Н.П.Танцура

Периодическая система: некоторые теоретические сведения

Главными характеристиками вещества являются его кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства. Именно они определяют, с какими веществами в окружающей среде, химической или биохимической системе, технологической установке будет реагировать рассматриваемое вещество. В пособии уделено большое внимание рассмотрению кислотно-основных свойств веществ и закономерностям их изменения в периодической системе.

В периодической системы (ПС) можно выделить два полюса свойств элементов: металлические и неметаллические. К металлам относят элементы, атомы которых могут только отдавать электроны в химических процессах. При этом степень окисления металлов в образующихся соединениях положительна (+). Неметаллы - это вещества, атомы которых способны как присоединять, так и отдавать электроны, поэтому степени окисления у них могут быть положительными и отрицательными по знаку.

В восьми групповой периодической системе типичные металлы находятся в ее левой части, а неметаллы - в правой верхней части. При этом нарастание металлических свойств по главным подгруппам усиливается сверху вниз, так что самые активные металлы находятся в левом нижнем углу ПС(цезий,франций), а самые типичные неметаллы- в правом верхнем углу ПС (самый активный из них фтор – в переводе с греческого «разрушающий», атом этого элемента может только принимать электрон). Перечислим типичные неметаллы: H , B , C , N , O , F , Si , P , S , Cl , Br , I .

Большинство элементов в ПС (начиная главным образом с IV группы) имеет несколько степеней окисления в соединениях, правила определения максимальных и минимальных значений степеней окисления приведены ниже. Ограниченное количество элементов имеют одну степень окисления в соединениях, наиболее распространенные из них следующие: щелочные металлы и Ag- +1; Be, Mg, Ca, Ba, Sr, Zn, Cd, Hg- +2, Al, Ga - +3

Зная положение элементов IV – VIII групп в ПС, можно указать некоторые степени окисления, которые они могут проявлять в соединениях:

максимальная степень окисления любого элемента (+) =№ группы (у некоторых элементов, например, Fe, Co, Ni , соединения с такими степенями окисления не существуют). Укажем для примера максимальные степени окисления некоторых элементов: N (азот) – V группа (+5); Сr(хром) – VI группа (+6); Cl и Mn –VII группа (+7). Формулы соответствующих оксидов: N 2 O 5 , CrO 3 , Cl 2 O 7 , Mn 2 O 7 .

Минимальная степень окисления для металлов и неметаллов определяется следующим образом:

минимальная степень окисления металла (+) = +1, +2 (IV - VIII группа).

минимальная степень окисления неметалла (-) = № группы-8 (все неметаллы – р-элементы и разность представляет собой число электронов, необходимое для завершения внешнего энергетического уровня атома неметалла). Например, у таких металлов, как хром Cr (VI группа) и Mn (VII группа) минимальные степени окисления составляют +2 и им соответствуют оксиды CrO (неустойчив) и МnO. У неметаллов V группы (N и Р) минимальная степень окисления составляет « -3» (NH 3 , РН 3). Неметаллы VII группы, например хлор Cl, имеет наименьшую степень окисления равную -1 (HCl).

Контрольное задание 1:

Укажите максимальную и минимальную степень окисления для следующих элементов: S, W, P, Pb. Запишите формулы соответствующих оксидов.

Укажите атомы неметаллов в периодической системе.

Определите степени окисления элементов в следующих соединениях:

Сr 2 O 3 , NO 2 , Bi 2 O 5 , K 2 O, Fe 2 O 3 .

Номенклатура неорганических соединений

Международный союз по теоретической и прикладной химии сформулировал общие правила для формирования названий химических соединений – так называемая систематическая международная номенклатура. Она является наиболее строгой, достаточно простой и универсальной; название неорганических соединений строится по следующим правилам:

Если соединение состоит только из двух элементов, то первый называют по - русски (на национальном языке страны), указывая приставками (ди, три, тетра и т.д.) число его атомов. Второй элемент называют по латыни с суффиксом -ид (и соответствующими количественными приставками): например: NaCl - натрий хлорид, BaO - барий оксид, BN –бор нитрид, GaAs – галлий арсенид, N 2 O –диазот оксид, СеO 2 - церий диоксид, S 2 O 3 -дисера триоксид. Аналогично называют гидроксиды металлов: Сa(OH) 2 –кальций дигидроксид (ион ОН - называют в неорганической химии гидроксид-ионом).

Если соединение состоит из трех и более элементов (например, кислородные кислоты, некоторые соли), то кислотный остаток называют справа налево, указывая количество атомов кислорода – оксо, диоксо, триоксо и т.д., а затем по латыни элемент с суффиксом -ат (в скобках записывают римскими цифрами его степень окисления (при условии, элемент имеет несколько значений степеней окисления в соединениях), например:

SiO 3 2- - триоксосиликат ион (метасиликат-ион – полусистематическая номенклатура,

использование которой допустимо);

Na 2 SiO 3 - динатрий триоксосиликат или динатрий метасиликат;

PO 4 3- -тетраоксофосфат(V) или ортофосфат- ион;

АLPO 4 –алюминий тетраоксофосфат(V) , или алюминий ортофосфат;

СО 3 2- - триоксокарбонат-ион (карбонат- ион);

СaCO 3 кальций триоксокарбонат, кальций карбонат;

РО 3 - –триоксофосфат (V) - ион или метафосфосфат- ион;

Zn(PO 3) 2 – цинк триоксофосфат(V) или цинк метафосфат.

В настоящее время в России наиболее широко распространена полусистематическая номенклатура (сведения о систематической общепринятой в мире номенклатуре в школьную программу до сих пор не входят). В технической, особенно старой литературе, часто встречается русская номенклатура, которая уже отменена, кроме того, некоторые соединения имеют тривиальные названия. В качестве примера ниже приведена таблица с названиями различных неорганических соединений.

Абитуриентам, поступившим в высшие учебные заведения необходимо так же знать групповые названия элементов:

щелочные металлы (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr); щелочно-земельные металлы (Ca, Sr, Ba, Ra); переходные элементы 3d- ряда (3d-элементы)- Sc……Zn; лантаноиды (редкоземельные элементы) – Сe ……Lu; актиноиды (трансурановые элементы) – Th………Lr ; платиноиды (элементы группы платины)- Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt; халькогены – O, S, Se, Te; галогены – F, Cl, Br, I, At

Химическая номенклатура

соединения систематическая полусисте- русская тривиальная матическая

НСl водород хлорид хлорид водорода хлористый соляная кислота

водород (водный раствор)

Н 2 SO 4 диводород серная кислота - -

тетраоксосульфат(VI) кислота

HNO 3 водород азотная - -

триоксонитрат (V) кислота

NaOH натрий гидроксид гидроокись едкий

гидроксид натрия натрия натр

Ca(OH) 2 кальций гидроксид гидроокись известковая

дигидроксид кальция кальция вода

NaHS натрий гидросульфид кислый -

водородсульфид натрия сернистый натрий

ZnOHCl цинк хлорид основной -

гидроксид гидроксоцинка хлористый цинк -

CaHPO 4 кальций водород гидрофосфат кислый -

тетраоксофосфат(V) кальция двузамещенный

ортофосфорнокислый кальций

PH 3 фосфор гидрид - фосфин

тригидрид фосфора(III)

АlOHSO 3 алюминий сульфит основной -

гидроксид гидроксоалюминия двузамещенный

триоксосульфат(IV) сернистокислый

алюминий

Классификация неорганических соединений

Все неорганические соединения могут быть разделены на четыре основных класса: оксиды, гидроксиды, бескислородные кислоты и соли. Общая схема такой классификации представлена на рис 1. Эта классификация не является полной, так как в нее не входят различные менее часто встречающиеся бинарные (состоящие из двух элементов) соединения

(например, аммиак-NH 3 , сероуглерод –CS 2 и пр.) за исключением широко распространенного класса бинарных соединений- оксидов.

Оксиды + n -2

Соединения элементов с кислородом вида Э 2 О n называются оксидами (степень окисления атома О в оксидах равна «-2»). Систематическая номенклатура оксидов: на первом месте указывают название элемента в именительном падеже с соответствующими греческими количественными приставками, далее - слово «оксид» также с соответствующими количественными приставками, например:SiO 2 - кремний диоксид,Fe 2 O 3 - дижелезо триоксид,P 2 O 5 - дифосфор пентоксид. Полусистематическая номенклатура: на первом месте записывают слово «оксид», за которым следует название элемента в родительном падеже с указанием римскими цифрами в скобках его степени окисления, например:

Fe 2 O 3 – оксид железа (III);

FeO- оксид железа (II)

P 2 O 3 - оксид фосфора (III);

P 2 O 5 - оксид фосфора (V).

Na 2 O – оксид натрия (натрий имеет только одно значение степени окисления в соединениях, в таких случаях ее не указывают).

Устаревшая русская номенклатура в названиях оксидов оперировала словом «окись» с указанием количества атомов кислорода на один атом элемента, например: N 2 O - полуокись азота, Fe 2 O 3 - полутороокись железа, CO 2 - двуокись углерода. Следует отметить, что в русской номенклатуре оксид элемента с низшей степенью окисления часто называли закисью элемента, а оксид того же элемента с высшей степенью окисления- окисью, например: Сu 2 0- закись меди, CuO- окись меди.

Существуют соединения элементов с кислородом, которые не проявляют свойств оксидов (в этих соединениях атом кислорода имеет степень окисления, которая не равна «-2»). Например, Н 2 О 2 -1 - пероксид водорода (перокись водорода), проявляет свойства слабой кислоты,

Na 2 O 2 -1 - пероксид натрия – соль.

Основные способы получения оксидов

1.Прямое взаимодействие элементов или сложных веществ с кислородом (как правило,окисление происходит при высоких температурах - горение):

2 Mg + O 2 = 2 MgO

УФ или катализатор

2 SO 2 + O 2 = 2 SO 3

СН 4 + 2 О 2 = 2 Н 2 О + СО 2

2.Разложение некоторых солей, оснований и кислот:

CaCO 3 = CaO + CO 2

Mg(OH) 2 = MgO + H 2 O

H 2 CO 3 = CO 2 + H 2 O

2 CuSO 4 = 2 CuO + 2 SO 2 + O 2

3.Образование оксидов некоторых неметаллов при взаимодействии азотной и серной кислоты с металлами и неметаллами:

С + 2 H 2 SO 4 к = CO 2 + 2 SO 2 + 2 H 2 O

Cu + 4 HNO 3 к = Cu(NO 3) 2 + 2 NO 2 + 2 H 2 O

4. Взаимодействие солей неустойчивых кислот (H 2 CO 3 , H 2 SО 4) c сильными кислотами или солей неустойчивых оснований со щелочами:

K 2 CO 3 + 2 HCl = 2 KCl + H 2 O + CO 2

2 AgNO 3 + 2 NaOH = Ag 2 O + H 2 O + 2 NaNO 3

Все оксиды подразделяют на соле- и несолеобразующие или безразличные оксиды (общая схема классификации оксидов приведена на схеме 2). Солеобразующие оксиды могут образовывать соли при многочисленных химических реакциях,например:

СаО + СО 2 = СаСО 3

Солеобразующим оксидам соответствуют гидроксиды, которые образуются при прямом взаимодействии оксидов с водой и их получают косвенным путем, например:

СаО + Н 2 О = Са(ОН) 2

Na 2 O + H 2 O = 2NaOH

Al 2 O 3 + H 2 O ≠

Al 2 O 3 + 6 HCl = 2 AlCl 3 + 3 H 2 O

AlCl 3 +3 NaOH =Al(OH) 3  + 3 NaCl (косвенное получение Al(OH) 3)

SO 3 + H 2 O = H 2 SО 4

SiO 2 + H 2 O ≠

SiO 2 + 2 NaOH = Na 2 SiO 3 + H 2 O

Na 2 SiO 3 + 2 HCl = 2 NaCl + H 2 SiO 3 (косвенное получение H 2 SiO 3)

Солеобразующие оксиды подразделяют по свойствам на три группы: основные (ударение на втором слоге), кислотные и амфотерные.

Основные оксиды – это оксиды металлов с низкими степенями окисления, главным образом, +1,+2 (кроме некоторых амфотерных, например, ZnO, BeO и некоторые другие). К ним следует в первую очередь отнести оксиды щелочных и щелочноземельных металлов, а также оксиды других металлов с низкими степенями окисления (CuO, NiO, CoO, FeO, и т.д.). Следует отметить, что непосредственно взаимодействуют с водой оксиды наиболее активных металлов, а именно, щелочных и щелочноземельных (см. выше).

Доказательством основных свойств оксидов являются реакции:

КИСЛОТА

ОСНОВНОЙ ОКСИД + или ===> СОЛЬ + (Н 2 О)

КИСЛОТНЫЙ

ОКСИД

Например, FeO + 2 HCl = FeCl 2 + H 2 O

Na 2 O + CO 2 = Na 2 CO 3

Кислотные оксиды (ангидриды кислот) характерны для неметаллов (см. перечень выше) с любой степенью окисления и металлов с высокими степенями окисления (от +5 до +8), например, СО 2 , SO 2 , N 2 O 5 , P 2 O 5 , Mn 2 O 7 , CrO 3 , RuO 4 .

Такие оксиды при прямом взаимодействии с водой или с помощью косвенных реакций образуют соответствующие кислородные кислоты. Следует отметить, что непосредственно взаимодействуют с водой почти все оксиды неметаллов, например, газообразные -SO 2 , SO 3 , CO 2, твердые - N 2 O 5 , P 2 O 3 и P 2 O 5 и жидкие (Cl 2 O 7). Не растворяются в воде два оксида неметалла – B 2 O 3 и SiO 2 . Многие оксиды металлов в высших степенях окислениz растворяются в воде, например, CrO 3 , некоторые из них неустойчивы (Mn 2 O 7).

Однако независимо от растворимости оксидов в воде легко формально вывести формулу кислоты, соответствующей данному оксиду:

+ H 2 O + H 2 O

H 2 CrO 4 H 2 B 2 O 4 => HBO 2 (кратные индексы у всех атомов сокращаем).

Приведенные записи не являются химическими реакциями, они представляют собой формальный вывод формулы кислоты, которую желательно знать, т.к. в реакциях солеобразования с участием оксидов, проявляющих кислотные свойства, кислотный остаток соответствующей кислоты входит в состав соли. Приведенный вывод является формальным также по той причине, что многие реакции с участием оксидов протекают в безводной среде, например, в расплаве.

Доказательством кислотных свойств оксидов являются реакции:

ОСНОВАНИЕ

КИСЛОТНЫЙ + или ==> C ОЛЬ + (Н 2 О)

ОКСИД ОСНОВНОЙ

+ H 2 O ОКСИД

к-та (формальный вывод ) , кислотный остаток входит в состав соли.

Например, SO 2 + 2 NaOH = Na 2 SO 3 + H 2 O

Mn 2 O 7 + Ca(OH) 2 = Ca(MnO 4) 2 + H 2 O

+ H 2 O

H 2 Mn 2 O 8  HMnO 4 (формальный вывод), (MnO 4 -1 входит в состав соли).

Амфотерные оксиды проявляют кислотные и основные свойства в зависимости от того, с чем реагируют.

Следует запомнить достаточно часто встречающиеся металлы, оксиды которых обладают ярко выраженными амфотерными свойствами:

Be, Al, Zn, Sn, Pb, Cr (III)….

Этим металлам соответствуют амфотерные оксиды:

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

Многие металлы характеризуются набором степеней окисления в соединениях (как правило, начиная с IVгр.), при этом, с увеличением степени окисления данного металла в его оксидах и гидроксидах, наблюдается возрастание их кислотных свойств. Например, амфотерные оксиды SnO 2 и PbO 2 обладают более ярко выраженными кислотными свойствами, чем SnO и PbO. У такого важного с технической точки зрения металла, как хром, а так же у многих других металлов существуют оксиды и гидроксиды с различными кислотно-основными свойствами:

CrO Cr 2 O 3 CrO 3

основной амфотерный кислотный

Cr(OH) 2 Cr(OH) 3 H 2 CrO 4

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

кислотные свойства оксидов и гидроксидов возрастают

У всех металлов, для которых существуют подобные ряды оксидов, амфотерными свойствами обладают оксиды и гидроксиды с промежуточными степенями окисления металла. В воде амфотерные оксиды не растворяются.

Доказательством амфотерных свойств оксидов являются, по крайней мере, две противоположные реакции, которые позволяют подтвердить основные и кислотные свойства амфотерного оксида:

КИСЛОТА

или ==========> СОЛЬ + (Н 2 О)

КИСЛОТНЫЙ

АМФОТЕРНЫЙ + ОКСИД

ОКСИД ОСНОВАНИЕ

или ========= C ОЛЬ + (Н 2 О)

ОСНОВНОЙ

ОКСИД

Рассмотрим пример:

ZnO + 2 HCl = ZnCl 2 + H 2 O (1)

основн. св-ва

ZnO + 2 NaOH = Na 2 ZnO 2 + H 2 O (2)

кислот. св-ва

+ H 2 O

H 2 ZnO 2 – цинковая к-та (формальный вывод).

Как будет показано ниже, для растворов реакцию (2) более строго записывают в следующем виде:

ZnO + 2 NaOH + Н 2 О = Na 2 тетрагидроксоцинкат натрия (комплексная соль)

Вывод: амфотерный оксид реагирует со щелочью как кислотный, а с кислотой - как основной, в обоих случаях образуются соли.В том случае, когда амфотерный оксид проявляет основные свойства, металл входит в состав образующейся соли в качестве катиона; при проявлении амфотерным оксидом кислотных свойств, металл входит в состав аниона соли.

БЕЗРАЗЛИЧНЫЕ (НЕСОЛЕОБРАЗУЮЩИЕ) ОКСИДЫ

Число таких оксидов невелико, наиболее распространенные из них следующие: CO, N 2 O, NO, NO 2 .В приведенных выше реакциях солеобразования такие оксиды не участвуют.

ОБОБЩЕНИЕ:

1. Обратим внимание на взаимосвязь кислотно-основных свойств оксидов металлов и неметаллов с величинами их степеней окисления: у неметаллов в оксидах (см. перечень неметаллов выше) возможны следующие значения степеней окисления:

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

Практически все оксиды неметаллов - кислотные (кроме нескольких безразличных).

Примеры: Cl 2 O, B 2 O 3 , CO 2 , N 2 O 5 , SO 3 , Cl 2 O 7 и т.д.

У металлов могут быть основные, амфотерные и кислотные оксиды и следующие степени окисления металлов в них:

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

________ ____________________

основн. оксиды кислотные оксиды

_______________

амфотерные оксиды

2. Реакции с участием оксидов: при изучении химических свойств оксидов часто возникают проблемы с записью продуктов реакций. В связи с этим рекомендуем внимательно изучить ниже приведенные схемы и выводы из них:

кислотный

основной оксид

оксид + или ==========  соли

амфотерный

оксид

(кислотн. св-ва)

+ Н 2 О

к-та - формальный вывод ф-лы кислоты, кислотный остаток

основной входит в состав полученной соли

кислотный оксид

оксид или ===========  соли

+ Н 2 О амфотерный

ф-ла кислоты оксид (основные св-ва)

(формальный вывод, кислотный остаток входит в состав полученной соли)

Таким образом основные оксиды могут реагировать с кислотными и амфотерными оксидами и гидроксидами, которые проявляют в таких реакциях кислотные свойства. Кислотные оксиды взаимодействуют с основными и амфотерными оксидами и гидроксидами, которые в этом случае проявляют основные свойства. В любом случае рекомендуем формально прибавить к оксиду, проявляющему кислотные свойства, молекулу воды, вывести формулу кислоты, определить вид и заряд кислотного остатка, который войдет в состав соли. Реакции с амфотерными гидроксидами будут приведены ниже. (Следует иметь в виду, что многие реакции с участием оксидов и гидроксидов практически не протекают в водных растворах из-за плохой растворимости веществ, но могут протекать в расплавах при высоких температурах, такие реакции наблюдаются в природных и технологических процессах).

Как следует из выше изложенного материала при изучении реакций с участием оксидов и гидроксидов важно знать их свойства. С учетом п.п. 1 и 2 обобщений можно предложить следующий алгоритм определения свойств оксидов:

1. Оксид Э 2 О n . Э - металл или неметалл (см. перечень стр.). Если Э - неметалл  оксид кислотный (безразличные оксиды необходимо помнить).

2.Э-металл - оксид может быть основным, амфотерным и кислотным. Рекомендуем посмотреть перечень наиболее часто встречающихся амфотерных оксидов (если элемент не входит в приведенный перечень, но возникают сомнения относительно его свойств, можно посмотреть в учебнике степени окисления данного металла в соединениях, при наличии у него трех и более степеней окисления промежуточные оксиды будут амфотерными).

3.Оксид металла – неамфотерный, тогда:

ст.ок. Ме высокие (> +5) ст.ок. Ме невысокие (<+2)

оксид - кислотный; оксид - основной (амфотерные – исключены)

Рассмотрим примеры:

FeO + N 2 O 5 = Fe(NO 3) 2

кислотный

+H 2 O

H 2 N 2 O 6 ==> HNO 3

2 NaOH + CrO 3 = 2 Na 2 CrO 4 + H 2 O

кислотный

+H 2 O

H 2 CrO 4 - хромовая кислота

Ba(OH) 2 + Al 2 O 3 = Ba(AlO 2) 2 + H 2 O

амфот.(кислот.св-ва)

+ H 2 O

H 2 Al 2 O 4 ==> HАlO 2 – метаалюминиевая кислота

Контрольное задание 2:

1. Приведите примеры солеобразующих и несолеобразующих оксидов. В чем состоит различие между ними?

2. Какие оксиды называются основными, кислотными и амфотерными? По каким свойствам оксиды можно отнести к той или иной группе?

3. Дайте названия следующим оксидам, используя все виды номенклатур:

Li 2 O, BeO, FeO, Fe 2 O 3 , MnO, MnO 2 , Mn 2 O 7 , WO 3 , P 2 O 5 , CO, CO 2 .

4. Даны оксиды: оксид кремния (IV), оксид магния, оксид свинца (II) и оксид хрома (VI), оксид хрома (III), оксид олова (IV), оксид бора. Определив свойства оксидов, записать возможные реакции с азотной кислотой HNO 3 и КОН.

5. Дописать реакции: оксид хлора (I) + оксид магния; оксид углерода (IV) + оксид алюминия; гидроксид калия + оксид берилия; гидроксид железа (III) + оксид азота (III); оксид алюминия + оксид натрия;

6. Даны оксиды: оксид серы (IV), оксид магния, оксид цинка и оксид марганца (VII). Какие пары оксидов могут взаимодействовать друг с другом, запишите реакции.

7.Укажите свойства оксидов: MnO, MnO 2 , Mn 2 O 7 , запишите формулы соответствующих им гидроксидов.

8.Приведите примеры химических реакций, доказывающих амфотерный характер оксида хрома (III) 3 .

9.Могут ли взаимодействовать между собой и почему следующие оксиды: ZnO и FeO, Na 2 O и ZnO, N 2 O 5 и MgO, Cl 2 O 7 и СO 2 , P 2 O 5 и K 2 O?. Напишите уравнения возможных реакций.

10.Каким образом, зная химические свойства оксидов, очистить FeO от примесей K 2 O и ZnO (используйте воду, кислоту или щелочь)?

11.Какие из нижеперечисленных оксидов можно растворить в кислотах, а какие – в щелочах: Cs 2 O, CaO, GeO 2 , N 2 O 3 ? Запишите уравнения cоответствующих реакций.

13.У какого оксида сильнее выражены кислотные свойства: SnO 2 или PbO 2 ?

14. Какие из приведенных оксидов растворяются в воде, запишите реакции: оксид бора, оксид алюминия, оксид азота (V), оксид железа (II), оксид серы (IV), оксид калия, оксид магния.

Степень окисления - условная величина, использующаяся для записи окислительно-восстановительных реакций. Для определения степени окисления используется таблица окисления химических элементов.

Значение

Степень окисления основных химических элементов основана на их электроотрицательности. Значение равно числу смещённых в соединениях электронов.

Степень окисления считается положительной, если электроны смещаются от атома, т.е. элемент отдаёт электроны в соединении и является восстановителем. К таким элементам относятся металлы, их степень окисления всегда положительная.

При смещении электрона к атому значение считается отрицательным, а элемент - окислителем. Атом принимает электроны до завершения внешнего энергетического уровня. Окислителями является большинство неметаллов.

Простые вещества, не вступающие в реакцию, всегда имеют нулевую степень окисления.

Рис. 1. Таблица степеней окисления.

В соединении положительную степень окисления имеет атом неметалла с меньшей электроотрицательностью.

Определение

Определить максимальную и минимальную степень окисления (сколько электронов может отдавать и принимать атом) можно по периодической таблице Менделеева.

Максимальная степень равна номеру группы, в которой находится элемент, или количеству валентных электронов. Минимальное значение определяется по формуле:

№ (группы) – 8.

Рис. 2. Таблица Менделеева.

Углерод находится в четвёртой группе, следовательно, его высшая степень окисления +4, а низшая - -4. Максимальная степень окисления серы +6, минимальная - -2. Большинство неметаллов всегда имеет переменную - положительную и отрицательную - степень окисления. Исключением является фтор. Его степень окисления всегда равна -1.

Следует помнить, что к щелочным и щелочноземельным металлам I и II групп соответственно, это правило не применимо. Эти металлы имеют постоянную положительную степень окисления - литий Li +1 , натрий Na +1 , калий K +1 , бериллий Be +2 , магний Mg +2 , кальций Ca +2 , стронций Sr +2 , барий Ba +2 . Остальные металлы могут проявлять разную степень окисления. Исключением является алюминий. Несмотря на нахождение в III группе, его степень окисления всегда +3.

Рис. 3. Щелочные и щелочноземельные металлы.

Из VIII группы высшую степень окисления +8 могут проявлять только рутений и осмий. Находящиеся в I группе золото и медь проявляют степень окисления +3 и +2 соответственно.

Запись

Чтобы правильно записывать степень окисления, следует помнить о нескольких правилах:

• инертные газы не вступают в реакции, поэтому их степень окисления всегда равна нулю;
• в соединениях переменная степень окисления зависит от переменной валентности и взаимодействия с другими элементами;
• водород в соединениях с металлами проявляет отрицательную степень окисления - Ca +2 H 2 −1 , Na +1 H −1 ;
• кислород всегда имеет степень окисления -2, кроме фторида кислорода и пероксида - O +2 F 2 −1 , H 2 +1 O 2 −1 .

Что мы узнали?

Степень окисления - условная величина, показывающая, сколько электронов принял или отдал атом элемента в соединении. Величина зависит от количества валентных электронов. Металлы в соединениях всегда имеют положительную степень окисления, т.е. являются восстановителями. Для щелочных и щелочноземельных металлов степень окисления всегда одинаковая. Неметаллы, кроме фтора, могут принимать положительную и отрицательную степень окисления.

Таблица. Степени окисления химических элементов.

Таблица. Степени окисления химических элементов.

Оценка статьи:

Видеокурс «Получи пятерку» включает все темы, необходимые для успешной сдачи ЕГЭ по математике на 60-65 баллов. Полностью все задачи 1-13 Профильного ЕГЭ по математике. Подходит также для сдачи Базового ЕГЭ по математике. Если вы хотите сдать ЕГЭ на 90-100 баллов, вам надо решать часть 1 за 30 минут и без ошибок!

Курс подготовки к ЕГЭ для 10-11 класса, а также для преподавателей. Все необходимое, чтобы решить часть 1 ЕГЭ по математике (первые 12 задач) и задачу 13 (тригонометрия). А это более 70 баллов на ЕГЭ, и без них не обойтись ни стобалльнику, ни гуманитарию.

Вся необходимая теория. Быстрые способы решения, ловушки и секреты ЕГЭ. Разобраны все актуальные задания части 1 из Банка заданий ФИПИ. Курс полностью соответствует требованиям ЕГЭ-2018.

Курс содержит 5 больших тем, по 2,5 часа каждая. Каждая тема дается с нуля, просто и понятно.

Сотни заданий ЕГЭ. Текстовые задачи и теория вероятностей. Простые и легко запоминаемые алгоритмы решения задач. Геометрия. Теория, справочный материал, разбор всех типов заданий ЕГЭ. Стереометрия. Хитрые приемы решения, полезные шпаргалки, развитие пространственного воображения. Тригонометрия с нуля - до задачи 13. Понимание вместо зубрежки. Наглядное объяснение сложных понятий. Алгебра. Корни, степени и логарифмы, функция и производная. База для решения сложных задач 2 части ЕГЭ.

Видеокурс «Получи пятерку» включает все темы, необходимые для успешной сдачи ЕГЭ по математике на 60-65 баллов. Полностью все задачи 1-13 Профильного ЕГЭ по математике. Подходит также для сдачи Базового ЕГЭ по математике. Если вы хотите сдать ЕГЭ на 90-100 баллов, вам надо решать часть 1 за 30 минут и без ошибок!

Курс подготовки к ЕГЭ для 10-11 класса, а также для преподавателей. Все необходимое, чтобы решить часть 1 ЕГЭ по математике (первые 12 задач) и задачу 13 (тригонометрия). А это более 70 баллов на ЕГЭ, и без них не обойтись ни стобалльнику, ни гуманитарию.

Вся необходимая теория. Быстрые способы решения, ловушки и секреты ЕГЭ. Разобраны все актуальные задания части 1 из Банка заданий ФИПИ. Курс полностью соответствует требованиям ЕГЭ-2018.

Курс содержит 5 больших тем, по 2,5 часа каждая. Каждая тема дается с нуля, просто и понятно.

Сотни заданий ЕГЭ. Текстовые задачи и теория вероятностей. Простые и легко запоминаемые алгоритмы решения задач. Геометрия. Теория, справочный материал, разбор всех типов заданий ЕГЭ. Стереометрия. Хитрые приемы решения, полезные шпаргалки, развитие пространственного воображения. Тригонометрия с нуля - до задачи 13. Понимание вместо зубрежки. Наглядное объяснение сложных понятий. Алгебра. Корни, степени и логарифмы, функция и производная. База для решения сложных задач 2 части ЕГЭ.