Para caracterizar o estado dos elementos em compostos, o conceito de grau de oxidação foi introduzido.
DEFINIÇÃO
O número de elétrons deslocados de um átomo de um determinado elemento ou para um átomo de um determinado elemento em um composto é chamado Estado de oxidação.
Um estado de oxidação positivo indica o número de elétrons que são deslocados de um determinado átomo, e um estado de oxidação negativo indica o número de elétrons que são deslocados em direção a um determinado átomo.
Desta definição segue-se que em compostos com ligações apolares, o estado de oxidação dos elementos é zero. Moléculas consistindo de átomos idênticos (N 2 , H 2 , Cl 2) podem servir como exemplos de tais compostos.
O estado de oxidação dos metais no estado elementar é zero, pois a distribuição da densidade eletrônica neles é uniforme.
Em compostos iônicos simples, o estado de oxidação de seus elementos constituintes é igual à carga elétrica, pois durante a formação desses compostos ocorre uma transferência quase completa de elétrons de um átomo para outro: Na +1 I -1, Mg +2 Cl -1 2, Al +3 F - 1 3 , Zr +4 Br -1 4 .
Ao determinar o grau de oxidação de elementos em compostos com ligações covalentes polares, os valores de sua eletronegatividade são comparados. Como, durante a formação de uma ligação química, os elétrons são deslocados para átomos de elementos mais eletronegativos, estes últimos apresentam um estado de oxidação negativo nos compostos.
Maior estado de oxidação
Para elementos que apresentam diferentes estados de oxidação em seus compostos, existem conceitos de estados de oxidação superiores (máximo positivo) e inferiores (mínimo negativo). O estado de oxidação mais alto de um elemento químico geralmente coincide numericamente com o número do grupo no sistema periódico de D. I. Mendeleev. As exceções são flúor (o estado de oxidação é -1 e o elemento está localizado no grupo VIIA), oxigênio (o estado de oxidação é +2 e o elemento está localizado no grupo VIA), hélio, néon, argônio (o estado de oxidação é 0 e os elementos estão localizados no grupo VIII grupo), bem como elementos dos subgrupos de cobalto e níquel (o estado de oxidação é +2 e os elementos estão localizados no grupo VIII), para os quais o estado de oxidação mais alto é expresso por um número cujo valor é inferior ao número do grupo a que pertencem. Os elementos do subgrupo do cobre, pelo contrário, têm um estado de oxidação superior a um, embora pertençam ao grupo I (o estado de oxidação positivo máximo do cobre e da prata é +2, ouro +3).
Exemplos de resolução de problemas
EXEMPLO 1
- No sulfeto de hidrogênio, o estado de oxidação do enxofre é (-2) e em uma substância simples - enxofre - 0:
Mudança no estado de oxidação do enxofre: -2 → 0, ou seja sexta resposta.
- Em uma substância simples - enxofre - o estado de oxidação do enxofre é 0, e em SO 3 - (+6):
Mudança no estado de oxidação do enxofre: 0 → +6, ou seja. quarta resposta.
- No ácido sulfuroso, o estado de oxidação do enxofre é (+4) e em uma substância simples - enxofre - 0:
1×2 +x+ 3×(-2) =0;
Mudança no estado de oxidação do enxofre: +4 → 0, ou seja terceira resposta.
EXEMPLO 2
| Exercício | O nitrogênio de valência III e estado de oxidação (-3) apresenta no composto: a) N 2 H 4; b) NH3; c) NH4Cl; d) N 2 O 5 |
| Solução | Para dar uma resposta correta à questão colocada, determinaremos alternadamente a valência e o estado de oxidação do nitrogênio nos compostos propostos. a) a valência do hidrogênio é sempre igual a I. O número total de unidades de valência do hidrogênio é 4 (1 × 4 = 4). Divida o valor obtido pelo número de átomos de nitrogênio na molécula: 4/2 \u003d 2, portanto, a valência do nitrogênio é II. Esta resposta está incorreta. b) a valência do hidrogênio é sempre igual a I. O número total de unidades de valência do hidrogênio é 3 (1 × 3 = 3). Dividimos o valor obtido pelo número de átomos de nitrogênio na molécula: 3/1 \u003d 2, portanto, a valência do nitrogênio é III. O estado de oxidação do nitrogênio na amônia é (-3): Essa é a resposta correta. |
| Responder | Opção (b) |
Eletronegatividade (EO) é a capacidade dos átomos de atrair elétrons quando se ligam a outros átomos .
A eletronegatividade depende da distância entre o núcleo e os elétrons de valência e de quão perto a camada de valência está completa. Quanto menor o raio de um átomo e quanto mais elétrons de valência, maior seu EC.
O flúor é o elemento mais eletronegativo. Em primeiro lugar, tem 7 elétrons na camada de valência (falta apenas 1 elétron antes de um octeto) e, em segundo lugar, esta camada de valência (…2s 2 2p 5) está localizada perto do núcleo.
Os átomos menos eletronegativos são os metais alcalinos e alcalino-terrosos. Eles têm grandes raios e suas camadas externas de elétrons estão longe de serem completas. É muito mais fácil para eles dar seus elétrons de valência a outro átomo (então a camada pré-externa ficará completa) do que “ganhar” elétrons.
A eletronegatividade pode ser expressa quantitativamente e alinhar os elementos em ordem crescente. A escala de eletronegatividade proposta pelo químico americano L. Pauling é a mais utilizada.
A diferença na eletronegatividade dos elementos no composto ( ΔX) nos permitirá julgar o tipo de ligação química. Se o valor ∆ X= 0 - conexão covalente não polar.
Quando a diferença de eletronegatividade é de até 2,0, a ligação é chamada polar covalente, por exemplo: a ligação H-F na molécula de fluoreto de hidrogênio HF: Δ X \u003d (3,98 - 2,20) \u003d 1,78
Ligações com diferença de eletronegatividade maior que 2,0 são consideradas iônico. Por exemplo: a ligação Na-Cl no composto NaCl: Δ X \u003d (3,16 - 0,93) \u003d 2,23.
Estado de oxidação
Estado de oxidação (CO) é a carga condicional de um átomo em uma molécula, calculada com base na suposição de que a molécula consiste em íons e geralmente é eletricamente neutra.
Quando uma ligação iônica é formada, um elétron passa de um átomo menos eletronegativo para um mais eletronegativo, os átomos perdem sua neutralidade elétrica e se transformam em íons. existem cargas inteiras. Quando uma ligação polar covalente é formada, o elétron não se transfere completamente, mas parcialmente, então surgem cargas parciais (na figura abaixo, HCl). Imaginemos que o elétron passou completamente do átomo de hidrogênio para o cloro, e toda uma carga positiva de +1 surgiu no hidrogênio e -1 no cloro. tais cargas condicionais são chamadas de estado de oxidação.
Esta figura mostra os estados de oxidação característicos dos primeiros 20 elementos.
Observação. O SD mais alto geralmente é igual ao número do grupo na tabela periódica. Os metais dos subgrupos principais têm uma característica CO, os não-metais, via de regra, têm uma dispersão de CO. Portanto, os não-metais formam um grande número de compostos e possuem propriedades mais "diversas" em comparação com os metais.
Exemplos de determinação do grau de oxidação
Vamos determinar os estados de oxidação do cloro em compostos:
As regras que consideramos nem sempre nos permitem calcular o CO de todos os elementos, como, por exemplo, em uma determinada molécula de aminopropano.
Aqui é conveniente usar o seguinte método:
1) Descrevemos a fórmula estrutural da molécula, o traço é uma ligação, um par de elétrons.
2) Transformamos o traço em uma seta direcionada para um átomo mais EO. Esta seta simboliza a transição de um elétron para um átomo. Se dois átomos idênticos estiverem conectados, deixamos a linha como está - não há transferência de elétrons.
3) Contamos quantos elétrons "vieram" e "saíram".
Por exemplo, considere a carga do primeiro átomo de carbono. Três setas são direcionadas para o átomo, o que significa que chegaram 3 elétrons, a carga é -3.
O segundo átomo de carbono: o hidrogênio deu a ele um elétron e o nitrogênio levou um elétron. A carga não mudou, é igual a zero. etc.
Valência
Valência(do latim valēns "ter força") - a capacidade dos átomos de formar um certo número de ligações químicas com átomos de outros elementos.
Basicamente, valência significa a capacidade dos átomos de formar um certo número de ligações covalentes. Se um átomo tiver n elétrons desemparelhados e m pares de elétrons solitários, então este átomo pode formar n+m ligações covalentes com outros átomos, ou seja, sua valência será n+m. Ao avaliar a valência máxima, deve-se proceder da configuração eletrônica do estado "excitado". Por exemplo, a valência máxima de um átomo de berílio, boro e nitrogênio é 4 (por exemplo, em Be (OH) 4 2-, BF 4 - e NH 4 +), fósforo - 5 (PCl 5), enxofre - 6 (H 2 SO 4) , cloro - 7 (Cl 2 O 7).
Em alguns casos, a valência pode coincidir numericamente com o estado de oxidação, mas de forma alguma são idênticos entre si. Por exemplo, nas moléculas de N 2 e CO, uma ligação tripla é realizada (ou seja, a valência de cada átomo é 3), mas o estado de oxidação do nitrogênio é 0, carbono +2, oxigênio -2.
No ácido nítrico, o estado de oxidação do nitrogênio é +5, enquanto o nitrogênio não pode ter uma valência superior a 4, porque possui apenas 4 orbitais no nível externo (e a ligação pode ser considerada como orbitais sobrepostos). E em geral, qualquer elemento do segundo período, pelo mesmo motivo, não pode ter valência maior que 4.
Mais algumas perguntas "complicadas" nas quais erros são frequentemente cometidos.
Mesa. Graus de oxidação dos elementos químicos.
Mesa. Graus de oxidação dos elementos químicos.
Estado de oxidaçãoé a carga condicional dos átomos de um elemento químico em um composto, calculada partindo do pressuposto de que todas as ligações são do tipo iônico. Os estados de oxidação podem ter um valor positivo, negativo ou zero, portanto a soma algébrica dos estados de oxidação dos elementos em uma molécula, levando em consideração o número de seus átomos, é 0 e em um íon - a carga do íon.
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Tabela: Elementos com estados de oxidação constantes. |
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Mesa. Os estados de oxidação dos elementos químicos em ordem alfabética.
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Mesa. Os estados de oxidação dos elementos químicos por número.
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Classificação do artigo:
Nos processos químicos, o papel principal é desempenhado por átomos e moléculas, cujas propriedades determinam o resultado das reações químicas. Uma das características importantes de um átomo é o número de oxidação, que simplifica o método de levar em conta a transferência de elétrons em uma partícula. Como determinar o estado de oxidação ou a carga formal de uma partícula e quais regras você precisa conhecer para isso?
Qualquer reação química é devida à interação de átomos de várias substâncias. O processo de reação e seu resultado dependem das características das menores partículas.
O termo oxidação (oxidação) em química significa uma reação durante a qual um grupo de átomos ou um deles perde elétrons ou ganha, no caso de aquisição, a reação é chamada de "redução".
O estado de oxidação é uma quantidade que é medida quantitativamente e caracteriza os elétrons redistribuídos durante a reação. Aqueles. no processo de oxidação, os elétrons do átomo diminuem ou aumentam, sendo redistribuídos entre outras partículas em interação, e o nível de oxidação mostra exatamente como eles são reorganizados. Esse conceito está intimamente relacionado à eletronegatividade das partículas - sua capacidade de atrair e repelir íons livres de si mesmas.
A determinação do nível de oxidação depende das características e propriedades de uma determinada substância, portanto, o procedimento de cálculo não pode ser chamado inequivocamente de fácil ou complexo, mas seus resultados ajudam a registrar convencionalmente os processos de reações redox. Deve-se entender que o resultado obtido dos cálculos é o resultado de levar em consideração a transferência de elétrons e não tem significado físico, e não é a verdadeira carga do núcleo.
É importante saber! A química inorgânica costuma usar o termo valência em vez do estado de oxidação dos elementos, isso não é um erro, mas deve-se ter em mente que o segundo conceito é mais universal.
Os conceitos e regras para calcular o movimento dos elétrons são a base para classificar os produtos químicos (nomenclatura), descrever suas propriedades e compilar fórmulas de comunicação. Mas, na maioria das vezes, esse conceito é usado para descrever e trabalhar com reações redox.
Regras para determinar o grau de oxidação
Como descobrir o grau de oxidação? Ao trabalhar com reações redox, é importante saber que a carga formal de uma partícula sempre será igual à magnitude do elétron, expressa em valor numérico. Essa característica está ligada à suposição de que os pares de elétrons que formam uma ligação são sempre completamente deslocados para partículas mais negativas. Deve-se entender que estamos falando de ligações iônicas e, no caso de uma reação em , os elétrons serão divididos igualmente entre partículas idênticas.
O número de oxidação pode ter valores positivos e negativos. O fato é que durante a reação o átomo deve ficar neutro, e para isso é necessário anexar um certo número de elétrons ao íon, se for positivo, ou retirá-los se for negativo. Para designar esse conceito, ao escrever fórmulas, geralmente é escrito um numeral arábico com o sinal correspondente acima da designação do elemento. Por exemplo, ou etc.
Você deve saber que a carga formal dos metais sempre será positiva e, na maioria dos casos, você pode usar a tabela periódica para determiná-la. Há uma série de características que devem ser levadas em consideração para determinar os indicadores corretamente.
Grau de oxidação:
Tendo lembrado dessas características, será bastante simples determinar o número de oxidação dos elementos, independentemente da complexidade e do número de níveis atômicos.
Vídeo útil: determinando o grau de oxidação
A tabela periódica de Mendeleev contém quase todas as informações necessárias para trabalhar com elementos químicos. Por exemplo, os alunos usam apenas para descrever reações químicas. Portanto, para determinar os valores máximos positivos e negativos do número de oxidação, é necessário verificar a designação do elemento químico na tabela:
- O máximo positivo é o número do grupo no qual o elemento está localizado.
- O estado de oxidação negativo máximo é a diferença entre o limite positivo máximo e o número 8.
Assim, basta simplesmente descobrir os limites extremos da carga formal de um elemento. Tal ação pode ser realizada usando cálculos baseados na tabela periódica.
É importante saber! Um elemento pode ter vários índices de oxidação diferentes ao mesmo tempo.
Existem duas maneiras principais de determinar o nível de oxidação, cujos exemplos são apresentados a seguir. A primeira delas é um método que requer conhecimentos e habilidades para aplicar as leis da química. Como organizar os estados de oxidação usando esse método?
A regra para determinar os estados de oxidação
Para isso você precisa:
- Determine se uma determinada substância é elementar e se está desvinculada. Se sim, seu número de oxidação será igual a 0, independentemente da composição da substância (átomos individuais ou compostos atômicos multiníveis).
- Determine se a substância em questão consiste em íons. Se sim, então o grau de oxidação será igual à sua carga.
- Se a substância em questão for um metal, observe os indicadores de outras substâncias na fórmula e calcule as leituras de metal por aritmética.
- Se todo o composto tiver uma carga (na verdade, esta é a soma de todas as partículas dos elementos apresentados), basta determinar os indicadores de substâncias simples, subtraí-los da quantidade total e obter os dados do metal.
- Se a relação for neutra, então o total deve ser zero.
Por exemplo, considere a combinação com um íon de alumínio cuja carga total é zero. As regras da química confirmam o fato de que o íon Cl tem um número de oxidação -1 e, neste caso, existem três deles no composto. Portanto, o íon Al deve ser +3 para que todo o composto seja neutro.
Este método é muito bom, pois a correção da solução sempre pode ser verificada adicionando todos os níveis de oxidação juntos.
O segundo método pode ser aplicado sem o conhecimento das leis químicas:
- Encontre dados de partículas para os quais não há regras rígidas e o número exato de seus elétrons é desconhecido (possível por eliminação).
- Descubra os indicadores de todas as outras partículas e, a partir da quantidade total, subtraindo, encontre a partícula desejada.
Consideremos o segundo método usando como exemplo a substância Na2SO4, em que o átomo de enxofre S não está definido, sabe-se apenas que é diferente de zero.
Para descobrir a que todos os estados de oxidação são iguais:
- Encontre elementos conhecidos, mantendo as regras e exceções tradicionais em mente.
- íon Na = +1 e cada oxigênio = -2.
- Multiplique o número de partículas de cada substância por seus elétrons e obtenha os estados de oxidação de todos os átomos, exceto um.
- Na2SO4 consiste em 2 sódio e 4 oxigênio, quando multiplicado resulta: 2 X +1 \u003d 2 é o número oxidante de todas as partículas de sódio e 4 X -2 \u003d -8 - oxigênio.
- Adicione os resultados 2+(-8) = -6 - esta é a carga total do composto sem uma partícula de enxofre.
- Expresse a notação química como uma equação: soma dos dados conhecidos + número desconhecido = carga total.
- Na2SO4 é representado da seguinte forma: -6 + S = 0, S = 0 + 6, S = 6.
Assim, para usar o segundo método, basta conhecer as leis simples da aritmética.
Em química, os termos "oxidação" e "redução" significam reações nas quais um átomo ou um grupo de átomos perde ou, respectivamente, ganha elétrons. O estado de oxidação é um valor numérico atribuído a um ou mais átomos que caracteriza o número de elétrons redistribuídos e mostra como esses elétrons são distribuídos entre os átomos durante a reação. A determinação dessa quantidade pode ser um procedimento simples e bastante complexo, dependendo dos átomos e das moléculas que os compõem. Além disso, os átomos de alguns elementos podem ter vários estados de oxidação. Felizmente, existem regras simples e inequívocas para determinar o grau de oxidação, para cujo uso confiável basta conhecer os fundamentos da química e da álgebra.
Passos
Parte 1
Determinação do grau de oxidação de acordo com as leis da química- Por exemplo, Al(s) e Cl 2 têm um estado de oxidação de 0 porque ambos estão em um estado elementar quimicamente não combinado.
- Observe que a forma alotrópica do enxofre S 8, ou octassulfur, apesar de sua estrutura atípica, também é caracterizada por um estado de oxidação zero.
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Determine se a substância em questão consiste em íons. O estado de oxidação dos íons é igual à sua carga. Isso é verdade tanto para íons livres quanto para aqueles que fazem parte de compostos químicos.
- Por exemplo, o estado de oxidação do íon Cl é -1.
- O estado de oxidação do íon Cl no composto químico NaCl também é -1. Como o íon Na, por definição, tem carga +1, concluímos que a carga do íon Cl é -1 e, portanto, seu estado de oxidação é -1.
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Observe que os íons metálicos podem ter vários estados de oxidação.Átomos de muitos elementos metálicos podem ser ionizados em diferentes graus. Por exemplo, a carga de íons de um metal como o ferro (Fe) é +2 ou +3. A carga dos íons metálicos (e seu grau de oxidação) pode ser determinada pelas cargas dos íons de outros elementos com os quais esse metal faz parte de um composto químico; no texto, essa carga é indicada por algarismos romanos: por exemplo, o ferro (III) tem um estado de oxidação de +3.
- Como exemplo, considere um composto contendo um íon de alumínio. A carga total do composto AlCl 3 é zero. Como sabemos que os íons Cl - têm carga -1 e o composto contém 3 desses íons, para a neutralidade total da substância em questão, o íon Al deve ter carga +3. Assim, neste caso, o estado de oxidação do alumínio é +3.
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O estado de oxidação do oxigênio é -2 (com algumas exceções). Em quase todos os casos, os átomos de oxigênio têm um estado de oxidação de -2. Existem várias exceções a esta regra:
- Se o oxigênio estiver no estado elementar (O 2 ), seu estado de oxidação é 0, como ocorre com outras substâncias elementares.
- Se o oxigênio estiver incluído peróxidos, seu estado de oxidação é -1. Os peróxidos são um grupo de compostos contendo uma única ligação oxigênio-oxigênio (isto é, o ânion peróxido O 2 -2). Por exemplo, na composição da molécula de H 2 O 2 (água oxigenada), o oxigênio tem carga e estado de oxidação -1.
- Em combinação com o flúor, o oxigênio tem um estado de oxidação de +2, veja a regra para o flúor abaixo.
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O hidrogênio tem um estado de oxidação de +1, com algumas exceções. Tal como acontece com o oxigênio, também há exceções. Como regra, o estado de oxidação do hidrogênio é +1 (a menos que esteja no estado elementar H 2). No entanto, em compostos chamados hidretos, o estado de oxidação do hidrogênio é -1.
- Por exemplo, em H 2 O, o estado de oxidação do hidrogênio é +1, já que o átomo de oxigênio tem carga -2 e duas cargas +1 são necessárias para a neutralidade geral. No entanto, na composição do hidreto de sódio, o estado de oxidação do hidrogênio já é -1, pois o íon Na carrega uma carga de +1 e, para eletroneutralidade total, a carga do átomo de hidrogênio (e, portanto, seu estado de oxidação) deve ser -1.
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Flúor Sempre tem um estado de oxidação de -1. Como já observado, o grau de oxidação de alguns elementos (íons metálicos, átomos de oxigênio em peróxidos e assim por diante) pode variar dependendo de vários fatores. O estado de oxidação do flúor, no entanto, é invariavelmente -1. Isso é explicado pelo fato de esse elemento ter a maior eletronegatividade - em outras palavras, os átomos de flúor são os menos dispostos a se separar de seus próprios elétrons e atraem mais ativamente os elétrons de outras pessoas. Assim, sua carga permanece inalterada.
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A soma dos estados de oxidação em um composto é igual à sua carga. Os estados de oxidação de todos os átomos que compõem um composto químico, no total, devem dar a carga desse composto. Por exemplo, se um composto é neutro, a soma dos estados de oxidação de todos os seus átomos deve ser zero; se o composto for um íon poliatômico com carga -1, a soma dos estados de oxidação é -1, e assim por diante.
- Este é um bom método de verificação - se a soma dos estados de oxidação não for igual à carga total do composto, então você está errado em algum lugar.
Parte 2
Determinando o estado de oxidação sem usar as leis da química-
Encontre átomos que não tenham regras estritas em relação ao estado de oxidação. Em relação a alguns elementos, não existem regras bem estabelecidas para encontrar o grau de oxidação. Se um átomo não se enquadra em nenhuma das regras listadas acima e você não conhece sua carga (por exemplo, o átomo faz parte de um complexo e sua carga não é indicada), você pode determinar o estado de oxidação de tal átomo por eliminação. Primeiro, determine a carga de todos os outros átomos do composto e, a partir da carga total conhecida do composto, calcule o estado de oxidação desse átomo.
- Por exemplo, no composto Na 2 SO 4, a carga do átomo de enxofre (S) é desconhecida - sabemos apenas que não é zero, pois o enxofre não está no estado elementar. Este composto serve como um bom exemplo para ilustrar o método algébrico de determinação do estado de oxidação.
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Encontre os estados de oxidação do resto dos elementos no composto. Usando as regras descritas acima, determine os estados de oxidação dos átomos remanescentes do composto. Não se esqueça das exceções à regra no caso de O, H e assim por diante.
- Para Na 2 SO 4 , usando nossas regras, descobrimos que a carga (e, portanto, o estado de oxidação) do íon Na é +1, e para cada um dos átomos de oxigênio é -2.
- Em compostos, a soma de todos os estados de oxidação deve ser igual à carga. Por exemplo, se o composto for um íon diatômico, a soma dos estados de oxidação dos átomos deve ser igual à carga iônica total.
- É muito útil poder usar a tabela periódica de Mendeleev e saber onde estão localizados os elementos metálicos e não metálicos.
- O estado de oxidação dos átomos na forma elementar é sempre zero. O estado de oxidação de um único íon é igual à sua carga. Os elementos do grupo 1A da tabela periódica, como hidrogênio, lítio, sódio, na forma elementar, têm um estado de oxidação de +1; o estado de oxidação dos metais do grupo 2A, como magnésio e cálcio, em sua forma elementar é +2. Oxigênio e hidrogênio, dependendo do tipo de ligação química, podem ter 2 estados de oxidação diferentes.
Determine se a substância em questão é elementar. O estado de oxidação dos átomos fora de um composto químico é zero. Esta regra é verdadeira tanto para substâncias formadas a partir de átomos livres individuais quanto para aquelas que consistem em duas ou moléculas poliatômicas de um elemento.
