Низшая степень окисления калия


Таблица степеней окисления химических элементов. Максимальная и минимальная степень окисления. Возможные степени окисления химических элементов.





Адрес этой страницы (вложенность) в справочнике dpva.ru:  главная страница  / / Техническая информация / / Химический справочник / / Таблица Менделеева. Названия. Электронные формулы. Молярные массы. Структурные формулы. Таблицы степеней окисления и валентности. Изотопы.  / / Таблица степеней окисления химических элементов. Максимальная и минимальная степень окисления. Возможные степени окисления химических элементов.

Поделиться:   

Таблица степеней окисления химических элементов. Возможные степени окисления химических элементов. Стандартные, высшие, низшие, редкие степени окисления, исключения. Максимальная степень окисления и минимальная степень окисления.

Степень окисления – это условный заряд атомов химического элемента в соединении, вычисленный из предположения, что все связи имеют ионный тип. Степени окисления могут иметь положительное, отрицательное или нулевое значение, поэтому алгебраическая сумма степеней окисления элементов в молекуле с учётом числа их атомов равна 0, а в ионе – заряду иона.
  1. Степени окисления металлов в соединениях всегда положительные.
  2. Высшая степень окисления соответствует номеру группы периодической системы, где находится данный элемент (исключение составляют: Au+3 (I группа), Cu+2 (II), из VIII группы степень окисления +8 может быть только у осмия Os и рутения Ru.
  3. Степени окисления неметаллов зависят от того, с каким атомом он соединён:
    • если с атомом металла, то степень окисления отрицательная;
    • если с атомом неметалла то степень окисления может быть и положительная, и отрицательная. Это зависит от электроотрицательности атомов элементов.
  4. Высшую отрицательную степень окисления неметаллов можно определить вычитанием из 8 номера группы, в которой находится данный элемент, т.е. высшая положительная степень окисления равна числу электронов на внешнем слое, которое соответствует номеру группы.
  5. Степени окисления простых веществ равны 0, независимо от того металл это или неметалл.
  6. В неорганической химии обычно применяется понятие степень окисления, а в органической химии — валентность, так как многие из неорганических веществ имеют немолекулярное строение, а органических — молекулярное.
Таблица: Элементы с неизменными степенями окисления.
Элемент Характерная степень окисления

Степени окисления (степени окисления)

 

Использование степеней окисления для определения того, что было окислено, а что восстановлено

Это наиболее распространенное использование степеней окисления.

Помните:

Окисление связано с увеличением степени окисления

Восстановление предполагает снижение степени окисления

В каждом из следующих примеров мы должны решить, включает ли реакция окислительно-восстановительный потенциал, и если да, то что было окислено, а что восстановлено.

Пример 1:

Это реакция между магнием и соляной кислотой или газообразным хлористым водородом:

Изменилась ли степень окисления чего-либо? Да, есть - у вас есть два элемента, которые находятся в соединениях с одной стороны уравнения и как несоединенные элементы с другой. Чтобы быть уверенным, проверьте все степени окисления :.

Степень окисления магния увеличилась - он окислился. Степень окисления водорода упала - она ​​уменьшилась.Хлор находится в одной и той же степени окисления по обе стороны уравнения - он не был окислен или восстановлен.

Пример 2:

Реакция между гидроксидом натрия и соляной кислотой:

Проверка всех степеней окисления:

Ничего не изменилось. Это не окислительно-восстановительная реакция.

Пример 3:

Это подлый! Реакция между хлором и холодным разбавленным раствором гидроксида натрия:

Очевидно, что хлор изменил степень окисления, потому что он попал в соединения, начиная с исходного элемента.Проверка всех степеней окисления показывает:

Хлор только вещь, чтобы изменить степень окисления. Он был окислен или восстановлен? Да! Обе! Один атом был восстановлен, потому что его степень окисления упала. Другой был окислен.

Это хороший пример реакции диспропорционирования . Реакция диспропорционирования - это реакция, в которой одно вещество одновременно окисляется и восстанавливается.

 

Использование степеней окисления для определения окислителя и восстановителя

Это лишь незначительное дополнение к последнему разделу.Если вы знаете, что было окислено, а что восстановлено, вы можете легко определить, что такое окислитель и восстановитель.

Пример 1

Это реакция между ионами хрома (III) и металлическим цинком:

Степень окисления хрома изменилась с +3 до +2, поэтому он был восстановлен. Цинк перешел от нулевой степени окисления в элементе до +2. Он окислился.

Итак, что делает сокращение? Это цинк - цинк отдает электроны ионам хрома (III).Итак, цинк - это восстановитель.

Точно так же вы можете определить, что окислителем должны быть ионы хрома (III), потому что они отбирают электроны у цинка.

Пример 2

Это уравнение реакции между ионами манганата (VII) и ионами железа (II) в кислых условиях. Это прорабатывается далее на странице.

Если взглянуть быстро, становится очевидно, что ионы железа (II) окислены до ионов железа (III).Каждый из них потерял электрон, а их степень окисления увеличилась с +2 до +3.

Водород все еще находится в степени окисления +1 до и после реакции, но ионы манганата (VII) явно изменились. Если определить степень окисления марганца, то она упала с +7 до +2 - снижение.

Итак, ионы железа (II) окислены, а ионы манганата (VII) восстановлены.

Что восстановило ионы манганата (VII) - ясно, что это ионы железа (II).Железо - единственное, что имеет измененную степень окисления. Итак, ионы железа (II) являются восстановителем.

Точно так же ионы манганата (VII) должны быть окислителем.

 

Использование степеней окисления для определения реакционных соотношений

Это иногда полезно, когда вам нужно выработать реакционные пропорции для использования в реакциях титрования, когда у вас недостаточно информации, чтобы разработать полное ионное уравнение.

Помните, что каждый раз, когда степень окисления изменяется на одну единицу, переносится один электрон. Если степень окисления одного вещества в реакции падает на 2, это означает, что оно приобрело 2 электрона.

Что-то еще в реакции должно терять эти электроны. Любое снижение степени окисления одним веществом должно сопровождаться повышением такой же степени окисления другим веществом.

 

Этот пример основан на информации из старого вопроса AQA уровня A.

Ионы, содержащие церий в степени окисления +4, являются окислителями. (Они сложнее, чем просто Ce 4+ .) Они могут окислять ионы, содержащие молибден, от степени окисления +2 до +6 (от Mo 2+ до MoO 4 2- ). При этом церий восстанавливается до степени окисления +3 (Ce 3+ ). Какие пропорции реагирования?

Степень окисления молибдена увеличивается на 4. Это означает, что степень окисления церия должна снизиться на 4 для компенсации.

Но степень окисления церия в каждом из его ионов падает только с +4 до +3, то есть на 1. Таким образом, очевидно, что на каждый ион молибдена должно приходиться 4 иона церия.

Процент реагентов: 4 церийсодержащих иона на 1 ион молибдена.

 

Или, если взять более общий пример, включающий ионы железа (II) и ионы манганата (VII). , ,

Раствор манганата калия (VII), KMnO 4 , подкисленный разбавленной серной кислотой, окисляет ионы железа (II) до ионов железа (III).При этом ионы манганата (VII) восстанавливаются до ионов марганца (II). Используйте степени окисления, чтобы составить уравнение реакции.

Степень окисления марганца в ионе манганата (VII) +7. Название говорит вам об этом, но попробуйте еще раз для практики!

При переходе к ионам марганца (II) степень окисления марганца снизилась на 5. Каждый ион железа (II), который вступает в реакцию, увеличивает степень окисления на 1. Это означает, что должно быть пять ионов железа (II), реагирующих на каждый ион манганата (VII).

Таким образом, левая часть уравнения будет: MnO 4 - + 5Fe 2+ +?

Правая часть будет: Mn 2+ + 5Fe 3+ +?

После этого вам придется гадать, как уравновесить оставшиеся атомы и заряды. В этом случае, например, весьма вероятно, что кислород попадет в воду. Это означает, что вам откуда-то нужен водород.

Это не проблема, потому что реакция протекает в растворе кислоты, поэтому водород вполне может происходить из ионов водорода.

В конечном итоге вы получите это:

Лично я предпочел бы выводить эти уравнения из электронных полууравнений!

,

Тенденции состояния окисления в группе 4

ТЕНДЕНЦИИ СОСТОЯНИЯ ОКИСЛЕНИЯ В ГРУППЕ 4

 

На этой странице исследуются степени окисления (степени окисления), показанные элементами 4 группы - углеродом (C), кремнием (Si), германием (Ge), оловом (Sn) и свинцом (Pb). Он обращает внимание на возрастающую тенденцию элементов образовывать соединения со степенью окисления +2, особенно в отношении олова и свинца.


Примечание: Если вас не устраивают процессы окисления и восстановления (включая использование степеней окисления), обязательно перейдите по этой ссылке, прежде чем идти дальше.

Используйте кнопку НАЗАД в браузере, чтобы быстро вернуться на эту страницу.



Некоторые примеры трендов степеней окисления

Общая тенденция

Типичная степень окисления, показанная элементами в группе 4, составляет +4, обнаруживается в таких соединениях, как CCl 4 , SiCl 4 и SnO 2 .


Предупреждение: Не попадайтесь в ловушку, цитируя CH 4 в качестве примера углерода с типичной степенью окисления +4.Поскольку углерод более электроотрицателен, чем водород, его степень окисления в этом случае составляет -4!


Однако по мере того, как вы спускаетесь по Группе, появляется все больше и больше примеров, где степень окисления +2, таких как SnCl 2 , PbO и Pb 2+ .

В случае олова состояние +4 по-прежнему более стабильно, чем состояние +2, но к тому времени, когда вы становитесь лидером, состояние +2 становится более стабильным и доминирует в химическом составе свинца.

 

Пример из химии углерода

Единственный распространенный пример степени окисления +2 в химии углерода встречается в монооксиде углерода, CO.Окись углерода является сильным восстановителем, потому что она легко окисляется до двуокиси углерода, где степень окисления более термодинамически стабильна +4.

Например, окись углерода восстанавливает многие оксиды горячего металла до металла - реакция, которая используется, например, при извлечении железа в доменной печи.

 

Примеры из химии олова

К тому времени, как вы перейдете в группу до олова, состояние +2 становится все более распространенным, и существует хороший диапазон соединений олова (II) и олова (IV).Однако олово (IV) по-прежнему является более стабильной степенью окисления олова.

Это означает, что превратить соединения олова (II) в соединения олова (IV) будет довольно просто. Лучше всего это проявляется в том, что ионы Sn 2+ в растворе являются хорошими восстановителями.

Например, раствор, содержащий ионы олова (II) (например, раствор хлорида олова (II)), восстанавливает раствор йода до иодид-ионов. При этом ионы олова (II) окисляются до ионов олова (IV).


Примечание: Для простоты я пишу это уравнение (и несколько следующих) так, как если бы продукт содержал простые ионы олова (IV).На самом деле простых ионов олова (IV) в растворе не существует. В этих примерах они обычно будут частью гораздо более крупного комплексного иона. Не беспокойтесь об этом на этом уровне.


Ионы олова (II) также восстанавливают ионы железа (III) до ионов железа (II). Например, раствор хлорида олова (II) восстанавливает раствор хлорида железа (III) до раствора хлорида железа (II). При этом ионы олова (II) окисляются до более стабильных ионов олова (IV).

 

Ионы олова (II) также, конечно, легко окисляются мощными окислителями, такими как подкисленный раствор манганата (VII) (раствор перманганата калия).Эту реакцию можно использовать как титрование для определения концентрации ионов олова (II) в растворе.


Примечание: Если вас не устраивают расчеты титрования (в том числе с использованием манганата калия (VII)), возможно, вас заинтересует моя книга расчетов по химии.


И как последний пример. , ,

В органической химии олово и концентрированная соляная кислота традиционно используются для восстановления нитробензола до фениламина (анилина).В этой реакции олово сначала окисляется до ионов олова (II), а затем до предпочтительных ионов олова (IV).


Примечание: Эта реакция подробно рассматривается в разделе органической химии сайта на странице, посвященной получению фениламина.

Используйте кнопку НАЗАД в браузере, чтобы вернуться на эту страницу, если вы решите перейти по этой ссылке.



Примеры из химии свинца

Со свинцом ситуация обратная.На этот раз степень окисления свинца (II) более стабильна, и существует сильная тенденция для соединений свинца (IV) реагировать с образованием соединений свинца (II).

Хлорид свинца (IV), например, разлагается при комнатной температуре с образованием хлорида свинца (II) и газообразного хлора:

. , , и оксид свинца (IV) разлагается при нагревании с образованием оксида свинца (II) и кислорода.

Оксид свинца (IV) также реагирует с концентрированной соляной кислотой, окисляя некоторые хлорид-ионы в кислоте до газообразного хлора.Опять же, отрыв снижается с +4 до более стабильного состояния +2.

 

Попытка объяснить тенденции в степенях окисления

Нет ничего удивительного в нормальной степени окисления группы +4.

Все элементы в группе имеют внешнюю электронную структуру ns 2 np x 1 np y 1 , где n изменяется от 2 (для углерода) до 6 (для свинца). В степени окисления +4 все эти внешние электроны непосредственно участвуют в связывании.

По мере того, как вы приближаетесь к нижней части группы, наблюдается возрастающая тенденция к тому, чтобы пара s 2 не использовалась при склеивании. Это часто известно как эффект инертной пары - и является доминирующим в химии свинца.

Однако простое название «эффект инертной пары» ничего не объясняет. Вам нужно посмотреть на два разных объяснения в зависимости от того, говорите ли вы об образовании ионных или ковалентных связей.


Примечание: Весьма вероятно, что то, что следует ниже, намного превышает то, что вам нужно для целей UK A level (или его эквивалента) - , и предназначено в основном для интереса. Чтобы быть уверенным, обратитесь к своей программе и, что более важно, к прошлым экзаменационным работам и схемам оценок. Если вы готовитесь к экзамену в Великобритании и еще не сдали его, перейдите по этой ссылке на страницу учебных программ, чтобы узнать, как их получить.


Эффект инертной пары в образовании ионных связей

Если элементы в группе 4 образуют 2+ иона, они теряют p-электроны, оставляя пару s 2 неиспользованной.Например, чтобы сформировать ион свинца (II), свинец потеряет два 6p-электрона, но 6s-электроны останутся неизменными - «инертная пара».

Обычно можно ожидать, что энергия ионизации будет падать по мере того, как вы спускаетесь вниз по группе, когда электроны удаляются от ядра. В группе 4 этого не происходит.

На этой первой диаграмме показано, как общая энергия ионизации, необходимая для образования ионов 2+, изменяется по мере продвижения вниз по группе. Все значения указаны в кДж / моль -1 .

Обратите внимание на небольшое увеличение между оловом и свинцом.

Это означает, что удалить p-электроны из свинца немного сложнее, чем из олова.

Однако, если вы посмотрите на картину потери всех четырех электронов, расхождение между оловом и свинцом будет гораздо более заметным. Относительно большое увеличение между оловом и свинцом должно быть связано с тем, что пару 6s 2 значительно труднее удалить из свинца, чем соответствующую пару 5s 2 из олова.

Опять же, все значения указаны в кДж / моль -1 , и две диаграммы имеют примерно одинаковый масштаб.

Причины всего этого лежат в теории относительности. С более тяжелыми элементами, такими как свинец, происходит так называемое релятивистское сжатие электронов, которое имеет тенденцию притягивать электроны к ядру ближе, чем вы могли бы ожидать. Поскольку они расположены ближе к ядру, их труднее удалить. Чем тяжелее элемент, тем сильнее этот эффект.

Это влияет на s-электроны гораздо больше, чем на p-электроны.

В случае свинца релятивистское сжатие делает удаление 6s-электронов энергетически более трудным, чем вы могли ожидать.Термины, выделяющие энергию при образовании ионов (например, энтальпия решетки или энтальпия гидратации), очевидно, недостаточны для компенсации этой дополнительной энергии. Это означает, что образование ионов 4+ в свинце не имеет энергетического смысла.


Примечание: Если вы хотите узнать больше о релятивистском сжатии, попробуйте поискать в Google электронов релятивистского сжатия - но ожидайте, что вам придется заняться тяжелым чтением!


Эффект инертной пары в образовании ковалентных связей

Вам нужно подумать, почему углерод обычно образует четыре ковалентные связи, а не две.

Внешняя электронная структура углерода в обозначении электронов в ящиках выглядит следующим образом:

Есть только два неспаренных электрона. Однако, прежде чем углерод образует связи, он обычно продвигает один из s-электронов на пустую p-орбиталь.

Остается 4 неспаренных электрона, которые (после гибридизации) могут образовывать 4 ковалентные связи.

Стоит предоставить энергию для продвижения s-электрона, потому что тогда углерод может образовывать в два раза больше ковалентных связей.Каждая образующаяся ковалентная связь высвобождает энергию, и этого более чем достаточно для обеспечения энергией, необходимой для продвижения по службе.

Одно из возможных объяснений нежелания свинца делать то же самое заключается в падении энергии облигаций по мере того, как вы спускаетесь по Группе. Энергия связи имеет тенденцию падать по мере того, как атомы становятся больше, а связующая пара находится дальше от двух ядер и лучше экранируется от них.

Например, энергии, высвобождаемой при образовании двух дополнительных связей Pb-X (где X представляет собой H или Cl или что-то еще), может больше не хватить для компенсации дополнительной энергии, необходимой для продвижения электрона 6s на пустую орбиталь 6p.

Это, конечно, было бы еще хуже, если бы энергетический зазор между 6s и 6p-орбиталями был увеличен за счет релятивистского сжатия 6s-орбитали.

 
 

Куда бы вы сейчас хотели пойти?

В меню группы 4. , ,

В меню «Неорганическая химия». , ,

В главное меню. , ,

 

© Джим Кларк 2004 (изменено в марте 2015 г.)

.

Общая химия / окислительно-восстановительные реакции / степень окисления - Викиучебники, открытые книги для открытого мира

Из Wikibooks, открытые книги для открытого мира

Перейти к навигации Перейти к поиску
Найдите Общая химия / окислительно-восстановительные реакции / степень окисления в одном из родственных проектов Викиучебника: Викиучебник не имеет страницы с таким точным названием.

Другие причины, по которым это сообщение может отображаться:

  • Если страница была создана здесь недавно, она может еще не отображаться из-за задержки обновления базы данных; подождите несколько минут и попробуйте функцию очистки.
  • Заголовки в Викиучебниках чувствительны к регистру , за исключением первого символа; Пожалуйста, проверьте альтернативные заглавные буквы и подумайте о добавлении перенаправления сюда к правильному заголовку.
  • Если страница была удалена, проверьте журнал удалений и просмотрите политику удаления.
,

Расчет степени окисления углерода - Master Organic Chemistry

Формализм состояния окисления

К концу Gen Chem расчет степени окисления различных металлов должен быть довольно привычным.

Вот что вы делаете. Возьмем, например, типичное соединение - FeCl 3 . Относитесь к каждой связи между металлом и отдельным атомом, как если бы это была ионная связь. Это означает, что более электроотрицательные элементы (например, хлор или кислород) несут отрицательный заряд, а менее электроотрицательный элемент (например, металл) несет положительный заряд.

Если соединение нейтральное, сумма степеней окисления также должна быть нейтральной. (Если соединение имеет заряд, вы соответственно регулируете степени окисления, чтобы их сумма была равна заряду).

1. Расчет степеней окисления неорганических соединений

А теперь интересное упражнение. Попробуйте применить те же правила к углероду.

Это будет немного странно. Зачем? Потому что есть два ключевых различия.

  • Первые , углерод часто более электроотрицательный (2.5), чем некоторые из атомов, с которыми он связан (например, H, 2.2). Так что же делать в этом случае?
  • Во-вторых, в отличие от связей металл-металл, связи углерод-углерод встречаются повсеместно. Так как же с ними справиться?

Два ответа.

  1. В связи C-H H рассматривается, как если бы он имел степень окисления +1. Это означает, что каждая связь CH будет уменьшать степень окисления углерода на 1.
  2. Любые две связи между одним и тем же атомом не влияют на степень окисления (напомним, что степень окисления Cl в Cl-Cl (и степень окисления H в HH ) равен нулю.Таким образом, углерод, присоединенный к 4 атомам углерода, имеет нулевую степень окисления.

Таким образом, в отличие от металлов, которые почти всегда находятся в положительной степени окисления, степень окисления углерода может широко варьироваться от -4 (в CH 4 ) до +4 (например, в CO 2 ). Вот несколько примеров.

2. Расчет степени окисления углерода


(Не забывайте, что это неспроста называется «формализмом». На самом деле заряд углерода не равен +4 или –4.Но формализм степени окисления помогает нам отслеживать, куда идут электроны, что очень скоро пригодится).

С пониманием того, как рассчитать степени окисления углерода, мы готовы к следующему шагу: понимание изменяет степени окисления углерода посредством реакций, известных как окисления (где степень окисления увеличивается), и восстановлений (где степень окисления снижена). Подробнее об этом в следующий раз.

.

Смотрите также