Starea de oxidare este sarcina condiționată a unui atom dintr-un compus, calculată din ipoteza că este format numai din ioni. La definirea acestui concept, se presupune în mod condiționat că electronii de legare (de valență) trec la mai mulți atomi electronegativi (vezi Electronegativitatea) și, prin urmare, compușii constau, parcă, din ioni încărcați pozitiv și negativ. Starea de oxidare poate avea valori zero, negative și pozitive, care sunt de obicei plasate deasupra simbolului elementului din partea de sus: .
Valoarea zero a stării de oxidare se atribuie atomilor elementelor în stare liberă, de exemplu: . Sensul negativ stările de oxidare sunt acele atomi către care norul de electroni de legare (perechea de electroni) este deplasat. Pentru fluor în toți compușii săi, acesta este -1. Atomii care donează electroni de valență altor atomi au o stare de oxidare pozitivă. De exemplu, în metalele alcaline și alcalino-pământoase, este, respectiv, egal cu și În ionii simpli, precum K, este egal cu sarcina ionului. În majoritatea compușilor, starea de oxidare a atomilor de hidrogen este egală, dar în hidrurile metalice (compușii lor cu hidrogen) - și altele - este -1. Oxigenul se caracterizează printr-o stare de oxidare de -2, dar, de exemplu, în combinație cu fluor va fi, și în compuși cu peroxid etc.) -1. În unele cazuri, această valoare poate fi exprimată și ca număr fracționar: pentru fierul în oxid de fier (II, III) este egală cu .
Suma algebrică a stărilor de oxidare ale atomilor dintr-un compus este zero, iar într-un ion complex este sarcina ionului. Folosind această regulă, calculăm, de exemplu, starea de oxidare a fosforului în acidul ortofosforic. Indicând-o prin și înmulțind starea de oxidare a hidrogenului și oxigenului cu numărul de atomi din compus, obținem ecuația: de unde. În mod similar, calculăm starea de oxidare a cromului în ionul -.
În compuși, starea de oxidare a manganului va fi, respectiv.
Cea mai mare stare de oxidare este cea mai mare valoare pozitivă a acesteia. Pentru majoritatea elementelor, este egal cu numărul grupului din sistemul periodic și este important caracteristică cantitativă element din compușii săi. Cea mai mică valoare a stării de oxidare a unui element care apare în compușii săi este denumită în mod obișnuit cea mai scăzută stare de oxidare; toate celelalte sunt intermediare. Deci, pentru sulf, cea mai mare stare de oxidare este egală cu cea mai mică -2, intermediară.
Modificarea stărilor de oxidare ale elementelor pe grupe ale sistemului periodic reflectă frecvența modificării acestora proprietăți chimice cu numărul de serie din ce în ce mai mare.
Conceptul de stare de oxidare a elementelor este utilizat în clasificarea substanțelor, descriind proprietățile acestora, formulând compuși și denumirile lor internaționale. Dar este utilizat pe scară largă în studiul reacțiilor redox. Conceptul de „stare de oxidare” este adesea folosit în Chimie anorganicăîn locul conceptului de „valență” (vezi Valency).
Electronegativitatea, ca și alte proprietăți ale atomilor elementelor chimice, se modifică periodic odată cu creșterea numărului ordinal al elementului:
Graficul de mai sus arată periodicitatea modificării electronegativității elementelor principalelor subgrupe, în funcție de numărul ordinal al elementului.
Când se deplasează în jos subgrupul tabelului periodic, electronegativitatea elementelor chimice scade, când se deplasează spre dreapta de-a lungul perioadei, crește.
Electronegativitatea reflectă nemetalicitatea elementelor: cu cât valoarea electronegativității este mai mare, cu atât mai multe proprietăți nemetalice sunt exprimate în element.
Starea de oxidare
Cum se calculează starea de oxidare a unui element dintr-un compus?
1) Starea de oxidare a elementelor chimice din substanțele simple este întotdeauna zero.
2) Există elemente care se manifestă în substanțe complexe stare de oxidare constantă:
3) Există elemente chimice care prezintă o stare de oxidare constantă în marea majoritate a compușilor. Aceste elemente includ:
Element |
Starea de oxidare în aproape toți compușii |
Excepții |
| hidrogen H | +1 | Hidruri de metale alcaline și alcalino-pământoase, de exemplu: |
| oxigen O | -2 | Hidrogen și peroxizi metalici: fluorura de oxigen - |
4) Suma algebrică a stărilor de oxidare ale tuturor atomilor dintr-o moleculă este întotdeauna zero. Suma algebrică a stărilor de oxidare ale tuturor atomilor dintr-un ion este egală cu sarcina ionului.
5) Cea mai mare (maximă) stare de oxidare este egală cu numărul grupului. Excepții care nu se încadrează în această regulă sunt elementele subgrupului secundar din grupa I, elementele subgrupului secundar al grupului VIII, precum și oxigenul și fluorul.
Elemente chimice al căror număr de grup nu se potrivește cu cea mai mare stare de oxidare (obligatoriu de memorat)
6) Cea mai scăzută stare de oxidare a metalelor este întotdeauna zero, iar cea mai scăzută stare de oxidare a nemetalelor este calculată prin formula:
cea mai scăzută stare de oxidare a unui nemetal = numărul de grup - 8
Pe baza regulilor de mai sus, puteți seta gradul de oxidare element chimicîn orice substanță.
Găsirea stărilor de oxidare ale elementelor din diverși compuși
Exemplul 1
Determinați stările de oxidare ale tuturor elementelor din acidul sulfuric.
Soluţie:
Să scriem formula acidului sulfuric:
Starea de oxidare a hidrogenului în toate substanțele complexe este +1 (cu excepția hidrurilor metalice).
Starea de oxidare a oxigenului în toate substanțele complexe este -2 (cu excepția peroxizilor și a fluorurii de oxigen OF 2). Să aranjam stările de oxidare cunoscute:
Să notăm starea de oxidare a sulfului ca X:
Molecula de acid sulfuric, ca și molecula oricărei substanțe, este în general neutră din punct de vedere electric, deoarece. suma stărilor de oxidare ale tuturor atomilor din moleculă este zero. Schematic, aceasta poate fi reprezentată după cum urmează:
Acestea. am obtinut urmatoarea ecuatie:
Hai sa o rezolvam:
Astfel, starea de oxidare a sulfului în acid sulfuric este +6.
Exemplul 2
Determinați starea de oxidare a tuturor elementelor din dicromat de amoniu.
Soluţie:
Să scriem formula dicromatului de amoniu:
Ca și în cazul precedent, putem aranja stările de oxidare ale hidrogenului și oxigenului:
Cu toate acestea, vedem că stările de oxidare a două elemente chimice simultan, azotul și cromul, sunt necunoscute. Prin urmare, nu putem găsi stările de oxidare în același mod ca în exemplul anterior (o ecuație cu două variabile nu are o soluție unică).
Să acordăm atenție faptului că substanța indicată aparține clasei de săruri și, în consecință, are o structură ionică. Apoi putem spune pe bună dreptate că compoziția dicromatului de amoniu include cationi NH 4 + (sarcina acestui cation poate fi văzută în tabelul de solubilitate). Prin urmare, deoarece există doi cationi NH 4 + încărcați individual pozitiv în unitatea de formulă a dicromatului de amoniu, sarcina ionului dicromat este -2, deoarece substanța în ansamblu este neutră din punct de vedere electric. Acestea. substanţa este formată din cationi NH 4 + şi anioni Cr 2 O 7 2-.
Cunoaștem stările de oxidare ale hidrogenului și oxigenului. Știind că suma stărilor de oxidare ale atomilor tuturor elementelor din ion este egală cu sarcina și notând stările de oxidare ale azotului și cromului ca Xși yîn consecință, putem scrie:
Acestea. obținem două ecuații independente:
Rezolvând care, găsim Xși y:
Astfel, în dicromatul de amoniu, stările de oxidare ale azotului sunt -3, hidrogen +1, crom +6 și oxigen -2.
Cum se determină stările de oxidare ale elementelor în materie organică poate fi citit.
Valenţă
Valența atomilor este indicată prin cifre romane: I, II, III etc.
Posibilitățile de valență ale unui atom depind de cantitatea:
1) electroni nepereche
2) perechi de electroni neîmpărțiți în orbitalii nivelurilor de valență
3) orbitali de electroni gol ai nivelului de valență
Posibilitățile de valență ale atomului de hidrogen
Să descriem formula grafică electronică a atomului de hidrogen:
S-a spus că trei factori pot afecta posibilitățile de valență - prezența electronilor nepereche, prezența perechilor de electroni neîmpărțiți la nivelul exterior și prezența orbitalilor liberi (goali) ai nivelului exterior. Vedem un electron nepereche la nivelul de energie exterior (și singurul). Pe baza acestui fapt, hidrogenul poate avea exact o valență egală cu I. Cu toate acestea, la primul nivel de energie există un singur subnivel - s, acestea. atomul de hidrogen de la nivelul exterior nu are nici perechi de electroni neîmpărțiți, nici orbitali goli.
Astfel, singura valență pe care o poate prezenta un atom de hidrogen este I.
Posibilitățile de valență ale unui atom de carbon
Luați în considerare structura electronică a atomului de carbon. În starea de bază, configurația electronică a nivelului său exterior este următoarea:
Acestea. În starea fundamentală, nivelul de energie exterior al unui atom de carbon neexcitat conține 2 electroni nepereche. În această stare, poate prezenta o valență egală cu II. Cu toate acestea, atomul de carbon intră foarte ușor într-o stare excitată atunci când îi este transmisă energie, iar configurația electronică a stratului exterior în acest caz ia forma:
Deși o parte de energie este cheltuită în procesul de excitare a atomului de carbon, cheltuiala este mai mult decât compensată de formarea a patru legături covalente. Din acest motiv, valența IV este mult mai caracteristică atomului de carbon. Deci, de exemplu, carbonul are valență IV în molecule dioxid de carbon, acidul carbonic și absolut toate substanțele organice.
Pe lângă electronii neperechi și perechile de electroni singuri, prezența orbitalilor () vacante ai nivelului de valență afectează și posibilitățile de valență. Prezența unor astfel de orbitali la nivelul umplut duce la faptul că un atom poate acționa ca un acceptor de perechi de electroni, adică. formează legături covalente suplimentare prin mecanismul donor-acceptor. Deci, de exemplu, contrar așteptărilor, în molecula de monoxid de carbon CO, legătura nu este dublă, ci triplă, ceea ce se arată clar în următoarea ilustrație:
Posibilitățile de valență ale atomului de azot
Să notăm formula electron-grafică a nivelului de energie externă al atomului de azot:
După cum se poate observa din ilustrația de mai sus, atomul de azot în starea sa normală are 3 electroni nepereche și, prin urmare, este logic să presupunem că poate prezenta o valență egală cu III. Într-adevăr, se observă o valență egală cu trei în moleculele de amoniac (NH 3), acid azotat(HNO 2), triclorura de azot (NCl 3), etc.
S-a spus mai sus că valența unui atom al unui element chimic depinde nu numai de numărul de electroni nepereche, ci și de prezența perechilor de electroni neîmpărțiți. Acest lucru se datorează faptului că o legătură chimică covalentă se poate forma nu numai atunci când doi atomi se furnizează unul altuia câte un electron, ci și atunci când un atom care are o pereche de electroni neîmpărtășită - donor () o furnizează unui alt atom cu un electron liber. () nivelul de valență orbital (acceptor). Acestea. pentru atomul de azot, valența IV este posibilă și datorită unei legături covalente suplimentare formate de mecanismul donor-acceptor. Deci, de exemplu, patru legături covalente, dintre care una este formată de mecanismul donor-acceptor, sunt observate în timpul formării cationului de amoniu:
În ciuda faptului că una dintre legăturile covalente este formată de mecanismul donor-acceptor, toate Legături N-Hîn cationul de amoniu sunt absolut identice și nu diferă unul de celălalt.
O valență egală cu V, atomul de azot nu este capabil să arate. Acest lucru se datorează faptului că trecerea la o stare excitată este imposibilă pentru atomul de azot, în care împerecherea a doi electroni are loc odată cu trecerea unuia dintre ei la un orbital liber, care este cel mai apropiat nivel de energie. Atomul de azot are nr d-subnivel, iar trecerea la orbitalul 3s este energetic atât de costisitoare încât costurile energetice nu sunt acoperite prin formarea de noi legături. Mulți s-ar putea întreba, care este atunci valența azotului, de exemplu, în moleculele de acid azotic HNO 3 sau oxid de azot N 2 O 5? În mod ciudat, valența acolo este și IV, așa cum se poate observa din următoarele formule structurale:
Linia punctată din ilustrație arată așa-numitul delocalizat π -conexiune. Din acest motiv, NU legături terminale nu pot fi numite „una și jumătate”. Legături similare de una și jumătate se găsesc și în molecula de ozon O 3 , benzenul C 6 H 6 etc.
Posibilitățile de valență ale fosforului
Să descriem formula electron-grafică a nivelului de energie externă al atomului de fosfor:
După cum putem vedea, structura stratului exterior al atomului de fosfor în starea fundamentală și a atomului de azot este aceeași și, prin urmare, este logic să ne așteptăm pentru atomul de fosfor, precum și pentru atomul de azot, valențe posibile egal cu I, II, III și IV, care se observă în practică.
Cu toate acestea, spre deosebire de azot, atomul de fosfor are și el d-subnivel cu 5 orbitali liberi.
În acest sens, este capabil să treacă într-o stare excitată, aburând electronii 3 s-orbitali:
Astfel, valența V pentru atomul de fosfor, care este inaccesibil la azot, este posibilă. Deci, de exemplu, un atom de fosfor are o valență de cinci în moleculele unor astfel de compuși precum acidul fosforic, halogenurile de fosfor (V), oxidul de fosfor (V) etc.
Posibilitățile de valență ale atomului de oxigen
Formula electron-grafică a nivelului de energie externă a atomului de oxigen are forma:
Vedem doi electroni nepereche la nivelul al 2-lea și, prin urmare, valența II este posibilă pentru oxigen. Trebuie remarcat faptul că această valență a atomului de oxigen este observată în aproape toți compușii. Mai sus, luând în considerare posibilitățile de valență ale atomului de carbon, am discutat despre formarea moleculei de monoxid de carbon. Legătura din molecula de CO este triplă, prin urmare, oxigenul este trivalent acolo (oxigenul este un donor de pereche de electroni).
Datorită faptului că atomul de oxigen nu are un nivel extern d-subniveluri, deprecierea electronilor sși p- orbitalii este imposibil, motiv pentru care capacitățile de valență ale atomului de oxigen sunt limitate în comparație cu alte elemente din subgrupul său, de exemplu, sulful.
Posibilitățile de valență ale atomului de sulf
Nivelul de energie extern al atomului de sulf în starea neexcitată:
Atomul de sulf, ca și atomul de oxigen, are doi electroni nepereche în starea sa normală, așa că putem concluziona că o valență de doi este posibilă pentru sulf. Într-adevăr, sulful are valența II, de exemplu, în molecula de hidrogen sulfurat H2S.
După cum putem vedea, atomul de sulf de la nivelul exterior are d subnivel cu orbitali liberi. Din acest motiv, atomul de sulf este capabil să-și extindă capacitățile de valență, spre deosebire de oxigen, datorită trecerii la stările excitate. Deci, atunci când decuplați o pereche de electroni singuri 3 p- subnivel, atomul de sulf capătă configurația electronică a nivelului exterior de următoarea formă:
În această stare, atomul de sulf are 4 electroni nepereche, ceea ce ne spune despre posibilitatea ca atomii de sulf să prezinte o valență egală cu IV. Într-adevăr, sulful are valență IV în moleculele SO 2 , SF 4 , SOCl 2 etc.
Când decuplați a doua pereche de electroni singuri situată pe 3 s- subnivel, nivelul energetic extern capătă următoarea configurație:
Într-o astfel de stare, manifestarea valenței VI devine deja posibilă. Un exemplu de compuși cu sulf VI-valent sunt SO 3 , H 2 SO 4 , SO 2 Cl 2 etc.
În mod similar, putem lua în considerare posibilitățile de valență ale altor elemente chimice.
Compuși cu o stare de oxidare de –2. Cei mai importanți compuși ai sulfului în stare de oxidare -2 sunt hidrogenul sulfurat și sulfurile. Hidrogen sulfurat - H 2 S - un gaz incolor cu un miros caracteristic de proteină putrezită, toxic. Molecula de hidrogen sulfurat are o formă unghiulară, unghiul de legătură este de 92º. Se formează prin interacțiunea directă a hidrogenului cu vaporii de sulf. În laborator, hidrogenul sulfurat este produs prin acțiunea acizilor puternici asupra sulfurilor metalice:
Na 2 S + 2HCl \u003d 2NaCl + H 2 S
Hidrogenul sulfurat este un agent reducător puternic, oxidat chiar și de oxidul de sulf (IV).
2H 2 S -2 + S +4 O 2 \u003d 3S 0 + 2H 2 O
În funcție de condiții, produsele de oxidare a sulfurilor pot fi S, SO 2 sau H 2 SO 4:
2KMn04 + 5H2S-2 + 3H2S04® 2MnS04 + 5S + K2S04 + 8H20;
H2S -2 + 4Br2 + 4H2O = H2S +4O4 + 8HBr
În aer și în atmosferă de oxigen, hidrogenul sulfurat arde, formând sulf sau SO 2, în funcție de condiții.
Hidrogenul sulfurat este ușor solubil în apă (2,5 volume de H 2 S per 1 volum de apă) și se comportă ca un acid dibazic slab.
H2SH++ + HS-; K 1 \u003d 1 × 10 -7
HS - H + + S2-; K 2 \u003d 2,5 × 10 -13
Ca acid dibazic, hidrogenul sulfurat formează două serii de săruri: hidrosulfuri (săruri acide) și sulfuri (săruri medii). De exemplu, NaHS este hidrosulfură și Na2S este sulfură de sodiu.
Sulfurile majorității metalelor din apă sunt puțin solubile, vopsite în culori caracteristice și diferă ca solubilitate în acizi: ZnS - alb, CdS - galben-portocaliu, MnS - culoarea pulpei, HgS, CuS, PbS, FeS - negru, SnS - maro , SnS 2 - galben. Sulfurile metalelor alcaline și alcalino-pământoase, precum și sulfura de amoniu, sunt ușor solubile în apă. Sulfurile solubile sunt puternic hidrolizate.
Na2S + H2O NaHS + NaOH
Sulfurile, ca și oxizii, sunt bazice, acide și amfotere. Principalele proprietăți sunt sulfuri de metale alcaline și alcalino-pământoase, proprietăți acide - sulfuri de nemetale. Diferență natura chimica sulfurile se manifestă prin reacții de hidroliză și prin interacțiunea sulfurilor de natură diferită între ele. Sulfurile bazice la hidroliză se formează mediu alcalin, acidul se hidrolizează ireversibil cu formarea acizilor corespunzători:
SiS 2 + 3H 2 O \u003d H 2 SiO 3 + 2H 2 S
Sulfurile amfotere sunt insolubile în apă, unele dintre ele, de exemplu, sulfurile de aluminiu, fier (III), crom (III), sunt complet hidrolizate:
Al 2 S 3 + 3H 2 O \u003d 2Al (OH) 3 + 3H 2 S
Când sulfurile bazice și acide interacționează, se formează tiosăruri. Tioacizii corespunzători acestora sunt de obicei instabili, descompunerea lor este similară cu descompunerea acizilor care conțin oxigen.
CS2 + Na2S \u003d Na2CS3; Na2CS3 + H2SO4 \u003d H2CS3 + Na2SO4;
tiocarbonat de sodiu acid tiocarbonic
H2CS3 = H2S + CS2
compuși persulfuri. Tendința sulfului de a forma homolanțuri se realizează în persulfuri (polisulfuri), care se formează prin încălzirea soluțiilor de sulfuri cu sulf:
Na 2 S + (n-1) S \u003d Na 2 S n
Persulfurile se găsesc în natură, de exemplu, mineralul larg răspândit pirita FeS 2 este persulfura de fier (II). Sub acțiunea acizilor minerali asupra soluțiilor de polisulfuri, s-au izolat polisulfani - substanțe instabile asemănătoare uleiului din compoziția H 2 S n, unde n variază de la 2 la 23.
Persulfurile, ca și peroxizii, prezintă atât proprietăți oxidante, cât și reducătoare și, de asemenea, sunt ușor disproporționate.
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
Compuși cu o stare de oxidare de +4. Cel mai important este oxidul de sulf (IV) - un gaz incolor cu un miros neplăcut ascuțit de sulf ars. Molecula de SO 2 are o structură unghiulară (unghiul OSO este de 119,5 °):
În industrie, SO 2 se obține prin prăjirea piritei sau arderea sulfului. Metoda de laborator pentru obținerea dioxidului de sulf - acțiunea acizilor minerali puternici asupra sulfiților.
Na 2 SO 3 + 2HCl \u003d 2NaCl + SO 2 + H 2 O
Oxidul de sulf (IV) este un agent reducător energetic
S +4 O 2 + Cl 2 \u003d S +6 O 2 Cl 2,
dar, interacționând cu agenți reducători puternici, poate acționa ca un agent oxidant:
2H 2 S + S + 4 O 2 \u003d 3S 0 + 2H 2 O
Dioxidul de sulf este foarte solubil în apă (40 volume per 1 volum de apă). Într-o soluție apoasă, moleculele de SO2 hidratate se disociază parțial pentru a forma un cation de hidrogen:
SO 2 × H 2 O H + + HSO 3 - 2H + + SO 3 2-
Din acest motiv, o soluție apoasă de dioxid de sulf este adesea considerată ca o soluție de acid sulfuros - H 2 SO 3, deși acest compus nu pare să existe în realitate. Cu toate acestea, sărurile acidului sulfuros sunt stabile și pot fi izolate individual:
SO 2 + NaOH \u003d NaHSO 3; SO 2 + 2NaOH \u003d Na 2 SO 3
hidrosulfit de sodiu sulfit de sodiu
Anionul sulfit are structura unei piramide trigonale cu un atom de sulf în vârf. Perechea singură a atomului de sulf este direcționată spațial; prin urmare, anionul, un donor activ al unei perechi de electroni, se transformă cu ușurință în HSO3 tetraedric - și există sub forma a două forme tautomerice:
Sulfiții de metale alcaline sunt foarte solubili în apă, în mare parte hidrolizați:
SO 3 2- + H 2 O HSO 3 - + OH -
Agenții reducători puternici, în timpul depozitării soluțiilor lor, sunt oxidați treptat de oxigenul atmosferic, când sunt încălziți, ei sunt disproporționați:
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
Starea de oxidare +4 apare în halogenuri și oxohalogenuri:
SF 4 SOF 2 SOCl 2 SOBr 2
Fluorura de sulf (IV) Oxofluorura de sulf (IV) Oxoclorură de sulf (IV) Oxobromură de sulf (IV)
În toate moleculele de mai sus, o pereche de electroni este localizată pe atomul de sulf, SF 4 are forma unui tetraedru distorsionat (bisfenoid), SOHal 2 este o piramidă trigonală.
Fluorura de sulf (IV) este un gaz incolor. Oxoclorura de sulf (IV) (clorura de tionil, clorura de tionil) este un lichid incolor cu un miros înțepător. Aceste substanțe sunt utilizate pe scară largă în sinteza organică pentru a obține compuși organofluorinați și clor.
Compușii de acest tip sunt acizi, așa cum demonstrează relația lor cu apa:
SF4 + 3H2O \u003d H2SO3 + 4HF; SOCl2 + 2H2O \u003d H2SO3 + 2HCl.
Compuși cu o stare de oxidare de +6:
SF 6 SO 2 Cl 2 SO 3 H 2 SO 4 2-
fluorură de sulf (VI), dioxodiclorura de sulf (VI), oxid de sulf (VI), anion sulfat de acid sulfuric
Hexafluorura de sulf este un gaz incolor inert folosit ca dielectric gazos. Molecula SF 6 este foarte simetrică și are geometria unui octaedru. SO 2 Cl 2 (clorură de sulfuril, clorură de sulfuril) - un lichid incolor care fumează în aer datorită hidrolizei, utilizat în sinteza organică ca reactiv de clorurare:
SO 2 Cl 2 + 2H 2 O \u003d H 2 SO 4 + 2HCl
Oxidul de sulf(VI) este un lichid incolor (bp 44,8 °C, p.t. 16,8 °C). În stare gazoasă, SO3 are o structură monomerică; în stare lichidă, există în principal sub formă de molecule trimerice ciclice; în stare solidă, este un polimer.
În industrie, trioxidul de sulf se obține prin oxidarea catalitică a dioxidului său:
2SO 2 + O 2 ¾® 2SO 3
În laborator, SO 3 poate fi obținut prin distilarea oleumului - o soluție de trioxid de sulf în acid sulfuric.
SO 3 este un oxid acid tipic care leagă puternic apa și alți reactivi care conțin protoni:
SO3 + H2O \u003d H2SO4; SO 3 + HF = HOSO 2 F
fluorosulfuric (fluorosulfonic)
acid
Acid sulfuric- H 2 SO 4 - lichid uleios incolor, deci pl. 10,4 °C, p.p. 340 °C (cu descompunere). Liber solubil în apă, acid dibazic puternic. Acidul sulfuric concentrat este un agent oxidant puternic, mai ales atunci când este încălzit. Oxidează nemetalele și metalele care se află în seria potențialelor standard ale electrodului la dreapta hidrogenului:
C + 2H2SO4 \u003d CO2 + 2SO2 + 2H2O; Cu + 2H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
Prin interacțiunea cu metale mai active, acidul sulfuric poate fi redus la sulf sau hidrogen sulfurat, de exemplu,
4Zn + 5H2SO4 (conc.) = 4ZnSO4 + H2S + 4H2O
Acidul sulfuric concentrat la rece pasivează multe metale (fier, plumb, aluminiu, crom) datorită formării unei pelicule dense de oxid sau sare pe suprafața lor.
Acidul sulfuric formează două serii de săruri: conţinând anion sulfat - SO 4 2- (săruri medii) şi conţinând anion hidrosulfat - HSO 4 - (săruri acide). Sulfaţii sunt în general bine solubili în apă, slab solubili BaS04, SrS04, PbS04, Cu2S04. Formarea unui precipitat alb-cristalin de sulfat de bariu atunci când este expus la o soluție de clorură de bariu este o reacție calitativă la anionul sulfat. Această reacție este folosită și pentru determinarea cantitativă a sulfului.
Ba 2+ + SO 4 2- \u003d BaSO 4 ¯
Cele mai importante săruri ale acidului sulfuric sunt: Na 2 SO 4 × 10H 2 O - mirabilite, sarea lui Glauber - folosită la producerea sodei și a sticlei; MgSO 4 × 7H 2 O - sare Epsom amară - folosită în medicină ca laxativ, pentru finisarea țesăturilor, pentru tăbăcirea pieilor; CaSO 4 × 2H 2 O - gips - folosit în medicină și construcții; CaSO 4 × 1 / 2H 2 O - alabastru - folosit ca material de construcții; CuSO 4 × 5H 2 O - sulfat de cupru - utilizat în agricultură pentru a proteja plantele de boli fungice; FeSO 4 × 7H 2 O - sulfat de fier - este folosit în agricultură ca microîngrășământ și în tratarea apei ca coagulator; K 2 SO 4 × Al 2 (SO 4) 3 × 24H 2 O - alaun de potasiu- sunt folosite pentru tăbăcirea pieilor.
Sinteza acidului sulfuric în industrie se realizează prin metoda de contact, a cărei primă etapă este prăjirea cu pirite:
4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2
2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3
Când SO 3 este dizolvat în acid sulfuric concentrat, se formează o serie întreagă de acizi polisulfuric. Un amestec de H2SO4, H2S2O7, H2S3O10, H2S4O13 este un lichid gras uleios care fumează în aer - oleum. Când oleum este diluat cu apă Conexiuni S-O-S acizii rupți și polisulfuric sunt transformați în acid sulfuric concentrația necesară.
Acid pirosulfuric (două sulfuric).- H2S2O7:
Cristale incolore, fuzibile eliberate din oleum.
SO 3 + H 2 SO 4 \u003d H 2 S 2 O 7
Sărurile acidului pirosulfuric - pirosulfații (disulfații) - se obțin prin descompunerea termică a hidrosulfaților:
KHSO 4 \u003d K 2 S 2 O 7 + H 2 O
Acid tiosulfuric- H 2 S 2 O 3 - există în două forme tautomere:
LA solutii apoase instabil și se descompune cu eliberarea de sulf și SO 2:
H 2 S 2 O 3 \u003d S¯ + SO 2 + H 2 O
Sărurile acidului tiosulfuric - tiosulfații - sunt stabile și pot fi obținute prin fierberea sulfului cu soluții apoase de sulfiți:
Na 2 SO 3 + S \u003d Na 2 S 2 O 3
Proprietățile tiosulfaților sunt determinate de prezența atomilor de sulf în doi grade diferite oxidare -2 și +6. Deci prezența sulfului în starea de oxidare -2 determină proprietățile reducătoare:
Na 2 SO 3 S -2 + Cl 2 + H 2 O \u003d Na 2 S +6 O 4 + S 0 + 2HCl
Tiosulfatul de sodiu este utilizat pe scară largă în fotografie ca fixativ și în chimia analitică pentru determinarea cantitativă a iodului și a substanțelor care eliberează iod (analiza iodometrică).
Acizi politionici. Unitățile structurale tetraedrice din acizii polisulfuric pot fi combinate prin atomi de sulf și se obțin compuși cu formula generală H 2 S x O 6, în care x \u003d 2 - 6.
Acizii politionici sunt instabili, dar formează săruri stabile - politionați. De exemplu. tetrationatul de sodiu se formează prin acțiunea iodului asupra unei soluții apoase de tiosulfat de sodiu:
Na 2 S 2 O 3 + I 2 = Na 2 S 4 O 6 + 2NaI
Acizi peroxosulfuric (persulfuric).. Rolul unei punți care leagă unitățile structurale ale acizilor polisulfuric poate fi jucat de o grupare peroxid. Aceeași grupă face parte din acidul monopersulfuric:
H2SO5 - acid monopersulfuric H2S2O8 - acid peroxodisulfuric
(acid caro)
Acizii peroxosulfuric sunt hidrolizați pentru a forma peroxid de hidrogen:
H2SO5 + H2O \u003d H2SO4 + H2O2; H 2 S 2 O 8 + 2H 2 O \u003d 2H 2 SO 4 + H 2 O 2.
Acidul peroxodisulfuric se obține prin electroliza unei soluții apoase de acid sulfuric:
2HSO 4 - - 2e - \u003d H 2 S 2 O 8
Formează săruri - persulfați. Persulfatul de amoniu - (NH 4) 2 S 2 O 8 - este utilizat în laborator ca agent oxidant.
Sarcina formală a unui atom din compuși este o cantitate auxiliară, este de obicei folosită în descrierile proprietăților elementelor din chimie. Această sarcină electrică condiționată este gradul de oxidare. Valoarea sa se modifică ca urmare a multor procese chimice. Deși sarcina este formală, ea caracterizează în mod viu proprietățile și comportamentul atomilor în reacțiile redox (ORD).
Oxidare și reducere
În trecut, chimiștii foloseau termenul „oxidare” pentru a descrie interacțiunea oxigenului cu alte elemente. Numele reacțiilor provine de la numele latin pentru oxigen - Oxigeniu. Mai târziu s-a dovedit că și alte elemente se oxidează. În acest caz, ele sunt restaurate - atașează electroni. Fiecare atom în timpul formării unei molecule modifică structura învelișului său de electroni de valență. În acest caz, apare o sarcină formală, a cărei valoare depinde de numărul de electroni dați sau primiți condiționat. Pentru a caracteriza această valoare, a fost folosit anterior termenul chimic englez „număr de oxidare”, care înseamnă „număr de oxidare” în traducere. Utilizarea sa se bazează pe presupunerea că electronii de legătură din molecule sau ioni aparțin atomului cu electronegativitate mai mare (EO). Capacitatea de a-și reține electronii și de a-i atrage din alți atomi este bine exprimată în nemetale puternice (halogeni, oxigen). Metalele puternice (sodiu, potasiu, litiu, calciu, alte elemente alcaline și alcalino-pământoase) au proprietăți opuse.
Determinarea gradului de oxidare
Starea de oxidare este sarcina pe care un atom ar dobândi dacă electronii implicați în formarea legăturii ar fi mutați complet la un element mai electronegativ. Există substanțe care nu au o structură moleculară (halogenuri de metale alcaline și alți compuși). În aceste cazuri, starea de oxidare coincide cu sarcina ionului. Sarcina condiționată sau reală arată ce proces a avut loc înainte ca atomii să-și dobândească starea actuală. O stare de oxidare pozitivă este numărul total de electroni care au fost îndepărtați din atomi. Valoarea negativă a stării de oxidare este egală cu numărul de electroni dobândiți. Schimbând starea de oxidare a unui element chimic, se judecă ce se întâmplă cu atomii săi în timpul reacției (și invers). Culoarea substanței determină ce modificări au avut loc în starea de oxidare. Compușii de crom, fier și o serie de alte elemente în care prezintă valențe diferite sunt colorați diferit.
Valori negative, zero și pozitive ale stării de oxidare
Substanțele simple sunt formate din elemente chimice cu aceeași valoare EO. În acest caz, electronii de legătură aparțin tuturor particulelor structurale în mod egal. Prin urmare, la substanțele simple, starea de oxidare (H 0 2, O 0 2, C 0) nu este caracteristică elementelor. Când atomii acceptă electroni sau norul general se schimbă în direcția lor, se obișnuiește să se scrie sarcinile cu semnul minus. De exemplu, F-1, O-2, C-4. Donând electroni, atomii capătă o sarcină pozitivă reală sau formală. În oxidul OF 2, atomul de oxigen donează câte un electron la doi atomi de fluor și se află în starea de oxidare O +2. Se crede că într-o moleculă sau într-un ion poliatomic, atomii mai electronegativi primesc toți electronii de legare.
Sulful este un element care prezintă diferite valențe și stări de oxidare.
Elementele chimice ale subgrupelor principale prezintă adesea o valență mai mică, egală cu VIII. De exemplu, valența sulfului în hidrogen sulfurat și sulfuri metalice este II. Elementul se caracterizează prin valențe intermediare și superioare în starea excitată, când atomul renunță la unul, doi, patru sau toți cei șase electroni și prezintă valențe I, II, IV, respectiv VI. Aceleași valori, doar cu semnul minus sau plus, au stările de oxidare ale sulfului:
- în sulfura de fluor dă un electron: -1;
- în hidrogen sulfurat, valoarea cea mai mică: -2;
- în stare intermediară de dioxid: +4;
- în trioxid, acid sulfuric și sulfați: +6.
În a lui trăsnet Sulful de oxidare acceptă doar electroni, în cel mai mic grad - prezintă proprietăți reducătoare puternice. Atomii S+4 pot acționa ca agenți reducători sau oxidanți în compuși, în funcție de condiții.
Transferul de electroni în reacții chimice
În formarea unui cristal de clorură de sodiu, sodiul donează electroni clorului mai electronegativ. Stările de oxidare ale elementelor coincid cu sarcinile ionilor: Na +1 Cl -1 . Pentru moleculele create prin socializarea și deplasarea perechilor de electroni către un atom mai electronegativ, este aplicabil doar conceptul de sarcină formală. Dar se poate presupune că toți compușii sunt compuși din ioni. Apoi, atomii, prin atragerea de electroni, capătă o sarcină negativă condiționată, iar prin cedare, dobândesc una pozitivă. În reacții, indicați câți electroni sunt deplasați. De exemplu, în molecula de dioxid de carbon C +4 O - 2 2, indicele indicat în colțul din dreapta sus al simbolului chimic pentru carbon afișează numărul de electroni îndepărtați din atom. Oxigenul din această substanță are o stare de oxidare de -2. Indicele corespunzător cu semnul chimic O este numărul de electroni adăugați în atom.
Cum se calculează stările de oxidare
Numărarea numărului de electroni donați și adăugați de atomi poate fi consumatoare de timp. Următoarele reguli facilitează această sarcină:
- În substanțele simple, stările de oxidare sunt zero.
- Suma oxidării tuturor atomilor sau ionilor dintr-o substanță neutră este zero.
- Într-un ion complex, suma stărilor de oxidare ale tuturor elementelor trebuie să corespundă sarcinii întregii particule.
- Un atom mai electronegativ capătă o stare de oxidare negativă, care este scrisă cu semnul minus.
- Elementele mai puțin electronegative primesc stări de oxidare pozitive, sunt scrise cu semnul plus.
- Oxigenul prezintă în general o stare de oxidare de -2.
- Pentru hidrogen, valoarea caracteristică este: +1, în hidruri metalice apare: H-1.
- Fluorul este cel mai electronegativ dintre toate elementele, starea sa de oxidare este întotdeauna -4.
- Pentru majoritatea metalelor, numerele de oxidare și valențele sunt aceleași.
Stare de oxidare și valență
Majoritatea compușilor se formează ca rezultat al proceselor redox. Tranziția sau deplasarea electronilor de la un element la altul duce la o schimbare a stării de oxidare și a valenței acestora. Adesea aceste valori coincid. Ca sinonim pentru termenul „stare de oxidare”, poate fi folosită expresia „valență electrochimică”. Dar există excepții, de exemplu, în ionul de amoniu, azotul este tetravalent. În același timp, atomul acestui element se află în starea de oxidare -3. În substanțele organice, carbonul este întotdeauna tetravalent, dar stările de oxidare ale atomului de C din metan CH 4, alcoolul formic CH 3 OH și acidul HCOOH au valori diferite: -4, -2 și +2.
Reacții redox
Procesele redox includ multe dintre cele mai importante procese din industrie, tehnologie, natura animată și neînsuflețită: ardere, coroziune, fermentație, respirație intracelulară, fotosinteză și alte fenomene.
La compilarea ecuațiilor OVR, coeficienții sunt selectați folosind metoda echilibrului electronic, în care sunt operate următoarele categorii:
- stări de oxidare;
- agentul reducător donează electroni și se oxidează;
- agentul de oxidare acceptă electroni și este redus;
- numărul de electroni dați trebuie să fie egal cu numărul celor atașați.
Achiziția electronilor de către un atom duce la scăderea stării sale de oxidare (reducere). Pierderea unuia sau mai multor electroni de către un atom este însoțită de o creștere a numărului de oxidare al elementului ca urmare a reacțiilor. Pentru OVR care curge între ioni electroliți puterniciîn soluții apoase, mai des folosesc nu balanța electronică, ci metoda semireacțiilor.
Valenţă este un concept complex. Acest termen a suferit o transformare semnificativă concomitent cu dezvoltarea teoriei legătură chimică. Inițial, valența a fost capacitatea unui atom de a atașa sau înlocui un anumit număr de alți atomi sau grupări atomice pentru a forma o legătură chimică.
Măsura cantitativă a valenței unui atom de element a fost numărul de atomi de hidrogen sau de oxigen (aceste elemente au fost considerate mono- și, respectiv, divalente), pe care elementul îi adaugă pentru a forma o hidrură cu formula EH x sau un oxid cu formula E n O m.
Deci, valența atomului de azot din molecula de amoniac NH 3 este de trei, iar atomul de sulf din molecula de H 2 S este de doi, deoarece valența atomului de hidrogen este una.
În compușii Na 2 O, BaO, Al 2 O 3, SiO 2, valențele de sodiu, bariu și siliciu sunt 1, 2, 3 și, respectiv, 4.
Conceptul de valență a fost introdus în chimie înainte ca structura atomului să fie cunoscută, și anume în 1853 de către chimistul englez Frankland. S-a stabilit acum că valența unui element este strâns legată de numărul de electroni exteriori ai atomilor, deoarece electronii învelișurilor interioare ale atomilor nu participă la formarea legăturilor chimice.
LA teoria electronică legătura covalentă cred că valența atomică este determinat de numărul de electroni neperechi în starea fundamentală sau excitată, participând la formarea perechilor de electroni comuni cu electronii altor atomi.
Pentru unele elemente, valența este o valoare constantă. Deci, sodiul sau potasiul din toți compușii este monovalent, calciul, magneziul și zincul sunt divalente, aluminiul este trivalent etc. Dar majoritatea elementelor chimice prezintă valență variabilă, care depinde de natura elementului partener și de condițiile procesului. Deci, fierul poate forma doi compuși cu clor - FeCl 2 și FeCl 3, în care valența fierului este 2 și, respectiv, 3.
Starea de oxidare- un concept care caracterizează starea unui element dintr-un compus chimic și comportamentul acestuia în reacțiile redox; numeric, starea de oxidare este egală cu sarcina formală care poate fi atribuită elementului, pe baza presupunerii că toți electronii fiecăreia dintre legăturile sale au trecut la atomul mai electronegativ.
Electronegativitatea- o măsură a capacității unui atom de a dobândi o sarcină negativă în timpul formării unei legături chimice sau a capacității unui atom dintr-o moleculă de a atrage electronii de valență implicați în formarea unei legături chimice. Electronegativitatea nu este o valoare absolută și este calculată prin diferite metode. Prin urmare, valorile electronegativității date în diferite manuale și cărți de referință pot diferi.
Tabelul 2 prezintă electronegativitatea unor elemente chimice pe scara Sanderson, iar Tabelul 3 arată electronegativitatea elementelor pe scara Pauling.
Valoarea electronegativității este dată sub simbolul elementului corespunzător. Cu cât valoarea numerică a electronegativității unui atom este mai mare, cu atât elementul este mai electronegativ. Cel mai electronegativ este atomul de fluor, cel mai puțin electronegativ este atomul de rubidiu. Într-o moleculă formată din atomi a două elemente chimice diferite, sarcina negativă formală va fi asupra atomului a cărui valoare numerică a electronegativității va fi mai mare. Deci, într-o moleculă de dioxid de sulf SO 2, electronegativitatea atomului de sulf este 2,5, iar valoarea electronegativității atomului de oxigen este mai mare - 3,5. Prin urmare, sarcina negativă va fi pe atomul de oxigen, iar sarcina pozitivă pe atomul de sulf.
În molecula de amoniac NH3, valoarea electronegativității atomului de azot este 3,0, iar cea a hidrogenului este 2,1. Prin urmare, atomul de azot va avea o sarcină negativă, iar atomul de hidrogen va avea o sarcină pozitivă.
Ar trebui să cunoașteți clar tendințele generale în electronegativitate. Deoarece atomul oricărui element chimic tinde să dobândească o configurație stabilă a stratului de electroni exterior - învelișul octet al unui gaz inert, electronegativitatea elementelor în perioada crește, iar în grup, electronegativitatea scade în general odată cu creșterea. numar atomic element. Prin urmare, de exemplu, sulful este mai electronegativ decât fosforul și siliciul, iar carbonul este mai electronegativ decât siliciul.
Atunci când se compilează formule pentru compuși formați din două nemetale, cel mai electronegativ dintre ei este întotdeauna plasat la dreapta: PCl 3, NO 2. Există câteva excepții istorice de la această regulă, cum ar fi NH 3 , PH 3 etc.
Starea de oxidare este de obicei indicată printr-o cifră arabă (cu un semn în fața cifrei) situat deasupra simbolului elementului, de exemplu:
Pentru a determina starea de oxidare a atomilor din compușii chimici, se respectă următoarele reguli:
- Starea de oxidare a elementelor din substanțele simple este zero.
- Suma algebrică a stărilor de oxidare ale atomilor dintr-o moleculă este zero.
- Oxigenul din compuși prezintă în principal o stare de oxidare de –2 (în fluorura de oxigen OF 2 + 2, în peroxizii metalici de tip M 2 O 2 –1).
- Hidrogenul din compuși prezintă o stare de oxidare de + 1, cu excepția hidrurilor de metal active, de exemplu, alcaline sau alcalino-pământoase, în care starea de oxidare a hidrogenului este - 1.
- Pentru ionii monoatomici, starea de oxidare este egală cu sarcina ionului, de exemplu: K + - +1, Ba 2+ - +2, Br - - -1, S 2- - -2 etc.
- În compușii cu o legătură polară covalentă, starea de oxidare a unui atom mai electronegativ are semnul minus, iar un atom mai puțin electronegativ are un semn plus.
- În compușii organici, starea de oxidare a hidrogenului este +1.
Să ilustrăm regulile de mai sus cu mai multe exemple.
Exemplul 1 Determinați gradul de oxidare al elementelor în oxizi de potasiu K 2 O , seleniu SeO 3 și fier Fe 3 O 4.
Oxid de potasiu K 2 O. Suma algebrică a stărilor de oxidare ale atomilor dintr-o moleculă este zero. Starea de oxidare a oxigenului în oxizi este –2. Să notăm starea de oxidare a potasiului în oxidul său ca n, apoi 2n + (–2) = 0 sau 2n = 2, deci n = +1, adică starea de oxidare a potasiului este +1.
Oxid de seleniu SeO 3 . Molecula de SeO 3 este neutră din punct de vedere electric. Sarcina negativă totală a celor trei atomi de oxigen este –2 × 3 = –6. Prin urmare, pentru a egaliza această sarcină negativă la zero, starea de oxidare a seleniului trebuie să fie +6.
Moleculă de Fe3O4 neutru din punct de vedere electric. Sarcina negativă totală a celor patru atomi de oxigen este –2 × 4 = –8. Pentru a egaliza această sarcină negativă, sarcina pozitivă totală pe cei trei atomi de fier trebuie să fie +8. Prin urmare, un atom de fier ar trebui să aibă o sarcină de 8/3 = +8/3.
Trebuie subliniat faptul că starea de oxidare a unui element dintr-un compus poate fi un număr fracționar. Astfel de stări de oxidare fracționată nu au sens în explicarea legăturii dintr-un compus chimic, dar pot fi folosite pentru a formula ecuații pentru reacțiile redox.
Exemplul 2 Determinați gradul de oxidare al elementelor din compușii NaClO 3, K 2 Cr 2 O 7.
Molecula de NaClO 3 este neutră din punct de vedere electric. Starea de oxidare a sodiului este +1, starea de oxidare a oxigenului este -2. Să notăm starea de oxidare a clorului ca n, apoi +1 + n + 3 × (–2) = 0, sau +1 + n – 6 = 0, sau n – 5 = 0, deci n = +5. Astfel, starea de oxidare a clorului este +5.
Molecula de K 2 Cr 2 O 7 este neutră din punct de vedere electric. Starea de oxidare a potasiului este +1, starea de oxidare a oxigenului este -2. Să notăm starea de oxidare a cromului ca n, apoi 2 × 1 + 2n + 7 × (–2) = 0, sau +2 + 2n – 14 = 0, sau 2n – 12 = 0, 2n = 12, deci n = +6. Astfel, starea de oxidare a cromului este +6.
Exemplul 3 Să determinăm stările de oxidare ale sulfului în ionul sulfat SO 4 2– . Ionul SO 4 2– are o sarcină de –2. Starea de oxidare a oxigenului este –2. Să notăm starea de oxidare a sulfului ca n, apoi n + 4 × (–2) = –2, sau n – 8 = –2, sau n = –2 – (–8), deci n = +6. Astfel, starea de oxidare a sulfului este +6.
Trebuie amintit că starea de oxidare nu este uneori egală cu valența unui element dat.
De exemplu, stările de oxidare ale atomului de azot din molecula de amoniac NH3 sau din molecula de hidrazină N2H4 sunt -3 și respectiv -2, în timp ce valența azotului în acești compuși este de trei.
Starea de oxidare pozitivă maximă pentru elementele principalelor subgrupe, de regulă, este egală cu numărul grupului (excepții: oxigen, fluor și alte elemente).
Starea maximă de oxidare negativă este 8 - numărul grupului.
Sarcini de instruire
1. În ce compus este starea de oxidare a fosforului +5?
1) HPO 3
2) H3PO3
3) Li 3 P
4) AlP
2. Care compus are starea de oxidare a fosforului -3?
1) HPO 3
2) H3PO3
3) Li3PO4
4) AlP
3. În ce compus este starea de oxidare a azotului egală cu +4?
1) HNO2
2) N2O4
3) N2O
4) HNO3
4. În ce compus numărul de oxidare al azotului este egal cu -2?
1) NH3
2) N2H4
3) N2O5
4) HNO2
5. În ce compus este starea de oxidare a sulfului egală cu +2?
1) Na2S03
2) SO2
3) SCl2
4) H2SO4
6. În ce compus este starea de oxidare a sulfului egală cu +6?
1) Na2S03
2) SO3
3) SCl2
4) H2SO3
7. În substanțele ale căror formule sunt CrBr 2, K 2 Cr 2 O 7, Na 2 CrO 4, respectiv starea de oxidare a cromului este
1) +2, +3, +6
2) +3, +6, +6
3) +2, +6, +5
4) +2, +6, +6
8. Starea minimă de oxidare negativă a unui element chimic este de obicei egală cu
1) numărul perioadei
3) numărul de electroni care lipsesc înainte de finalizarea stratului de electroni exterior
9. Starea de oxidare pozitivă maximă a elementelor chimice situate în principalele subgrupe este de obicei egală cu
1) numărul perioadei
2) număr de serie element chimic
3) numărul grupului
4) numărul total de electroni din element
10. Fosforul prezintă starea de oxidare pozitivă maximă în compus
1) HPO 3
2) H3PO3
3) Na 3 P
4) Ca 3 P 2
11. Fosforul prezintă cea mai scăzută stare de oxidare din compus
1) HPO 3
2) H3PO3
3) Na3PO4
4) Ca 3 P 2
12. Atomii de azot din nitritul de amoniu, care fac parte din cation și, respectiv, anion, prezintă stări de oxidare
1) –3, +3
2) –3, +5
3) +3, –3
4) +3, +5
13. Valența și, respectiv, starea de oxidare a oxigenului în peroxid de hidrogen sunt
1) II, -2
2) II, -1
3) I, +4
4) III, -2
14. Valența și starea de oxidare a sulfului în pirita FeS2 sunt, respectiv,
1) IV, +5
2) II, -1
3) II, +6
4) III, +4
15. Valența și, respectiv, starea de oxidare a atomului de azot din bromura de amoniu sunt
1) IV, -3
2) III, +3
3) IV, -2
4) III, +4
16. Atomul de carbon arată putere negativă oxidare în legătură cu
1) oxigen
2) sodiu
3) fluor
4) clor
17. Un grad constant de oxidare în compușii săi prezintă
1) stronțiu
2) fierul de călcat
3) sulf
4) clor
18. Starea de oxidare +3 în compușii lor poate prezenta
1) clor și fluor
2) fosfor și clor
3) carbon și sulf
4) oxigen și hidrogen
19. Starea de oxidare +4 în compușii lor poate prezenta
1) carbon și hidrogen
2) carbon și fosfor
3) carbon și calciu
4) azot și sulf
20. Starea de oxidare, egală cu numărul de grup, în compușii săi prezintă
1) clor
2) fierul de călcat
3) oxigen
4) fluor
