Kiseonik pokazuje pozitivno stanje oksidacije kada se kombinuje sa čime? Oksidacijski broj Kada atom kisika ima pozitivan oksidacijski broj
Redox procesi imaju veliki značaj za živu i neživu prirodu. Na primjer, proces sagorijevanja se može klasificirati kao proces sagorijevanja uz učešće atmosferskog kisika. U ovoj oksidaciono-redukcionoj reakciji pokazuje svoja nemetalna svojstva.
Također primjeri OVR-a su probavni, respiratorni procesi, fotosinteza.
Klasifikacija
Ovisno o tome postoji li promjena u oksidacijskom stanju elemenata polazne tvari i produkta reakcije, uobičajeno je podijeliti sve kemijske transformacije u dvije grupe:
- redoks;
- bez promene oksidacionog stanja.
Primjeri druge grupe su jonski procesi koji se odvijaju između otopina supstanci.
Reakcije oksidacije-redukcije su procesi koji su povezani s promjenom oksidacijskog stanja atoma koji čine izvorna jedinjenja.
Šta je oksidacioni broj
Ovo je uvjetni naboj koji dobiva atom u molekuli kada se elektronski parovi kemijskih veza pomaknu na elektronegativniji atom.
Na primjer, u molekulu natrijevog fluorida (NaF) fluor pokazuje maksimalnu elektronegativnost, pa je njegovo oksidacijsko stanje negativna vrijednost. Natrijum u ovoj molekuli će biti pozitivan jon. Zbir oksidacijskih stanja u molekulu je nula.
Opcije definicije
Kakav je jon kiseonik? Pozitivna oksidaciona stanja su za njega nekarakteristična, ali to ne znači da ih ovaj element ne ispoljava u određenim hemijskim interakcijama.
Sam koncept oksidacionog stanja je formalne prirode i nije povezan sa efektivnim (stvarnim) nabojem atoma. Pogodan je za upotrebu prilikom klasifikacije hemijskih supstanci, kao i prilikom snimanja tekućih procesa.
Pravila utvrđivanja
Za nemetale se razlikuju najniža i najviša oksidaciona stanja. Ako se za određivanje prvog indikatora od broja grupe oduzme osam, onda se druga vrijednost u osnovi poklapa sa brojem grupe u kojoj se nalazi dati hemijski element. Na primjer, u vezama je obično jednako -2. Takva jedinjenja nazivaju se oksidi. Na primjer, takve tvari uključuju ugljen-dioksid(ugljični dioksid), čija je formula CO2.
Nemetali često pokazuju svoje maksimalno oksidaciono stanje u kiselinama i solima. Na primjer, u perhlornoj kiselini HClO 4 halogen ima valenciju VII (+7).
Peroksidi
Oksidacijsko stanje atoma kisika u spojevima je obično -2, s izuzetkom peroksida. Smatraju se kisikovim spojevima koji sadrže nepotpuno reducirani ion u obliku O 2 2-, O 4 2-, O 2 -.
Jedinjenja peroksida dijele se u dvije grupe: jednostavne i složene. Jednostavni spojevi su oni u kojima je peroksidna grupa povezana s atomom metala ili jonom atomskom ili ionskom kemijskom vezom. Takve tvari formiraju alkalni i zemnoalkalni metali (osim litijuma i berilija). Sa povećanjem elektronegativnosti metala unutar podgrupe, uočava se prijelaz sa jonskog tipa veze na kovalentnu strukturu.
Pored peroksida tipa Me 2 O 2, predstavnici prve grupe (glavne podgrupe) imaju i perokside u obliku Me 2 O 3 i Me 2 O 4.
Ako kisik pokazuje pozitivno stanje oksidacije s fluorom, u kombinaciji s metalima (u peroksidima) ovaj pokazatelj je -1.
Složena perokso jedinjenja su supstance u kojima ova grupa deluje kao ligandi. Slične supstance formiraju elementi treće grupe (glavne podgrupe), kao i naredne grupe.
Klasifikacija složenih perokso grupa
Postoji pet grupa takvih kompleksnih jedinjenja. Prvu čine peroksokiseline, koje imaju opšti oblik [Ep(O 2 2-) x L y ] z-. Peroksidni joni su u ovom slučaju uključeni u kompleksni jon ili djeluju kao monodentatni (E-O-O-), premosni (E-O-O-E) ligand, formirajući multinuklearni kompleks.
Ako kiseonik pokazuje pozitivno oksidaciono stanje sa fluorom, u kombinaciji sa alkalnim i zemnoalkalnim metalima to je tipičan nemetal (-1).
Primjer takve supstance je karo kiselina (peroxomonomer acid) oblika H 2 SO 5. Ligand peroksidna grupa u takvim kompleksima djeluje kao most između atoma nemetala, na primjer, u peroksidisumpornoj kiselini oblika H 2 S 2 O 8 - bijeloj kristalnoj tvari s niskom tačkom taljenja.
Drugu grupu kompleksa stvaraju supstance u kojima je perokso grupa deo kompleksnog jona ili molekula.
Oni su predstavljeni formulom [E n (O 2) x L y ] z.
Preostale tri grupe su peroksidi koji sadrže vodu za kristalizaciju, na primjer, Na 2 O 2 × 8H 2 O, ili kristalizacijski vodikov peroksid.
Kao tipična svojstva svih peroksidnih supstanci ističemo njihovu interakciju sa kiselim rastvorima i oslobađanje aktivnog kiseonika tokom termičke razgradnje.
Hlorati, nitrati, permanganati i perhlorati mogu djelovati kao izvor kisika.
Kiseonik difluorid
Kada kiseonik pokazuje pozitivno oksidaciono stanje? Kada se kombinuje sa elektronegativnijim kiseonikom) OF 2. To je +2. Ovo jedinjenje je prvi nabavio Paul Lebeau početkom dvadesetog stoljeća, a nešto kasnije ga je proučavao Ruff.
Kiseonik pokazuje pozitivno stanje oksidacije kada se kombinuje sa fluorom. Njegova elektronegativnost je 4, tako da se gustina elektrona u molekulu pomera prema atomu fluora.
Svojstva kiseonika fluorida
Ovo jedinjenje je u tečnom agregatnom stanju i može se beskonačno mešati sa tečnim kiseonikom, fluorom i ozonom. Rastvorljivost u hladnoj vodi je minimalna.
Kako se objašnjava pozitivno oksidaciono stanje? Odlična enciklopedija Ulje objašnjava da možete odrediti najviše + (pozitivno) oksidacijsko stanje prema broju grupe u periodnom sistemu. Ova vrijednost je određena najveći broj elektrona, koji mogu potpuna oksidacija dati neutralni atom.
Kiseonik fluorid se dobija alkalnom metodom, koja uključuje propuštanje gasa fluora kroz vodeni rastvor alkalija.
Osim kisikovog fluorida, on također proizvodi ozon i vodikov peroksid.
Alternativna opcija za dobivanje kisikovog fluorida je elektroliza otopine fluorovodonične kiseline. Ovo jedinjenje se takođe delimično formira tokom sagorevanja vode u atmosferi fluora.
Proces se odvija prema radikalni mehanizam. Prvo se iniciraju slobodni radikali, praćeni stvaranjem kisikovog biradikala. U sljedećoj fazi dolazi do dominantnog procesa.
Kiseonik difluorid pokazuje jaka oksidaciona svojstva. Po jačini se može porediti sa slobodnim fluorom, a po mehanizmu oksidativnog procesa - sa ozonom. Reakcija zahtijeva veliku energiju aktivacije, jer prva faza uključuje stvaranje atomskog kisika.
Termička razgradnja ovog oksida, u kojoj kisik karakterizira pozitivno oksidacijsko stanje, je monomolekularna reakcija koja počinje na temperaturama od 200 °C.
Prepoznatljive karakteristike
Kada kisik fluorid dospije u toplu vodu, dolazi do hidrolize čiji će proizvodi biti obični molekularni kisik, kao i fluorovodik.
Proces se značajno ubrzava u alkalnoj sredini. Mešavina vode i para kiseonika difluorida je eksplozivna.
Ovo jedinjenje intenzivno reaguje sa metalnom živom, a na plemenitim metalima (zlato, platina) stvara samo tanak film fluorida. Ovo svojstvo objašnjava mogućnost korištenja ovih metala na uobičajenim temperaturama za kontakt s kisikovim fluoridom.
Ako se temperatura poveća, metali oksidiraju. Najpogodniji metali za rad s ovim spojem fluora su magnezijum i aluminij.
Beznačajno mijenjaju njihov original izgled pod uticajem kiseonika fluorida, nerđajućih čelika i legura bakra.
Visoka energija aktivacije razgradnje ovog jedinjenja kiseonika sa fluorom omogućava mu da se bezbedno meša sa raznim ugljovodonicima i ugljen monoksidom, što objašnjava mogućnost upotrebe kiseonika fluorida kao odličnog oksidatora za raketno gorivo.
Zaključak
Hemičari su proveli niz eksperimenata koji su potvrdili izvodljivost upotrebe ovog spoja u gasnodinamičkim laserskim sistemima.
Uključena su pitanja vezana za određivanje oksidacionih stanja kiseonika i drugih nemetala školski kurs hemija.
Takve vještine su važne jer omogućavaju srednjoškolcima da se nose sa zadacima ponuđenim na testovima Jedinstvenog državnog ispita.
DEFINICIJA
Kiseonik– osmi element periodnog sistema. Nalazi se u drugom periodu VI grupe A podgrupe. Oznaka – O.
Prirodni kiseonik se sastoji od tri stabilna izotopa 16 O (99,76%), 17 O (0,04%) i 18 O (0,2%).
Najstabilnija dvoatomska molekula kiseonika je O2. Paramagnetna je i slabo polarizirana. Tačke topljenja (-218,9 o C) i tačke ključanja (-183 o C) kiseonika su veoma niske. Kiseonik je slabo rastvorljiv u vodi. U normalnim uslovima kiseonik je gas bez boje i mirisa.
Tečni i čvrsti kiseonik privlače magnet jer... njegovi molekuli su paramagnetni. Čvrsti kiseonik je plave boje, a tečni kiseonik je plave boje. Boja je posljedica međusobnog utjecaja molekula.
Kiseonik postoji u obliku dve alotropske modifikacije - kiseonika O 2 i ozona O 3 .
Oksidacijsko stanje kiseonika u jedinjenjima
Kisik formira dvoatomske molekule sastava O 2 zbog uspostavljanja kovalentnih nepolarnih veza, a, kao što je poznato, u jedinjenjima sa nepolarnim vezama oksidaciono stanje elemenata je jednako nula.
Kisik se odlikuje prilično visokom vrijednošću elektronegativnosti, pa najčešće pokazuje negativno oksidacijsko stanje jednako (-2) (Na 2 O -2, K 2 O -2, CuO -2, PbO -2, Al 2 O -2 3, Fe 2 O -2 3, NO -2 2, P 2 O -2 5, CrO -2 3, Mn 2 O -2 7).
U spojevima tipa peroksida kisik pokazuje oksidacijsko stanje (-1) (H 2 O -1 2).
U jedinjenju OF 2, kiseonik pokazuje pozitivno oksidaciono stanje jednako (+2) , budući da je fluor najelektronegativniji element i njegovo oksidaciono stanje je uvijek jednako (-1).
Kao derivat u kojem kisik pokazuje oksidacijsko stanje (+4) , možemo razmotriti alotropsku modifikaciju kiseonika - ozona O 3 (O +4 O 2).
Primjeri rješavanja problema
PRIMJER 1
(ponavljanje)
II. Oksidacijsko stanje (novi materijal)
Oksidacijsko stanje- ovo je uslovni naboj koji atom prima kao rezultat potpune donacije (prihvatanja) elektrona, na osnovu uslova da su sve veze u spoju jonske.
Razmotrimo strukturu atoma fluora i natrijuma:
Ž +9)2)7
Na +11)2)8)1
- Šta se može reći o potpunosti spoljašnjeg nivoa atoma fluora i natrijuma?
- Koji atom je lakše prihvatiti, a koji je lakše odati valentne elektrone da bi se kompletirao vanjski nivo?
Imaju li oba atoma nepotpuni vanjski nivo?
Lakše je atomu natrijuma da odustane od elektrona, a atomu fluora da prihvati elektrone prije nego što završi vanjski nivo.
F 0 + 1ē → F -1 (neutralni atom prihvata jedan negativni elektron i dobija oksidaciono stanje „-1“, pretvarajući se u negativno nabijeni ion - anion )
Na 0 – 1ē → Na +1 (neutralni atom odustaje od jednog negativnog elektrona i dobija oksidaciono stanje „+1“, pretvarajući se u pozitivno nabijeni jon - kation )
Kako odrediti oksidacijsko stanje atoma u PSHE D.I. Mendeljejev?
Pravila utvrđivanja oksidacijsko stanje atoma u PSHE D.I. Mendeljejev:
1. Vodonik obično pokazuje oksidacijski broj (CO) +1 (izuzetak, spojevi s metalima (hidridi) - u vodiku, CO je jednak (-1) Me + n H n -1)
2. Kiseonik obično pokazuje SO -2 (izuzeci: O +2 F 2, H 2 O 2 -1 - vodikov peroksid)
3. Metali samo show + n pozitivan CO
4. Fluor uvijek pokazuje CO jednako -1 (Ž -1)
5. Za elemente glavne podgrupe:
Više CO (+) = broj grupe N grupe
Najniže CO (-) = N grupe – 8
Pravila za određivanje oksidacionog stanja atoma u spoju:
I. Oksidacijsko stanje slobodni atomi i atoma u molekulima jednostavne supstance jednak nula - Na 0 , P 4 0 , O 2 0
II. IN kompleksna supstanca algebarski zbir CO svih atoma, uzimajući u obzir njihove indekse, jednak je nuli = 0 , i u kompleksni jon njegov naboj.
Na primjer, H +1 N +5 O 3 -2 : (+1)*1+(+5)*1+(-2)*3 = 0
2- : (+6)*1+(-2)*4 = -2
Vježba 1 – odrediti oksidaciona stanja svih atoma u formuli sumporne kiseline H 2 SO 4?
1. Stavimo poznata oksidaciona stanja vodonika i kiseonika, a uzmimo CO sumpora kao "x"
H +1 S x O 4 -2
(+1)*1+(x)*1+(-2)*4=0
X = 6 ili (+6), dakle, sumpor ima C O +6, tj. S+6
Zadatak 2 – odrediti oksidaciona stanja svih atoma u formuli fosforne kiseline H 3 PO 4?
1. Stavimo poznata oksidaciona stanja vodonika i kiseonika, i uzmimo CO fosfora kao "x"
H 3 +1 P x O 4 -2
2. Sastavimo i riješimo jednačinu prema pravilu (II):
(+1)*3+(x)*1+(-2)*4=0
X = 5 ili (+5), dakle, fosfor ima C O +5, tj. P+5
Zadatak 3 – odrediti oksidaciona stanja svih atoma u formuli amonijum jona (NH 4) +?
1. Stavimo poznato oksidaciono stanje vodonika, a uzmimo CO2 dušika kao "x"
Hemijski element u jedinjenju, izračunat iz pretpostavke da su sve veze jonske.
Oksidacijska stanja mogu imati pozitivnu, negativnu ili nultu vrijednost, stoga je algebarski zbir oksidacijskih stanja elemenata u molekuli, uzimajući u obzir broj njihovih atoma, jednak 0, au jonu - naboj jona .
1. Oksidacijska stanja metala u jedinjenjima su uvijek pozitivna.
2. Najviše oksidaciono stanje odgovara broju grupe periodnog sistema u kojoj se element nalazi (izuzeci su: Au +3(I grupa), Cu +2(II), iz grupe VIII oksidaciono stanje +8 može se naći samo u osmijumu Os i rutenijum Ru.
3. Stanja oksidacije nemetala zavise od toga s kojim atomom su povezani:
- ako je s atomom metala, tada je oksidacijsko stanje negativno;
- ako s atomom nemetala, tada oksidacijsko stanje može biti pozitivno ili negativno. Zavisi od elektronegativnosti atoma elemenata.
4. Najveće negativno oksidaciono stanje nemetala može se odrediti tako što se od 8 oduzme broj grupe u kojoj se element nalazi, tj. najviše pozitivno oksidaciono stanje je jednako broju elektrona u vanjskom sloju, što odgovara broju grupe.
5. Stanja oksidacije jednostavnih supstanci su 0, bez obzira da li se radi o metalu ili nemetalu.
Elementi sa konstantnim oksidacionim stanjima.
|
Element |
Karakteristično oksidaciono stanje |
Izuzeci |
|
Metalni hidridi: LIH -1 |
||
|
Oksidacijsko stanje naziva se uslovni naboj čestice pod pretpostavkom da je veza potpuno prekinuta (ima jonski karakter). H- Cl = H + + Cl - , Veza u hlorovodoničkoj kiselini je polarna kovalentna. Elektronski par je više pomaknut prema atomu Cl - , jer to je više elektronegativni element. Kako odrediti oksidacijsko stanje?Elektronegativnost je sposobnost atoma da privlače elektrone iz drugih elemenata. Oksidacijski broj je naveden iznad elementa: Br 2 0 , Na 0 , O +2 F 2 -1 ,K + Cl - itd. Može biti negativan i pozitivan. Oksidacijsko stanje jednostavne supstance (nevezano, slobodno stanje) je nula. Oksidacijsko stanje kisika za većinu spojeva je -2 (izuzetak su peroksidi H 2 O 2, gdje je jednako -1 i jedinjenja sa fluorom - O +2 F 2 -1 , O 2 +1 F 2 -1 ). - Oksidacijsko stanje jednostavnog monoatomskog jona jednak je njegovom naboju: N / A + , Ca +2 . Vodik u svojim jedinjenjima ima oksidacijsko stanje +1 (izuzeci su hidridi - N / A + H - i tip veze C +4 H 4 -1 ). U vezama metal-nemetal, negativno oksidaciono stanje je onaj atom koji ima veću elektronegativnost (podaci o elektronegativnosti dati su u Paulingovoj skali): H + F - , Cu + Br - , Ca +2 (NO 3 ) - itd. Pravila za određivanje stepena oksidacije u hemijskim jedinjenjima.Uzmimo vezu KMnO 4 , potrebno je odrediti oksidacijsko stanje atoma mangana. Obrazloženje:
K+Mn X O 4 -2 Neka X- nama nepoznato oksidaciono stanje mangana. Broj atoma kalija je 1, mangana - 1, kiseonika - 4. Dokazano je da je molekul kao cjelina električno neutralan, pa njegov ukupni naboj mora biti nula. 1*(+1) + 1*(X) + 4(-2) = 0, X = +7, To znači da je oksidaciono stanje mangana u kalijum permanganatu = +7. Uzmimo još jedan primjer oksida Fe2O3. Potrebno je odrediti oksidacijsko stanje atoma željeza. Obrazloženje:
2*(X) + 3*(-2) = 0, Zaključak: oksidacijsko stanje željeza u ovom oksidu je +3. Primjeri. Odredite oksidaciona stanja svih atoma u molekuli. 1. K2Cr2O7. Oksidacijsko stanje K +1, kiseonik O -2. Zadati indeksi: O=(-2)×7=(-14), K=(+1)×2=(+2). Jer algebarski zbir oksidacijskih stanja elemenata u molekuli, uzimajući u obzir broj njihovih atoma, jednak je 0, tada je broj pozitivnih oksidacijskih stanja jednak broju negativnih. Stanja oksidacije K+O=(-14)+(+2)=(-12). Iz ovoga proizilazi da atom hroma ima 12 pozitivnih moći, ali u molekulu postoje 2 atoma, što znači da ima (+12) po atomu: 2 = (+6). odgovor: K 2 + Cr 2 +6 O 7 -2. 2.(AsO 4) 3- . IN u ovom slučaju zbir oksidacionih stanja više neće biti jednak nuli, već naboju jona, tj. - 3. Napravimo jednačinu: x+4×(- 2)= - 3 . odgovor: (Kao +5 O 4 -2) 3- . |
STEPEN OKSIDACIJE je naboj koji bi atom u molekuli ili jonu imao da su sve njegove veze s drugim atomima prekinute i da zajednički parovi elektrona idu s više elektronegativnih elemenata.
U kojem od spojeva kisik pokazuje pozitivno oksidacijsko stanje: H2O; H2O2; CO2; OF2?
OF2. U ovom spoju kisik ima oksidacijsko stanje +2
Koja od supstanci je samo redukciono sredstvo: Fe; SO3; Cl2; HNO3?
sumpor oksid (IV) - SO 2
Koji element je u III periodu periodnog sistema D.I. Mendeljejev je, u slobodnom stanju, najjači oksidant: Na; Al; S; Sl2?
Cl hlor
V-dio
Kojim klasama neorganskih jedinjenja pripadaju sledeće supstance: HF, PbO2, Hg2SO4, Ni(OH)2, FeS, Na2CO3?
Kompleksne supstance. Oksidi
Napravite formule za: a) kisele kalijeve soli fosforne kiseline; b) bazična cinkova so ugljene kiseline H2CO3.
Koje supstance se dobijaju interakcijom: a) kiselina sa solima; b) kiseline sa bazama; c) so sa solju; d) baze sa solju? Navedite primjere reakcija.
A) metalni oksidi, metalne soli.
C) soli (samo u rastvoru)
D) nastaju nova so, nerastvorljiva baza i vodonik
Sa kojom će od sljedećih supstanci reagirati hlorovodonična kiselina: N2O5, Zn(OH)2, CaO, AgNO3, H3PO4, H2SO4? Zapišite jednadžbe za moguće reakcije.
Zn(OH)2 + 2 HCl = ZnCl + H2O
CaO + 2 HCl = CaCl2 + H2O
Navedite koja je vrsta oksida bakar oksid i dokažite to pomoću kemijskih reakcija.
Metalni oksid.
Bakar (II) oksid CuO – crni kristali, kristališe u monoklinskom sistemu, gustina 6,51 g/cm3, tačka topljenja 1447°C (pod pritiskom kiseonika). Kada se zagrije na 1100°C, razlaže se u bakar (I) oksid:
4CuO = 2Cu2O + O2.
Ne otapa se u vodi i ne reaguje sa njom. Ima slabo izražena amfoterna svojstva sa prevlašću osnovnih.
U vodenim rastvorima amonijaka formira tetraamin bakar (II) hidroksid:
CuO + 4NH3 + H2O = (OH)2.
Lako reaguje sa razrijeđenim kiselinama i stvara sol i vodu:
CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O.
Kada se spoji sa alkalijama formira kuprate:
CuO + 2KOH = K2CuO2 + H2O.
Redukovano vodonikom, ugljičnim monoksidom i aktivnim metalima u metalni bakar:
CuO + H2 = Cu + H2O;
CuO + CO = Cu + CO2;
CuO + Mg = Cu + MgO.
Dobija se kalcinacijom bakar (II) hidroksida na 200°C:
Cu(OH)2 = CuO + H2O Priprema bakar (II) oksida i hidroksida
ili tokom oksidacije metala bakra na vazduhu na 400-500°C:
2Cu + O2 = 2CuO.
6. Dopuni jednadžbe reakcije:
Mg(OH)2 + H2SO4 = MgSO4+2H2O
Mg(OH)2^- +2H^+ + SO4^2-=Mg^2+ + SO4^2- +2H2O
Mg(OH)2^- +2H^+ = Mg^2+ +2H2O^-
NaOH + H3PO4 = NaH2PO4+H2O FE=1
H3PO4+2NaOH=Na2HPO4+2H2O FE =1/2
H3PO4+3NaOH=Na3PO4+3H2O FE =1/3
u prvom slučaju 1 mol fosforne kiseline, hm... ekvivalentno 1 protonu... to znači da je faktor ekvivalencije 1
procentualna koncentracija - masa tvari u gramima sadržana u 100 grama otopine. Ako 100 g otopine sadrži 5 g soli, koliko je potrebno za 500 g?
titar - masa tvari u gramima sadržana u 1 ml otopine. 0,3 g je dovoljno za 300 ml.
Ca(OH)2 + H2CO3 = CaO + H2O 2/ karakteristična reakcija- reakcija neutralizacije Ca/OH/2 + H2CO3 = CaCO3 + H2O 3/ reakcija sa kiselim oksidima Ca/OH/2 + CO2 = CaCO3 + H2O 4/ sa kiselim solima Ca/OH/2 + 2KHCO3 = K2CO3 + CaCO3 + 2H2O 5 / alkalije ulaze u reakciju izmjene sa solima. ako se formira talog 2NaOH + CuCl2 = 2NaCl + Cu/OH/2 /talog/ 6/ rastvori alkalija reaguju sa nemetalima, kao i sa aluminijumom ili cinkom. OVR.
Navedite tri načina dobivanja soli. Potvrdite svoj odgovor jednadžbama reakcija
A) Reakcija neutralizacije.. Nakon isparavanja vode dobija se kristalna so. Na primjer:
B) Reakcija baza sa kiselim oksidima(vidi paragraf 8.2). Ovo je također varijanta reakcije neutralizacije:
IN) Reakcija kiselina sa solima. Ova metoda je prikladna, na primjer, ako se formira nerastvorljiva sol i istaloži:
Koje od sljedećih tvari mogu međusobno reagirati: NaOH, H3PO4, Al(OH)3, SO3, H2O, CaO? Potvrdite svoj odgovor jednadžbama reakcija
2 NaOH + H3PO4 = Na2HPO4 + 2H2O
CaO + H2O = Ca(OH)2
Al(OH)3 + NaOH = Na(Al(OH)4) ili NaAlO2 + H2O
SO3 + H2O = H2SO4
VI-dio
Jezgra atoma (protoni, neutroni).
Atom je najmanja čestica hemijskog elementa koja sve zadržava Hemijska svojstva. Atom se sastoji od jezgra, koje ima pozitivan električni naboj, i negativno nabijenih elektrona. Naboj jezgra bilo kojeg hemijskog elementa jednak je umnošku Z i e, gdje je Z redni broj ovog elementa u periodni sistem hemijskih elemenata, e je vrijednost elementarnog električnog naboja.
Protoni- stabilne elementarne čestice koje imaju jedan pozitivan električni naboj i masu 1836 puta veću od mase elektrona. Proton je jezgro atoma najlakšeg elementa, vodonika. Broj protona u jezgru je Z. Neutron- neutralan (bez električnog naboja) elementarna čestica sa masom vrlo bliskom masi protona. Budući da se masa jezgra sastoji od mase protona i neutrona, broj neutrona u jezgru atoma jednak je A - Z, gdje je A maseni broj datog izotopa (vidi Periodnu tablicu kemijskih elemenata) . Proton i neutron koji čine jezgro nazivaju se nukleoni. U jezgri, nukleoni su povezani posebnim nuklearnim silama.
Elektroni
Elektron- najmanja čestica tvari s negativnim električnim nabojem e=1,6·10 -19 kulona, uzeta kao elementarni električni naboj. Elektroni, koji rotiraju oko jezgra, nalaze se u elektronskim omotačima K, L, M, itd. K je ljuska najbliža jezgru. Veličina atoma određena je veličinom njegove elektronske ljuske.
Izotopi
Izotop je atom istog hemijskog elementa, čije jezgro ima isti broj protona (pozitivno nabijenih čestica), ali različite količine neutrona, a sam element ima isti atomski broj kao i glavni element. Zbog toga izotopi imaju različite atomske mase.
Kada se formiraju veze sa manje elektronegativnih atoma (za fluor su to svi elementi, za hlor - sve osim fluora i kiseonika), valencija svih halogena je jednaka. Oksidacijsko stanje je -1, a naboj jona je 1-. Pozitivna oksidaciona stanja nisu moguća za fluor. Hlor pokazuje različita pozitivna oksidaciona stanja do +7 (broj grupe). Primjeri povezivanja dati su u odjeljku Referenca.
U većini jedinjenja, hlor, kao jako elektronegativan element (EO = 3,0), pojavljuje se u negativnom oksidacionom stanju od -1. U spojevima s više elektronegativnog fluora, kisika i dušika, pokazuje pozitivna oksidacijska stanja. Posebno su raznolika jedinjenja hlora i kiseonika, u kojima su oksidaciona stanja hlora +1, -f3, +5 i +7, kao i +4 i Ch-6.
U poređenju sa hlorom, fluor F je mnogo aktivniji. Reaguje sa skoro svima hemijski elementi, sa alkalnim i zemnoalkalnim metalima čak i na hladnoći. Neki metali (Mg, Al, Zn, Fe, Cu, Ni) su otporni na fluor na hladnoći zbog stvaranja fluoridnog filma. Fluor je najjači oksidant od svih poznatih elemenata. To je jedini halogen koji nije u stanju da ispoljava pozitivna oksidaciona stanja. Kada se zagrije, fluor reagira sa svim metalima, uključujući zlato i platinu. Sa kiseonikom stvara niz jedinjenja, koja su jedina jedinjenja u kojima je kiseonik elektropozitivan (na primer, kiseonik difluorid OFa). Za razliku od oksida, ova jedinjenja se nazivaju fluoridi kiseonika.
Elementi podgrupe kiseonika značajno se razlikuju po svojstvima od kiseonika. Njihova glavna razlika je njihova sposobnost da ispoljavaju pozitivna oksidaciona stanja, do
Najuočljivije razlike između halogena su u spojevima u kojima pokazuju pozitivna oksidaciona stanja. To su uglavnom halogena jedinjenja sa najviše elektronegativnih elemenata - fluorom i kiseonikom, koji
Atom kiseonika ima elektronsku konfiguraciju [He]25 2p. Budući da je ovaj element po svojoj elektronegativnosti drugi nakon fluora, gotovo uvijek ima negativno oksidacijsko stanje u svojim spojevima. Jedina jedinjenja u kojima kiseonik ima pozitivno oksidaciono stanje su jedinjenja koja sadrže fluor Op2 i O P.
Godine 1927. posredno je dobiveno kisikovo jedinjenje fluora, u kojem kisik ima pozitivno oksidacijsko stanje od dva
Budući da atomi dušika u amonijaku privlače elektrone jače nego u elementarnom dušiku, kaže se da imaju negativno oksidacijsko stanje. U dušikovom dioksidu, gdje su atomi dušika slabiji u privlačenju elektrona nego u elementarnom dušiku, ima pozitivno oksidacijsko stanje. U elementarnom dušiku ili elementarnom kisiku, svaki atom ima oksidacijsko stanje nula. (Nulto oksidaciono stanje se dodeljuje svim elementima u nevezanom stanju.) Oksidaciono stanje je koristan koncept za razumevanje redoks reakcija.
Klor formira čitav niz oksianiona, Cl, Cl, Cl i Cl, u kojima pokazuje niz pozitivnih oksidacionih stanja. Hloridni jon, C1, ima elektronsku strukturu plemenitog gasa Ar sa četiri para valentnih elektrona. Gornja četiri hlor oksianiona mogu se smatrati produktima reakcije hloridnog jona, CG, kao Luisove baze sa jednim, dva, tri ili četiri atoma kiseonika, od kojih svaki ima svojstva akceptora elektrona, tj. Lewis acid
Hemijska svojstva sumpora, selena i telura razlikuju se na mnogo načina od svojstava kiseonika. Jedna od najvažnijih razlika je postojanje pozitivnih oksidacionih stanja u ovim elementima do -1-6, koja se nalaze npr.
Elektronska konfiguracija ns np omogućava elementima ove grupe da ispolje oksidaciona stanja -I, +11, +IV i +VI. Kako nedostaju samo dva elektrona prije formiranja konfiguracije inertnog plina, oksidacijsko stanje -II se javlja vrlo lako. Ovo posebno važi za lake elemente grupe.
Zaista, kisik se razlikuje od svih elemenata grupe po lakoći s kojom njegov atom dobiva dva elektrona, formirajući dvostruko nabijeni negativni ion. Sa izuzetkom neobičnih negativnih oksidacionih stanja kiseonika u peroksidima (-1), superoksidima (-Va) i ozonidima (7h), jedinjenja u kojima postoje veze kiseonik - kiseonik, kao i stanja + 1 i - + II u O. Fa i OR3 kiseonik u svim jedinjenjima ima oksidaciono stanje -I. Za preostale elemente grupe, negativno oksidaciono stanje postupno postaje manje stabilno, a pozitivno postaje stabilnije. U teški elementi prevladavaju niža pozitivna oksidaciona stanja.
U skladu sa prirodom elementa u pozitivnom oksidacionom stanju, priroda oksida u periodima i grupama periodnog sistema se prirodno menja. U periodima se negativni efektivni naboj na atomima kiseonika smanjuje i dolazi do postepenog prelaska od bazičnih preko amfoternih oksida u kisele, npr.
Nal, Mg b, AIF3, ZrBf4. Prilikom određivanja oksidacijskog stanja elemenata u jedinjenjima s polarnim kovalentnim vezama upoređuju se vrijednosti njihove elektronegativnosti (vidi 1.6) Budući da se tokom formiranja hemijska veza elektroni se premještaju na atome više elektronegativnih elemenata, tada potonji imaju negativno oksidacijsko stanje u jedinjenjima fluora, koje karakterizira najveća vrijednost elektronegativnost, u jedinjenjima uvijek ima konstantno negativno oksidacijsko stanje -1.
Kisik, koji također ima visoku vrijednost elektronegativnosti, karakterizira negativno oksidacijsko stanje, obično -2, u peroksidima -1. Izuzetak je spoj OF2, u kojem je oksidacijsko stanje kisika 4-2. Alkalni i zemnoalkalni elementi, koji se odlikuju relativno niskom vrijednošću elektronegativnosti, uvijek imaju pozitivno oksidacijsko stanje jednako +1 i +2, respektivno. Na primjer, vodonik pokazuje konstantno oksidacijsko stanje (+1) u većini jedinjenja
Što se tiče elektronegativnosti, kisik je drugi nakon fluora. Jedinjenja kiseonika sa fluorom su jedinstvena, jer samo u tim jedinjenjima kiseonik ima pozitivno oksidaciono stanje.
Derivati pozitivnog oksidacionog stanja kiseonika su najjači energetski intenzivni oksidanti, sposobni da oslobode uskladištenu energiju u njima. hemijsku energiju pod određenim uslovima. Mogu se koristiti kao efikasni oksidanti za raketno gorivo.
A spadaju u nemetale, ovo stanje je za njih najčešće. Međutim, elementi grupe 6A, s izuzetkom kisika, često se nalaze u stanjima s pozitivnim oksidacijskim stanjem do +6, što odgovara dijeljenju svih šest valentnih elektrona s atomima više elektronegativnih elemenata.
Svi elementi ove podgrupe, osim polonija, su nemetali. U svojim spojevima pokazuju negativna i pozitivna oksidaciona stanja. U spojevima s metalima i vodonikom, njihovo oksidacijsko stanje je obično -2. U spojevima s nemetalima, na primjer kisikom, može imati vrijednost od +4 ili -)-6. Izuzetak je sam kiseonik. Po elektronegativnosti je drugi nakon fluora, stoga je samo u kombinaciji s ovim elementom (ORg) njegovo oksidacijsko stanje pozitivno (-1-2). U spojevima sa svim ostalim elementima, oksidacijsko stanje kisika je negativno i obično je jednako -2. U vodikovom peroksidu i njegovim derivatima jednak je -1.
Dušik je inferioran u elektronegativnosti samo od kiseonika i fluora. Stoga pokazuje pozitivna oksidaciona stanja samo u spojevima sa ova dva elementa. U oksidima i oksianionima oksidacijsko stanje dušika poprima vrijednosti od +1 do -b5.
U spojevima sa više elektronegativnih elemenata, p-elementi grupe VI imaju pozitivno oksidaciono stanje. Za njih (osim za kisik) najkarakterističnija oksidacijska stanja su -2, +4, -4-6, što odgovara postupnom povećanju broja nesparenih elektrona pri pobuđivanju atoma elementa.
Posebno su poznati kompleksni anjoni sa ligandima kiseonika – okso kompleksi. Nastaju od atoma pretežno nemetalnih elemenata u pozitivnim oksidacijskim stanjima (metalni - samo u visokim oksidacijskim stanjima). Okso kompleksi se dobijaju interakcijom kovalentnih oksida odgovarajućih elemenata sa negativno polarizovanim atomom kiseonika bazičnih oksida ili vode, npr.
Oksidi i hidroksidi. Oksidi i hidroksidi p-elemenata mogu se smatrati jedinjenjima s najvišim pozitivnim oksidacijskim stanjem, p-elementi s kisikom
O, ClCl, ClO), u kojima hlor pokazuje pozitivno oksidaciono stanje. Dušik se na visokim temperaturama direktno kombinuje sa kiseonikom i stoga pokazuje redukciona svojstva
U spojevima s kisikom, elementi mogu pokazati više pozitivno oksidacijsko stanje jednako broju grupe. Oksidi elemenata, u zavisnosti od njihovog položaja u periodnom sistemu i stepena oksidacije elementa, mogu pokazivati bazična ili kisela svojstva.
Osim toga, ovi elementi mogu pokazati pozitivna oksidaciona stanja do +6, sa izuzetkom kisika (samo do +2). Elementi podgrupe kiseonika su nemetali.
Najčešći oksidanti uključuju halogene, kiseonik i oksianione kao što su MPO4, Cr3O i NO, u kojima centralni atom ima visoko pozitivno oksidaciono stanje. Ponekad se koristi kao oksidant
Jedinjenja Org i Org su jaka oksidaciona sredstva, budući da je kiseonik u njima u pozitivnom oksidacionom stanju - -1 i +2, pa će zbog toga, imajući veliku zalihu energije (visok elektronski afinitet), snažno privući elektrone zbog želja kiseonika da pređe u najstabilnija stanja za njega.
Jonizirani atomi nemetala u pozitivnom oksidacijskom stanju i metalni ioni u visok stepen oksidacijom kiseonikom nastaju neutralni molekuli oksida CO, CO2, N0, N02, ZOg, 5102, Sn02, MnO i kompleksnih jona koji sadrže kiseonik N0, P04, ZO, Cr0, MnOg itd.
Najviši električni nivo atoma ovih elemenata odgovara formuli pa Kisik je drugi najelektronegativniji element (posle najnegativnijeg fluora), može se pripisati stabilnom oksidacionom stanju u jedinjenjima jednakim (-A) u kiseonikovim fluoridima njegovo oksidaciono stanje je pozitivno. Preostali elementi VIA grupe pokazuju oksidaciona stanja (-I), (+ IV) i (CH VI) u svojim jedinjenjima, a oksidaciono stanje je stabilno za sumpor (+ VI), a za preostale elemente (4-IV) ). Po elektronegativnosti
Kada O2 stupi u interakciju s najjačim oksidacijskim sredstvom P1Pb, nastaje supstanca 02[P1Pb], u kojoj je molekularni ion O2 kation. Jedinjenja u kojima kiseonik ima pozitivno oksidaciono stanje su najjači energetski intenzivni oksidanti, sposobni da pod određenim uslovima oslobađaju uskladištenu hemijsku energiju. Mogu se koristiti kao efikasni oksidanti za raketno gorivo.
Međutim, njihova sposobnost da dodaju elektrone je mnogo manje izražena nego kod odgovarajućih elemenata grupa VI i VII. Sa kiseonikom formiraju okside tipa RjOj, pokazujući najviše pozitivno oksidaciono stanje +5.
Brom i jod pokazuju pozitivna oksidaciona stanja u svojim jedinjenjima sa kiseonikom i sa više elektronegativnih halogena. Kiseline koje sadrže kiseonik (i njihove soli) ovih elemenata su dobro proučavane, kao što su HOI (bromirane, soli - hipobromiti) i HOI (bromirane, soli - hipojoditi) NVgOz (bromirane, soli - bromati) i NUz (jodirane, soli - jodati), kao i NbYub (orto-jod, soli - orto-periodati).
