O 2 -1 - пероксид натрия – соль.

Основные способы получения оксидов

1.Прямое взаимодействие элементов или сложных веществ с кислородом (как правило,окисление происходит при высоких температурах - горение):

2 Mg + O 2 = 2 MgO

УФ или катализатор

2 SO 2 + O 2 = 2 SO 3

СН 4 + 2 О 2 = 2 Н 2 О + СО 2

2.Разложение некоторых солей, оснований и кислот:

CaCO 3 = CaO + CO 2

Mg(OH) 2 = MgO + H 2 O

H 2 CO 3 = CO 2 + H 2 O

2 CuSO 4 = 2 CuO + 2 SO 2 + O 2

3.Образование оксидов некоторых неметаллов при взаимодействии азотной и серной кислоты с металлами и неметаллами:

С + 2 H 2 SO 4 к = CO 2 + 2 SO 2 + 2 H 2 O

Cu + 4 HNO 3 к = Cu(NO 3) 2 + 2 NO 2 + 2 H 2 O

4. Взаимодействие солей неустойчивых кислот (H 2 CO 3 , H 2 SО 4) c сильными кислотами или солей неустойчивых оснований со щелочами:

K 2 CO 3 + 2 HCl = 2 KCl + H 2 O + CO 2

2 AgNO 3 + 2 NaOH = Ag 2 O + H 2 O + 2 NaNO 3

Все оксиды подразделяют на соле- и несолеобразующие или безразличные оксиды (общая схема классификации оксидов приведена на схеме 2). Солеобразующие оксиды могут образовывать соли при многочисленных химических реакциях,например:

СаО + СО 2 = СаСО 3

Солеобразующим оксидам соответствуют гидроксиды, которые образуются при прямом взаимодействии оксидов с водой и их получают косвенным путем, например:

СаО + Н 2 О = Са(ОН) 2

Na 2 O + H 2 O = 2NaOH

Al 2 O 3 + H 2 O ≠

Al 2 O 3 + 6 HCl = 2 AlCl 3 + 3 H 2 O

AlCl 3 +3 NaOH =Al(OH) 3  + 3 NaCl (косвенное получение Al(OH) 3)

SO 3 + H 2 O = H 2 SО 4

SiO 2 + H 2 O ≠

SiO 2 + 2 NaOH = Na 2 SiO 3 + H 2 O

Na 2 SiO 3 + 2 HCl = 2 NaCl + H 2 SiO 3 (косвенное получение H 2 SiO 3)

Солеобразующие оксиды подразделяют по свойствам на три группы: основные (ударение на втором слоге), кислотные и амфотерные.

Основные оксиды – это оксиды металлов с низкими степенями окисления, главным образом, +1,+2 (кроме некоторых амфотерных, например, ZnO, BeO и некоторые другие). К ним следует в первую очередь отнести оксиды щелочных и щелочноземельных металлов, а также оксиды других металлов с низкими степенями окисления (CuO, NiO, CoO, FeO, и т.д.). Следует отметить, что непосредственно взаимодействуют с водой оксиды наиболее активных металлов, а именно, щелочных и щелочноземельных (см. выше).

Доказательством основных свойств оксидов являются реакции:

КИСЛОТА

ОСНОВНОЙ ОКСИД + или ===> СОЛЬ + (Н 2 О)

КИСЛОТНЫЙ

ОКСИД

Например, FeO + 2 HCl = FeCl 2 + H 2 O

Na 2 O + CO 2 = Na 2 CO 3

Кислотные оксиды (ангидриды кислот) характерны для неметаллов (см. перечень выше) с любой степенью окисления и металлов с высокими степенями окисления (от +5 до +8), например, СО 2 , SO 2 , N 2 O 5 , P 2 O 5 , Mn 2 O 7 , CrO 3 , RuO 4 .

Такие оксиды при прямом взаимодействии с водой или с помощью косвенных реакций образуют соответствующие кислородные кислоты. Следует отметить, что непосредственно взаимодействуют с водой почти все оксиды неметаллов, например, газообразные -SO 2 , SO 3 , CO 2, твердые - N 2 O 5 , P 2 O 3 и P 2 O 5 и жидкие (Cl 2 O 7). Не растворяются в воде два оксида неметалла – B 2 O 3 и SiO 2 . Многие оксиды металлов в высших степенях окислениz растворяются в воде, например, CrO 3 , некоторые из них неустойчивы (Mn 2 O 7).

Однако независимо от растворимости оксидов в воде легко формально вывести формулу кислоты, соответствующей данному оксиду:

+ H 2 O + H 2 O

H 2 CrO 4 H 2 B 2 O 4 => HBO 2 (кратные индексы у всех атомов сокращаем).

Приведенные записи не являются химическими реакциями, они представляют собой формальный вывод формулы кислоты, которую желательно знать, т.к. в реакциях солеобразования с участием оксидов, проявляющих кислотные свойства, кислотный остаток соответствующей кислоты входит в состав соли. Приведенный вывод является формальным также по той причине, что многие реакции с участием оксидов протекают в безводной среде, например, в расплаве.

Доказательством кислотных свойств оксидов являются реакции:

ОСНОВАНИЕ

КИСЛОТНЫЙ + или ==> C ОЛЬ + (Н 2 О)

ОКСИД ОСНОВНОЙ

+ H 2 O ОКСИД

к-та (формальный вывод ) , кислотный остаток входит в состав соли.

Например, SO 2 + 2 NaOH = Na 2 SO 3 + H 2 O

Mn 2 O 7 + Ca(OH) 2 = Ca(MnO 4) 2 + H 2 O

+ H 2 O

H 2 Mn 2 O 8  HMnO 4 (формальный вывод), (MnO 4 -1 входит в состав соли).

Амфотерные оксиды проявляют кислотные и основные свойства в зависимости от того, с чем реагируют.

Следует запомнить достаточно часто встречающиеся металлы, оксиды которых обладают ярко выраженными амфотерными свойствами:

Be, Al, Zn, Sn, Pb, Cr (III)….

Этим металлам соответствуют амфотерные оксиды:

BeO, Al 2 O 3 , ZnO, SnO, SnO 2 , PbO, PbO 2 , Cr 2 O 3

Многие металлы характеризуются набором степеней окисления в соединениях (как правило, начиная с IVгр.), при этом, с увеличением степени окисления данного металла в его оксидах и гидроксидах, наблюдается возрастание их кислотных свойств. Например, амфотерные оксиды SnO 2 и PbO 2 обладают более ярко выраженными кислотными свойствами, чем SnO и PbO. У такого важного с технической точки зрения металла, как хром, а так же у многих других металлов существуют оксиды и гидроксиды с различными кислотно-основными свойствами:

CrO Cr 2 O 3 CrO 3

основной амфотерный кислотный

Cr(OH) 2 Cr(OH) 3 H 2 CrO 4

========================================>

кислотные свойства оксидов и гидроксидов возрастают

У всех металлов, для которых существуют подобные ряды оксидов, амфотерными свойствами обладают оксиды и гидроксиды с промежуточными степенями окисления металла. В воде амфотерные оксиды не растворяются.

Доказательством амфотерных свойств оксидов являются, по крайней мере, две противоположные реакции, которые позволяют подтвердить основные и кислотные свойства амфотерного оксида:

КИСЛОТА

или ==========> СОЛЬ + (Н 2 О)

КИСЛОТНЫЙ

АМФОТЕРНЫЙ + ОКСИД

ОКСИД ОСНОВАНИЕ

или ========= C ОЛЬ + (Н 2 О)

ОСНОВНОЙ

ОКСИД

Рассмотрим пример:

ZnO + 2 HCl = ZnCl 2 + H 2 O (1)

основн. св-ва

ZnO + 2 NaOH = Na 2 ZnO 2 + H 2 O (2)

кислот. св-ва

+ H 2 O

H 2 ZnO 2 – цинковая к-та (формальный вывод).

Как будет показано ниже, для растворов реакцию (2) более строго записывают в следующем виде:

ZnO + 2 NaOH + Н 2 О = Na 2 тетрагидроксоцинкат натрия (комплексная соль)

Вывод: амфотерный оксид реагирует со щелочью как кислотный, а с кислотой - как основной, в обоих случаях образуются соли.В том случае, когда амфотерный оксид проявляет основные свойства, металл входит в состав образующейся соли в качестве катиона; при проявлении амфотерным оксидом кислотных свойств, металл входит в состав аниона соли.

БЕЗРАЗЛИЧНЫЕ (НЕСОЛЕОБРАЗУЮЩИЕ) ОКСИДЫ

Число таких оксидов невелико, наиболее распространенные из них следующие: CO, N 2 O, NO, NO 2 .В приведенных выше реакциях солеобразования такие оксиды не участвуют.

ОБОБЩЕНИЕ:

1. Обратим внимание на взаимосвязь кислотно-основных свойств оксидов металлов и неметаллов с величинами их степеней окисления: у неметаллов в оксидах (см. перечень неметаллов выше) возможны следующие значения степеней окисления:

+1 +2 +3 +4 +5 +6 +7

Практически все оксиды неметаллов - кислотные (кроме нескольких безразличных).

Примеры: Cl 2 O, B 2 O 3 , CO 2 , N 2 O 5 , SO 3 , Cl 2 O 7 и т.д.

У металлов могут быть основные, амфотерные и кислотные оксиды и следующие степени окисления металлов в них:

1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 +8

________ ____________________

основн. оксиды кислотные оксиды

_______________

амфотерные оксиды

2. Реакции с участием оксидов: при изучении химических свойств оксидов часто возникают проблемы с записью продуктов реакций. В связи с этим рекомендуем внимательно изучить ниже приведенные схемы и выводы из них:

кислотный

основной оксид

оксид + или ==========  соли

амфотерный

оксид

(кислотн. св-ва)

+ Н 2 О

к-та - формальный вывод ф-лы кислоты, кислотный остаток

основной входит в состав полученной соли

кислотный оксид

оксид или ===========  соли

+ Н 2 О амфотерный

ф-ла кислоты оксид (основные св-ва)

(формальный вывод, кислотный остаток входит в состав полученной соли)

Таким образом основные оксиды могут реагировать с кислотными и амфотерными оксидами и гидроксидами, которые проявляют в таких реакциях кислотные свойства. Кислотные оксиды взаимодействуют с основными и амфотерными оксидами и гидроксидами, которые в этом случае проявляют основные свойства. В любом случае рекомендуем формально прибавить к оксиду, проявляющему кислотные свойства, молекулу воды, вывести формулу кислоты, определить вид и заряд кислотного остатка, который войдет в состав соли. Реакции с амфотерными гидроксидами будут приведены ниже. (Следует иметь в виду, что многие реакции с участием оксидов и гидроксидов практически не протекают в водных растворах из-за плохой растворимости веществ, но могут протекать в расплавах при высоких температурах, такие реакции наблюдаются в природных и технологических процессах).

Как следует из выше изложенного материала при изучении реакций с участием оксидов и гидроксидов важно знать их свойства. С учетом п.п. 1 и 2 обобщений можно предложить следующий алгоритм определения свойств оксидов:

1. Оксид Э 2 О n . Э - металл или неметалл (см. перечень стр.). Если Э - неметалл  оксид кислотный (безразличные оксиды необходимо помнить).

2.Э-металл - оксид может быть основным, амфотерным и кислотным. Рекомендуем посмотреть перечень наиболее часто встречающихся амфотерных оксидов (если элемент не входит в приведенный перечень, но возникают сомнения относительно его свойств, можно посмотреть в учебнике степени окисления данного металла в соединениях, при наличии у него трех и более степеней окисления промежуточные оксиды будут амфотерными).

3.Оксид металла – неамфотерный, тогда:

ст.ок. Ме высокие (> +5) ст.ок. Ме невысокие (<+2)

оксид - кислотный; оксид - основной (амфотерные – исключены)

Рассмотрим примеры:

FeO + N 2 O 5 = Fe(NO 3) 2

кислотный

+H 2 O

H 2 N 2 O 6 ==> HNO 3

2 NaOH + CrO 3 = 2 Na 2 CrO 4 + H 2 O

кислотный

+H 2 O

H 2 CrO 4 - хромовая кислота

Ba(OH) 2 + Al 2 O 3 = Ba(AlO 2) 2 + H 2 O

амфот.(кислот.св-ва)

+ H 2 O

H 2 Al 2 O 4 ==> HАlO 2 – метаалюминиевая кислота

Контрольное задание 2:

1. Приведите примеры солеобразующих и несолеобразующих оксидов. В чем состоит различие между ними?

2. Какие оксиды называются основными, кислотными и амфотерными? По каким свойствам оксиды можно отнести к той или иной группе?

3. Дайте названия следующим оксидам, используя все виды номенклатур:

Li 2 O, BeO, FeO, Fe 2 O 3 , MnO, MnO 2 , Mn 2 O 7 , WO 3 , P 2 O 5 , CO, CO 2 .

4. Даны оксиды: оксид кремния (IV), оксид магния, оксид свинца (II) и оксид хрома (VI), оксид хрома (III), оксид олова (IV), оксид бора. Определив свойства оксидов, записать возможные реакции с азотной кислотой HNO 3 и КОН.

5. Дописать реакции: оксид хлора (I) + оксид магния; оксид углерода (IV) + оксид алюминия; гидроксид калия + оксид берилия; гидроксид железа (III) + оксид азота (III); оксид алюминия + оксид натрия;

6. Даны оксиды: оксид серы (IV), оксид магния, оксид цинка и оксид марганца (VII). Какие пары оксидов могут взаимодействовать друг с другом, запишите реакции.

7.Укажите свойства оксидов: MnO, MnO 2 , Mn 2 O 7 , запишите формулы соответствующих им гидроксидов.

8.Приведите примеры химических реакций, доказывающих амфотерный характер оксида хрома (III) 3 .

9.Могут ли взаимодействовать между собой и почему следующие оксиды: ZnO и FeO, Na 2 O и ZnO, N 2 O 5 и MgO, Cl 2 O 7 и СO 2 , P 2 O 5 и K 2 O?. Напишите уравнения возможных реакций.

10.Каким образом, зная химические свойства оксидов, очистить FeO от примесей K 2 O и ZnO (используйте воду, кислоту или щелочь)?

11.Какие из нижеперечисленных оксидов можно растворить в кислотах, а какие – в щелочах: Cs 2 O, CaO, GeO 2 , N 2 O 3 ? Запишите уравнения cоответствующих реакций.

13.У какого оксида сильнее выражены кислотные свойства: SnO 2 или PbO 2 ?

14. Какие из приведенных оксидов растворяются в воде, запишите реакции: оксид бора, оксид алюминия, оксид азота (V), оксид железа (II), оксид серы (IV), оксид калия, оксид магния.