L'état d'oxydation est la charge conditionnelle d'un atome dans un composé, calculée en supposant qu'il ne se compose que d'ions. Lors de la définition de ce concept, on suppose conditionnellement que les électrons de liaison (valence) passent à des atomes plus électronégatifs (voir Électronégativité), et donc les composés sont constitués, pour ainsi dire, d'ions chargés positivement et négativement. L'état d'oxydation peut avoir des valeurs nulles, négatives et positives, qui sont généralement placées au-dessus du symbole de l'élément en haut : .

La valeur zéro de l'état d'oxydation est attribuée aux atomes des éléments à l'état libre, par exemple : . Sens négatif les états d'oxydation sont les atomes vers lesquels le nuage d'électrons de liaison (paire d'électrons) est déplacé. Pour le fluor dans tous ses composés, c'est -1. Les atomes qui donnent des électrons de valence à d'autres atomes ont un état d'oxydation positif. Par exemple, dans les métaux alcalins et alcalino-terreux, il est respectivement égal à et Dans les ions simples, comme , K, il est égal à la charge de l'ion. Dans la plupart des composés, l'état d'oxydation des atomes d'hydrogène est égal, mais dans les hydrures métalliques (leurs composés avec l'hydrogène) - et d'autres - il est de -1. L'oxygène est caractérisé par un état d'oxydation de -2, mais, par exemple, en combinaison avec le fluor, il sera, et dans les composés peroxydes, etc.) -1. Dans certains cas, cette valeur peut également être exprimée sous forme de nombre fractionnaire : pour le fer dans l'oxyde de fer (II, III), elle est égale à .

La somme algébrique des états d'oxydation des atomes dans un composé est nulle, et dans un ion complexe, c'est la charge de l'ion. En utilisant cette règle, nous calculons, par exemple, l'état d'oxydation du phosphore dans l'acide orthophosphorique. En le notant par et en multipliant l'état d'oxydation de l'hydrogène et de l'oxygène par le nombre de leurs atomes dans le composé, nous obtenons l'équation : d'où. De même, on calcule l'état d'oxydation du chrome dans l'ion -.

Dans les composés, l'état d'oxydation du manganèse sera, respectivement.

L'état d'oxydation le plus élevé est sa valeur positive la plus élevée. Pour la plupart des éléments, il est égal au numéro de groupe dans le système périodique et est important caractéristique quantitativeélément dans ses composés. La valeur la plus basse de l'état d'oxydation d'un élément qui se produit dans ses composés est communément appelée l'état d'oxydation le plus bas ; tous les autres sont intermédiaires. Ainsi, pour le soufre, l'état d'oxydation le plus élevé est égal à, le plus bas -2, intermédiaire.

Le changement des états d'oxydation des éléments par groupes du système périodique reflète la fréquence de changement de leur propriétés chimiques avec numéro de série croissant.

Le concept d'état d'oxydation des éléments est utilisé dans la classification des substances, décrivant leurs propriétés, formulant des composés et leurs noms internationaux. Mais il est surtout largement utilisé dans l'étude des réactions redox. Le concept d'"état d'oxydation" est souvent utilisé dans chimie inorganique au lieu du concept de "valence" (voir Valence).

L'électronégativité, comme les autres propriétés des atomes d'éléments chimiques, change périodiquement avec une augmentation du nombre ordinal de l'élément:

Le graphique ci-dessus montre la périodicité de l'évolution de l'électronégativité des éléments des principaux sous-groupes, en fonction du nombre ordinal de l'élément.

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

L'électronégativité reflète la non métallicité des éléments : plus la valeur de l'électronégativité est élevée, plus les propriétés non métalliques sont exprimées dans l'élément.

État d'oxydation

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

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

2) Il y a des éléments qui se manifestent dans substances complexesétat d'oxydation constant :

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

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

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

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

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

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

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

Sur la base des règles ci-dessus, vous pouvez définir le degré d'oxydation élément chimique dans n'importe quelle substance.

Trouver les états d'oxydation des éléments dans divers composés

Exemple 1

Déterminer les états d'oxydation de tous les éléments de l'acide sulfurique.

Solution:

Écrivons la formule de l'acide sulfurique :

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

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

Notons l'état d'oxydation du soufre comme X:

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

Ceux. on a l'équation suivante :

Résolvons-le :

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

Exemple 2

Déterminer l'état d'oxydation de tous les éléments du dichromate d'ammonium.

Solution:

Écrivons la formule du dichromate d'ammonium :

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

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

Faisons attention au fait que la substance indiquée appartient à la classe des sels et, par conséquent, a une structure ionique. On peut alors dire à juste titre que la composition du dichromate d'ammonium comprend des cations NH 4 + (la charge de ce cation est visible dans le tableau de solubilité). Par conséquent, comme il y a deux cations NH 4 + positifs à charge unique dans l'unité de formule du dichromate d'ammonium, la charge de l'ion dichromate est de -2, puisque la substance dans son ensemble est électriquement neutre. Ceux. la substance est formée de cations NH 4 + et d'anions Cr 2 O 7 2-.

Nous connaissons les états d'oxydation de l'hydrogène et de l'oxygène. Sachant que la somme des états d'oxydation des atomes de tous les éléments de l'ion est égale à la charge, et désignant les états d'oxydation de l'azote et du chrome par X Et y en conséquence, nous pouvons écrire :

Ceux. on obtient deux équations indépendantes :

En résolvant lequel, on trouve X Et y:

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

Comment déterminer les états d'oxydation des éléments dans matière organique peut être lu.

Valence

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

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

1) électrons non appariés

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

3) orbitales d'électrons vides du niveau de valence

Possibilités de valence de l'atome d'hydrogène

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

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

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

Possibilités de valence d'un atome de carbone

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

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

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

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

Possibilités de valence de l'atome d'azote

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

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

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

Bien que l'une des liaisons covalentes soit formée par le mécanisme donneur-accepteur, toutes Obligations N-H dans le cation ammonium sont absolument identiques et ne diffèrent pas les uns des autres.

Une valence égale à V, l'atome d'azote n'est pas en mesure de se manifester. Cela est dû au fait que la transition vers un état excité est impossible pour l'atome d'azote, dans lequel l'appariement de deux électrons se produit avec la transition de l'un d'eux vers une orbitale libre, qui est la plus proche en niveau d'énergie. L'atome d'azote n'a pas d-sous-niveau, et la transition vers l'orbitale 3s est énergétiquement si coûteuse que les coûts énergétiques ne sont pas couverts par la formation de nouvelles liaisons. Beaucoup peuvent se demander quelle est alors la valence de l'azote, par exemple, dans les molécules d'acide nitrique HNO 3 ou d'oxyde nitrique N 2 O 5 ? Curieusement, la valence y est également IV, comme on peut le voir à partir des formules structurelles suivantes :

La ligne pointillée dans l'illustration montre ce que l'on appelle délocalisé π -connexion. Pour cette raison, les liaisons NO terminales peuvent être appelées "un et demi". Des liaisons un et demi similaires se trouvent également dans la molécule d'ozone O 3 , le benzène C 6 H 6 , etc.

Possibilités de Valence du phosphore

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

Comme nous pouvons le voir, la structure de la couche externe de l'atome de phosphore à l'état fondamental et de l'atome d'azote est la même, et il est donc logique de s'attendre à l'atome de phosphore, ainsi qu'à l'atome d'azote, valences possibleségal à I, II, III et IV, ce qui est observé en pratique.

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

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

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

Possibilités de valence de l'atome d'oxygène

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

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

En raison du fait que l'atome d'oxygène n'a pas de niveau externe d-sous-niveaux, désappariement des électrons s Et p- orbitales est impossible, c'est pourquoi les capacités de valence de l'atome d'oxygène sont limitées par rapport aux autres éléments de son sous-groupe, par exemple le soufre.

Possibilités de valence de l'atome de soufre

Le niveau d'énergie externe de l'atome de soufre à l'état non excité :

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

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

Dans cet état, l'atome de soufre a 4 électrons non appariés, ce qui nous renseigne sur la possibilité que des atomes de soufre présentent une valence égale à IV. En effet, le soufre a la valence IV dans les molécules SO 2, SF 4, SOCl 2, etc.

Lors du désappariement de la deuxième paire d'électrons solitaire située sur 3 s- sous-niveau, le niveau d'énergie externe acquiert la configuration suivante :

Dans un tel état, la manifestation de la valence VI devient déjà possible. Un exemple de composés avec du soufre VI-valent sont SO 3 , H 2 SO 4 , SO 2 Cl 2 etc.

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

Composés avec un état d'oxydation de -2. Les composés soufrés les plus importants à l'état d'oxydation -2 sont le sulfure d'hydrogène et les sulfures. Sulfure d'hydrogène - H 2 S - un gaz incolore avec une odeur caractéristique de protéine en décomposition, toxique. La molécule de sulfure d'hydrogène a une forme angulaire, l'angle de liaison est de 92º. Il est formé par l'interaction directe de l'hydrogène avec la vapeur de soufre. En laboratoire, le sulfure d'hydrogène est produit par l'action d'acides forts sur des sulfures métalliques :

Na2S + 2HCl \u003d 2NaCl + H2S

Le sulfure d'hydrogène est un agent réducteur puissant, oxydé même par l'oxyde de soufre (IV).

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

Selon les conditions, les produits d'oxydation des sulfures peuvent être S, SO 2 ou 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

Dans l'air et dans une atmosphère d'oxygène, le sulfure d'hydrogène brûle, formant du soufre ou du SO 2, selon les conditions.

Le sulfure d'hydrogène est peu soluble dans l'eau (2,5 volumes d'H 2 S pour 1 volume d'eau) et se comporte comme un acide dibasique faible.

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

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

En tant qu'acide dibasique, le sulfure d'hydrogène forme deux séries de sels : les hydrosulfures (sels acides) et les sulfures (sels moyens). Par exemple, NaHS est le sulfure d'hydrogène et Na2S est le sulfure de sodium.

Les sulfures de la plupart des métaux dans l'eau sont peu solubles, peints dans des couleurs caractéristiques et diffèrent par leur solubilité dans les acides : ZnS - blanc, CdS - jaune-orange, MnS - couleur chair, HgS, CuS, PbS, FeS - noir, SnS - marron , SnS 2 - jaune. Les sulfures de métaux alcalins et alcalino-terreux, ainsi que le sulfure d'ammonium, sont facilement solubles dans l'eau. Les sulfures solubles sont fortement hydrolysés.

Na2S + H2O NaHS + NaOH

Les sulfures, comme les oxydes, sont basiques, acides et amphotères. Les principales propriétés sont les sulfures de métaux alcalins et alcalino-terreux, les propriétés acides - les sulfures de non-métaux. Différence nature chimique sulfures se manifeste dans des réactions d'hydrolyse et dans l'interaction de sulfures de nature différente entre eux. Sulfures basiques sous forme d'hydrolyse environnement alcalin, les acides s'hydrolysent de manière irréversible avec formation des acides correspondants :

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

Les sulfures amphotères sont insolubles dans l'eau, certains d'entre eux, par exemple les sulfures d'aluminium, de fer (III), de chrome (III), sont complètement hydrolysés :

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

Lorsque les sulfures basiques et acides interagissent, des thiosels se forment. Les thioacides qui leur correspondent sont généralement instables, leur décomposition est similaire à la décomposition des acides contenant de l'oxygène.

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;

thiocarbonate de sodium acide thiocarbonique

H 2 CS 3 = H 2 S + CS 2

composés persulfures. La tendance du soufre à former des homochaînes est réalisée dans les persulfures (polysulfures), qui sont formés en chauffant des solutions de sulfures avec du soufre :

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

Les persulfures se trouvent dans la nature, par exemple, la pyrite minérale répandue FeS 2 est le persulfure de fer (II). Sous l'action d'acides minéraux sur des solutions de polysulfures, des polysulfanes ont été isolés - des substances huileuses instables de composition H 2 S n, où n varie de 2 à 23.

Les persulfures, comme les peroxydes, présentent à la fois des propriétés oxydantes et réductrices, et aussi facilement disproportionnées.

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

Composés avec un état d'oxydation de +4. Le plus important est l'oxyde de soufre (IV) - un gaz incolore avec une forte odeur désagréable de soufre brûlant. La molécule SO 2 a une structure angulaire (l'angle OSO est de 119,5 °):

Dans l'industrie, le SO 2 est obtenu en grillant de la pyrite ou en brûlant du soufre. Méthode de laboratoire pour obtenir du dioxyde de soufre - l'action des acides minéraux forts sur les sulfites.

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

L'oxyde de soufre (IV) est un réducteur énergétique

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

mais, en interaction avec des agents réducteurs forts, il peut agir comme agent oxydant :

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

Le dioxyde de soufre est très soluble dans l'eau (40 volumes pour 1 volume d'eau). Dans une solution aqueuse, les molécules de SO 2 hydratées se dissocient partiellement pour former un cation hydrogène :

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

Pour cette raison, une solution aqueuse de dioxyde de soufre est souvent considérée comme une solution d'acide sulfureux - H 2 SO 3, bien que ce composé ne semble pas exister dans la réalité. Cependant, les sels d'acide sulfureux sont stables et peuvent être isolés individuellement :

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

hydrosulfite de sodium sulfite de sodium

L'anion sulfite a la structure d'une pyramide trigonale avec un atome de soufre au sommet. La paire isolée de l'atome de soufre est dirigée dans l'espace ; par conséquent, l'anion, donneur actif d'une paire d'électrons, se transforme facilement en HSO 3 - tétraédrique et existe sous la forme de deux formes tautomères :

Les sulfites de métaux alcalins sont très solubles dans l'eau, largement hydrolysés :

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

Les réducteurs forts, lors du stockage de leurs solutions, sont progressivement oxydés par l'oxygène atmosphérique, lorsqu'ils sont chauffés, ils disproportionnent :

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

L'état d'oxydation +4 apparaît dans les halogénures et les oxohalogénures :

SF 4 SOF 2 SOCl 2 SOBr 2

Fluorure de soufre(IV) Oxofluorure de soufre(IV) Oxochlorure de soufre(IV) Oxobromure de soufre(IV)

Dans toutes les molécules ci-dessus, une paire d'électrons isolée est localisée sur l'atome de soufre, SF 4 a la forme d'un tétraèdre déformé (bisphénoïde), SOHal 2 est une pyramide trigonale.

Le fluorure de soufre(IV) est un gaz incolore. L'oxochlorure de soufre (IV) (chlorure de thionyle, chlorure de thionyle) est un liquide incolore à odeur piquante. Ces substances sont largement utilisées en synthèse organique pour obtenir des composés organofluorés et chlorés.

Les composés de ce type sont acides, comme en témoigne leur relation avec l'eau :

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

Composés avec un état d'oxydation de +6 :

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

fluorure de soufre(VI), dioxodichlorure de soufre(VI), oxyde de soufre(VI), anion sulfate d'acide sulfurique

L'hexafluorure de soufre est un gaz inerte incolore utilisé comme diélectrique gazeux. La molécule de SF 6 est hautement symétrique et a la géométrie d'un octaèdre. SO 2 Cl 2 (chlorure de sulfuryle, chlorure de sulfuryle) - un liquide incolore fumant dans l'air en raison de l'hydrolyse, utilisé en synthèse organique comme réactif de chloration :

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

L'oxyde de soufre (VI) est un liquide incolore (Eb 44,8 °C, F 16,8 °C). A l'état gazeux, le SO 3 a une structure monomérique ; à l'état liquide, il existe principalement sous forme de molécules trimériques cycliques ; à l'état solide, c'est un polymère.

Dans l'industrie, le trioxyde de soufre est obtenu par oxydation catalytique de son dioxyde :

2SO 2 + O 2 ¾® 2SO 3

En laboratoire, le SO 3 peut être obtenu par distillation d'oléum - une solution de trioxyde de soufre dans de l'acide sulfurique.

Le SO 3 est un oxyde acide typique qui fixe vigoureusement l'eau et d'autres réactifs contenant des protons :

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

fluorosulfurique (fluorosulfonique)

acide

Acide sulfurique- H 2 SO 4 - liquide huileux incolore, donc pl. 10,4 °C, e.b. 340 °C (avec décomposition). Facilement soluble dans l'eau, acide dibasique fort. L'acide sulfurique concentré est un agent oxydant vigoureux, surtout lorsqu'il est chauffé. Il oxyde les non-métaux et les métaux qui se trouvent dans la série des potentiels d'électrode standard à droite de l'hydrogène :

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

En interagissant avec des métaux plus actifs, l'acide sulfurique peut être réduit en soufre ou en sulfure d'hydrogène, par exemple,

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

L'acide sulfurique concentré à froid passive de nombreux métaux (fer, plomb, aluminium, chrome) en raison de la formation d'un film dense d'oxyde ou de sel à leur surface.

L'acide sulfurique forme deux séries de sels : contenant l'anion sulfate - SO 4 2- (sels moyens) et contenant l'anion hydrosulfate - HSO 4 - (sels acides). Les sulfates sont généralement bien solubles dans l'eau, BaSO 4 , SrSO 4 , PbSO 4 , Cu 2 SO 4 peu solubles. La formation d'un précipité blanc cristallin fin de sulfate de baryum lorsqu'il est exposé à une solution de chlorure de baryum est une réaction qualitative à l'anion sulfate. Cette réaction est également utilisée pour le dosage quantitatif du soufre.

Ba 2+ + SO 4 2- \u003d BaSO 4 ¯

Les sels les plus importants de l'acide sulfurique sont : Na 2 SO 4 × 10H 2 O - mirabilite, sel de Glauber - utilisé dans la production de soude et de verre ; MgSO 4 × 7H 2 O - sel d'Epsom amer - utilisé en médecine comme laxatif, pour la finition des tissus, pour le tannage du cuir; CaSO 4 × 2H 2 O - gypse - utilisé en médecine et en construction; CaSO 4 × 1 / 2H 2 O - albâtre - utilisé comme materiel de construction; CuSO 4 × 5H 2 O - sulfate de cuivre - utilisé dans agriculture protéger les plantes des maladies fongiques; FeSO 4 × 7H 2 O - sulfate de fer - est utilisé en agriculture comme microfertilisant et dans le traitement de l'eau comme coagulant ; K 2 SO 4 × Al 2 (SO 4) 3 × 24H 2 O - alun de potassium- sont utilisés pour le tannage du cuir.

La synthèse de l'acide sulfurique dans l'industrie est réalisée par la méthode de contact dont la première étape est la torréfaction de la pyrite :

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

2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3

Lorsque SO 3 est dissous dans de l'acide sulfurique concentré, toute une série d'acides polysulfuriques se forme. Un mélange de H 2 SO 4, H 2 S 2 O 7, H 2 S 3 O 10, H 2 S 4 O 13 est un liquide huileux épais fumant dans l'air - oléum. Lorsque l'oléum est dilué avec de l'eau Connexions SOS les acides rompus et polysulfuriques sont convertis en acide sulfurique la concentration requise.

Acide pyrosulfurique (deux-sulfurique)- H 2 S 2 O 7 :

Cristaux incolores et fusibles libérés de l'oléum.

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

Les sels d'acide pyrosulfurique - pyrosulfates (disulfates) - sont obtenus par décomposition thermique d'hydrosulfates :

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

Acide thiosulfurique- H 2 S 2 O 3 - existe sous deux formes tautomères :

DANS solutions aqueuses instable et se décompose avec dégagement de soufre et de SO 2 :

H 2 S 2 O 3 \u003d S¯ + SO 2 + H 2 O

Les sels d'acide thiosulfurique - thiosulfates - sont stables et peuvent être obtenus en faisant bouillir du soufre avec des solutions aqueuses de sulfites :

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

Les propriétés des thiosulfates sont déterminées par la présence d'atomes de soufre dans deux divers degrés oxydation -2 et +6. Ainsi la présence de soufre à l'état d'oxydation -2 détermine les propriétés réductrices :

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

Le thiosulfate de sodium est largement utilisé en photographie comme fixateur et en chimie analytique pour la détermination quantitative de l'iode et des substances libérant de l'iode (analyse iodométrique).

Acides polythioniques. Les unités structurales tétraédriques dans les acides polysulfuriques peuvent être combinées par des atomes de soufre, et des composés de formule générale H 2 S x O 6 sont obtenus, dans laquelle x \u003d 2 - 6.

Les acides polythioniques sont instables, mais forment des sels stables - les polythionates. Par exemple. le tétrathionate de sodium est formé par action de l'iode sur une solution aqueuse de thiosulfate de sodium :

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

Acides peroxosulfuriques (persulfuriques). Le rôle de pont reliant les motifs structuraux des acides polysulfuriques peut être joué par un groupement peroxyde. Le même groupe fait partie de l'acide monopersulfurique :

H 2 SO 5 - acide monopersulfurique H 2 S 2 O 8 - acide peroxodisulfurique

(acide caro)

Les acides peroxosulfuriques sont hydrolysés pour former du peroxyde d'hydrogène :

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.

L'acide peroxodisulfurique est obtenu par électrolyse d'une solution aqueuse d'acide sulfurique :

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

Forme des sels - persulfates. Le persulfate d'ammonium - (NH 4) 2 S 2 O 8 - est utilisé en laboratoire comme agent oxydant.

La charge formelle d'un atome dans les composés est une grandeur auxiliaire, elle est généralement utilisée dans les descriptions des propriétés des éléments en chimie. Cette charge électrique conditionnelle est le degré d'oxydation. Sa valeur change à la suite de nombreux processus chimiques. Bien que la charge soit formelle, elle caractérise clairement les propriétés et le comportement des atomes dans les réactions redox (ORD).

Oxydation et réduction

Dans le passé, les chimistes utilisaient le terme "oxydation" pour décrire l'interaction de l'oxygène avec d'autres éléments. Le nom des réactions vient du nom latin de l'oxygène - Oxygenium. Plus tard, il s'est avéré que d'autres éléments s'oxydent également. Dans ce cas, ils sont restaurés - ils attachent des électrons. Chaque atome lors de la formation d'une molécule modifie la structure de sa couche d'électrons de valence. Dans ce cas, une charge formelle apparaît, dont la valeur dépend du nombre d'électrons donnés ou reçus conditionnellement. Pour caractériser cette valeur, on utilisait auparavant le terme chimique anglais "oxidation number" qui signifie "oxidation number" en traduction. Son utilisation est basée sur l'hypothèse que les électrons de liaison dans les molécules ou les ions appartiennent à l'atome avec l'électronégativité (EO) la plus élevée. La capacité de retenir leurs électrons et de les attirer d'autres atomes est bien exprimée dans les non-métaux forts (halogènes, oxygène). Les métaux forts (sodium, potassium, lithium, calcium, autres éléments alcalins et alcalino-terreux) ont des propriétés opposées.

Détermination du degré d'oxydation

L'état d'oxydation est la charge qu'un atome acquerrait si les électrons impliqués dans la formation de la liaison étaient complètement déplacés vers un élément plus électronégatif. Il existe des substances qui n'ont pas de structure moléculaire (halogénures de métaux alcalins et autres composés). Dans ces cas, l'état d'oxydation coïncide avec la charge de l'ion. La charge conditionnelle ou réelle montre quel processus a eu lieu avant que les atomes n'acquièrent leur état actuel. Un état d'oxydation positif est le nombre total d'électrons qui ont été retirés des atomes. La valeur négative de l'état d'oxydation est égale au nombre d'électrons acquis. En changeant l'état d'oxydation d'un élément chimique, on juge de ce qu'il advient de ses atomes au cours de la réaction (et inversement). La couleur de la substance détermine les changements d'état d'oxydation qui se sont produits. Les composés de chrome, de fer et d'un certain nombre d'autres éléments dans lesquels ils présentent des valences différentes sont colorés différemment.

Valeurs d'état d'oxydation négatives, nulles et positives

Les substances simples sont formées d'éléments chimiques ayant la même valeur EO. Dans ce cas, les électrons de liaison appartiennent à toutes les particules structurelles de manière égale. Par conséquent, dans les substances simples, l'état d'oxydation (H 0 2, O 0 2, C 0) n'est pas caractéristique des éléments. Lorsque les atomes acceptent des électrons ou que le nuage général se déplace dans leur direction, il est d'usage d'écrire les charges avec un signe moins. Par exemple, F -1, O -2, C -4. En donnant des électrons, les atomes acquièrent une charge positive réelle ou formelle. Dans l'oxyde OF 2 , l'atome d'oxygène cède un électron à deux atomes de fluor et se trouve à l'état d'oxydation O +2. On pense que dans une molécule ou un ion polyatomique, les atomes les plus électronégatifs reçoivent tous les électrons de liaison.

Le soufre est un élément qui présente différentes valences et états d'oxydation.

Les éléments chimiques des principaux sous-groupes présentent souvent une valence inférieure égale à VIII. Par exemple, la valence du soufre dans le sulfure d'hydrogène et les sulfures métalliques est II. L'élément est caractérisé par des valences intermédiaires et supérieures à l'état excité, lorsque l'atome abandonne un, deux, quatre ou les six électrons et présente respectivement les valences I, II, IV, VI. Les mêmes valeurs, seulement avec un signe moins ou plus, ont les états d'oxydation du soufre :

• dans le sulfure de fluor donne un électron : -1 ;
• en sulfure d'hydrogène, la valeur la plus faible : -2 ;
• à l'état intermédiaire dioxyde : +4 ;
• en trioxyde, acide sulfurique et sulfates : +6.

Dans son excellent Le soufre d'oxydation n'accepte que les électrons, au degré le plus bas - présente de fortes propriétés réductrices. Les atomes S +4 peuvent agir comme agents réducteurs ou oxydants dans les composés, selon les conditions.

Transfert d'électrons dans les réactions chimiques

Lors de la formation d'un cristal de chlorure de sodium, le sodium cède des électrons au chlore le plus électronégatif. Les états d'oxydation des éléments coïncident avec les charges des ions : Na +1 Cl -1 . Pour les molécules créées par la socialisation et le déplacement de paires d'électrons vers un atome plus électronégatif, seul le concept de charge formelle est applicable. Mais on peut supposer que tous les composés sont composés d'ions. Alors les atomes, en attirant des électrons, acquièrent une charge négative conditionnelle, et en cédant, ils en acquièrent une positive. Dans les réactions, indiquez combien d'électrons sont déplacés. Par exemple, dans la molécule de dioxyde de carbone C +4 O - 2 2, l'indice indiqué dans le coin supérieur droit du symbole chimique du carbone affiche le nombre d'électrons retirés de l'atome. L'oxygène dans cette substance a un état d'oxydation de -2. L'indice correspondant avec le signe chimique O est le nombre d'électrons ajoutés dans l'atome.

Comment calculer les états d'oxydation

Compter le nombre d'électrons donnés et ajoutés par les atomes peut prendre du temps. Les règles suivantes facilitent cette tâche :

1. Dans les substances simples, les états d'oxydation sont nuls.
2. La somme de l'oxydation de tous les atomes ou ions d'une substance neutre est nulle.
3. Dans un ion complexe, la somme des états d'oxydation de tous les éléments doit correspondre à la charge de la particule entière.
4. Un atome plus électronégatif acquiert un état d'oxydation négatif, qui s'écrit avec un signe moins.
5. Les éléments moins électronégatifs reçoivent des états d'oxydation positifs, ils sont écrits avec un signe plus.
6. L'oxygène présente généralement un état d'oxydation de -2.
7. Pour l'hydrogène, la valeur caractéristique est : +1, dans les hydrures métalliques, il se produit : H-1.
8. Le fluor est le plus électronégatif de tous les éléments, son état d'oxydation est toujours -4.
9. Pour la plupart des métaux, les nombres d'oxydation et les valences sont les mêmes.

Etat d'oxydation et valence

La plupart des composés sont formés à la suite de processus redox. La transition ou le déplacement d'électrons d'un élément à un autre entraîne une modification de leur état d'oxydation et de leur valence. Souvent, ces valeurs coïncident. Comme synonyme du terme "état d'oxydation", l'expression "valence électrochimique" peut être utilisée. Mais il y a des exceptions, par exemple, dans l'ion ammonium, l'azote est tétravalent. Dans le même temps, l'atome de cet élément est à l'état d'oxydation -3. Dans les substances organiques, le carbone est toujours tétravalent, mais les états d'oxydation de l'atome C dans le méthane CH 4, l'alcool formique CH 3 OH et l'acide HCOOH ont des valeurs différentes : -4, -2 et +2.

Réactions redox

Redox comprend bon nombre des processus les plus importants de l'industrie, de la technologie, de la nature animée et inanimée : combustion, corrosion, fermentation, respiration intracellulaire, photosynthèse et autres phénomènes.

Lors de la compilation des équations OVR, les coefficients sont sélectionnés à l'aide de la méthode de la balance électronique, dans laquelle les catégories suivantes sont exploitées :

• états d'oxydation;
• l'agent réducteur donne des électrons et s'oxyde ;
• l'agent oxydant accepte les électrons et se réduit ;
• le nombre d'électrons donnés doit être égal au nombre d'électrons attachés.

L'acquisition d'électrons par un atome entraîne une diminution de son état d'oxydation (réduction). La perte d'un ou plusieurs électrons par un atome s'accompagne d'une augmentation du nombre d'oxydation de l'élément à la suite de réactions. Pour OVR circulant entre les ions électrolytes forts dans les solutions aqueuses, le plus souvent, ils n'utilisent pas la balance électronique, mais la méthode des demi-réactions.

Valence est une notion complexe. Ce terme a subi une transformation importante simultanément avec le développement de la théorie liaison chimique. Initialement, la valence était la capacité d'un atome à attacher ou à remplacer un certain nombre d'autres atomes ou groupes atomiques pour former une liaison chimique.

La mesure quantitative de la valence d'un atome d'élément était le nombre d'atomes d'hydrogène ou d'oxygène (ces éléments étaient considérés respectivement mono- et divalents), que l'élément ajoute pour former un hydrure de formule EH x ou un oxyde de formule E n O m .

Ainsi, la valence de l'atome d'azote dans la molécule d'ammoniac NH 3 est de trois et l'atome de soufre dans la molécule de H 2 S est de deux, puisque la valence de l'atome d'hydrogène est de un.

Dans les composés Na 2 O, BaO, Al 2 O 3, SiO 2, les valences du sodium, du baryum et du silicium sont respectivement de 1, 2, 3 et 4.

Le concept de valence a été introduit en chimie avant que la structure de l'atome ne soit connue, notamment en 1853 par le chimiste anglais Frankland. Il est maintenant établi que la valence d'un élément est étroitement liée au nombre d'électrons externes des atomes, puisque les électrons des enveloppes internes des atomes ne participent pas à la formation de liaisons chimiques.

DANS théorie électronique liaison covalente croire que valence atomique est déterminé par le nombre de ses électrons non appariés à l'état fondamental ou excité, participant à la formation de paires d'électrons communes avec des électrons d'autres atomes.

Pour certains éléments, la valence est une valeur constante. Ainsi, le sodium ou le potassium dans tous les composés est monovalent, le calcium, le magnésium et le zinc sont divalents, l'aluminium est trivalent, etc. Mais la plupart des éléments chimiques présentent une valence variable, qui dépend de la nature de l'élément partenaire et des conditions du processus. Ainsi, le fer peut former deux composés avec le chlore - FeCl 2 et FeCl 3, dans lesquels la valence du fer est de 2 et 3, respectivement.

État d'oxydation- un concept qui caractérise l'état d'un élément dans un composé chimique et son comportement dans les réactions redox ; numériquement, l'état d'oxydation est égal à la charge formelle que l'on peut attribuer à l'élément, en supposant que tous les électrons de chacune de ses liaisons sont passés à l'atome le plus électronégatif.

Électronégativité- une mesure de la capacité d'un atome à acquérir une charge négative lors de la formation d'une liaison chimique, ou la capacité d'un atome dans une molécule à attirer des électrons de valence impliqués dans la formation d'une liaison chimique. L'électronégativité n'est pas une valeur absolue et est calculée par diverses méthodes. Par conséquent, les valeurs d'électronégativité données dans différents manuels et ouvrages de référence peuvent différer.

Le tableau 2 montre l'électronégativité de certains éléments chimiques sur l'échelle de Sanderson, et le tableau 3 montre l'électronégativité des éléments sur l'échelle de Pauling.

La valeur de l'électronégativité est donnée sous le symbole de l'élément correspondant. Plus la valeur numérique de l'électronégativité d'un atome est élevée, plus l'élément est électronégatif. Le plus électronégatif est l'atome de fluor, le moins électronégatif est l'atome de rubidium. Dans une molécule formée d'atomes de deux éléments chimiques différents, la charge négative formelle portera sur l'atome dont la valeur numérique d'électronégativité sera la plus élevée. Ainsi, dans une molécule de dioxyde de soufre SO 2, l'électronégativité de l'atome de soufre est de 2,5 et la valeur de l'électronégativité de l'atome d'oxygène est supérieure à - 3,5. Par conséquent, la charge négative sera sur l'atome d'oxygène et la charge positive sur l'atome de soufre.

Dans la molécule d'ammoniac NH 3, la valeur d'électronégativité de l'atome d'azote est de 3,0 et celle de l'hydrogène est de 2,1. Par conséquent, l'atome d'azote aura une charge négative et l'atome d'hydrogène aura une charge positive.

Vous devez clairement connaître les tendances générales de l'électronégativité. Étant donné que l'atome de tout élément chimique a tendance à acquérir une configuration stable de la couche d'électrons externe - la coquille d'octet d'un gaz inerte, l'électronégativité des éléments dans la période augmente, et dans le groupe, l'électronégativité diminue généralement avec l'augmentation numéro atomiqueélément. Ainsi, par exemple, le soufre est plus électronégatif que le phosphore et le silicium, et le carbone est plus électronégatif que le silicium.

Lors de la compilation de formules pour des composés constitués de deux non-métaux, le plus électronégatif d'entre eux est toujours placé à droite : PCl 3, NO 2. Il existe quelques exceptions historiques à cette règle, telles que NH 3 , PH 3 , etc.

L'état d'oxydation est généralement indiqué par un chiffre arabe (avec un signe devant le chiffre) situé au-dessus du symbole de l'élément, par exemple :

Pour déterminer l'état d'oxydation des atomes dans les composés chimiques, les règles suivantes sont suivies:

1. L'état d'oxydation des éléments dans les substances simples est nul.
2. La somme algébrique des états d'oxydation des atomes d'une molécule est nulle.
3. L'oxygène dans les composés présente principalement un état d'oxydation de –2 (dans le fluorure d'oxygène OF 2 + 2, dans les peroxydes métalliques tels que M 2 O 2 –1).
4. L'hydrogène dans les composés présente un état d'oxydation de + 1, à l'exception des hydrures de métaux actifs, par exemple alcalins ou alcalino-terreux, dans lesquels l'état d'oxydation de l'hydrogène est - 1.
5. Pour les ions monoatomiques, l'état d'oxydation est égal à la charge de l'ion, par exemple : K + - +1, Ba 2+ - +2, Br - - -1, S 2- - -2, etc.
6. Dans les composés avec une liaison polaire covalente, l'état d'oxydation d'un atome plus électronégatif a un signe moins et un atome moins électronégatif a un signe plus.
7. Dans les composés organiques, l'état d'oxydation de l'hydrogène est +1.

Illustrons les règles ci-dessus avec plusieurs exemples.

Exemple 1 Déterminer le degré d'oxydation des éléments dans les oxydes de potassium K 2 O, de sélénium SeO 3 et de fer Fe 3 O 4.

Oxyde de potassium K 2 O. La somme algébrique des états d'oxydation des atomes d'une molécule est nulle. L'état d'oxydation de l'oxygène dans les oxydes est -2. Notons l'état d'oxydation du potassium dans son oxyde par n, alors 2n + (–2) = 0 ou 2n = 2, donc n = +1, c'est-à-dire que l'état d'oxydation du potassium est +1.

Oxyde de sélénium SeO 3 . La molécule SeO 3 est électriquement neutre. La charge négative totale des trois atomes d'oxygène est –2 × 3 = –6. Par conséquent, afin d'égaliser cette charge négative à zéro, l'état d'oxydation du sélénium doit être de +6.

Molécule de Fe 3 O 4électriquement neutre. La charge négative totale des quatre atomes d'oxygène est –2 × 4 = –8. Pour égaliser cette charge négative, la charge positive totale sur les trois atomes de fer doit être de +8. Par conséquent, un atome de fer devrait avoir une charge de 8/3 = +8/3.

Il convient de souligner que l'état d'oxydation d'un élément dans un composé peut être un nombre fractionnaire. De tels états d'oxydation fractionnés n'ont pas de sens pour expliquer la liaison dans un composé chimique, mais peuvent être utilisés pour formuler des équations pour les réactions redox.

Exemple 2 Déterminer le degré d'oxydation des éléments dans les composés NaClO 3, K 2 Cr 2 O 7.

La molécule de NaClO 3 est électriquement neutre. L'état d'oxydation du sodium est +1, l'état d'oxydation de l'oxygène est -2. Notons l'état d'oxydation du chlore par n, alors +1 + n + 3 × (–2) = 0, ou +1 + n – 6 = 0, ou n – 5 = 0, donc n = +5. Ainsi, l'état d'oxydation du chlore est de +5.

La molécule K 2 Cr 2 O 7 est électriquement neutre. L'état d'oxydation du potassium est +1, l'état d'oxydation de l'oxygène est -2. Notons l'état d'oxydation du chrome par n, alors 2 × 1 + 2n + 7 × (–2) = 0, ou +2 + 2n – 14 = 0, ou 2n – 12 = 0, 2n = 12, donc n = +6. Ainsi, l'état d'oxydation du chrome est +6.

Exemple 3 Déterminons les états d'oxydation du soufre dans l'ion sulfate SO 4 2– . L'ion SO 4 2– a une charge de –2. L'état d'oxydation de l'oxygène est -2. Notons l'état d'oxydation du soufre par n, alors n + 4 × (–2) = –2, ou n – 8 = –2, ou n = –2 – (–8), donc n = +6. Ainsi, l'état d'oxydation du soufre est +6.

Il convient de rappeler que l'état d'oxydation n'est parfois pas égal à la valence d'un élément donné.

Par exemple, les états d'oxydation de l'atome d'azote dans la molécule d'ammoniac NH 3 ou dans la molécule d'hydrazine N 2 H 4 sont -3 et -2, respectivement, tandis que la valence de l'azote dans ces composés est de trois.

L'état d'oxydation positif maximal pour les éléments des sous-groupes principaux est généralement égal au numéro de groupe (exceptions: oxygène, fluor et certains autres éléments).

L'état d'oxydation négatif maximum est 8 - le numéro de groupe.

Tâches de formation

1. Dans quel composé se trouve l'état d'oxydation du phosphore +5 ?

1) HPO 3
2) H3PO3
3) Li3P
4) ALP

2. Quel composé a l'état d'oxydation du phosphore -3 ?

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

3. Dans quel composé l'état d'oxydation de l'azote est-il égal à +4 ?

1) HNO2
2) N2O4
3) N2O
4) HNO3

4. Dans quel composé le degré d'oxydation de l'azote est-il égal à -2 ?

1) NH3
2) N2H4
3) N2O5
4) HNO2

5. Dans quel composé l'état d'oxydation du soufre est-il égal à +2 ?

1) Na2SO3
2) SO2
3) SCl2
4) H2SO4

6. Dans quel composé l'état d'oxydation du soufre est-il égal à +6 ?

1) Na2SO3
2) SO3
3) SCl2
4) H2SO3

7. Dans les substances dont les formules sont CrBr 2, K 2 Cr 2 O 7, Na 2 CrO 4, l'état d'oxydation du chrome, respectivement, est

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

8. L'état d'oxydation négatif minimum d'un élément chimique est généralement égal à

1) numéro de période
3) le nombre d'électrons manquants avant l'achèvement de la couche d'électrons externe

9. L'état d'oxydation positif maximal des éléments chimiques situés dans les principaux sous-groupes est généralement égal à

1) numéro de période
2) numéro de sérieélément chimique
3) numéro de groupe
4) le nombre total d'électrons dans l'élément

10. Le phosphore présente l'état d'oxydation positif maximum dans le composé

1) HPO 3
2) H3PO3
3) Na3P
4) Ca3P2

11. Le phosphore présente l'état d'oxydation le plus bas du composé

1) HPO 3
2) H3PO3
3) Na3PO4
4) Ca3P2

12. Les atomes d'azote dans le nitrite d'ammonium, qui font partie du cation et de l'anion, présentent respectivement des états d'oxydation

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

13. La valence et l'état d'oxydation de l'oxygène dans le peroxyde d'hydrogène, respectivement, sont

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

14. La valence et l'état d'oxydation du soufre dans la pyrite FeS2 sont, respectivement,

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

15. La valence et l'état d'oxydation de l'atome d'azote dans le bromure d'ammonium, respectivement, sont

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

16. L'atome de carbone montre puissance négative oxydation en association avec

1) oxygène
2) sodium
3) fluor
4) chlore

17. Un degré constant d'oxydation dans ses composés montre

1) le strontium
2) fer
3) soufre
4) chlore

18. L'état d'oxydation +3 dans leurs composés peut présenter

1) chlore et fluor
2) phosphore et chlore
3) carbone et soufre
4) oxygène et hydrogène

19. L'état d'oxydation +4 dans leurs composés peut présenter

1) carbone et hydrogène
2) carbone et phosphore
3) carbone et calcium
4) azote et soufre

20. L'état d'oxydation, égal au numéro de groupe, dans ses composés présente

1) chlore
2) fer
3) oxygène
4) fluor