Um elemento químico em um composto, calculado a partir do pressuposto de que todas as ligações são iônicas.
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.
1. Os estados de oxidação dos metais em compostos são sempre positivos.
2. O estado de oxidação mais alto corresponde ao número do grupo do sistema periódico onde este elemento está localizado (a exceção é: Au+3(Eu agrupo), Cu+2(II), do grupo VIII, o estado de oxidação +8 só pode ser em ósmio Os e rutênio ru.
3. Os estados de oxidação dos não metais dependem de qual átomo está conectado:
- se com um átomo de metal, o estado de oxidação é negativo;
- se com um átomo não metálico, o estado de oxidação pode ser positivo e negativo. Depende da eletronegatividade dos átomos dos elementos.
4. O estado de oxidação negativo mais alto dos não metais pode ser determinado subtraindo de 8 o número do grupo no qual esse elemento está localizado, ou seja, o maior estado de oxidação positiva é igual ao número de elétrons na camada externa, que corresponde ao número do grupo.
5. Os estados de oxidação de substâncias simples são 0, independentemente de ser um metal ou um ametal.
Elementos com estados de oxidação constantes.
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Elemento |
Estado de oxidação característico |
Exceções |
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Hidretos metálicos: LIH-1 |
||
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Estado de oxidação chamado de carga condicional da partícula sob a suposição de que a ligação é completamente quebrada (tem um caráter iônico). H- Cl = H + + Cl - , A ligação no ácido clorídrico é covalente polar. O par de elétrons é mais tendencioso para o átomo Cl - , Porque é um elemento inteiro mais eletronegativo. Como determinar o grau de oxidação?Eletro-negatividadeé a capacidade dos átomos de atrair elétrons de outros elementos. O estado de oxidação é indicado acima do elemento: Br 2 0 , Na 0 , O +2 F 2 -1 ,k + Cl - etc. Pode ser negativo e positivo. O estado de oxidação de uma substância simples (não ligado, estado livre) é zero. O estado de oxidação do oxigênio na maioria dos compostos é -2 (a exceção são os peróxidos H 2 O 2, onde é -1 e compostos com flúor - O +2 F 2 -1 , O 2 +1 F 2 -1 ). - Estado de oxidação um íon monoatômico simples é igual à sua carga: N / D + , Ca +2 . O hidrogênio em seus compostos tem um estado de oxidação de +1 (as exceções são os hidretos - N / D + H - e digite conexões C +4 H 4 -1 ). Nas ligações metal-não-metal, o átomo que possui a maior eletronegatividade tem um estado de oxidação negativo (os dados de eletronegatividade são dados na escala de Pauling): H + F - , Cu + Br - , Ca +2 (NÃO 3 ) - etc. Regras para determinação do grau de oxidação em compostos químicos.Vamos fazer uma conexão KMnO 4 , é necessário determinar o estado de oxidação do átomo de manganês. Raciocínio:
K+MnXO 4 -2 Deixar x- desconhecido para nós o grau de oxidação do manganês. O número de átomos de potássio é 1, manganês - 1, oxigênio - 4. Está provado que a molécula como um todo é eletricamente neutra, então sua carga total deve ser igual a zero. 1*(+1) + 1*(x) + 4(-2) = 0, X = +7, Portanto, o estado de oxidação do manganês no permanganato de potássio = +7. Vamos dar outro exemplo de um óxido Fe2O3. É necessário determinar o estado de oxidação do átomo de ferro. Raciocínio:
2*(X) + 3*(-2) = 0, Conclusão: o estado de oxidação do ferro neste óxido é +3. Exemplos. Determine os estados de oxidação de todos os átomos na molécula. 1. K2Cr2O7. Estado de oxidação K+1, oxigênio O-2. Índices dados: O=(-2)×7=(-14), K=(+1)×2=(+2). Porque a soma algébrica dos estados de oxidação dos elementos em uma molécula, levando em consideração o número de seus átomos, é 0, então o número de estados de oxidação positivos é igual ao número de negativos. Estados de oxidação K+O=(-14)+(+2)=(-12). Segue-se que o número de potências positivas do átomo de cromo é 12, mas existem 2 átomos na molécula, o que significa que existem (+12):2=(+6) por átomo. Responda: K 2 + Cr 2 +6 O 7 -2. 2.(AsO 4) 3-. Nesse caso, a soma dos estados de oxidação não será mais igual a zero, mas sim à carga do íon, ou seja, - 3. Vamos fazer uma equação: x+4×(- 2)= - 3 . Responda: (Como +5 O 4 -2) 3-. |
O ESTADO DE OXIDAÇÃO é a carga que um átomo em uma molécula ou íon poderia ter se todas as suas ligações com outros átomos fossem quebradas, e os pares de elétrons comuns deixados com mais elementos eletronegativos.
Em qual dos compostos o oxigênio apresenta um estado de oxidação positivo: H2O; H2O2; CO2; OF2?
OF2. este composto, o oxigênio tem um estado de oxidação de + 2
Qual das substâncias é apenas um agente redutor: Fe; SO3; Cl2; HNO3?
óxido de enxofre (IV) - SO 2
Qual elemento no III período do sistema periódico de D.I. Mendeleev, estando no estado livre, é o agente oxidante mais forte: Na; AI; S; Cl2?
Cl cloro
parte em V
A que classes de compostos inorgânicos pertencem as seguintes substâncias: HF, PbO2, Hg2SO4, Ni(OH)2, FeS, Na2CO3?
Substâncias complexas. óxidos
Faça as fórmulas: a) sais de potássio ácidos de ácido fosfórico; b) sal básico de zinco do ácido carbônico H2CO3.
Quais substâncias são obtidas pela interação de: a) ácidos com um sal; b) ácidos com uma base; c) sal com sal; d) bases com sal? Dê exemplos de reações.
A) óxidos metálicos, sais metálicos.
B) sais (somente em solução)
D) um novo sal, uma base insolúvel e hidrogênio são formados
Qual das seguintes substâncias irá reagir com ácido clorídrico: N2O5, Zn(OH)2, CaO, AgNO3, H3PO4, H2SO4? Faça equações de possíveis reações.
Zn(OH)2 + 2 HCl = ZnCl + H2O
CaO + 2 HCl = CaCl2 + H2O
Indique a que tipo de óxido pertence o óxido de cobre e prove-o com a ajuda de reações químicas.
óxido metálico.
Óxido de cobre (II) CuO - cristais pretos, cristalizam em sistema monoclínico, densidade 6,51 g/cm3, ponto de fusão 1447°C (sob pressão de oxigênio). Quando aquecido a 1100°C, decompõe-se para formar óxido de cobre (I):
4CuO = 2Cu2O + O2.
Não se dissolve na água e não reage com ela. Possui propriedades anfotéricas fracamente expressas com predominância de básicas.
Em soluções aquosas de amônia, forma hidróxido de cobre (II) tetraamina:
CuO + 4NH3 + H2O = (OH)2.
Reage facilmente com ácidos diluídos para formar sal e água:
CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O.
Quando fundido com álcalis, forma cupratos:
CuO + 2KOH = K2CuO2 + H2O.
Reduzido por hidrogênio, monóxido de carbono e metais ativos a cobre metálico:
CuO + H2 = Cu + H2O;
CuO + CO = Cu + CO2;
CuO + Mg = Cu + MgO.
É obtido pela calcinação de hidróxido de cobre (II) a 200 ° C:
Cu(OH)2 = CuO + H2O Obtenção de óxido e hidróxido de cobre (II)
ou durante a oxidação do cobre metálico no ar a 400–500°С:
2Cu + O2 = 2CuO.
6. Termine as equações de reação:
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 \u003d NaH2PO4 + H2O FE \u003d 1
H3PO4 + 2NaOH \u003d Na2HPO4 + 2H2O FE \u003d 1/2
H3PO4 + 3NaOH \u003d Na3PO4 + 3H2O FE \u003d 1/3
no primeiro caso, 1 mol de ácido fosfórico hm .. . equivalente a 1 próton... então o fator de equivalência é 1
concentração percentual - a massa de uma substância em gramas contida em 100 gramas de uma solução. se 100 g de solução contém 5 g de sal, quanto é necessário para 500 g?
título é a massa de uma substância em gramas contida em 1 ml de uma solução. 0,3 g é suficiente para 300 ml.
Ca (OH) 2 + H2CO3 \u003d CaO + H2O 2 / reação característica - reação de neutralização Ca / OH / 2 + H2CO3 \u003d CaCO3 + H2O 3 / reagir com óxidos ácidos Ca / OH / 2 + CO2 \u003d CaCO3 + H2O 4 / com sais ácidos Ca / OH / 2 + 2KHCO3 \u003d K2CO3 + CaCO3 + 2H2O 5 / álcalis entram em uma reação de troca com sais. se neste caso for formado um precipitado 2NaOH + CuCl2 = 2NaCl + Cu / OH / 2 / precipitado / 6 / soluções alcalinas reagem com não metais, bem como com alumínio ou zinco. OVR.
Cite três maneiras de obter sais. Apoie sua resposta com as equações de reação
A) Reação de neutralização.. Após a evaporação da água, obtém-se um sal cristalino. Por exemplo:
B) Reação de bases com óxidos ácidos(ver parágrafo 8.2). Esta é também uma variante da reação de neutralização:
NO) Reação de ácidos com sais. Este método é adequado, por exemplo, se for formado um sal insolúvel que precipita:
Quais das seguintes substâncias podem reagir entre si: NaOH, H3PO4, Al(OH)3, SO3, H2O, CaO? Apoie sua resposta com as equações de reação
2 NaOH + H3PO4 = Na2HPO4 + 2H2O
CaO + H2O = Ca(OH)2
Al(OH)3 + NaOH = Na(Al(OH)4) ou NaAlO2 + H2O
SO3 + H2O = H2SO4
VI parte
O núcleo de um átomo (prótons, nêutrons).
Um átomo é a menor partícula de um elemento químico que retém todas as suas propriedades químicas. Um átomo consiste em um núcleo carregado positivamente e elétrons carregados negativamente. A carga do núcleo de qualquer elemento químico é igual ao produto de Z por e, onde Z é o número de série deste elemento no sistema periódico de elementos químicos, e é o valor da carga elétrica elementar.
prótons- partículas elementares estáveis com uma carga elétrica positiva unitária e uma massa 1836 vezes maior que a massa de um elétron. O próton é o núcleo do elemento mais leve, o hidrogênio. O número de prótons no núcleo é Z. Nêutron- uma partícula elementar neutra (sem carga elétrica) com uma massa muito próxima da massa de um próton. Como a massa do núcleo é composta pela massa de prótons e nêutrons, o número de nêutrons no núcleo de um átomo é A - Z, onde A é o número de massa de um determinado isótopo (consulte Sistema periódico de elementos químicos) . O próton e o nêutron que compõem o núcleo são chamados de nucleons. No núcleo, os núcleons são ligados por forças nucleares especiais.
elétrons
Elétron- a menor partícula de uma substância com carga elétrica negativa e=1,6·10 -19 coulombs, tomada como carga elétrica elementar. Os elétrons, girando em torno do núcleo, estão localizados nas camadas de elétrons K, L, M, etc. K é a camada mais próxima do núcleo. O tamanho de um átomo é determinado pelo tamanho de sua camada de elétrons.
isótopos
Isótopo - um átomo do mesmo elemento químico, cujo núcleo possui o mesmo número de prótons (partículas carregadas positivamente), mas um número diferente de nêutrons, e o próprio elemento possui o mesmo número atômico do elemento principal. Por causa disso, os isótopos têm massas atômicas diferentes.
Quando as ligações são formadas com átomos menos eletronegativos (para o flúor, todos os elementos, para o cloro, tudo exceto flúor e oxigênio), a valência de todos os halogênios é igual. O estado de oxidação é -1 e a carga do íon é 1-. Estados de oxidação positivos não são possíveis para o flúor. O cloro, por outro lado, exibe vários estados de oxidação positivos até +7 (número do grupo). Exemplos de conexão são fornecidos na seção Referência.
Na maioria dos compostos, o cloro, como elemento fortemente eletronegativo (EO = 3,0), atua em um estado de oxidação negativo de -1. Em compostos com flúor, oxigênio e nitrogênio mais eletronegativos, exibe estados de oxidação positivos. Os compostos de cloro com oxigênio são especialmente diversos, nos quais os estados de oxidação do cloro são +1, -f3, +5 e +7, bem como +4 e Ch-6.
Comparado ao cloro, o flúor F é muito mais ativo. Reage com quase todos os elementos químicos, com metais alcalinos e alcalino-terrosos, mesmo no frio. Alguns metais (Mg, Al, Zn, Fe, Cu, Ni) são resistentes ao flúor no frio devido à formação de uma película de flúor. O flúor é o agente oxidante mais forte de todos os elementos conhecidos. É o único halogênio incapaz de exibir estados de oxidação positivos. Quando aquecido, o flúor reage com todos os metais, incluindo ouro e platina. Ele forma uma série de compostos com oxigênio, e estes são os únicos compostos em que o oxigênio é eletropositivo (por exemplo, difluoreto de oxigênio OFa). Ao contrário dos óxidos, esses compostos são chamados de fluoretos de oxigênio.
Os elementos do subgrupo de oxigênio diferem significativamente do oxigênio em propriedades. Sua principal diferença reside na capacidade de apresentar estados de oxidação positivos, até
As diferenças entre os halogênios são mais perceptíveis em compostos onde eles exibem estados de oxidação positivos. Estes são principalmente compostos de halogênios com os elementos mais eletronegativos - flúor e oxigênio, que
O átomo de oxigênio tem a configuração eletrônica [He]25 2p. Como esse elemento perde apenas para o flúor em sua eletronegatividade, quase sempre tem um estado de oxidação negativo em compostos. Os únicos compostos onde o oxigênio tem um estado de oxidação positivo são os compostos contendo flúor Op2 e Op.
Em 1927, um composto de oxigênio de flúor foi obtido indiretamente, no qual o oxigênio tem um estado de oxidação positivo igual a dois
Como os átomos de nitrogênio na amônia atraem elétrons mais fortemente do que no nitrogênio elementar, diz-se que eles têm um estado de oxidação negativo. No dióxido de nitrogênio, onde os átomos de nitrogênio atraem elétrons com menos força do que no nitrogênio elementar, ele tem um estado de oxidação positivo. No nitrogênio elementar ou oxigênio elementar, cada átomo tem um estado de oxidação de zero. (O estado de oxidação zero é atribuído a todos os elementos no estado não combinado.) O estado de oxidação é um conceito útil para entender as reações redox.
O cloro forma toda uma série de oxiânions ClO, ClO, ClO3 e ClOg, nos quais exibe uma série sucessiva de estados de oxidação positivos. O íon cloreto, C1, tem a estrutura eletrônica do gás nobre Ar, com quatro pares de elétrons de valência. Os quatro oxiânions de cloro acima podem ser pensados como produtos de reação de um íon cloreto, CH, como uma base de Lewis com um, dois, três ou quatro átomos de oxigênio, cada um dos quais possui propriedades de aceptor de elétrons, ou seja, ácido de lewis
As propriedades químicas do enxofre, selênio e telúrio diferem em muitos aspectos das do oxigênio. Uma das diferenças mais importantes é que esses elementos possuem estados de oxidação positivos até -1-6, que são encontrados, por exemplo,
A configuração eletrônica ns np permite que os elementos deste grupo apresentem os estados de oxidação -I, +11, +IV e +VI. Como faltam apenas dois elétrons antes da formação da configuração de gás inerte, o estado de oxidação -II surge com muita facilidade. Isso é especialmente verdadeiro para os elementos leves do grupo.
De fato, o oxigênio difere de todos os elementos do grupo pela facilidade com que seu átomo adquire dois elétrons, formando um íon negativo duplamente carregado. Com exceção dos incomuns estados de oxidação negativa do oxigênio em peróxidos (-1), superóxidos (-Va) e ozonídeos (7h), compostos nos quais existem ligações oxigênio-oxigênio, bem como os estados + 1 e - + II em compostos O. Fa e ORz oxigênio em todos os compostos tem um estado de oxidação de -I. Para os demais elementos do grupo, o estado de oxidação negativo torna-se gradualmente menos estável e os positivos tornam-se mais estáveis. Elementos pesados são dominados por estados de oxidação positivos mais baixos.
De acordo com a natureza do elemento em estado de oxidação positiva, a natureza dos óxidos nos períodos e grupos do sistema periódico muda naturalmente. Em períodos, a carga efetiva negativa nos átomos de oxigênio diminui e ocorre uma transição gradual de óxidos básicos para óxidos anfóteros para ácidos, por exemplo
Nal, Mgb, AIF3, ZrBf4. Ao determinar o estado de oxidação de elementos em compostos com ligações covalentes polares, os valores de sua eletronegatividade são comparados (ver 1.6) Como, durante a formação de uma ligação química, os elétrons são deslocados para átomos de elementos mais eletronegativos, este último tem um estado de oxidação negativo em compostos , em compostos sempre tem um estado de oxidação negativo constante -1.
I oxigênio, que também tem um alto valor de eletronegatividade, é caracterizado por um estado de oxidação negativo, geralmente -2, em peróxidos -1. A exceção é o composto OF2, no qual o estado de oxidação do oxigênio é 4-2. Os elementos alcalinos e alcalino-terrosos, caracterizados por uma eletronegatividade relativamente baixa, sempre apresentam um estado de oxidação positivo, igual a +1 e +2, respectivamente. O hidrogênio exibe um estado de oxidação constante (+ 1) na maioria dos compostos, por exemplo
Em termos de eletronegatividade, o oxigênio perde apenas para o flúor. Os compostos de oxigênio com flúor são únicos, pois somente nesses compostos o oxigênio tem um estado de oxidação positivo.
Os derivados de um estado de oxidação positivo do oxigênio são os agentes oxidantes mais fortes e intensivos em energia, capazes de liberar a energia química armazenada neles sob certas condições. Eles podem ser usados como oxidantes propulsores eficazes.
E eles pertencem a não-metais, o estado indicado é o mais comum para eles. No entanto, os elementos do grupo 6A, com exceção do oxigênio, encontram-se frequentemente em estados de oxidação positiva até +6, o que corresponde à socialização de todos os seis elétrons de valência com átomos de elementos mais eletronegativos.
Todos os elementos deste subgrupo, exceto o polônio, são não-metais. Em seus compostos, eles exibem estados de oxidação negativos e positivos. Em compostos com metais e hidrogênio, seu estado de oxidação é geralmente -2. Em compostos com não metais, por exemplo com oxigênio, pode ter um valor de +4 ou -) -6. A exceção é o próprio oxigênio. Em termos de eletronegatividade, perde apenas para o flúor, portanto, apenas em combinação com este elemento (OR) seu estado de oxidação é positivo (-1-2). Em compostos com todos os outros elementos, o estado de oxidação do oxigênio é negativo e geralmente é -2. No peróxido de hidrogênio e seus derivados, é -1.
O nitrogênio é inferior em eletronegatividade apenas ao oxigênio e ao flúor. Portanto, exibe estados de oxidação positivos apenas em compostos com esses dois elementos. Em óxidos e oxianions, o estado de oxidação do nitrogênio assume valores de + 1 a -b 5.
Em compostos com elementos mais eletronegativos, os elementos p do grupo VI têm um estado de oxidação positivo. Para eles (exceto o oxigênio), os estados de oxidação mais característicos são -2, +4, -4-6, que correspondem a um aumento gradual no número de elétrons desemparelhados quando um átomo de um elemento é excitado.
Especialmente bem conhecidos são os ânions complexos com ligantes de oxigênio - complexos oxo. Eles são formados por átomos de elementos predominantemente não metálicos em estados de oxidação positiva (metal - apenas em estados de alta oxidação). Os complexos oxo são obtidos pela interação de óxidos covalentes dos elementos correspondentes com um átomo de oxigênio polarizado negativamente de óxidos básicos ou água, por exemplo
óxidos e hidróxidos. Óxidos e hidróxidos de elementos p podem ser considerados como compostos com o estado de oxidação positivo mais alto, elementos p com oxigênio
O, CJUg, CbO), em que o cloro exibe um estado de oxidação positivo. O nitrogênio em altas temperaturas combina diretamente com o oxigênio e, portanto, exibe propriedades redutoras.
Em compostos com oxigênio, os elementos podem apresentar o maior estado de oxidação positiva, igual ao número do grupo. Óxidos de elementos, dependendo de sua posição no sistema periódico e do grau de oxidação do elemento, podem apresentar propriedades básicas ou ácidas.
Além disso, esses elementos também são capazes de exibir estados de oxidação positivos até +6, com exceção do oxigênio (somente até +2). Elementos do subgrupo de oxigênio são não-metais.
Os agentes oxidantes mais comuns são halogênios, oxigênio e oxiânions como MPO4, Cr3O e NO, nos quais o átomo central tem um estado de oxidação altamente positivo. Algumas vezes como oxidantes
Os compostos OgRg e Oorg são agentes oxidantes fortes, pois o oxigênio neles está em um estado de oxidação positivo - -1 e +2 e, portanto, possuindo uma grande reserva de energia (alta afinidade eletrônica), eles atraem fortemente os elétrons devido ao desejo de oxigênio para entrar nos estados mais estáveis para ele.
Átomos ionizados de não metais em um estado de oxidação positivo e íons metálicos em um estado de alta oxidação com oxigênio formam moléculas neutras de óxidos CO, CO2, NO, N02, 302, SnO2, MnOa íons complexos contendo oxigênio N0, P04, 3O " , Cr0, MnOg, etc.
O alto nível eletroquímico de átomos desses elementos corresponde à fórmula pa pr Oxigênio é o segundo elemento mais eletronegativo (depois do flúor mais negativo), pode ser atribuído um estado de oxidação estável em compostos iguais a (-I) em fluoretos de oxigênio sua estado de oxidação é positivo. Os demais elementos do grupo VIA apresentam estados de oxidação (-I), (+ IV) e (Ch VI) em seus compostos, sendo o estado de oxidação estável para o enxofre (+ VI), e para os demais elementos (4-IV ). Por eletronegatividade
Quando o O2 interage com o agente oxidante mais forte P1Pv, forma-se uma substância O2[P1Pb], na qual o íon molecular Og é o cátion. Compostos nos quais o oxigênio tem um estado de oxidação positivo são os agentes oxidantes mais fortes e intensivos em energia, capazes de liberar energia química armazenada sob certas condições. Eles podem ser usados como oxidantes propulsores eficazes.
No entanto, a capacidade de anexar elétrons é muito menos pronunciada neles do que nos elementos correspondentes dos grupos VI e VII. Com o oxigênio, formam óxidos do tipo RjOj, apresentando o maior estado de oxidação positivo, igual a +5.
Bromo e iodo exibem estados de oxidação positivos em seus compostos com oxigênio e com halogênios mais eletronegativos. Bem estudados são os ácidos contendo oxigênio (e seus sais) desses elementos como HOHg (bromosos, sais são hipobromitos) e HOI (iodo, sais são hipoioditas) HBrO3 (bromosos, sais são bromatos) e NHS (iodo, sais são iodatos ) , bem como NbYub (orto-iódico, sais - orto-periodatos).
DEFINIÇÃO
Oxigênioé o oitavo elemento da Tabela Periódica. Está localizado no segundo período do VI grupo A do subgrupo. Designação - O.
O oxigênio natural consiste em três isótopos estáveis 16O (99,76%), 17O (0,04%) e 18O (0,2%).
A molécula diatômica de oxigênio mais estável é O 2 . É paramagnético e fracamente polarizado. Os pontos de fusão (-218,9 o C) e de ebulição (-183 o C) do oxigênio são muito baixos. O oxigênio é pouco solúvel em água. Em condições normais, o oxigênio é um gás incolor e inodoro.
O oxigênio líquido e sólido é atraído por um ímã, porque. suas moléculas são paramagnéticas. O oxigênio sólido é azul e o oxigênio líquido é azul. A coloração é devida à influência mútua das moléculas.
O oxigênio existe na forma de duas modificações alotrópicas - oxigênio O 2 e ozônio O 3.
O estado de oxidação do oxigênio em compostos
O oxigênio forma moléculas diatômicas de composição O 2 devido à indução de ligações apolares covalentes e, como se sabe, em compostos com ligações apolares, o estado de oxidação dos elementos é zero.
O oxigênio é caracterizado por um valor de eletronegatividade bastante alto, portanto, na maioria das vezes, exibe um estado de oxidação negativo igual a (-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).
Em compostos do tipo peróxido, o oxigênio exibe um estado de oxidação (-1) (H2O-12).
No composto OF 2, o oxigênio exibe um estado de oxidação positivo igual a (+2) , pois o flúor é o elemento mais eletronegativo e seu estado de oxidação é sempre (-1).
Como um derivado no qual o oxigênio exibe um estado de oxidação (+4) , podemos considerar a modificação alotrópica do oxigênio - ozônio O 3 (O +4 O 2).
Exemplos de resolução de problemas
EXEMPLO 1
(repetição)
II. Estado de oxidação (novo material)
Estado de oxidação- esta é a carga condicional que o átomo recebe como resultado do retorno completo (aceitação) dos elétrons, com base na condição de que todas as ligações do composto sejam iônicas.
Considere a estrutura dos átomos de flúor e sódio:
F +9)2)7
Na+11)2)8)1
- O que pode ser dito sobre a completude do nível externo de átomos de flúor e sódio?
- Qual átomo é mais fácil de aceitar e qual é mais fácil de dar elétrons de valência para completar o nível externo?
Ambos os átomos têm um nível externo incompleto?
É mais fácil para o átomo de sódio doar elétrons, para o flúor aceitar elétrons antes da conclusão do nível externo.
F 0 + 1ē → F -1 (um átomo neutro aceita um elétron negativo e adquire um estado de oxidação de "-1", transformando-se em íon carregado negativamente - ânion )
Na 0 – 1ē → Na +1 (um átomo neutro doa um elétron negativo e adquire um estado de oxidação de "+1", transformando-se em íon carregado positivamente - cátion )
Como determinar o estado de oxidação de um átomo no PSCE D.I. Mendeleev?
regras de definição estados de oxidação de um átomo em PSCE D.I. Mendeleiev:
1. hidrogênio geralmente exibe um estado de oxidação (CO) +1 (exceção, compostos com metais (hidretos) - hidrogênio tem CO igual a (-1) Me + n H n -1)
2. Oxigênio geralmente exibe CO -2 (exceções: O +2 F 2, H 2 O 2 -1 - peróxido de hidrogênio)
3. Metais apenas mostre + n CO positivo
4. Flúor sempre mostra CO igual -1 (F-1)
5. Para elementos principais subgrupos:
Mais alto CO (+) = número do grupo N grupos
Inferior CO (-) = N grupos – 8
Regras para determinar o estado de oxidação de um átomo em um composto:
I. Estado de oxidação átomos livres e átomos em moléculas substâncias simples é igual a zero - Na 0 , P 4 0 , O 2 0
II. NO substância complexa a soma algébrica de CO de todos os átomos, levando em consideração seus índices, é igual a zero = 0 , e em íon complexo sua carga.
Por exemplo, H +1 N +5 O 3 -2 : (+1)*1+(+5)*1+(-2)*3 = 0
2- : (+6)*1+(-2)*4 = -2
Exercício 1 - determinar os estados de oxidação de todos os átomos na fórmula do ácido sulfúrico H 2 SO 4?
1. Vamos anotar os estados de oxidação conhecidos do hidrogênio e do oxigênio e considerar o CO do enxofre como "x"
H +1 S x O 4 -2
(+1)*1+(x)*1+(-2)*4=0
X \u003d 6 ou (+6), portanto, o enxofre tem C O +6, ou seja, S+6
Tarefa 2 - determine os estados de oxidação de todos os átomos na fórmula do ácido fosfórico H 3 PO 4?
1. Vamos anotar os estados de oxidação conhecidos do hidrogênio e do oxigênio e considerar o CO do fósforo como "x"
H 3 +1 P x O 4 -2
2. Componha e resolva a equação, de acordo com a regra (II):
(+1)*3+(x)*1+(-2)*4=0
X \u003d 5 ou (+5), portanto, o fósforo tem C O +5, ou seja, P+5
Tarefa 3 - determinar os estados de oxidação de todos os átomos na fórmula do íon amônio (NH 4) + ?
1. Vamos anotar o estado de oxidação conhecido do hidrogênio e considerar o CO do nitrogênio como "x"
Os processos redox são de grande importância para a natureza animada e inanimada. Por exemplo, o processo de combustão pode ser atribuído ao OVR com a participação do oxigênio atmosférico. Nesta reação redox, ele exibe suas propriedades não metálicas.
Também exemplos de OVR são processos digestivos, respiratórios, fotossíntese.
Classificação
Dependendo se há uma mudança no valor do estado de oxidação dos elementos da substância inicial e do produto da reação, costuma-se subdividir todas as transformações químicas em dois grupos:
- redox;
- nenhuma mudança nos estados de oxidação.
Exemplos do segundo grupo são processos iônicos que ocorrem entre soluções de substâncias.
As reações de oxidação-redução são processos associados a uma mudança no estado de oxidação dos átomos que compõem os compostos originais.
O que é estado de oxidação
Esta é a carga condicional adquirida por um átomo em uma molécula quando os pares de elétrons das ligações químicas são deslocados para um átomo mais eletronegativo.
Por exemplo, na molécula de fluoreto de sódio (NaF), o flúor exibe a eletronegatividade máxima, portanto seu estado de oxidação é um valor negativo. O sódio nesta molécula será um íon positivo. A soma dos estados de oxidação em uma molécula é zero.
Opções de definição
Que tipo de íon é o oxigênio? Estados de oxidação positivos não são característicos dele, mas isso não significa que esse elemento não os apresente em certas interações químicas.
O próprio conceito de grau de oxidação tem caráter formal, não está associado à carga efetiva (real) do átomo. É conveniente usá-lo na classificação de produtos químicos, bem como no registro de processos em andamento.
regras de definição
Para não-metais, os estados de oxidação mais baixos e mais altos são diferenciados. Se oito for subtraído do número do grupo para determinar o primeiro indicador, então o segundo valor coincide basicamente com o número do grupo no qual este elemento químico está localizado. Por exemplo, em compostos, geralmente é -2. Esses compostos são chamados de óxidos. Por exemplo, essas substâncias incluem dióxido de carbono (dióxido de carbono), cuja fórmula é CO 2.
Os não-metais geralmente mostram o estado de oxidação máximo em ácidos e sais. Por exemplo, no ácido perclórico HClO 4, o halogênio tem valência VII (+7).
Peróxidos
O estado de oxidação do átomo de oxigênio em compostos é geralmente -2, com exceção dos peróxidos. São considerados compostos de oxigênio, que contêm um íon incompletamente reduzido na forma de O 2 2-, O 4 2-, O 2 -.
Os compostos de peróxido são divididos em dois grupos: simples e complexos. Compostos simples são aqueles em que o grupo peróxido está ligado ao átomo metálico ou íon por uma ligação química atômica ou iônica. Tais substâncias são formadas por metais alcalinos e alcalino-terrosos (exceto lítio e berílio). Com o aumento da eletronegatividade do metal dentro do subgrupo, observa-se uma transição do tipo de ligação iônica para a estrutura covalente.
Além dos peróxidos do tipo Me 2 O 2, os representantes do primeiro grupo (subgrupo principal) também possuem peróxidos na forma de Me 2 O 3 e Me 2 O 4 .
Se o oxigênio exibe um estado de oxidação positivo com flúor, em combinação com metais (em peróxidos) este indicador é -1.
Compostos peroxo complexos são substâncias onde este grupo atua como ligante. Substâncias semelhantes são formadas por elementos do terceiro grupo (subgrupo principal), bem como grupos subseqüentes.
Classificação de grupos peroxo complexos
Existem cinco grupos de tais compostos complexos. O primeiro são os peroxoácidos com a forma geral [Ep(O 2 2-) x L y ] z- . Nesse caso, os íons peróxido entram no íon complexo ou atuam como um ligante monodentado (E-O-O-), ponte (E-O-O-E), formando um complexo multinuclear.
Se o oxigênio exibe um estado de oxidação positivo com flúor, em combinação com metais alcalinos e alcalino-terrosos, é um não-metal típico (-1).
Um exemplo de tal substância é o ácido de Caro (ácido peroxomonomérico) na forma H 2 SO 5 . O grupo ligante peróxido em tais complexos atua como uma ponte entre átomos não metálicos, por exemplo, no ácido peroxodissulfúrico na forma H 2 S 2 O 8 - uma substância cristalina branca com baixo ponto de fusão.
O segundo grupo de complexos é formado por substâncias nas quais o grupo peroxo faz parte de um íon ou molécula complexa.
Eles são representados pela fórmula [E n (O 2) x L y] z.
Os três grupos restantes são peróxidos, que contêm água de cristalização, por exemplo, Na 2 O 2 × 8H 2 O, ou peróxido de hidrogênio de cristalização.
Como propriedades típicas de todas as substâncias de peróxido, destacamos sua interação com soluções ácidas, a liberação de oxigênio ativo durante a decomposição térmica.
Cloratos, nitratos, permanganatos, percloratos podem atuar como fonte de oxigênio.
difluoreto de oxigênio
Quando o oxigênio mostra um estado de oxidação positivo? Em conjunto com oxigênio mais eletronegativo) OF 2. É +2. Este composto foi obtido pela primeira vez por Paul Lebo no início do século XX, estudado um pouco mais tarde por Ruff.
O oxigênio exibe um estado de oxidação positivo quando combinado com o flúor. Sua eletronegatividade é 4, então a densidade de elétrons na molécula muda para o átomo de flúor.
Propriedades do fluoreto de oxigênio
Este composto está em estado líquido de agregação, é infinitamente miscível com oxigênio líquido, flúor e ozônio. A solubilidade em água fria é mínima.
Como se explica um estado de oxidação positivo? A Grande Enciclopédia do Petróleo explica que é possível determinar o estado de oxidação + (positivo) mais alto pelo número do grupo na tabela periódica. Este valor é determinado pelo maior número de elétrons que um átomo neutro pode ceder durante a oxidação completa.
O fluoreto de oxigênio é obtido pelo método alcalino, que envolve a passagem do gás flúor por uma solução aquosa de álcali.
Neste, além do fluoreto de oxigênio, também são formados ozônio e peróxido de hidrogênio.
Uma opção alternativa para a obtenção de fluoreto de oxigênio é realizar a eletrólise de uma solução de ácido fluorídrico. Parcialmente, este composto também é formado durante a combustão em uma atmosfera de flúor de água.
O processo procede de acordo com um mecanismo radical. Primeiro, é realizada a iniciação dos radicais livres, acompanhada pela formação de um biradical de oxigênio. O próximo passo é o processo dominante.
O difluoreto de oxigênio exibe propriedades oxidantes brilhantes. Sua força pode ser comparada com o flúor livre e, em termos do mecanismo do processo oxidativo, pode ser comparada com o ozônio. A reação necessita de uma alta energia de ativação, pois a formação do oxigênio atômico ocorre na primeira etapa.
A decomposição térmica desse óxido, em que o oxigênio é caracterizado por um estado de oxidação positivo, é uma reação monomolecular que começa em temperaturas acima de 200 °C.
Características distintivas
Quando o fluoreto de oxigênio entra na água quente, ocorre a hidrólise, cujos produtos serão o oxigênio molecular comum, bem como o fluoreto de hidrogênio.
O processo é significativamente acelerado em um ambiente alcalino. Uma mistura de água e vapor de difluoreto de oxigênio é explosiva.
Este composto reage intensamente com o mercúrio metálico, e em metais nobres (ouro, platina) forma apenas uma fina película de flúor. Essa propriedade explica a possibilidade de usar esses metais em temperatura normal para contato com o fluoreto de oxigênio.
No caso de um aumento da temperatura, ocorre a oxidação dos metais. Magnésio e alumínio são considerados os metais mais adequados para trabalhar com este composto de flúor.
Aços inoxidáveis e ligas de cobre mudam ligeiramente sua aparência original sob a influência do fluoreto de oxigênio.
A alta energia de ativação da decomposição desse composto de oxigênio com flúor permite que ele seja misturado com segurança a vários hidrocarbonetos, monóxido de carbono, e explica a possibilidade de usar o fluoreto de oxigênio como um excelente oxidante de combustível de foguete.
Conclusão
Os químicos realizaram uma série de experimentos que confirmaram a conveniência de usar esse composto em instalações de laser dinâmico a gás.
Questões relacionadas com a determinação dos estados de oxidação do oxigénio e outros não metais estão incluídas no curso de química escolar.
Tais habilidades são importantes porque permitem aos alunos do ensino médio dar conta das tarefas oferecidas nas provas do exame estadual unificado.
