Oksidacijsko stanje je uvjetni naboj atoma u spoju, izračunat pod pretpostavkom da se sastoji samo od jona. Prilikom definiranja ovog koncepta, uvjetno se pretpostavlja da vezni (valentni) elektroni prelaze na više elektronegativnih atoma (vidi Elektronegativnost), te se stoga spojevi sastoje, takoreći, od pozitivno i negativno nabijenih jona. Oksidacijsko stanje može imati nulte, negativne i pozitivne vrijednosti, koje se obično postavljaju iznad simbola elementa na vrhu: .

Nulta vrijednost oksidacijskog stanja dodjeljuje se atomima elemenata u slobodnom stanju, na primjer: . Negativno značenje oksidaciona stanja su oni atomi prema kojima se pomiče vezni elektronski oblak (elektronski par). Za fluor u svim njegovim jedinjenjima, to je -1. Atomi koji doniraju valentne elektrone drugim atomima imaju pozitivno oksidacijsko stanje. Na primjer, u alkalnim i zemnoalkalnim metalima, on je, respektivno, jednak i U jednostavnim ionima, kao što je , K, jednak je naboju jona. U većini jedinjenja, oksidaciono stanje atoma vodika je jednako, ali u metalnim hidridima (njihova jedinjenja sa vodonikom) - i drugima - je -1. Kisik karakterizira stanje oksidacije -2, ali, na primjer, u kombinaciji s fluorom će biti, au peroksidnim spojevima itd.) -1. U nekim slučajevima, ova vrijednost se može izraziti i kao razlomak: za željezo u oksidu željeza (II, III) jednaka je .

Algebarski zbir oksidacionih stanja atoma u jedinjenju je nula, au kompleksnom jonu to je naboj jona. Koristeći ovo pravilo, izračunavamo, na primjer, oksidacijsko stanje fosfora u ortofosfornoj kiselini. Označavajući ga kroz i množenjem oksidacijskog stanja za vodonik i kisik brojem njihovih atoma u spoju, dobivamo jednačinu: odakle. Slično, izračunavamo oksidacijsko stanje hroma u jonu -.

U jedinjenjima će oksidacijsko stanje mangana biti, respektivno.

Najveće oksidaciono stanje je njegova najveća pozitivna vrijednost. Za većinu elemenata on je jednak broju grupe u periodičnom sistemu i važan je kvantitativna karakteristika element u svojim jedinjenjima. Najniža vrijednost oksidacijskog stanja elementa koja se javlja u njegovim spojevima obično se naziva najnižim oksidacijskim stanjem; svi ostali su srednji. Dakle, za sumpor, najveće oksidaciono stanje je jednako, najniže -2, srednje.

Promena oksidacionih stanja elemenata po grupama periodnog sistema odražava učestalost njihove promene hemijska svojstva sa povećanjem serijskog broja.

Koncept oksidacionog stanja elemenata koristi se u klasifikaciji supstanci, opisujući njihova svojstva, formulisanje jedinjenja i njihova međunarodna imena. Ali posebno se široko koristi u proučavanju redoks reakcija. Koncept "oksidacijskog stanja" se često koristi u neorganska hemija umjesto koncepta "valencije" (vidi Valencija).

Elektronegativnost, kao i druga svojstva atoma hemijskih elemenata, povremeno se mijenja s povećanjem rednog broja elementa:

Gornji grafikon prikazuje periodičnost promjene elektronegativnosti elemenata glavnih podgrupa u zavisnosti od rednog broja elementa.

Pri kretanju niz podgrupu periodnog sistema, elektronegativnost hemijskih elemenata se smanjuje, a kada se kreće udesno duž perioda, raste.

Elektronegativnost odražava nemetaličnost elemenata: što je veća vrijednost elektronegativnosti, to je više nemetalnih svojstava izraženo u elementu.

Oksidacijsko stanje

Kako izračunati oksidacijsko stanje elementa u spoju?

1) Oksidacijsko stanje hemijskih elemenata u jednostavnim supstancama je uvijek nula.

2) Postoje elementi koji se manifestuju u složene supstance konstantno oksidaciono stanje:

3) Postoje hemijski elementi koji pokazuju konstantno oksidaciono stanje u velikoj većini jedinjenja. Ovi elementi uključuju:

Element	Oksidacijsko stanje u gotovo svim spojevima	Izuzeci
vodonik H	+1	Hidridi alkalijskih i zemnoalkalijskih metala, na primjer:
kiseonik O	-2	Vodik i metalni peroksidi: Kiseonik fluorid -

4) Algebarski zbir oksidacionih stanja svih atoma u molekulu je uvek nula. Algebarski zbir oksidacionih stanja svih atoma u jonu jednak je naboju jona.

5) Najviše (maksimalno) oksidaciono stanje je jednako broju grupe. Izuzeci koji ne potpadaju pod ovo pravilo su elementi sekundarne podgrupe grupe I, elementi sekundarne podgrupe grupe VIII, kao i kiseonik i fluor.

Hemijski elementi čiji broj grupe ne odgovara njihovom najvećem oksidacionom stanju (obavezno zapamtiti)

6) Najniže oksidaciono stanje metala je uvek nula, a najniže oksidaciono stanje nemetala izračunava se po formuli:

najniže oksidaciono stanje nemetala = broj grupe - 8

Na osnovu gore navedenih pravila, možete podesiti stepen oksidacije hemijski element u bilo kojoj supstanci.

Pronalaženje oksidacijskih stanja elemenata u različitim spojevima

Primjer 1

Odrediti oksidaciona stanja svih elemenata u sumpornoj kiselini.

Rješenje:

Napišimo formulu za sumpornu kiselinu:

Oksidacijsko stanje vodika u svim složenim supstancama je +1 (osim metalnih hidrida).

Oksidacijsko stanje kisika u svim složenim tvarima je -2 (osim peroksida i kisikovog fluorida OF 2). Složimo poznata oksidaciona stanja:

Označimo stanje oksidacije sumpora kao x:

Molekula sumporne kiseline, kao i molekula bilo koje supstance, općenito je električno neutralna, jer. zbir oksidacionih stanja svih atoma u molekulu je nula. Šematski, ovo se može prikazati na sljedeći način:

One. dobili smo sljedeću jednačinu:

Hajde da to riješimo:

Dakle, oksidaciono stanje sumpora u sumpornoj kiselini je +6.

Primjer 2

Odrediti oksidacijsko stanje svih elemenata u amonijevom dihromatu.

Rješenje:

Napišimo formulu amonijum dihromata:

Kao iu prethodnom slučaju, možemo rasporediti oksidaciona stanja vodika i kiseonika:

Međutim, vidimo da su oksidaciona stanja dva hemijska elementa odjednom, azota i hroma, nepoznata. Stoga ne možemo pronaći oksidaciona stanja na isti način kao u prethodnom primjeru (jedna jednačina sa dvije varijable nema jedinstveno rješenje).

Obratimo pažnju na činjenicu da navedena tvar pripada klasi soli i, shodno tome, ima ionsku strukturu. Tada s pravom možemo reći da sastav amonijum dihromata uključuje NH 4 + katione (naboj ovog kationa se može videti u tabeli rastvorljivosti). Stoga, budući da se u jedinici formule amonijum dihromata nalaze dva pozitivna jednostruko nabijena NH 4 + kationa, naboj dikromatnog jona je -2, jer je supstanca kao celina električni neutralna. One. supstancu formiraju NH 4 + kationi i Cr 2 O 7 2- anioni.

Znamo oksidaciona stanja vodonika i kiseonika. Znajući da je zbir oksidacionih stanja atoma svih elemenata u jonu jednak naboju, i označavajući oksidaciona stanja dušika i hroma kao x i y shodno tome, možemo napisati:

One. dobijamo dve nezavisne jednačine:

Rešavajući koje, nalazimo x i y:

Dakle, u amonijum dihromatu, oksidaciona stanja azota su -3, vodonika +1, hroma +6 i kiseonika -2.

Kako odrediti oksidaciona stanja elemenata u organska materija može se čitati.

Valence

Valentnost atoma je označena rimskim brojevima: I, II, III, itd.

Valentne mogućnosti atoma zavise od količine:

1) nespareni elektroni

2) nepodijeljeni elektronski parovi u orbitalama valentnih nivoa

3) prazne elektronske orbitale valentnog nivoa

Valentne mogućnosti atoma vodika

Opišimo elektronsku grafičku formulu atoma vodika:

Rečeno je da tri faktora mogu uticati na valentne mogućnosti - prisustvo nesparenih elektrona, prisustvo nepodeljenih elektronskih parova na spoljašnjem nivou i prisustvo praznih (praznih) orbitala spoljašnjeg nivoa. Vidimo jedan nespareni elektron na vanjskom (i jedinom) energetskom nivou. Na osnovu ovoga, vodonik može imati valenciju jednaku I. Međutim, na prvom energetskom nivou postoji samo jedan podnivo - s, one. atom vodonika na vanjskom nivou nema ni nepodijeljene elektronske parove ni prazne orbitale.

Dakle, jedina valencija koju atom vodika može pokazati je I.

Valentne mogućnosti atoma ugljika

Razmotrite elektronsku strukturu atoma ugljika. U osnovnom stanju, elektronska konfiguracija njegovog vanjskog nivoa je sljedeća:

One. U osnovnom stanju, vanjski energetski nivo nepobuđenog atoma ugljika sadrži 2 nesparena elektrona. U ovom stanju, može pokazati valenciju jednaku II. Međutim, atom ugljika vrlo lako prelazi u pobuđeno stanje kada mu se prenese energija, a elektronska konfiguracija vanjskog sloja u ovom slučaju ima oblik:

Iako se dio energije troši u procesu ekscitacije atoma ugljika, utrošak je više nego nadoknađen formiranjem četiri kovalentne veze. Iz tog razloga, valencija IV je mnogo karakterističnija za atom ugljika. Tako, na primjer, ugljik ima valenciju IV u molekulima ugljen-dioksid, ugljične kiseline i apsolutno svih organskih tvari.

Pored nesparenih elektrona i usamljenih elektronskih parova, prisustvo praznih () orbitala valentnog nivoa takođe utiče na mogućnosti valencije. Prisustvo takvih orbitala u ispunjenom nivou dovodi do činjenice da atom može djelovati kao akceptor elektronskog para, tj. formiraju dodatne kovalentne veze mehanizmom donor-akceptor. Tako, na primjer, suprotno očekivanjima, u molekuli ugljičnog monoksida CO, veza nije dvostruka, već trostruka, što je jasno prikazano na sljedećoj ilustraciji:

Valentne mogućnosti atoma dušika

Zapišimo elektronsko-grafsku formulu vanjskog energetskog nivoa atoma dušika:

Kao što se može vidjeti iz gornje ilustracije, atom dušika u svom normalnom stanju ima 3 nesparena elektrona, te je stoga logično pretpostaviti da može pokazati valenciju jednaku III. Zaista, u molekulima amonijaka (NH 3) uočena je valencija jednaka tri. azotna kiselina(HNO 2), azot trihlorid (NCl 3) itd.

Gore je rečeno da valencija atoma nekog hemijskog elementa ne zavisi samo od broja nesparenih elektrona, već i od prisustva nepodeljenih elektronskih parova. To je zbog činjenice da se kovalentna hemijska veza može formirati ne samo kada dva atoma daju jedan drugom po jedan elektron, već i kada ga jedan atom koji ima nepodijeljeni par elektrona - donor () daje drugom atomu sa slobodnim () nivo orbitalne valencije (akceptor). One. za atom dušika, valencija IV je također moguća zbog dodatne kovalentne veze formirane mehanizmom donor-akceptor. Tako se, na primjer, četiri kovalentne veze, od kojih je jedna formirana donor-akceptorskim mehanizmom, uočavaju se tokom formiranja amonijum kationa:

Uprkos činjenici da jednu od kovalentnih veza formira mehanizam donor-akceptor, sve N-H veze u amonijum kationu su apsolutno identične i ne razlikuju se jedna od druge.

Valenciju jednaku V, atom azota nije u stanju da pokaže. To je zbog činjenice da je prijelaz u pobuđeno stanje nemoguć za atom dušika, u kojem dolazi do uparivanja dva elektrona s prijelazom jednog od njih na slobodnu orbitalu, koja je najbliža energetskom nivou. Atom dušika nema d-podnivo, a prelazak na 3s-orbitalu je energetski toliko skup da se troškovi energije ne pokrivaju formiranjem novih veza. Mnogi se mogu zapitati, kolika je onda valencija dušika, na primjer, u molekulima dušične kiseline HNO 3 ili dušikovog oksida N 2 O 5? Čudno, tamo je valencija također IV, što se može vidjeti iz sljedećih strukturnih formula:

Isprekidana linija na ilustraciji prikazuje tzv delokalizovan π -veza. Iz tog razloga, NO terminalne veze se mogu nazvati "jedan i po". Slične jednoipol veze nalaze se i u molekulu ozona O 3 , benzenu C 6 H 6 itd.

Valentne mogućnosti fosfora

Opišimo elektronsko-grafsku formulu vanjskog energetskog nivoa atoma fosfora:

Kao što vidimo, struktura vanjskog sloja atoma fosfora u osnovnom stanju i atoma dušika je ista, te je stoga logično očekivati ​​za atom fosfora, kao i za atom dušika, moguće valencije jednaka I, II, III i IV, što se i uočava u praksi.

Međutim, za razliku od dušika, atom fosfora također ima d-podnivo sa 5 slobodnih orbitala.

S tim u vezi, može prijeći u pobuđeno stanje, pareći elektrone 3 s-orbitale:

Tako je moguća valencija V za atom fosfora, koji je nedostupan dušiku. Tako, na primjer, atom fosfora ima valenciju od pet u molekulima takvih spojeva kao što su fosforna kiselina, fosfor (V) halogenidi, fosfor (V) oksid, itd.

Valentne mogućnosti atoma kiseonika

Elektronsko-grafska formula vanjskog energetskog nivoa atoma kisika ima oblik:

Vidimo dva nesparena elektrona na 2. nivou i stoga je moguća valencija II za kiseonik. Treba napomenuti da se ova valencija atoma kiseonika primećuje u skoro svim jedinjenjima. Iznad, kada smo razmatrali valentne mogućnosti atoma ugljika, raspravljali smo o formiranju molekula ugljičnog monoksida. Veza u molekuli CO je trostruka, dakle, kisik je tamo trovalentan (kiseonik je donor elektronskog para).

Zbog činjenice da atom kisika nema vanjski nivo d-podnivoi, odvajanje elektrona s i p- orbitale je nemoguće, zbog čega su valentne sposobnosti atoma kiseonika ograničene u odnosu na druge elemente njegove podgrupe, na primer, sumpor.

Valentne mogućnosti atoma sumpora

Eksterni energetski nivo atoma sumpora u nepobuđenom stanju:

Atom sumpora, kao i atom kiseonika, ima dva nesparena elektrona u svom normalnom stanju, tako da možemo zaključiti da je za sumpor moguća valencija dva. Zaista, sumpor ima valenciju II, na primjer, u molekulu sumporovodika H 2 S.

Kao što možemo vidjeti, atom sumpora na vanjskom nivou ima d podnivo sa slobodnim orbitalama. Iz tog razloga, atom sumpora je u stanju da proširi svoje valentne sposobnosti, za razliku od kiseonika, zbog prelaska u pobuđena stanja. Dakle, kada rasparite usamljeni elektronski par 3 str- podnivo, atom sumpora dobija elektronsku konfiguraciju spoljašnjeg nivoa sledećeg oblika:

U ovom stanju, atom sumpora ima 4 nesparena elektrona, što nam govori o mogućnosti da atomi sumpora pokažu valenciju jednaku IV. Zaista, sumpor ima valenciju IV u molekulima SO 2, SF 4, SOCl 2, itd.

Kada rasparite drugi usamljeni elektronski par koji se nalazi na 3 s- podnivo, vanjski energetski nivo poprima sljedeću konfiguraciju:

U takvom stanju, manifestacija valencije VI već postaje moguća. Primer jedinjenja sa VI-valentnim sumporom su SO 3 , H 2 SO 4 , SO 2 Cl 2 itd.

Slično, možemo razmotriti valentne mogućnosti drugih hemijskih elemenata.

Jedinjenja sa oksidacionim stanjem od –2. Najvažnija jedinjenja sumpora u oksidacionom stanju -2 su vodonik sulfid i sulfidi. Vodonik sulfid - H 2 S - bezbojni plin sa karakterističnim mirisom truležih proteina, otrovan. Molekul vodonik sulfida ima ugaoni oblik, ugao veze je 92º. Nastaje direktnom interakcijom vodonika sa parama sumpora. U laboratoriju se sumporovodik proizvodi djelovanjem jakih kiselina na metalne sulfide:

Na 2 S + 2HCl \u003d 2NaCl + H 2 S

Vodonik sulfid je jak redukcijski agens, oksidiran čak i sumpornim oksidom (IV).

2H 2 S -2 + S +4 O 2 \u003d 3S 0 + 2H 2 O

U zavisnosti od uslova, proizvodi oksidacije sulfida mogu biti S, SO 2 ili H 2 SO 4:

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

U vazduhu i atmosferi kiseonika, vodonik sulfid gori, formirajući sumpor ili SO 2, u zavisnosti od uslova.

Vodonik sulfid je slabo rastvorljiv u vodi (2,5 zapremine H 2 S na 1 zapreminu vode) i ponaša se kao slaba dvobazna kiselina.

H 2 S H + + HS - ; K 1 \u003d 1 × 10 -7

HS - H + + S 2-; K 2 \u003d 2,5 × 10 -13

Kao dvobazna kiselina, sumporovodik formira dva niza soli: hidrosulfide (kisele soli) i sulfide (srednje soli). Na primjer, NaHS je hidrosulfid, a Na 2 S je natrijum sulfid.

Sulfidi većine metala u vodi su slabo rastvorljivi, obojeni su karakterističnim bojama i razlikuju se po rastvorljivosti u kiselinama: ZnS - beli, CdS - žuto-narandžasti, MnS - boje mesa, HgS, CuS, PbS, FeS - crni, SnS - smeđi , SnS 2 - žuti. Sulfidi alkalnih i zemnoalkalnih metala, kao i amonijum sulfid, lako su rastvorljivi u vodi. Rastvorljivi sulfidi su visoko hidrolizovani.

Na 2 S + H 2 O NaHS + NaOH

Sulfidi su, kao i oksidi, bazični, kiseli i amfoterni. Glavna svojstva su sulfidi alkalnih i zemnoalkalnih metala, kisela svojstva - sulfidi nemetala. Razlika hemijske prirode sulfidi se manifestiraju u reakcijama hidrolize i u međusobnoj interakciji sulfida različite prirode. Osnovni sulfidi se formiraju hidrolizom alkalnom okruženju, kiseline nepovratno hidroliziraju sa stvaranjem odgovarajućih kiselina:

SiS 2 + 3H 2 O \u003d H 2 SiO 3 + 2H 2 S

Amfoterni sulfidi su nerastvorljivi u vodi, neki od njih, na primjer, aluminij, željezo (III), krom (III) sulfidi, potpuno su hidrolizirani:

Al 2 S 3 + 3H 2 O \u003d 2Al (OH) 3 + 3H 2 S

Kada su bazični i kiseli sulfidi u interakciji, nastaju tiosoli. Tiokiseline koje im odgovaraju obično su nestabilne, njihova razgradnja je slična razgradnji kiselina koje sadrže kisik.

CS 2 + Na 2 S \u003d Na 2 CS 3; Na 2 CS 3 + H 2 SO 4 \u003d H 2 CS 3 + Na 2 SO 4;

natrijum tiokarbonat tiokarbonska kiselina

H 2 CS 3 = H 2 S + CS 2

persulfidna jedinjenja. Sklonost sumpora da formira homolance ostvaruje se u persulfidima (polisulfidima), koji nastaju zagrevanjem rastvora sulfida sa sumporom:

Na 2 S + (n-1) S \u003d Na 2 S n

Persulfidi se nalaze u prirodi, na primjer, široko rasprostranjeni mineral pirit FeS 2 je željezo(II) persulfid. Pod dejstvom mineralnih kiselina na rastvore polisulfida izolovani su polisulfani - nestabilne uljne supstance sastava H 2 S n, gde n varira od 2 do 23.

Persulfidi, poput peroksida, pokazuju i oksidirajuća i redukcijska svojstva, a također su lako disproporcionalni.

Na 2 S 2 + SnS \u003d SnS 2 + Na 2 S; 4FeS 2 + 11O 2 \u003d 2Fe 2 O 3 + 8SO 2;

Na 2 S 2 -1 \u003d S 0 + Na 2 S -2

Jedinjenja sa oksidacionim stanjem od +4. Najvažniji je sumpor oksid (IV) - bezbojni plin oštrog neugodnog mirisa zapaljenog sumpora. Molekula SO 2 ima ugaonu strukturu (OSO ugao je 119,5°):

U industriji, SO 2 se dobija prženjem pirita ili spaljivanjem sumpora. Laboratorijska metoda za dobivanje sumpor-dioksida - djelovanje jakih mineralnih kiselina na sulfite.

Na 2 SO 3 + 2HCl \u003d 2NaCl + SO 2 + H 2 O

Sumpor(IV) oksid je energetski redukcijski agens

S +4 O 2 + Cl 2 \u003d S +6 O 2 Cl 2,

ali, u interakciji s jakim redukcijskim agensima, može djelovati kao oksidacijsko sredstvo:

2H 2 S + S + 4 O 2 \u003d 3S 0 + 2H 2 O

Sumpor dioksid je visoko rastvorljiv u vodi (40 zapremina na 1 zapreminu vode). U vodenoj otopini, hidratizirane molekule SO 2 djelomično se disociraju i formiraju vodikov kation:

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

Iz tog razloga, vodeni rastvor sumpordioksida se često smatra rastvorom sumporne kiseline - H 2 SO 3, iako se čini da ovo jedinjenje u stvarnosti ne postoji. Međutim, soli sumporne kiseline su stabilne i mogu se izolovati pojedinačno:

SO 2 + NaOH \u003d NaHSO 3; SO 2 + 2NaOH = Na 2 SO 3

natrijum hidrosulfit natrijum sulfit

Sulfitni anion ima strukturu trigonalne piramide sa atomom sumpora na vrhu. Usamljeni par atoma sumpora je prostorno usmjeren; stoga se anion, aktivni donor elektronskog para, lako transformira u tetraedarski HSO 3 - i postoji u obliku dva tautomerna oblika:

Sulfiti alkalnih metala su visoko rastvorljivi u vodi, uglavnom hidrolizovani:

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

Jaka redukciona sredstva, tokom skladištenja svojih rastvora, postepeno se oksidiraju atmosferskim kiseonikom, kada se zagreju, postaju nesrazmerna:

2Na 2 S +4 O 3 + O 2 \u003d 2Na 2 S +6 O 4; 4Na 2 S +4 O 3 \u003d Na 2 S -2 + 3Na 2 S +6 O 4

Oksidacijsko stanje +4 pojavljuje se u halogenidima i oksohalidima:

SF 4 SOF 2 SOCl 2 SOBr 2

Sumpor(IV) fluorid Sumpor(IV) oksofluorid Sumpor(IV) oksohlorid Sumpor(IV) oksobromid

U svim gore navedenim molekulima, usamljeni elektronski par je lokalizovan na atomu sumpora, SF 4 ima oblik iskrivljenog tetraedra (bisfenoida), SOHal 2 je trigonalna piramida.

Sumpor(IV) fluorid je bezbojni plin. Sumpor(IV) oksohlorid (tionil hlorid, tionil hlorid) je bezbojna tečnost oštrog mirisa. Ove supstance se široko koriste u organskoj sintezi za dobijanje organofluornih i hlornih jedinjenja.

Jedinjenja ove vrste su kisela, o čemu svjedoči njihov odnos prema vodi:

SF 4 + 3H 2 O \u003d H 2 SO 3 + 4HF; SOCl 2 + 2H 2 O \u003d H 2 SO 3 + 2HCl.

Jedinjenja sa oksidacionim stanjem od +6:

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

sumpor(VI) fluorid, sumpor(VI) dioksodiklorid, sumpor(VI) oksid, sulfatni anion sumporne kiseline

Sumpor heksafluorid je bezbojni inertni plin koji se koristi kao plinoviti dielektrik. Molekul SF 6 je visoko simetričan i ima geometriju oktaedra. SO 2 Cl 2 (sulfuril hlorid, sulfuril hlorid) - bezbojna tečnost koja dimi na vazduhu usled hidrolize, koristi se u organskoj sintezi kao reagens za hlorisanje:

SO 2 Cl 2 + 2H 2 O \u003d H 2 SO 4 + 2HCl

Sumpor(VI) oksid je bezbojna tečnost (t.t. 44,8 °C, t.t. 16,8 °C). U gasovitom stanju, SO 3 ima monomernu strukturu, u tekućem stanju uglavnom postoji u obliku cikličnih trimernih molekula, a u čvrstom stanju je polimer.

U industriji se sumpor trioksid dobiva katalitičkom oksidacijom njegovog dioksida:

2SO 2 + O 2 ¾® 2SO 3

U laboratoriju se SO 3 može dobiti destilacijom oleuma - otopine sumpor trioksida u sumpornoj kiselini.

SO3 je tipičan kiseli oksid koji snažno vezuje vodu i druge reagense koji sadrže proton:

SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4; SO 3 + HF = HOSO 2 F

fluorosumporni (fluorsulfonski)

kiselina

Sumporna kiselina- H 2 SO 4 - bezbojna uljasta tečnost, t. 10,4 °C, b.p. 340 °C (sa raspadanjem). Slobodno rastvorljiv u vodi, jaka dvobazna kiselina. Koncentrirana sumporna kiselina je snažan oksidant, posebno kada se zagrije. On oksidira nemetale i metale koji se nalaze u nizu standardnih elektrodnih potencijala desno od vodonika:

C + 2H 2 SO 4 \u003d CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O; Cu + 2H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Interakcijom s aktivnijim metalima, sumporna kiselina se može reducirati u sumpor ili sumporovodik, na primjer,

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

Hladna koncentrirana sumporna kiselina pasivira mnoge metale (gvožđe, olovo, aluminij, krom) zbog stvaranja gustog oksidnog ili solnog filma na njihovoj površini.

Sumporna kiselina formira dvije serije soli: koje sadrže sulfatni anion - SO 4 2- (srednje soli) i koje sadrže hidrosulfatni anion - HSO 4 - (kiselinske soli). Sulfati su uglavnom dobro rastvorljivi u vodi, slabo rastvorljivi BaSO 4 , SrSO 4 , PbSO 4 , Cu 2 SO 4 . Formiranje bijelog fino-kristalnog taloga barij sulfata kada se izloži otopini barij hlorida je kvalitativna reakcija na sulfatni anion. Ova reakcija se također koristi za kvantitativno određivanje sumpora.

Ba 2+ + SO 4 2- \u003d BaSO 4 ¯

Najvažnije soli sumporne kiseline su: Na 2 SO 4 × 10H 2 O – mirabilit, Glauberova so – koristi se u proizvodnji sode i stakla; MgSO 4 × 7H 2 O - gorka Epsom so - koristi se u medicini kao laksativ, za završnu obradu tkanina, za štavljenje kože; CaSO 4 × 2H 2 O - gips - koristi se u medicini i građevinarstvu; CaSO 4 × 1 / 2H 2 O - alabaster - koristi se kao građevinski materijal; CuSO 4 × 5H 2 O - bakar sulfat - koristi se u poljoprivreda za zaštitu biljaka od gljivičnih bolesti; FeSO 4 × 7H 2 O - željezni sulfat - koristi se u poljoprivredi kao mikrođubrivo i u tretmanu vode kao koagulator; K 2 SO 4 × Al 2 (SO 4) 3 × 24H 2 O - kalijum alum- koriste se za štavljenje kože.

Sinteza sumporne kiseline u industriji provodi se kontaktnom metodom, čija je prva faza pečenje pirita:

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

2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3

Kada se SO 3 otopi u koncentrovanoj sumpornoj kiselini, nastaje čitav niz polisumpornih kiselina. Mešavina H 2 SO 4, H 2 S 2 O 7, H 2 S 3 O 10, H 2 S 4 O 13 je gusta uljasta tečnost koja dimi u vazduhu - oleumu. Kada se oleum razrijedi vodom S-O-S veze puknu i polisumporne kiseline se pretvaraju u sumporna kiselina potrebnu koncentraciju.

Pirosumporna (dvosumporna) kiselina- H 2 S 2 O 7:

Bezbojni, topljivi kristali koji se oslobađaju iz oleuma.

SO 3 + H 2 SO 4 \u003d H 2 S 2 O 7

Soli pirosumporne kiseline - pirosulfati (disulfati) - dobijaju se termičkom razgradnjom hidrosulfata:

KHSO 4 \u003d K 2 S 2 O 7 + H 2 O

Tiosumporna kiselina- H 2 S 2 O 3 - postoji u dva tautomerna oblika:

AT vodeni rastvori nestabilan i raspada se oslobađanjem sumpora i SO 2:

H 2 S 2 O 3 \u003d S¯ + SO 2 + H 2 O

Soli tiosumporne kiseline - tiosulfati - su stabilne i mogu se dobiti kuvanjem sumpora sa vodenim rastvorima sulfita:

Na 2 SO 3 + S \u003d Na 2 S 2 O 3

Svojstva tiosulfata su određena prisustvom atoma sumpora u dva različitim stepenima oksidacija -2 i +6. Dakle, prisustvo sumpora u oksidacionom stanju -2 određuje redukciona svojstva:

Na 2 SO 3 S -2 + Cl 2 + H 2 O \u003d Na 2 S +6 O 4 + S 0 + 2HCl

Natrijum tiosulfat se široko koristi u fotografiji kao fiksator i u analitičkoj hemiji za kvantitativno određivanje joda i supstanci koje otpuštaju jod (jodometrijska analiza).

Politionske kiseline. Tetraedarske strukturne jedinice u polisumpornim kiselinama mogu se kombinirati preko atoma sumpora, a dobivaju se spojevi opće formule H 2 S x O 6, u kojima je x \u003d 2 - 6.

Politionske kiseline su nestabilne, ali formiraju stabilne soli - politionate. Na primjer. natrijev tetrationat nastaje djelovanjem joda na vodeni rastvor natrijevog tiosulfata:

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

Peroksosumporne (persulfurne) kiseline. Ulogu mosta koji povezuje strukturne jedinice polisumpornih kiselina može igrati peroksidna grupa. Ista grupa je dio monopersulfurne kiseline:

H 2 SO 5 - monopersulfurna kiselina H 2 S 2 O 8 - peroksodisulfurna kiselina

(karo kiselina)

Peroksosumporna kiselina se hidrolizira u vodikov peroksid:

H 2 SO 5 + H 2 O \u003d H 2 SO 4 + H 2 O 2; H 2 S 2 O 8 + 2H 2 O \u003d 2H 2 SO 4 + H 2 O 2.

Peroksodisulfurna kiselina se dobija elektrolizom vodenog rastvora sumporne kiseline:

2HSO 4 - - 2e - \u003d H 2 S 2 O 8

Formira soli - persulfate. Amonijum persulfat - (NH 4) 2 S 2 O 8 - koristi se u laboratoriji kao oksidaciono sredstvo.

Formalni naboj atoma u jedinjenjima je pomoćna veličina, obično se koristi u opisima svojstava elemenata u hemiji. Ovaj uslovni električni naboj je stepen oksidacije. Njegova vrijednost se mijenja kao rezultat mnogih hemijskih procesa. Iako je naboj formalan, on zorno karakterizira svojstva i ponašanje atoma u redoks reakcijama (ORDs).

Oksidacija i redukcija

U prošlosti su kemičari koristili termin "oksidacija" da opisuju interakciju kisika s drugim elementima. Naziv reakcija potiče od latinskog naziva za kiseonik - Oxygenium. Kasnije se pokazalo da i drugi elementi oksidiraju. U ovom slučaju se obnavljaju - pričvršćuju elektrone. Svaki atom tokom formiranja molekula mijenja strukturu svoje valentne elektronske ljuske. U tom slučaju se pojavljuje formalni naboj čija vrijednost ovisi o broju uvjetno datih ili primljenih elektrona. Za karakterizaciju ove vrijednosti ranije je korišten engleski kemijski izraz "oxidation number", što u prijevodu znači "oxidation number". Njegova upotreba se zasniva na pretpostavci da vezani elektroni u molekulima ili ionima pripadaju atomu sa višom elektronegativnošću (EO). Sposobnost da zadrže svoje elektrone i privlače ih od drugih atoma dobro je izražena kod jakih nemetala (halogeni, kisik). Jaki metali (natrijum, kalijum, litijum, kalcijum, drugi alkalni i zemnoalkalni elementi) imaju suprotna svojstva.

Određivanje stepena oksidacije

Oksidacijsko stanje je naboj koji bi atom stekao kada bi elektroni uključeni u formiranje veze bili potpuno pomaknuti na elektronegativniji element. Postoje supstance koje nemaju molekularnu strukturu (halogenidi alkalnih metala i druga jedinjenja). U tim slučajevima, oksidaciono stanje se poklapa sa nabojem jona. Uslovni ili realni naboj pokazuje koji se proces odvijao prije nego što su atomi stekli svoje trenutno stanje. Pozitivno oksidaciono stanje je ukupan broj elektrona koji su uklonjeni iz atoma. Negativna vrijednost oksidacijskog stanja jednaka je broju stečenih elektrona. Promjenom oksidacijskog stanja kemijskog elementa, prosuđuje se šta se dešava sa njegovim atomima tokom reakcije (i obrnuto). Boja tvari određuje koje su promjene u stanju oksidacije nastale. Spojevi hroma, željeza i niza drugih elemenata u kojima pokazuju različite valencije različito su obojeni.

Negativne, nulte i pozitivne vrijednosti oksidacijskog stanja

Jednostavne supstance formiraju hemijski elementi sa istom vrednošću EO. U ovom slučaju, vezni elektroni pripadaju svim strukturnim česticama podjednako. Stoga, u jednostavnim supstancama, oksidacijsko stanje (H 0 2, O 0 2, C 0) nije karakteristično za elemente. Kada atomi prihvate elektrone ili se opći oblak pomjeri u njihovom smjeru, uobičajeno je pisati naboje sa predznakom minus. Na primjer, F -1, O -2, C -4. Darujući elektrone, atomi dobijaju stvarni ili formalni pozitivni naboj. U OF 2 oksidu, atom kiseonika daje po jedan elektron dvama atomima fluora i nalazi se u O+2 oksidacionom stanju. Vjeruje se da u molekuli ili poliatomskom ionu, elektronegativniji atomi primaju sve elektrone koji se vezuju.

Sumpor je element koji pokazuje različite valencije i oksidaciona stanja.

Hemijski elementi glavnih podgrupa često pokazuju nižu valenciju jednaku VIII. Na primjer, valencija sumpora u vodikovom sulfidu i metalnim sulfidima je II. Element se odlikuje srednjim i višim valencijama u pobuđenom stanju, kada atom odustane od jednog, dva, četiri ili svih šest elektrona i pokazuje valencije I, II, IV, VI, respektivno. Iste vrijednosti, samo sa predznakom minus ili plus, imaju oksidaciona stanja sumpora:

• u fluor sulfidu daje jedan elektron: -1;
• kod vodonik sulfida najniža vrijednost: -2;
• u srednjem stanju dioksida: +4;
• u trioksidu, sumpornoj kiselini i sulfatima: +6.

U njegovom vrhunski Oksidacijski sumpor prihvata samo elektrone, u najnižem stepenu - pokazuje jaka redukciona svojstva. S+4 atomi mogu djelovati kao redukcijski ili oksidacijski agensi u jedinjenjima, ovisno o uvjetima.

Prijenos elektrona u kemijskim reakcijama

U formiranju kristala natrijum hlorida, natrijum donira elektrone elektronegativnijem hloru. Oksidacijska stanja elemenata poklapaju se sa nabojima jona: Na +1 Cl -1 . Za molekule nastale socijalizacijom i premještanjem elektronskih parova na elektronegativniji atom, primjenjiv je samo koncept formalnog naboja. Ali može se pretpostaviti da su sva jedinjenja sastavljena od jona. Tada atomi privlačeći elektrone dobijaju uslovno negativan naboj, a odavanjem dobijaju pozitivan. U reakcijama navedite koliko je elektrona pomaknuto. Na primjer, u molekulu ugljičnog dioksida C +4 O - 2 2, indeks naveden u gornjem desnom uglu hemijskog simbola za ugljenik prikazuje broj elektrona uklonjenih iz atoma. Kiseonik u ovoj supstanci ima oksidaciono stanje od -2. Odgovarajući indeks sa hemijskim predznakom O je broj dodatih elektrona u atomu.

Kako izračunati oksidaciona stanja

Brojanje broja elektrona doniranih i dodanih od strane atoma može biti dugotrajno. Sljedeća pravila olakšavaju ovaj zadatak:

1. U jednostavnim supstancama oksidaciona stanja su nula.
2. Zbir oksidacije svih atoma ili jona u neutralnoj tvari je nula.
3. U kompleksnom jonu, zbir oksidacionih stanja svih elemenata mora odgovarati naboju cijele čestice.
4. Elektronegativniji atom dobiva negativno oksidacijsko stanje, što se piše sa predznakom minus.
5. Manje elektronegativni elementi primaju pozitivna oksidaciona stanja, pišu se sa znakom plus.
6. Kiseonik generalno pokazuje oksidaciono stanje od -2.
7. Za vodonik je karakteristična vrijednost: +1, u metalnim hidridima se javlja: H-1.
8. Fluor je najelektronegativniji od svih elemenata, njegovo oksidacijsko stanje je uvijek -4.
9. Za većinu metala, oksidacioni brojevi i valencije su isti.

Oksidacijsko stanje i valencija

Većina spojeva nastaje kao rezultat redoks procesa. Prijelaz ili pomicanje elektrona s jednog elementa na drugi dovodi do promjene njihovog oksidacijskog stanja i valencije. Često se ove vrijednosti poklapaju. Kao sinonim za pojam "oksidacijsko stanje", može se koristiti izraz "elektrohemijska valencija". Ali postoje izuzeci, na primjer, u amonijum jonu, dušik je četverovalentan. Istovremeno, atom ovog elementa je u oksidacionom stanju -3. U organskim materijama ugljenik je uvek četvorovalentan, ali oksidaciona stanja C atoma u metanu CH 4, mravljem alkoholu CH 3 OH i HCOOH kiselini imaju različite vrednosti: -4, -2 i +2.

Redox reakcije

Redox uključuje mnoge od najvažnijih procesa u industriji, tehnologiji, živoj i neživoj prirodi: sagorijevanje, koroziju, fermentaciju, unutarćelijsko disanje, fotosintezu i druge pojave.

Prilikom sastavljanja OVR jednačina, koeficijenti se biraju metodom elektronske ravnoteže, u kojoj se rade sljedeće kategorije:

• oksidaciona stanja;
• redukcijski agens donira elektrone i oksidira;
• oksidaciono sredstvo prihvata elektrone i redukuje se;
• broj datih elektrona mora biti jednak broju vezanih elektrona.

Stjecanje elektrona od strane atoma dovodi do smanjenja njegovog oksidacijskog stanja (redukcije). Gubitak jednog ili više elektrona od strane atoma je praćen povećanjem oksidacijskog broja elementa kao rezultat reakcija. Za OVR koji teče između jona jaki elektroliti u vodenim rastvorima, češće ne koriste elektronsku vagu, već metodu polureakcija.

Valence je kompleksan koncept. Ovaj termin je doživio značajnu transformaciju istovremeno sa razvojem teorije hemijska veza. U početku, valencija je bila sposobnost atoma da veže ili zamijeni određeni broj drugih atoma ili atomskih grupa kako bi formirao kemijsku vezu.

Kvantitativna mjera valentnosti atoma elementa bio je broj atoma vodika ili kisika (ovi elementi su smatrani mono- i dvovalentnim, respektivno), koje element dodaje kako bi formirao hidrid formule EH x ili oksid formule E n O m .

Dakle, valencija atoma dušika u molekulu NH 3 amonijaka je tri, a atoma sumpora u molekuli H 2 S je dva, jer je valencija atoma vodika jedan.

U jedinjenjima Na 2 O, BaO, Al 2 O 3, SiO 2, valencije natrijuma, barijuma i silicijuma su 1, 2, 3 i 4, respektivno.

Koncept valencije uveden je u hemiju prije nego što je postala poznata struktura atoma, naime 1853. godine od strane engleskog hemičara Franklanda. Sada je utvrđeno da je valencija elementa usko povezana s brojem vanjskih elektrona atoma, budući da elektroni unutrašnjih omotača atoma ne sudjeluju u formiranju kemijskih veza.

AT elektronska teorija kovalentne veze veruju u to valencija atoma određen je brojem njegovih nesparenih elektrona u osnovnom ili pobuđenom stanju, koji učestvuju u formiranju zajedničkih elektronskih parova sa elektronima drugih atoma.

Za neke elemente, valencija je konstantna vrijednost. Dakle, natrijum ili kalijum u svim jedinjenjima je jednovalentan, kalcijum, magnezijum i cink su dvovalentni, aluminijum je trovalentan, itd. Ali većina hemijskih elemenata pokazuje promenljivu valenciju, koja zavisi od prirode elementa partnera i uslova procesa. Dakle, gvožđe može formirati dva jedinjenja sa hlorom - FeCl 2 i FeCl 3, u kojima je valencija gvožđa 2 i 3, respektivno.

Oksidacijsko stanje- koncept koji karakteriše stanje elementa u hemijskom spoju i njegovo ponašanje u redoks reakcijama; numerički, oksidaciono stanje je jednako formalnom naboju koji se može pripisati elementu, na osnovu pretpostavke da su svi elektroni svake od njegovih veza prešli na elektronegativniji atom.

Elektronegativnost- mjera sposobnosti atoma da stekne negativan naboj tokom formiranja hemijske veze, ili sposobnosti atoma u molekulu da privuče valentne elektrone uključene u formiranje hemijske veze. Elektronegativnost nije apsolutna vrijednost i izračunava se različitim metodama. Stoga se vrijednosti elektronegativnosti date u različitim udžbenicima i referentnim knjigama mogu razlikovati.

Tabela 2 prikazuje elektronegativnost nekih hemijskih elemenata na Sandersonovoj skali, a tabela 3 prikazuje elektronegativnost elemenata na Paulingovoj skali.

Vrijednost elektronegativnosti je data ispod simbola odgovarajućeg elementa. Što je veća numerička vrijednost elektronegativnosti atoma, to je element elektronegativniji. Najelektronegativniji je atom fluora, a najmanje elektronegativan atom rubidijuma. U molekulu formiranom od atoma dva različita hemijska elementa, formalni negativni naboj će biti na atomu čija će numerička vrijednost elektronegativnosti biti veća. Dakle, u molekulu sumpor-dioksida SO 2, elektronegativnost atoma sumpora je 2,5, a vrijednost elektronegativnosti atoma kisika je veća - 3,5. Stoga će negativni naboj biti na atomu kisika, a pozitivan na atomu sumpora.

U molekulu amonijaka NH 3, vrijednost elektronegativnosti atoma dušika je 3,0, a vodonika 2,1. Stoga će atom dušika imati negativan naboj, a atom vodika pozitivan.

Trebali biste jasno znati opšte trendove u elektronegativnosti. Budući da atom bilo kojeg kemijskog elementa teži da stekne stabilnu konfiguraciju vanjskog elektronskog sloja - oktetnog omotača inertnog plina, elektronegativnost elemenata u periodu raste, a u grupi se elektronegativnost općenito smanjuje s povećanjem atomski broj element. Stoga je, na primjer, sumpor elektronegativniji od fosfora i silicija, a ugljik je elektronegativniji od silicija.

Prilikom sastavljanja formula za spojeve koji se sastoje od dva nemetala, elektronegativniji od njih se uvijek nalazi desno: PCl 3, NO 2. Postoje neki istorijski izuzeci od ovog pravila, kao što su NH 3 , PH 3 , itd.

Oksidacijsko stanje se obično označava arapskim brojem (sa znakom ispred cifre) koji se nalazi iznad simbola elementa, na primjer:

Da bi se odredilo oksidaciono stanje atoma u hemijskim jedinjenjima, poštuju se sljedeća pravila:

1. Oksidacijsko stanje elemenata u jednostavnim tvarima je nula.
2. Algebarski zbir oksidacionih stanja atoma u molekulu je nula.
3. Kiseonik u jedinjenjima uglavnom pokazuje oksidaciono stanje –2 (u kiseoniku fluoridu OF 2 + 2, u metalnim peroksidima kao što je M 2 O 2 –1).
4. Vodik u spojevima pokazuje oksidacijsko stanje od +1, s izuzetkom aktivnih metalnih hidrida, na primjer, zemnoalkalnih ili zemnoalkalnih, u kojima je oksidacijsko stanje vodonika -1.
5. Za jednoatomne jone, oksidaciono stanje je jednako naelektrisanju jona, na primer: K + - +1, Ba 2+ - +2, Br - - -1, S 2- - -2, itd.
6. U spojevima s kovalentnom polarnom vezom, oksidacijsko stanje elektronegativnijeg atoma ima predznak minus, a manje elektronegativnog atoma ima predznak plus.
7. U organskim jedinjenjima oksidacijsko stanje vodonika je +1.

Ilustrirajmo gornja pravila s nekoliko primjera.

Primjer 1 Odrediti stepen oksidacije elemenata u oksidima kalijuma K 2 O, selena SeO 3 i gvožđa Fe 3 O 4.

Kalijum oksid K 2 O. Algebarski zbir oksidacionih stanja atoma u molekulu je nula. Oksidacijsko stanje kisika u oksidima je –2. Označimo oksidaciono stanje kalijuma u njegovom oksidu sa n, tada je 2n + (–2) = 0 ili 2n = 2, dakle n = +1, tj. oksidaciono stanje kalijuma je +1.

Selen oksid SeO 3 . Molekul SeO 3 je električno neutralan. Ukupni negativni naboj tri atoma kiseonika je –2 × 3 = –6. Stoga, da bi se ovaj negativni naboj izjednačio na nulu, oksidacijsko stanje selena mora biti +6.

Molekul Fe 3 O 4 električno neutralan. Ukupni negativni naboj četiri atoma kiseonika je –2 × 4 = –8. Da bi se izjednačio ovaj negativni naboj, ukupni pozitivni naboj na tri atoma željeza mora biti +8. Dakle, jedan atom gvožđa treba da ima naelektrisanje od 8/3 = +8/3.

Treba naglasiti da oksidacijsko stanje elementa u spoju može biti razlomak. Takva frakciona oksidaciona stanja nemaju smisla u objašnjavanju veze u hemijskom spoju, ali se mogu koristiti za formulisanje jednadžbi za redoks reakcije.

Primjer 2 Odrediti stepen oksidacije elemenata u jedinjenjima NaClO 3, K 2 Cr 2 O 7.

Molekul NaClO 3 je električno neutralan. Oksidacijsko stanje natrijuma je +1, oksidacijsko stanje kisika je -2. Označimo stanje oksidacije hlora sa n, tada +1 + n + 3 × (–2) = 0, ili +1 + n – 6 = 0, ili n – 5 = 0, dakle n = +5. Dakle, oksidaciono stanje hlora je +5.

Molekul K 2 Cr 2 O 7 je električno neutralan. Oksidacijsko stanje kalija je +1, oksidacijsko stanje kisika je -2. Označimo stanje oksidacije hroma sa n, zatim 2 × 1 + 2n + 7 × (–2) = 0, ili +2 + 2n – 14 = 0, ili 2n – 12 = 0, 2n = 12, dakle n = +6. Dakle, oksidaciono stanje hroma je +6.

Primjer 3 Odredimo oksidaciona stanja sumpora u sulfatnom jonu SO 4 2– . Jon SO 4 2– ima naelektrisanje od –2. Oksidacijsko stanje kiseonika je –2. Označimo stanje oksidacije sumpora sa n, zatim n + 4 × (–2) = –2, ili n – 8 = –2, ili n = –2 – (–8), dakle n = +6. Dakle, oksidaciono stanje sumpora je +6.

Treba imati na umu da oksidacijsko stanje ponekad nije jednako valenciji datog elementa.

Na primjer, oksidacijska stanja atoma dušika u molekulu amonijaka NH 3 ili u molekulu hidrazina N 2 H 4 su -3 i -2, respektivno, dok je valencija dušika u ovim spojevima tri.

Maksimalno pozitivno oksidaciono stanje za elemente glavnih podgrupa, po pravilu, jednako je broju grupe (izuzeci: kiseonik, fluor i neki drugi elementi).

Maksimalno negativno oksidaciono stanje je 8 - broj grupe.

Zadaci obuke

1. U kojem spoju je oksidacijsko stanje fosfora +5?

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

2. Koji spoj ima oksidacijsko stanje fosfora -3?

1) HPO 3
2) H3PO3
3) Li3PO4
4) AlP

3. U kom spoju je oksidacijsko stanje dušika jednako +4?

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

4. U kom spoju je oksidacijski broj dušika jednak -2?

1) NH3
2) N 2 H 4
3) N 2 O 5
4) HNO2

5. U kom spoju je oksidacijsko stanje sumpora jednako +2?

1) Na 2 SO 3
2) SO2
3) SCl2
4) H2SO4

6. U kom spoju je oksidacijsko stanje sumpora jednako +6?

1) Na 2 SO 3
2) SO3
3) SCl2
4) H2SO3

7. U supstancama čije su formule CrBr 2, K 2 Cr 2 O 7, Na 2 CrO 4, oksidaciono stanje hroma je

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

8. Minimalno negativno oksidaciono stanje hemijskog elementa je obično jednako

1) broj perioda
3) broj elektrona koji nedostaju prije završetka vanjskog elektronskog sloja

9. Maksimalno pozitivno oksidaciono stanje hemijskih elemenata koji se nalaze u glavnim podgrupama obično je jednako

1) broj perioda
2) serijski broj hemijski element
3) broj grupe
4) ukupan broj elektrona u elementu

10. Fosfor pokazuje maksimalno pozitivno oksidaciono stanje u jedinjenju

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

11. Fosfor pokazuje najniže stanje oksidacije u spoju

1) HPO 3
2) H3PO3
3) Na3PO4
4) Ca 3 P 2

12. Atomi dušika u amonijum nitritu, koji su dio kationa i aniona, pokazuju oksidaciona stanja, respektivno

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

13. Valentnost i oksidaciono stanje kiseonika u vodikovom peroksidu su, respektivno

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

14. Valentnost i oksidaciono stanje sumpora u piritu FeS2 su, respektivno,

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

15. Valentnost i oksidaciono stanje atoma azota u amonijum bromidu su

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

16. Atom ugljika pokazuje negativan stepen oksidacije u sprezi sa

1) kiseonik
2) natrijum
3) fluor
4) hlor

17. Konstantan stepen oksidacije u njegovim jedinjenjima pokazuje

1) stroncijum
2) gvožđe
3) sumpor
4) hlor

18. +3 oksidacijsko stanje u njihovim jedinjenjima može pokazati

1) hlor i fluor
2) fosfor i hlor
3) ugljenik i sumpor
4) kiseonik i vodonik

19. +4 oksidacijsko stanje u njihovim jedinjenjima može pokazati

1) ugljenik i vodonik
2) ugljenik i fosfor
3) ugljenik i kalcijum
4) azot i sumpor

20. Oksidacijsko stanje, jednako broju grupe, u njegovim spojevima pokazuje

1) hlor
2) gvožđe
3) kiseonik
4) fluor