Elektronegativita, podobne ako iné vlastnosti atómov chemické prvky, sa so zvýšením poradového čísla prvku periodicky mení:

Vyššie uvedený graf ukazuje frekvenciu zmien elektronegativity prvkov hlavných podskupín v závislosti od poradového čísla prvku.

Pri pohybe nadol po podskupine periodickej tabuľky elektronegativita chemických prvkov klesá, pri pohybe doprava pozdĺž periódy sa zvyšuje.

Elektronegativita odráža nemetalitu prvkov: čím vyššia je hodnota elektronegativity, tým viac nekovových vlastností prvku je vyjadrených.

Oxidačný stav

Ako vypočítať oxidačný stav prvku v zlúčenine?

1) Stupeň oxidácie chemických prvkov v jednoduché látky ax je vždy nula.

2) Existujú prvky, ktoré vykazujú konštantný oxidačný stav v komplexných látkach:

3) Existujú chemické prvky, ktoré vykazujú konštantný oxidačný stav v prevažnej väčšine zlúčenín. Tieto prvky zahŕňajú:

Prvok	Oxidačný stav takmer všetkých zlúčenín	Výnimky
vodík H	+1	Hydridy alkalických kovov a kovov alkalických zemín, napríklad:
kyslík O	-2	Peroxidy vodíka a kovov: Fluorid kyslíku -

4) Algebraický súčet oxidačných stavov všetkých atómov v molekule je vždy nula. Algebraický súčet oxidačných stavov všetkých atómov v ióne sa rovná náboju iónu.

5) Najvyšší (maximálny) oxidačný stav sa rovná číslu skupiny. Výnimky, ktoré nespadajú pod toto pravidlo, sú prvky sekundárnej podskupiny skupiny I, prvky sekundárnej podskupiny skupiny VIII, ako aj kyslík a fluór.

Chemické prvky, ktorých číslo skupiny sa nezhoduje s ich najvyšším oxidačným stavom (povinné zapamätať si)

6) Najnižší oxidačný stav kovov je vždy nula a najnižší oxidačný stav nekovov sa vypočíta podľa vzorca:

najnižší oxidačný stav nekovu = číslo skupiny - 8

Na základe vyššie uvedených pravidiel je možné stanoviť stupeň oxidácie chemického prvku v akejkoľvek látke.

Zisťovanie oxidačných stavov prvkov v rôznych zlúčeninách

Príklad 1

Určte oxidačné stavy všetkých prvkov v kyseline sírovej.

Riešenie:

Napíšme vzorec pre kyselinu sírovú:

Oxidačný stav vodíka vo všetkých komplexných látkach je +1 (okrem hydridov kovov).

Oxidačný stav kyslíka vo všetkých zložitých látkach je -2 (okrem peroxidov a fluoridu kyslíka OF 2). Zoraďme známe oxidačné stavy:

Označme oxidačný stav síry ako X:

Molekula kyseliny sírovej, podobne ako molekula akejkoľvek látky, je vo všeobecnosti elektricky neutrálna, pretože. súčet oxidačných stavov všetkých atómov v molekule je nula. Schematicky to možno znázorniť takto:

Tie. dostali sme nasledujúcu rovnicu:

Poďme to vyriešiť:

Oxidačný stav síry v kyseline sírovej je teda +6.

Príklad 2

Určte oxidačný stav všetkých prvkov v dichrómane amónnom.

Riešenie:

Napíšme vzorec dvojchrómanu amónneho:

Rovnako ako v predchádzajúcom prípade môžeme usporiadať oxidačné stavy vodíka a kyslíka:

Vidíme však, že oxidačné stavy dvoch chemických prvkov naraz, dusíka a chrómu, nie sú známe. Preto nemôžeme nájsť oxidačné stavy rovnakým spôsobom ako v predchádzajúcom príklade (jedna rovnica s dvoma premennými nemá jednoznačné riešenie).

Venujme pozornosť skutočnosti, že uvedená látka patrí do triedy solí, a preto má iónovú štruktúru. Potom môžeme právom povedať, že zloženie dvojchrómanu amónneho zahŕňa katióny NH 4 + (náboj tohto katiónu je možné vidieť v tabuľke rozpustnosti). Preto, keďže v jednotke vzorca dvojchrómanu amónneho sú dva kladne nabité katióny NH4+, náboj dvojchrómanu je -2, pretože látka ako celok je elektricky neutrálna. Tie. látka je tvorená katiónmi NH 4 + a aniónmi Cr 2 O 7 2-.

Poznáme oxidačné stavy vodíka a kyslíka. Vedieť, že súčet oxidačných stavov atómov všetkých prvkov v ióne sa rovná náboju, a oxidačné stavy dusíka a chrómu označovať ako X a r podľa toho môžeme napísať:

Tie. dostaneme dve nezávislé rovnice:

Riešenie, ktoré nájdeme X a r:

V dichrómane amónnom sú teda oxidačné stavy dusíka -3, vodík +1, chróm +6 a kyslík -2.

Ako určiť oxidačné stavy prvkov v organickej hmoty sa dá čítať.

Valence

Valencia atómov je označená rímskymi číslicami: I, II, III atď.

Valenčné možnosti atómu závisia od množstva:

1) nepárové elektróny

2) nezdieľané elektrónové páry v orbitáloch valenčných hladín

3) prázdne elektrónové orbitály valenčnej hladiny

Valenčné možnosti atómu vodíka

Znázornime elektronický grafický vzorec atómu vodíka:

Hovorilo sa, že valenčné možnosti môžu ovplyvniť tri faktory – prítomnosť nespárovaných elektrónov, prítomnosť nezdieľaných elektrónových párov na vonkajšej úrovni a prítomnosť prázdnych (prázdnych) orbitálov vonkajšej úrovne. Vo vonkajšej (a jedinej) energetickej hladine vidíme jeden nepárový elektrón. Na základe toho môže mať vodík presne valenciu rovnajúcu sa I. Avšak na prvej energetickej úrovni existuje iba jedna podúroveň - s, tie. atóm vodíka na vonkajšej úrovni nemá ani nezdieľané elektrónové páry, ani prázdne orbitály.

Jediná valencia, ktorú môže atóm vodíka vykazovať, je teda I.

Valenčné možnosti atómu uhlíka

Zvážte elektrónovú štruktúru atómu uhlíka. V základnom stave je elektronická konfigurácia jeho vonkajšej úrovne nasledovná:

Tie. V základnom stave obsahuje vonkajšia energetická hladina nevybudeného atómu uhlíka 2 nepárové elektróny. V tomto stave môže vykazovať valenciu rovnajúcu sa II. Atóm uhlíka však veľmi ľahko prechádza do excitovaného stavu, keď je mu odovzdaná energia a elektronická konfigurácia vonkajšej vrstvy má v tomto prípade podobu:

Hoci sa určité množstvo energie vynakladá na proces excitácie atómu uhlíka, výdavky sú viac než kompenzované vytvorením štyroch kovalentných väzieb. Z tohto dôvodu je valencia IV oveľa charakteristickejšia pre atóm uhlíka. Takže napríklad uhlík má valenciu IV v molekulách oxidu uhličitého, kyseliny uhličitej a úplne všetkých organických látok.

Okrem nepárových elektrónov a osamelých elektrónových párov ovplyvňuje valenčné možnosti aj prítomnosť voľných () orbitálov valenčnej hladiny. Prítomnosť takýchto orbitálov v naplnenej hladine vedie k tomu, že atóm môže pôsobiť ako akceptor elektrónového páru, t.j. vytvárajú ďalšie kovalentné väzby mechanizmom donor-akceptor. Teda napríklad oproti očakávaniam v molekule oxid uhoľnatý CO väzba nie je dvojitá, ale trojitá, čo je jasne znázornené na nasledujúcom obrázku:

Valenčné možnosti atómu dusíka

Zapíšme si elektrónový vzorec vonkajšej energetickej hladiny atómu dusíka:

Ako môžete vidieť na obrázku vyššie, atóm dusíka v ňom normálny stav má 3 nepárové elektróny, a preto je logické predpokladať jeho schopnosť vykazovať valenciu rovnajúcu sa III. V skutočnosti sa v molekulách amoniaku (NH 3), kyseliny dusnej (HNO 2), chloridu dusitého (NCl 3) atď.

Vyššie bolo povedané, že valencia atómu chemického prvku závisí nielen od počtu nespárovaných elektrónov, ale aj od prítomnosti nezdieľaných elektrónových párov. Je to spôsobené tým, že kovalentná chemická väzba môže vzniknúť nielen vtedy, keď si dva atómy navzájom poskytnú jeden elektrón, ale aj vtedy, keď ho jeden atóm, ktorý má nezdieľaný pár elektrónov - donor () poskytne inému atómu s voľným () orbitálna valenčná hladina (akceptor). Tie. pre atóm dusíka je valencia IV tiež možná vďaka ďalšej kovalentnej väzbe vytvorenej mechanizmom donor-akceptor. Napríklad pri tvorbe amónneho katiónu sa pozorujú štyri kovalentné väzby, z ktorých jedna je tvorená donorovo-akceptorovým mechanizmom:

Napriek tomu, že jednu z kovalentných väzieb tvorí mechanizmus donor-akceptor, všetky NH väzby v amónnom katióne sú absolútne identické a navzájom sa nelíšia.

Valencia rovnajúca sa V, atóm dusíka nie je schopný ukázať. Je to spôsobené tým, že prechod do excitovaného stavu je nemožný pre atóm dusíka, v ktorom dochádza k párovaniu dvoch elektrónov s prechodom jedného z nich na voľný orbitál, ktorý je energeticky najbližší. Atóm dusíka nemá č d-podúroveň, a prechod na 3s-orbitál je energeticky taký nákladný, že náklady na energiu nepokryje tvorba nových väzieb. Mnohí sa možno pýtajú, aká je potom mocnosť dusíka napríklad v molekulách kyseliny dusičnej HNO 3 alebo oxidu dusnatého N 2 O 5? Napodiv, valencia je tiež IV, ako je možné vidieť z nasledujúcich štruktúrnych vzorcov:

Bodkovaná čiara na obrázku znázorňuje tzv delokalizované π -spojenie. Z tohto dôvodu sa NO terminálne väzby môžu nazývať "jeden a pol". Podobné jeden a pol väzby sa nachádzajú aj v molekule ozónu O 3, benzéne C 6 H 6 atď.

Valenčné možnosti fosforu

Znázornime elektrónový vzorec úrovne vonkajšej energie atómu fosforu:

Ako vidíme, štruktúra vonkajšej vrstvy atómu fosforu v základnom stave a atómu dusíka je rovnaká, a preto je logické očakávať pre atóm fosforu, ako aj pre atóm dusíka, že možné valencie sa rovnajú až I, II, III a IV, čo sa v praxi dodržiava.

Na rozdiel od dusíka má však aj atóm fosforu d-podúroveň s 5 voľnými orbitálmi.

V tomto ohľade je schopný prejsť do excitovaného stavu, naparovať elektróny 3 s- orbitály:

Je teda možná valencia V pre atóm fosforu, ktorý je pre dusík neprístupný. Takže napríklad atóm fosforu má v molekulách takých zlúčenín, ako je kyselina fosforečná, halogenidy fosforu (V), oxid fosforečný (V) atď.

Valenčné možnosti atómu kyslíka

Elektrón-grafický vzorec úrovne vonkajšej energie atómu kyslíka má tvar:

Vidíme dva nepárové elektróny na 2. úrovni, a preto je pre kyslík možná valencia II. Treba poznamenať, že táto valencia atómu kyslíka sa pozoruje takmer vo všetkých zlúčeninách. Vyššie, pri zvažovaní valenčných možností atómu uhlíka sme diskutovali o tvorbe molekuly oxidu uhoľnatého. Väzba v molekule CO je trojitá, preto je tam kyslík trojmocný (kyslík je donorom elektrónového páru).

Vzhľadom na to, že atóm kyslíka nemá vonkajšiu úroveň d-podúrovne, deparácia elektrónov s a p- orbitály je nemožné, a preto sú valenčné schopnosti atómu kyslíka obmedzené v porovnaní s inými prvkami jeho podskupiny, napríklad sírou.

Valenčné možnosti atómu síry

Vonkajšia energetická hladina atómu síry v neexcitovanom stave:

Atóm síry, podobne ako atóm kyslíka, má vo svojom normálnom stave dva nepárové elektróny, takže môžeme konštatovať, že pre síru je možná dvojmocnosť. V skutočnosti má síra valenciu II, napríklad v molekule sírovodíka H2S.

Ako vidíme, atóm síry na vonkajšej úrovni má d podúrovni s prázdnymi orbitálmi. Z tohto dôvodu je atóm síry schopný rozširovať svoje valenčné schopnosti, na rozdiel od kyslíka, vďaka prechodu do excitovaných stavov. Takže pri zrušení párovania osamelého elektrónového páru 3 p-podúroveň získava atóm síry elektronická konfigurácia vonkajšia úroveň takto:

V tomto stave má atóm síry 4 nepárové elektróny, čo nám hovorí o možnosti, že atómy síry vykazujú valenciu rovnú IV. V skutočnosti má síra valenciu IV v molekulách SO 2, SF 4, SOCl 2 atď.

Pri zrušení párovania druhého osamelého elektrónového páru umiestneného na 3 s- podúroveň, úroveň vonkajšej energie nadobúda nasledujúcu konfiguráciu:

V takomto stave je už možný prejav valencie VI. Príkladom zlúčenín s VI-valentnou sírou sú S03, H2S04, S02Cl2 atď.

Podobne môžeme uvažovať o valenčných možnostiach iných chemických prvkov.

V škole je chémia stále jedným z najťažších predmetov, ktorý tým, že v sebe skrýva množstvo ťažkostí, vyvoláva v žiakoch (spravidla v období od 8. do 9. ročníka) viac nenávisti a ľahostajnosti k štúdiu ako záujmu. To všetko znižuje kvalitu a množstvo vedomostí o tejto téme, hoci mnohé oblasti si stále vyžadujú špecialistov v tejto oblasti. Áno, niekedy sú v chémii ešte ťažšie chvíle a nepochopiteľné pravidlá, ako sa zdá. Jednou z otázok, ktoré trápia väčšinu študentov, je, čo je oxidačný stav a ako určiť oxidačné stavy prvkov.

Dôležitým pravidlom je pravidlo umiestnenia, algoritmy

Veľa sa tu hovorí o zlúčeninách, ako sú oxidy. Na začiatok sa musí každý študent naučiť stanovenie oxidov- toto je zložité spojenia z dvoch prvkov, obsahujú kyslík. Oxidy sú klasifikované ako binárne zlúčeniny, pretože kyslík je v algoritme druhý v poradí. Pri určovaní indikátora je dôležité poznať pravidlá umiestnenia a vypočítať algoritmus.

Algoritmy pre kyslé oxidy

Oxidačné stavy - ide o číselné vyjadrenia valencie prvkov. Napríklad, kyslých oxidov vytvorené podľa určitého algoritmu: najprv prídu nekovy alebo kovy (ich valencia je zvyčajne od 4 do 7) a potom príde kyslík, ako by mal byť, druhý v poradí, jeho valencia je dve. Ľahko sa určuje podľa periodická tabuľka chemické prvky Mendelejeva. Je tiež dôležité vedieť, že oxidačný stav prvkov je indikátorom, ktorý naznačuje kladné alebo záporné číslo.

Na začiatku algoritmu je spravidla nekov a jeho oxidačný stav je kladný. Nekovový kyslík v oxidových zlúčeninách má stabilnú hodnotu, ktorá je -2. Ak chcete určiť správnosť usporiadania všetkých hodnôt, musíte vynásobiť všetky dostupné čísla indexmi jedného konkrétneho prvku, ak je súčin, berúc do úvahy všetky mínusy a plusy, 0, potom je usporiadanie spoľahlivé.

Usporiadanie v kyselinách obsahujúcich kyslík

Kyseliny sú zložité látky sú spojené s nejakým kyslým zvyškom a obsahujú jeden alebo viac atómov vodíka. Tu sú na výpočet stupňa potrebné zručnosti v matematike, pretože ukazovatele potrebné na výpočet sú digitálne. Pre vodík alebo protón je to vždy rovnaké - +1. O záporný ión kyslík negatívny stupeň oxidácia -2.

Po vykonaní všetkých týchto akcií môžete určiť stupeň oxidácie a centrálny prvok vzorca. Výrazom na jeho výpočet je vzorec vo forme rovnice. Napríklad pre kyselinu sírovú bude rovnica s jednou neznámou.

Základné pojmy v OVR

ORR je redukčno-oxidačná reakcia.

• Oxidačný stav ktoréhokoľvek atómu - charakterizuje schopnosť tohto atómu pripojiť alebo dať elektróny iným atómom iónov (alebo atómov);
• Za oxidačné činidlá je obvyklé považovať buď nabité atómy alebo nenabité ióny;
• Redukčným činidlom v tomto prípade budú nabité ióny alebo naopak nenabité atómy, ktoré pri tom strácajú elektróny. chemická interakcia;
• Oxidácia je darovanie elektrónov.

Ako usporiadať oxidačný stav v soliach

Soli sa skladajú z jedného kovu a jedného alebo viacerých zvyškov kyselín. Postup stanovenia je rovnaký ako pri kyselinách obsahujúcich kyseliny.

Kov, ktorý priamo tvorí soľ, sa nachádza v hlavnej podskupine, jeho stupeň sa bude rovnať číslu jeho skupiny, to znamená, že vždy zostane stabilným pozitívnym ukazovateľom.

Ako príklad zvážte usporiadanie oxidačných stavov v dusičnane sodnom. Soľ sa tvorí pomocou prvku hlavnej podskupiny skupiny 1, oxidačný stav bude pozitívny a rovný jednej. V dusičnanoch má kyslík rovnakú hodnotu - -2. Na získanie číselnej hodnoty sa najskôr zostaví rovnica s jednou neznámou, pričom sa zohľadnia všetky mínusy a plusy hodnôt: +1+X-6=0. Vyriešením rovnice môžete prísť k tomu, že číselný ukazovateľ je kladný a rovný + 5. Toto je ukazovateľ dusíka. Dôležitý kľúč na výpočet stupňa oxidácie - tabuľka.

Pravidlo usporiadania v zásaditých oxidoch

• Oxidy typických kovov v akýchkoľvek zlúčeninách majú stabilný oxidačný index, vždy nie je vyšší ako +1 alebo v iných prípadoch +2;
• Digitálny indikátor kovu sa vypočíta pomocou periodickej tabuľky. Ak je prvok obsiahnutý v hlavnej podskupine skupiny 1, jeho hodnota bude +1;
• Hodnota oxidov, berúc do úvahy ich indexy, po vynásobení, sčítaná by sa mala rovnať nule, pretože molekula v nich je neutrálna, častica bez náboja;
• Kovy hlavnej podskupiny skupiny 2 majú tiež stabilný pozitívny ukazovateľ, ktorý je +2.

Schopnosť nájsť oxidačný stav chemických prvkov je nevyhnutná podmienka pre úspešné riešenie chemických rovníc popisujúcich redoxné reakcie. Bez nej nebudete môcť zostaviť presný vzorec pre látku, ktorá je výsledkom reakcie medzi rôznymi chemickými prvkami. Výsledkom je, že riešenie chemických problémov na základe takýchto rovníc bude buď nemožné, alebo chybné.

Pojem oxidačného stavu chemického prvku
Oxidačný stav- toto je podmienená hodnota, pomocou ktorej je obvyklé opisovať redoxné reakcie. Číselne sa rovná počtu elektrónov, ktoré atóm získa kladný náboj, alebo počtu elektrónov, ktoré atóm získa záporným nábojom, ktoré k sebe pripája.

Pri redoxných reakciách sa pojem oxidačný stav používa na určenie chemických vzorcov zlúčenín prvkov, ktoré sú výsledkom interakcie viacerých látok.

Na prvý pohľad sa môže zdať, že oxidačný stav je ekvivalentný pojmu mocnosť chemického prvku, ale nie je to tak. koncepcie valencia používa sa na kvantifikáciu elektrónovej interakcie v kovalentných zlúčeninách, to znamená v zlúčeninách vytvorených tvorbou zdieľaných elektrónových párov. Oxidačný stav sa používa na opis reakcií, ktoré sú sprevádzané darovaním alebo ziskom elektrónov.

Na rozdiel od valencie, ktorá je neutrálnou charakteristikou, môže mať oxidačný stav kladnú, zápornú alebo nulovú hodnotu. Kladná hodnota zodpovedá počtu darovaných elektrónov a záporné číslo pripojený. Hodnota nula znamená, že prvok je buď vo forme jednoduchej látky, alebo bol zredukovaný na 0 po oxidácii, alebo zoxidovaný na nulu po predchádzajúcej redukcii.

Ako určiť oxidačný stav konkrétneho chemického prvku
Stanovenie oxidačného stavu pre konkrétny chemický prvok podlieha nasledujúcim pravidlám:

1. Oxidačný stav jednoduchých látok je vždy nulový.
   
2. Alkalické kovy, ktoré sú v prvej skupine periodickej tabuľky, majú oxidačný stav +1.
   
3. Kovy alkalických zemín, ktoré zaberajú druhú skupinu v periodickej tabuľke, majú oxidačný stav +2.
   
4. Vodík v zlúčeninách s rôznymi nekovmi má vždy oxidačný stav +1 a v zlúčeninách s kovmi +1.
   
5. Oxidačný stav molekulárneho kyslíka vo všetkých zlúčeninách uvažovaných v školskom kurze anorganickej chémie je -2. Fluór -1.
   
6. Pri určovaní stupňa oxidácie v produktoch chemických reakcií vychádzajú z pravidla elektrickej neutrality, podľa ktorého sa súčet oxidačných stavov rôznych prvkov tvoriacich látku musí rovnať nule.
   
7. Hliník vo všetkých zlúčeninách vykazuje oxidačný stav +3.
   

Ďalej spravidla začínajú ťažkosti, pretože zostávajúce chemické prvky vykazujú a vykazujú premenlivý oxidačný stav v závislosti od typov atómov iných látok zahrnutých v zlúčenine.

Existujú vyššie, nižšie a stredné oxidačné stavy. Najvyšší oxidačný stav, podobne ako valencia, zodpovedá číslu skupiny chemického prvku v periodickej tabuľke, ale má kladnú hodnotu. Najnižší oxidačný stav sa číselne rovná rozdielu medzi číslom 8 skupiny prvkov. Stredný oxidačný stav bude akékoľvek číslo v rozsahu od najnižšieho oxidačného stavu po najvyšší.

Aby sme vám pomohli zorientovať sa v rôznych oxidačných stavoch chemických prvkov, dávame vám do pozornosti nasledujúcu pomocnú tabuľku. Vyberte prvok, ktorý vás zaujíma, a získate hodnoty jeho možných oxidačných stavov. Zriedkavo sa vyskytujúce hodnoty budú uvedené v zátvorkách.

Úlohou určenia stupňa oxidácie môže byť jednoduchá formalita aj zložitá hádanka. V prvom rade to bude závisieť od vzorca chemickej zlúčeniny, ako aj od dostupnosti základných vedomostí z chémie a matematiky.

Keď poznáte základné pravidlá a algoritmus sekvenčne logických akcií, o ktorých sa bude diskutovať v tomto článku, pri riešení problémov tohto typu sa s touto úlohou každý ľahko vyrovná. A keď ste trénovali a naučili sa určovať stupeň oxidácie rôznych chemických zlúčenín, môžete bezpečne prijať vyrovnávanie zložitých redoxných reakcií metódou zostavovania elektronických váh.

Pojem oxidačného stavu

Ak sa chcete dozvedieť, ako určiť stupeň oxidácie, musíte najprv zistiť, čo tento pojem znamená?

• Oxidačný stav sa využíva pri zázname pri redoxných reakciách, kedy dochádza k prenosu elektrónov z atómu na atóm.
• Oxidačný stav určuje počet prenesených elektrónov, čo označuje podmienený náboj atómu.
• Oxidačný stav a valencia sú často identické.

Toto označenie je napísané navrchu chemického prvku v jeho pravom rohu a je to celé číslo so znamienkom „+“ alebo „-“. Nulová hodnota stupňa oxidácie nenesie znamienko.

Pravidlá určovania stupňa oxidácie

Zvážte hlavné kánony na určenie stupňa oxidácie:

• Jednoduché elementárne látky, teda tie, ktoré pozostávajú z jedného druhu atómov, budú mať vždy nulový oxidačný stav. Napríklad Na0, H02, P04
• Existuje množstvo atómov, ktoré majú vždy jeden, konštantný, oxidačný stav. Je lepšie si zapamätať hodnoty uvedené v tabuľke.

• Ako vidíte, jedinou výnimkou je vodík v kombinácii s kovmi, kde získava oxidačný stav „-1“, ktorý preň nie je charakteristický.
• Kyslík má tiež oxidačný stav "+2" v chemickej kombinácii s fluórom a "-1" v kompozíciách peroxidov, superoxidov alebo ozonidov, kde sú atómy kyslíka navzájom spojené.

• Kovové ióny majú niekoľko hodnôt stupňa oxidácie (a iba kladné), takže je určený susednými prvkami v zlúčenine. Napríklad v FeCl3 má chlór oxidačný stav "-1", má 3 atómy, takže vynásobíme -1 3, dostaneme "-3". Aby bol súčet oxidačných stavov zlúčeniny "0", železo musí mať oxidačný stav "+3". Vo vzorci FeCl2 železo zmení svoj stupeň na „+2“.
• Matematickým súčtom oxidačných stavov všetkých atómov vo vzorci (berúc do úvahy znamienka) by sa mala vždy dostať nulová hodnota. Napríklad v kyselina chlorovodíková H + 1Cl-1 (+1 a -1 = 0) a v kyseline sírovej H2 + 1S + 4O3-2 (+1 * 2 = +2 pre vodík, +4 pre síru a -2 * 3 = -6 pre kyslík; +6 a -6 sa sčítajú do 0).
• Oxidačný stav monatomického iónu sa bude rovnať jeho náboju. Napríklad: Na+, Ca+2.
• Nai najvyšší stupeň oxidácia spravidla koreluje s číslom skupiny v periodickom systéme D.I. Mendelejeva.

Algoritmus akcií na určenie stupňa oxidácie

Poradie hľadania stupňa oxidácie nie je zložité, ale vyžaduje si pozornosť a určité akcie.

Úloha: Usporiadajte oxidačné stavy v zlúčenine KMnO4

• Prvý prvok, draslík, má konštantný oxidačný stav „+1“.
  Ak chcete skontrolovať, môžete sa pozrieť na periodický systém, kde draslík je v skupine 1 prvkov.
• Zo zostávajúcich dvoch prvkov má kyslík tendenciu nadobudnúť oxidačný stav "-2".
• Dostaneme nasledujúci vzorec: K + 1MnxO4-2. Zostáva určiť oxidačný stav mangánu.
  Takže x je nám neznámy oxidačný stav mangánu. Teraz je dôležité venovať pozornosť počtu atómov v zlúčenine.
  Počet atómov draslíka je 1, mangánu - 1, kyslíka - 4.
  Berúc do úvahy elektrickú neutralitu molekuly, keď je celkový (celkový) náboj nulový,

1*(+1) + 1*(x) + 4(-2) = 0,
+1+1x+(-8) = 0,
-7+1x = 0,
(pri prenose zmeňte znamienko)
1x = +7, x = +7

Oxidačný stav mangánu v zlúčenine je teda "+7".

Úloha: usporiadať oxidačné stavy v zlúčenine Fe2O3.

• Kyslík, ako viete, má oxidačný stav "-2" a pôsobí ako oxidačné činidlo. Pri zohľadnení počtu atómov (3) je celková hodnota kyslíka „-6“ (-2*3= -6), t.j. vynásobte oxidačný stav počtom atómov.
• Aby sa vzorec vyrovnal a dostal na nulu, 2 atómy železa budú mať oxidačný stav „+3“ (2*+3=+6).
• V súčte dostaneme nulu (-6 a +6 = 0).

Úloha: usporiadať oxidačné stavy v zlúčenine Al(NO3)3.

• Atóm hliníka je jeden a má konštantný oxidačný stav "+3".
• V molekule je 9 (3 * 3) atómov kyslíka, oxidačný stav kyslíka, ako viete, je „-2“, čo znamená, že vynásobením týchto hodnôt dostaneme „-18“.
• Zostáva vyrovnať negatívne a kladné hodnoty, čím sa určuje stupeň oxidácie dusíka. Chýba -18 a +3, + 15. A vzhľadom na to, že existujú 3 atómy dusíka, je ľahké určiť jeho oxidačný stav: vydeľte 15 3 a získajte 5.
• Oxidačný stav dusíka je „+5“ a vzorec bude vyzerať takto: Al + 3 (N + 5O-23) 3
• Ak je ťažké určiť požadovanú hodnotu týmto spôsobom, môžete zostaviť a vyriešiť rovnice:

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

Stupeň oxidácie je teda v chémii dosť dôležitý pojem, ktorý symbolizuje stav atómov v molekule.
Bez znalosti určitých ustanovení alebo základov, ktoré vám umožňujú správne určiť stupeň oxidácie, nie je možné túto úlohu zvládnuť. Preto existuje len jeden záver: dôkladne sa zoznámiť a preštudovať si pravidlá hľadania stupňa oxidácie, ktoré sú jasne a stručne uvedené v článku, a odvážne pokračovať po náročnej ceste chemickej múdrosti.

N.P.Tantsura

Periodický systém: niekoľko teoretických informácií

Hlavnými charakteristikami látky sú jej acidobázické a redoxné vlastnosti. Sú to oni, ktorí určujú, s akými látkami životné prostredie chemický alebo biochemický systém, procesná jednotka bude reagovať s príslušnou látkou. Príručka venuje veľkú pozornosť zohľadneniu acidobázických vlastností látok a zákonitostí ich zmeny v periodickom systéme.

V periodickom systéme (PS) možno rozlíšiť dva póly vlastností prvkov: kovové a nekovové. Kovy sú prvky, ktorých atómy môžu darovať elektróny iba v chemických procesoch. V tomto prípade je stupeň oxidácie kovov vo výsledných zlúčeninách pozitívny (+). Nekovy sú látky, ktorých atómy sú schopné prijímať aj darovať elektróny, takže ich oxidačné stavy môžu mať kladné a záporné znamienko.

V osemskupinovom periodickom systéme sú typické kovy na ľavej strane a nekovy na pravej hornej strane. Súčasne sa rast kovových vlastností v hlavných podskupinách zvyšuje zhora nadol, takže najaktívnejšie kovy sú v ľavom dolnom rohu PS (cézium, francium), a najtypickejšie nekovy sú v pravý horný roh PS (najaktívnejší z nich je fluór – v preklade z gréčtiny „ničivý“, atóm tohto prvku môže prijať iba elektrón). Uveďme zoznam typické nekovy:H, B, C, N, O, F, Si, P, S, Cl, Br, ja.

Väčšina prvkov v PS (počnúc hlavne skupinou IV) má v zlúčeninách niekoľko oxidačných stavov, pravidlá na určenie maximálnych a minimálnych hodnôt oxidačných stavov sú uvedené nižšie. Obmedzený počet prvkov má v zlúčeninách jeden oxidačný stav, najbežnejšie z nich sú: alkalické kovy a Ag- +1; Be, Mg, Ca, Ba, Sr, Zn, Cd, Hg- +2, Al, Ga - +3

Keď poznáme polohu prvkov skupín IV - VIII v PS, môžeme uviesť niektoré oxidačné stavy, ktoré môžu vykazovať v zlúčeninách:

maximálny oxidačný stav ktoréhokoľvek prvku (+) = číslo skupiny(pre niektoré prvky, napr. Fe, Co, Ni, zlúčeniny s takýmito oxidačnými stavmi neexistujú). Napríklad uvádzame maximálne oxidačné stavy niektorých prvkov: N (dusík) - skupina V (+5); Cr(chróm) - skupina VI (+6); Cl a Mn – skupina VII (+7). Vzorce zodpovedajúcich oxidov: N205, CrO3, Cl207, Mn207.

Minimálny oxidačný stav pre kovy a nekovy sa určuje takto:

minimálny oxidačný stav kovu (+) = +1, +2 (IV- VIIISkupina).

minimálny oxidačný stav nekovu (-) = skupina č.-8(všetky nekovy sú p-prvky a rozdiel je v počte elektrónov potrebných na dokončenie vonkajšej energetickej hladiny atómu nekovu). Napríklad v kovoch, ako je chróm Cr (skupina VI) a Mn (skupina VII), sú minimálne oxidačné stavy +2 a zodpovedajú oxidom CrO (nestabilný) a MnO. Pre nekovy skupiny V (N a P) je minimálny oxidačný stav "-3" (NH 3, PH 3). Nekovy skupiny VII, ako je chlór Cl, majú najnižší oxidačný stav -1 (HCl).

Kontrolná úloha 1:

Uveďte maximálny a minimálny oxidačný stav pre nasledujúce prvky: S, W, P, Pb. Napíšte vzorce zodpovedajúcich oxidov.

Uveďte atómy nekovov v periodickej sústave.

Určite oxidačné stavy prvkov v nasledujúcich zlúčeninách:

Cr203, N02, Bi205, K20, Fe203.

Názvoslovie anorganických zlúčenín

Medzinárodná únia pre čistú a aplikovanú chémiu sformulovala všeobecné pravidlá na tvorbu názvov chemických zlúčenín – takzvaná systematická medzinárodná nomenklatúra. Je to najprísnejšie, celkom jednoduché a univerzálne; názov anorganických zlúčenín je zostavený podľa nasledujúcich pravidiel:

Ak spojenie pozostáva iba z dvoch prvkov, potom sa prvý nazýva v ruštine (in národný jazyk krajín), označujúcich predponami (di, tri, tetra atď.) počet svojich atómov. Druhý prvok sa nazýva latinsky s príponou - id(a príslušné kvantitatívne predpony): napríklad: NaCl - chlorid sodný, BaO - oxid bárnatý, BN - nitrid bóru, GaAs - arzenid gália, N 2 O - oxid diazot, CeO 2 - oxid ceričitý, S 2 O 3 -diser trioxid. Hydroxidy kovov sa nazývajú podobne: Ca (OH) 2 je hydroxid vápenatý (OH ión sa v anorganickej chémii nazýva hydroxidový ión).

Ak sa zlúčenina skladá z troch alebo viacerých prvkov (napríklad kyslíkových kyselín, niektorých solí), potom sa zvyšok kyseliny nazýva sprava doľava, pričom sa udáva počet atómov kyslíka - oxo, dioxo, trioxo atď., a potom v Latinsky prvok s príponou - pri(v zátvorkách napíšte jeho oxidačný stav rímskymi číslicami (za predpokladu, že prvok má niekoľko hodnôt oxidačných stavov v zlúčeninách), napríklad:

SiO 3 2- - trioxosilikátový ión (metasilikátový ión - semi-systematická nomenklatúra,

ktorých používanie je povolené);

Na 2 SiO 3 - trioxosilikát disodný alebo metakremičitan disodný;

P04 3-a-tetraoxofosfát(V) alebo ortofosfátový ión;

ALPO 4 - tetraoxofosfát hlinitý (V) alebo ortofosfát hlinitý;

CO 3 2- - trioxokarbonátový ión (karbonátový ión);

CaC03 trioxokarbonát vápenatý, uhličitan vápenatý;

P03 - trioxofosfátový (V) - ión alebo metafosfofosfátový ión;

Zn (PO 3) 2 - trioxofosfát zinočnatý (V) alebo metafosfát zinočnatý.

V súčasnosti je v Rusku najrozšírenejšia polosystematická nomenklatúra (informácie o systematickej všeobecne akceptovanej nomenklatúre vo svete stále nie sú zahrnuté v školských osnovách). V technickej, najmä starej literatúre sa často stretávame s ruským názvoslovím, ktoré už bolo zrušené, navyše niektoré zlúčeniny majú triviálne názvy. Nižšie je uvedená tabuľka s názvami rôznych anorganických zlúčenín.

Uchádzači, ktorí vstúpili do vysokých škôl, musia poznať aj názvy skupín prvkov:

alkalické kovy (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr); kovy alkalických zemín (Ca, Sr, Ba, Ra); prechodné prvky 3d-série (3d-prvky) - Sc……Zn; lantanoidy (prvky vzácnych zemín) - Ce ... ... Lu; aktinidy (transuránové prvky) – Th………Lr; platinoidy (prvky platinovej skupiny) - Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt; chalkogény - O, S, Se, Te; halogény – F, Cl, Br, I, At

Chemická nomenklatúra

zloženiny systematický polosestra – ruský triviálny matik

HCl chlorovodík chlorovodíková kyselina chlorovodíková

vodík (vodný roztok)

H 2 SO 4 kyselina dihydrogénsírová --

tetraoxosulfát (VI) kyselina

HNO 3 vodík dusičný --

trioxonitrát(V) kyselina

NaOH hydroxid sodný hydroxid hydroxid žieravina

hydroxid sodný hydroxid sodný

Ca(OH) 2 hydroxid vápenatý hydroxid vápenatý

hydroxid vápenatý vápenatá voda

NaHS kyselina hydrosulfid sodný -

hydrogénsulfid sodný sulfid sodný

ZnOHCl zásaditý chlorid zinočnatý -

hydroxid zinočnatý chlorid zinočnatý -

CaHPO 4 hydrogenfosforečnan vápenatý kyslý -

disubstituovaný tetraoxofosfát vápenatý (V)

ortofosforečnan vápenatý

PH 3 hydrid fosforečný - fosfín

trihydrid fosforitý

AlOHSO 3 siričitan hlinitý zásaditý -

disubstituovaný hydroxoalumíniumhydroxid

trioxosulfát(IV)sulfit

hliník

Klasifikácia anorganických zlúčenín

Všetky anorganické zlúčeniny možno rozdeliť do štyroch hlavných tried: oxidy, hydroxidy, anoxické kyseliny a soli. Všeobecná schéma takejto klasifikácie je znázornená na obrázku 1. Táto klasifikácia nie je úplná, pretože nezahŕňa rôzne menej bežné binárne (pozostávajúce z dvoch prvkov) zlúčeniny

(napríklad amoniak-NH 3, sírouhlík -CS 2 atď.) s výnimkou rozšírenej triedy zlúčenín binárnych oxidov.

oxidy + n -2

Zlúčeniny prvkov s kyslíkom vo forme E 2 O n sa nazývajú oxidy (oxidačný stav atómu O v oxidoch je „-2“). Systematická nomenklatúra oxidov: na prvom mieste uveďte názov prvku v nominatívnom prípade so zodpovedajúcimi gréckymi kvantitatívnymi predponami, potom slovo „oxid“ aj so zodpovedajúcimi kvantitatívnymi predponami, napríklad: SiO 2 - oxid kremičitý, Fe 2 O 3 - oxid železitý, P 2 O 5 - oxid fosforečný. Polosystematická nomenklatúra: slovo „oxid“ sa napíše ako prvé, za ním nasleduje názov prvku v prípade genitívu, pričom v zátvorkách sa rímskymi číslicami uvádza jeho oxidačný stav, napríklad:

Fe203 - oxid železa (III);

FeO- oxid železitý

P203 - oxid fosforitý;

P 2 O 5 - oxid fosforečný (V).

Na 2 O - oxid sodný (sodík má v zlúčeninách iba jeden oxidačný stav, v takýchto prípadoch sa neuvádza).

Zastaraná ruská nomenklatúra používala v názvoch oxidov slovo „oxid“ označujúce počet atómov kyslíka na atóm prvku, napríklad: N 2 O - semioxid dusíka, Fe 2 O 3 - oxid železitý, CO 2 - oxid uhličitý. Treba poznamenať, že v ruskej nomenklatúre sa oxid prvku s najnižším oxidačným stavom často nazýval oxid prvku a oxid rovnakého prvku s najvyšším oxidačným stavom sa nazýval oxid, napríklad: Сu 2 0 - oxid meďnatý, CuO - oxid meďnatý.

Existujú zlúčeniny prvkov s kyslíkom, ktoré nevykazujú vlastnosti oxidov (v týchto zlúčeninách má atóm kyslíka oxidačný stav, ktorý sa nerovná „-2“). Napríklad H 2 O 2 -1 - peroxid vodíka (peroxid vodíka), vykazuje vlastnosti slabej kyseliny,

Na 2 O 2 -1 - peroxid sodný - soľ.

Hlavné metódy získavania oxidov

1. Priama interakcia prvkov alebo komplexných látok s kyslíkom (k oxidácii spravidla dochádza, keď vysoké teploty- pálenie):

2 Mg + O2 \u003d 2 MgO

UV alebo katalyzátor

2 SO 2 + O 2 \u003d 2 SO 3

CH4+202 \u003d 2H20 + CO2

2. Rozklad niektorých solí, zásad a kyselín:

CaCO3 \u003d CaO + CO2

Mg(OH)2 \u003d MgO + H20

H2CO3 \u003d CO2 + H20

2 CuS04 \u003d 2 CuO + 2 SO2 + O2

3. Vznik oxidov niektorých nekovov pri interakcii kyseliny dusičnej a sírovej s kovmi a nekovmi:

C + 2 H2S04 až = CO2 + 2 SO2 + 2 H20

Cu + 4 HNO 3 k \u003d Cu (NO 3) 2 + 2 NO 2 + 2 H 2 O

4. Interakcia solí nestabilných kyselín (H 2 CO 3, H 2 SO 4) so ​​silnými kyselinami alebo soľami nestabilných zásad s alkáliami:

K2CO3 + 2 HCl \u003d 2 KCl + H20 + CO2

2 AgNO 3 + 2 NaOH \u003d Ag 2 O + H 2 O + 2 NaNO 3

Všetky oxidy sa ďalej delia na soli tvoriace a nesolitvorné alebo indiferentné oxidy (všeobecná klasifikačná schéma pre oxidy je uvedená v schéme 2). Oxidy tvoriace soli môžu vytvárať soli v mnohých chemických reakciách, napríklad:

CaO + CO 2 \u003d CaCO 3

Oxidy tvoriace soli zodpovedajú hydroxidom, ktoré vznikajú priamou interakciou oxidov s vodou a získavajú sa nepriamo, napr.

CaO + H20 \u003d Ca (OH) 2

Na20 + H20 \u003d 2NaOH

Al203 + H20 ≠

Al 2 O 3 + 6 HCl \u003d 2 AlCl 3 + 3 H 2 O

AlCl 3 + 3 NaOH \u003d Al (OH) 3  + 3 NaCl (nepriama produkcia Al (OH) 3)

S03 + H20 \u003d H2S04

Si02 + H20 ≠

Si02 + 2 NaOH = Na2Si03 + H20

Na2SiO3 + 2 HCl \u003d 2 NaCl + H2SiO3 (nepriama výroba H2SiO3)

Solitvorné oxidy sa delia podľa vlastností do troch skupín: zásadité (prízvuk na druhú slabiku), kyslé a amfotérne.

Zásadité oxidy- sú to oxidy kovov s nízkym oxidačným stavom, hlavne +1, +2 (okrem niektorých amfotérnych, napr. ZnO, BeO a niektorých ďalších). Mali by sem patriť predovšetkým oxidy alkalických kovov a kovov alkalických zemín, ako aj oxidy iných kovov s nízkym oxidačným stavom (CuO, NiO, CoO, FeO atď.). Treba poznamenať, že oxidy najaktívnejších kovov, konkrétne alkalických kovov a kovov alkalických zemín, priamo interagujú s vodou (pozri vyššie).

Dôkazom základných vlastností oxidov sú reakcie:

KYSELINA

ZÁKLADNÝ OXID + alebo ===> SOĽ + (H 2 O)

KYSELINA

OXID

Napríklad FeO + 2 HCl = FeCl2 + H20

Na20 + CO2 \u003d Na2C03

Oxidy kyselín(anhydridy kyselín) sú charakteristické pre nekovy (pozri zoznam vyššie) s akýmkoľvek stupňom oxidácie a kovy s vysokým oxidačným stavom (od +5 do +8), napríklad CO 2, SO 2, N 2 O 5, P205, Mn207, Cr03, Ru04.

Takéto oxidy priamou interakciou s vodou alebo nepriamymi reakciami vytvárajú zodpovedajúce kyslíkové kyseliny. Je potrebné poznamenať, že takmer všetky oxidy nekovov interagujú priamo s vodou, napríklad plynný -SO 2, SO 3, CO 2, pevný - N 2 O 5, P 2 O 3 a P 2 O 5 a kvapalný (Cl 207). Dva oxidy nekovov sa vo vode nerozpúšťajú - B 2 O 3 a SiO 2. Mnohé oxidy kovov vo vyšších oxidačných stupňoch sa rozpúšťajú vo vode, napríklad CrO 3 , niektoré z nich sú nestabilné (Mn 2 O 7).

Bez ohľadu na rozpustnosť oxidov vo vode je to však jednoduché formálne odvodiť vzorec kyseliny zodpovedajúcej danému oxidu:

+ H 2 O + H 2 O

H 2 CrO 4 H 2 B 2 O 4 => HBO 2 (znižujeme viacnásobné indexy pre všetky atómy).

Uvedené položky nie sú chemické reakcie, predstavujú formálne odvodenie vzorca kyseliny, čo je žiaduce poznať, pretože. pri reakciách tvorby solí zahŕňajúcich oxidy vykazujúce kyslé vlastnosti, kyslý zvyšok zodpovedajúcej kyseliny je súčasťou soli. Vyššie uvedený záver je tiež formálny, pretože mnohé reakcie zahŕňajúce oxidy prebiehajú v bezvodom médiu, napríklad v tavenine.

Dôkazom kyslých vlastností oxidov sú reakcie:

BASE

ACID + alebo ==>COL + (H 2 O)

ZÁKLADNÝ OXID

+ H 2 O OXID

to-ta (formálny záver), zvyšok kyseliny je súčasťou soli.

Napríklad S02 + 2 NaOH = Na2S03 + H20

Mn207 + Ca (OH)2 \u003d Ca (Mn04)2 + H20

+ H 2 O

H 2 Mn 2 O 8  HMnO 4 (formálny záver), (MnO 4 -1 je súčasťou soli).

Amfotérne oxidy vykazujú kyslé a zásadité vlastnosti v závislosti od toho, s čím reagujú.

Malo by sa pamätať na to, že pomerne často sa vyskytujúce kovy, ktorých oxidy majú výrazné amfotérne vlastnosti:

Be, Al, Zn, Sn, Pb, Cr(III)….

Tieto kovy zodpovedajú amfotérnym oxidom:

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

Mnohé kovy sú charakterizované súborom oxidačných stavov v zlúčeninách (spravidla počnúc IVgr.), pričom so zvýšením oxidačného stavu daného kovu v jeho oxidoch a hydroxidoch sa pozoruje zvýšenie ich kyslých vlastností. Napríklad amfotérne oxidy SnO 2 a PbO 2 majú výraznejšie kyslé vlastnosti ako SnO a PbO. Taký technicky dôležitý kov ako chróm, ako aj mnohé iné kovy, má oxidy a hydroxidy s rôznymi acidobázickými vlastnosťami:

CrO Cr 2 O 3 CrO 3

zásaditá kyselina amfotérna

Cr(OH)2Cr(OH)3H2Cr04

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

zvyšujú sa kyslé vlastnosti oxidov a hydroxidov

Pre všetky kovy, pre ktoré existujú podobné série oxidov, majú oxidy a hydroxidy so strednými stupňami oxidácie kovu amfotérne vlastnosti. Amfotérne oxidy sa vo vode nerozpúšťajú.

Dôkazom amfotérnych vlastností oxidov sú minimálne dve opačné reakcie, ktoré umožňujú potvrdiť zásadité a kyslé vlastnosti amfotérneho oxidu:

KYSELINA

alebo==========> SOĽ + (H 2 O)

KYSELINA

AMFOTERICKÉ + OXIDOVÉ

OXIDOVÝ ZÁKLAD

alebo=========  COL + (H 2 O)

ZÁKLADNÉ

OXID

Zvážte príklad:

ZnO + 2 HCl \u003d ZnCl2 + H20 (1)

hlavné svätých

ZnO + 2 NaOH = Na2Zn02 + H20 (2)

kyseliny. svätých

+ H 2 O

H 2 ZnO 2 - zinok to-ta (formálny záver).

Ako bude uvedené nižšie, pre riešenia je reakcia (2) napísaná prísnejšie v tejto forme:

ZnO + 2 NaOH + H20 \u003d Na2 tetrahydroxozinkát sodný (komplexná soľ)

Záver: amfotérny oxid reaguje s alkáliou ako kyslý, s kyselinou ako zásaditou, v oboch prípadoch vznikajú soli.V prípade, že amfotérny oxid vykazuje zásadité vlastnosti, je kov obsiahnutý vo výslednej soli ako katión; keď amfotérny oxid vykazuje kyslé vlastnosti, kov je súčasťou aniónu soli.

INDIFERENČNÉ (NESOLITVORNÉ) OXIDY

Počet takýchto oxidov je malý, najbežnejšie z nich sú: CO, N 2 O, NO, NO 2. Takéto oxidy sa nezúčastňujú vyššie uvedených reakcií tvorby solí.

ZHRNUTIE:

1. Venujme pozornosť vzťahu medzi acidobázickými vlastnosťami oxidov kovov a nekovov s hodnotami ich oxidačných stavov: pre nekovy v oxidoch (pozri zoznam nekovov vyššie) možné sú nasledujúce hodnoty oxidačných stavov:

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

Takmer všetky oxidy nekovov sú kyslé (okrem niekoľkých ľahostajných).

Príklady: Cl20, B203, CO2, N205, SO3, Cl207 atď.

Kovy môžu mať zásadité, amfotérne a kyslé oxidy a tieto oxidačné stavy kovov v nich:

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

________ ____________________

hlavné oxidy kyslé oxidy

_______________

amfotérne oxidy

2. Reakcie zahŕňajúce oxidy: pri štúdiu chemických vlastností oxidov často vznikajú problémy so zaznamenávaním produktov reakcií. V tejto súvislosti vám odporúčame, aby ste si pozorne preštudovali nasledujúce schémy a závery z nich:

kyselina

zásaditý oxid

oxid + alebo ========== soľ

amfotérny

oxid

(kyslé sv-va)

+ H 2 O

to-ta - formálny záver f-ly kys., zvyšok kys

základné zahrnuté vo výslednej soli

kyslý oxid

oxid alebo ============ soľ

+ H 2 O amfotérny

kyselina f-la oxid(hlavní svätci)

(formálny záver, zvyšok kyseliny je súčasťou výslednej soli)

Zásadité oxidy teda môžu reagovať s kyslými a amfotérnymi oxidmi a hydroxidmi, ktoré pri takýchto reakciách vykazujú kyslé vlastnosti. Kyslé oxidy interagujú so zásaditými a amfotérnymi oxidmi a hydroxidmi, ktoré v tomto prípade vykazujú zásadité vlastnosti. V každom prípade odporúčame formálne pridať molekulu vody k oxidu vykazujúcemu kyslé vlastnosti, odvodiť vzorec kyseliny, určiť typ a náboj zvyšku kyseliny, ktorý bude súčasťou soli. Reakcie s amfotérnymi hydroxidmi budú uvedené nižšie. (Treba si uvedomiť, že mnohé reakcie s oxidmi a hydroxidmi prakticky neprebiehajú vo vodných roztokoch v dôsledku zlej rozpustnosti látok, ale môžu prebiehať v taveninách pri vysokých teplotách; takéto reakcie sú pozorované v prírodných a technologických procesoch).

Ako vyplýva z vyššie uvedeného materiálu, pri štúdiu reakcií zahŕňajúcich oxidy a hydroxidy je dôležité poznať ich vlastnosti. S prihliadnutím na p.p. 1 a 2 zovšeobecnenia, môžeme navrhnúť nasledujúci algoritmus na určenie vlastností oxidov:

1. Oxid E20 n. E - kovové alebo nekovové (pozri stranu so zoznamom). Ak E- nekovové  oxid kyselina (treba pamätať na indiferentné oxidy) .

2.E-kov - oxid môže byť zásaditý, amfotérny a kyslý. Odporúčame pozrieť si zoznam najbežnejších amfotérnych oxidov (ak prvok v zozname nie je, ale existujú pochybnosti o jeho vlastnostiach, môžete si v učebnici pozrieť oxidačný stav tohto kovu v zlúčeninách, ak má tri alebo viac oxidačných stavov, prechodné oxidy budú amfotérne).

3. Oxid kovu nie je amfotérny, potom:

st.ok. Ja vysoký (> +5) st. Ja nízko (<+2)

oxid - kyselina; oxid - základné (amfotérne - vylúčené)

Zvážte príklady:

FeO + N205 \u003d Fe (N03) 2

kyselina

+H 2 O

H2N206 ==> HN03

2 NaOH + CrO3 = 2 Na2Cr04 + H20

kyselina

+H 2 O

H 2 CrO 4 - kyselina chrómová

Ba (OH) 2 + Al203 \u003d Ba (Al02)2 + H20

amfot. (kys. sv-va)

+ H 2 O

H 2 Al 2 O 4 ==> HАlO 2 - kyselina metahlinitá

Kontrolná úloha 2:

1. Uveďte príklady oxidov tvoriacich a netvoriacich soli. Aký je medzi nimi rozdiel?

2. Aké oxidy sa nazývajú zásadité, kyslé a amfotérne? Podľa akých vlastností možno oxidy zaradiť do jednej alebo druhej skupiny?

3. Pomenujte nasledujúce oxidy pomocou všetkých druhov nomenklatúry:

Li20, BeO, FeO, Fe203, MnO, Mn02, Mn207, WO3, P205, CO, CO2.

4. Uvádzajú sa oxidy: oxid kremičitý (IV), oxid horečnatý, oxid olovnatý (II) a oxid chrómu (VI), oxid chrómu (III), oxid cínu (IV), oxid boritý. Po určení vlastností oxidov zapíšte možné reakcie s kyselinou dusičnou HNO 3 a KOH.

5. Pridajte reakcie: oxid chlóru (I) + oxid horečnatý; oxid uhoľnatý (IV) + oxid hlinitý; hydroxid draselný + oxid berýlium; hydroxid železitý + oxid dusnatý (III); oxid hlinitý + oxid sodný;

6. Uvádzajú sa oxidy: oxid sírový (IV), oxid horečnatý, oxid zinočnatý a oxid mangánu (VII). Aké páry oxidov môžu navzájom interagovať, zapíšte si reakcie.

7. Uveďte vlastnosti oxidov: MnO, MnO 2, Mn 2 O 7, napíšte vzorce ich zodpovedajúcich hydroxidov.

8. Uveďte príklady chemických reakcií dokazujúcich amfotérny charakter oxidu chrómového (III) 3 .

9. Môžu spolu tieto oxidy interagovať a prečo: ZnO a FeO, Na 2 O a ZnO, N 2 O 5 a MgO, Cl 2 O 7 a CO 2, P 2 O 5 a K 2 O?. Napíšte rovnice možných reakcií.

10. Ako pri znalosti chemických vlastností oxidov vyčistiť FeO od nečistôt K 2 O a ZnO (použite vodu, kyselinu alebo zásadu)?

11. Ktoré z nasledujúcich oxidov možno rozpustiť v kyselinách a ktoré v zásadách: Cs 2 O, CaO, GeO 2, N 2 O 3? Napíšte rovnice zodpovedajúcich reakcií.

13. Ktorý oxid má výraznejšie kyslé vlastnosti: SnO 2 alebo PbO 2?

14. Ktoré z oxidov sa rozpúšťajú vo vode, zapíšte reakcie: oxid boritý, oxid hlinitý, oxid dusnatý (V), oxid železitý (II), oxid sírový (IV), oxid draselný, oxid horečnatý.