Metal que presenta estado de oxidación 1 en compuestos. Estados de oxidación de elementos químicos. Cómo calcular los estados de oxidación.

Electronegatividad, como otras propiedades de los átomos. elementos químicos, cambia periódicamente al aumentar el número de serie del elemento:

El gráfico anterior muestra la periodicidad de los cambios en la electronegatividad de los elementos de los subgrupos principales según el número atómico del elemento.

Cuando se mueve hacia abajo en un subgrupo de la tabla periódica, la electronegatividad de los elementos químicos disminuye y cuando se mueve hacia la derecha a lo largo del período aumenta.

La electronegatividad refleja la no metalicidad de los elementos: cuanto mayor es el valor de electronegatividad, más propiedades no metálicas tiene el elemento.

Estado de oxidación

¿Cómo calcular el estado de oxidación de un elemento en un compuesto?

1) El estado de oxidación de los elementos químicos en sustancias simples es siempre cero.

2) Hay elementos que aparecen en sustancias complejas. grado constante oxidación:

3) Existen elementos químicos que presentan un estado de oxidación constante en la gran mayoría de los compuestos. Estos elementos incluyen:

Elemento	Estado de oxidación en casi todos los compuestos.	Excepciones
hidrógeno H	+1	Hidruros de metales alcalinos y alcalinotérreos, por ejemplo:
oxígeno O	-2	Peróxidos de hidrógeno y metales: fluoruro de oxígeno -

4) La suma algebraica de los estados de oxidación de todos los átomos de una molécula es siempre cero. La suma algebraica de los estados de oxidación de todos los átomos de un ion es igual a la carga del ion.

5) El estado de oxidación más alto (máximo) es igual al número del grupo. Las excepciones que no entran en esta regla son los elementos del subgrupo secundario del grupo I, los elementos del subgrupo secundario del grupo VIII, así como el oxígeno y el flúor.

Elementos químicos cuyo número de grupo no coincide con su mayor estado de oxidación (obligatorio recordar)

6) El estado de oxidación más bajo de los metales es siempre cero, y el estado de oxidación más bajo de los no metales se calcula mediante la fórmula:

estado de oxidación más bajo del no metal = número de grupo - 8

Según las reglas presentadas anteriormente, es posible establecer el estado de oxidación de un elemento químico en cualquier sustancia.

Encontrar los estados de oxidación de elementos en varios compuestos.

Ejemplo 1

Determine los estados de oxidación de todos los elementos del ácido sulfúrico.

Solución:

Escribamos la fórmula del ácido sulfúrico:

El estado de oxidación del hidrógeno en todas las sustancias complejas es +1 (excepto los hidruros metálicos).

El estado de oxidación del oxígeno en todas las sustancias complejas es -2 (excepto los peróxidos y el fluoruro de oxígeno OF 2). Ordenemos los estados de oxidación conocidos:

Denotemos el estado de oxidación del azufre como X:

La molécula de ácido sulfúrico, como la molécula de cualquier sustancia, generalmente es eléctricamente neutra, porque la suma de los estados de oxidación de todos los átomos de una molécula es cero. Esquemáticamente esto se puede representar de la siguiente manera:

Aquellos. obtuvimos la siguiente ecuación:

Resolvámoslo:

Por tanto, el estado de oxidación del azufre en ácido sulfúrico es +6.

Ejemplo 2

Determine el estado de oxidación de todos los elementos del dicromato de amonio.

Solución:

Escribamos la fórmula del dicromato de amonio:

Como en el caso anterior, podemos ordenar los estados de oxidación del hidrógeno y del oxígeno:

Sin embargo, vemos que se desconocen los estados de oxidación de dos elementos químicos a la vez: nitrógeno y cromo. Por tanto, no podemos encontrar estados de oxidación de forma similar al ejemplo anterior (una ecuación con dos variables no tiene una única solución).

Llamamos la atención sobre el hecho de que esta sustancia pertenece a la clase de las sales y, en consecuencia, tiene una estructura iónica. Entonces podemos decir con razón que la composición del dicromato de amonio incluye cationes NH 4 + (la carga de este catión se puede ver en la tabla de solubilidad). En consecuencia, dado que la unidad fórmula del dicromato de amonio contiene dos cationes NH 4 + con carga única positiva, la carga del ion dicromato es igual a -2, ya que la sustancia en su conjunto es eléctricamente neutra. Aquellos. la sustancia está formada por cationes NH 4 + y aniones Cr 2 O 7 2-.

Conocemos los estados de oxidación del hidrógeno y el oxígeno. Sabiendo que la suma de los estados de oxidación de los átomos de todos los elementos de un ion es igual a la carga, y denotando los estados de oxidación del nitrógeno y del cromo como X Y y en consecuencia, podemos escribir:

Aquellos. obtenemos dos ecuaciones independientes:

Resolviendo lo cual encontramos X Y y:

Así, en el dicromato de amonio los estados de oxidación del nitrógeno son -3, hidrógeno +1, cromo +6 y oxígeno -2.

Cómo determinar los estados de oxidación de los elementos en materia orgánica Ah, puedes leerlo.

Valencia

La valencia de los átomos se indica con números romanos: I, II, III, etc.

Las capacidades de valencia de un átomo dependen de la cantidad:

1) electrones desapareados

2) pares de electrones solitarios en los orbitales de los niveles de valencia

3) vacío orbitales de electrones nivel de valencia

Posibilidades de valencia del átomo de hidrógeno.

Representemos la fórmula gráfica electrónica del átomo de hidrógeno:

Se ha dicho que tres factores pueden influir en las posibilidades de valencia: la presencia de electrones desapareados, la presencia de pares de electrones solitarios en el nivel exterior y la presencia de orbitales vacantes (vacíos) en el nivel exterior. Vemos en el exterior (y sólo) nivel de energía un electrón desapareado. En base a esto, el hidrógeno definitivamente puede tener una valencia I. Sin embargo, en el primer nivel de energía solo hay un subnivel: s, aquellos. El átomo de hidrógeno en el nivel exterior no tiene pares de electrones solitarios ni orbitales vacíos.

Por tanto, la única valencia que puede exhibir un átomo de hidrógeno es I.

Posibilidades de valencia del átomo de carbono.

Consideremos estructura electronicaátomo de carbono. En el estado fundamental, la configuración electrónica de su nivel exterior es la siguiente:

Aquellos. en el estado fundamental, en el nivel de energía exterior del átomo de carbono no excitado, hay 2 electrones desapareados. En este estado puede presentar una valencia de II. Sin embargo, el átomo de carbono entra muy fácilmente en un estado excitado cuando se le imparte energía, y la configuración electrónica de la capa exterior en este caso toma la forma:

A pesar de que se gasta una cierta cantidad de energía en el proceso de excitación del átomo de carbono, el gasto se compensa con creces mediante la formación de cuatro enlaces covalentes. Por este motivo, la valencia IV es mucho más característica del átomo de carbono. Por ejemplo, el carbono tiene valencia IV en las moléculas de dióxido de carbono, ácido carbónico y absolutamente en todas las sustancias orgánicas.

Además de los electrones no apareados y los pares de electrones solitarios, la presencia de orbitales de nivel de valencia () vacantes también afecta las posibilidades de valencia. La presencia de tales orbitales en el nivel lleno conduce al hecho de que el átomo puede actuar como aceptor de pares de electrones, es decir formar enlaces covalentes adicionales a través de un mecanismo donante-aceptor. Por ejemplo, contrariamente a lo esperado, en la molécula de monóxido de carbono CO el enlace no es doble, sino triple, como se muestra claramente en la siguiente ilustración:

Posibilidades de valencia del átomo de nitrógeno.

Escribamos la fórmula gráfica electrónica para el nivel de energía externo del átomo de nitrógeno:

Como se puede ver en la ilustración anterior, el átomo de nitrógeno en su Condicion normal tiene 3 electrones desapareados y, por tanto, es lógico suponer que tiene una valencia III. De hecho, se observa una valencia de tres en las moléculas de amoníaco (NH 3), ácido nitroso (HNO 2), tricloruro de nitrógeno (NCl 3), etc.

Se dijo anteriormente que la valencia de un átomo de un elemento químico depende no solo del número de electrones desapareados, sino también de la presencia de pares de electrones solitarios. Esto se debe al hecho de que se puede formar un enlace químico covalente no solo cuando dos átomos se proporcionan un electrón entre sí, sino también cuando un átomo con un par de electrones solitarios, el donante (), lo proporciona a otro átomo con un vacío ( ) nivel de valencia orbital (aceptor). Aquellos. Para el átomo de nitrógeno, la valencia IV también es posible debido a un enlace covalente adicional formado por el mecanismo donador-aceptor. Por ejemplo, durante la formación de un catión de amonio se observan cuatro enlaces covalentes, uno de los cuales está formado por el mecanismo donante-aceptor:

A pesar de que uno de los enlaces covalentes se forma según el mecanismo donante-aceptor, todos Conexiones NH en el catión amonio son absolutamente idénticos y no se diferencian entre sí en ningún aspecto.

El átomo de nitrógeno no es capaz de presentar una valencia igual a V. Esto se debe al hecho de que es imposible para un átomo de nitrógeno pasar a un estado excitado, en el que dos electrones están emparejados con la transición de uno de ellos a un orbital libre que tiene el nivel de energía más cercano. El átomo de nitrógeno no tiene d-subnivel, y la transición al orbital 3s es tan costosa energéticamente que los costos energéticos no se cubren con la formación de nuevos enlaces. Muchos se preguntarán cuál es la valencia del nitrógeno, por ejemplo, en las moléculas. Ácido nítrico¿HNO 3 u óxido de nitrógeno N 2 O 5? Curiosamente, la valencia también es IV, como se desprende de las siguientes fórmulas estructurales:

La línea de puntos de la ilustración muestra el llamado deslocalizado π -conexión. Por esta razón, los bonos terminales NO pueden denominarse “bonos de uno y medio”. Enlaces similares de un año y medio también están presentes en la molécula de ozono O 3, benceno C 6 H 6, etc.

Posibilidades de valencia del fósforo.

Representemos la fórmula gráfica electrónica del nivel de energía externo del átomo de fósforo:

Como vemos, la estructura de la capa exterior del átomo de fósforo en el estado fundamental y del átomo de nitrógeno es la misma y, por lo tanto, es lógico esperar para el átomo de fósforo, así como para el átomo de nitrógeno, posibles valencias iguales a I, II, III y IV, tal como se observa en la práctica.

Sin embargo, a diferencia del nitrógeno, el átomo de fósforo también tiene d-subnivel con 5 orbitales vacantes.

En este sentido, es capaz de pasar a un estado excitado, vaporizando electrones 3 s-orbitales:

Por tanto, es posible la valencia V para el átomo de fósforo, inaccesible al nitrógeno. Por ejemplo, el átomo de fósforo tiene una valencia de cinco en moléculas de compuestos como el ácido fosfórico, haluros de fósforo (V), óxido de fósforo (V), etc.

Posibilidades de valencia del átomo de oxígeno.

La fórmula gráfica electrónica para el nivel de energía externa de un átomo de oxígeno tiene la forma:

Vemos dos electrones desapareados en el segundo nivel y, por lo tanto, la valencia II es posible para el oxígeno. Cabe señalar que esta valencia del átomo de oxígeno se observa en casi todos los compuestos. Arriba, al considerar las capacidades de valencia del átomo de carbono, discutimos la formación de la molécula de monóxido de carbono. El enlace en la molécula de CO es triple, por lo tanto, el oxígeno allí es trivalente (el oxígeno es un donante de pares de electrones).

Debido al hecho de que el átomo de oxígeno no tiene un exterior d-subnivel, apareamiento de electrones s Y pag- Los orbitales son imposibles, por lo que las capacidades de valencia del átomo de oxígeno son limitadas en comparación con otros elementos de su subgrupo, por ejemplo, el azufre.

Posibilidades de valencia del átomo de azufre.

Nivel de energía externo de un átomo de azufre en estado no excitado:

El átomo de azufre, al igual que el átomo de oxígeno, normalmente tiene dos electrones desapareados, por lo que podemos concluir que es posible una valencia de dos para el azufre. De hecho, el azufre tiene valencia II, por ejemplo, en la molécula de sulfuro de hidrógeno H 2 S.

Como vemos, el átomo de azufre aparece a nivel externo. d-subnivel con orbitales vacantes. Por esta razón, el átomo de azufre es capaz de ampliar sus capacidades de valencia, a diferencia del oxígeno, debido a la transición a estados excitados. Por lo tanto, al emparejar un par de electrones solitario 3 pag-subnivel, el átomo de azufre adquiere la configuración electrónica del nivel exterior de la siguiente forma:

En este estado, el átomo de azufre tiene 4 electrones desapareados, lo que nos dice que los átomos de azufre pueden exhibir una valencia de IV. De hecho, el azufre tiene valencia IV en las moléculas SO 2, SF 4, SOCl 2, etc.

Al emparejar el segundo par de electrones solitario ubicado en 3 s-subnivel, el nivel de energía externo adquiere la configuración:

En este estado, se hace posible la manifestación de la valencia VI. Ejemplos de compuestos con azufre VI-valente son SO 3, H 2 SO 4, SO 2 Cl 2, etc.

De manera similar, podemos considerar las posibilidades de valencia de otros elementos químicos.

Al estudiar los enlaces químicos polares iónicos y covalentes, se familiarizó con sustancias complejas que constan de dos elementos químicos. Estas sustancias se denominan binarias (del latín bi - dos) o de dos elementos.

Recordemos los compuestos binarios típicos que citamos como ejemplo para considerar los mecanismos de formación de enlaces químicos polares iónicos y covalentes: NaCl - cloruro de sodio y HCl - cloruro de hidrógeno.

En el primer caso, el enlace es iónico: el átomo de sodio transfirió su electrón externo al átomo de cloro y se convirtió en un ion con una carga de +1, y el átomo de cloro aceptó un electrón y se convirtió en un ion con una carga de - 1. Esquemáticamente, el proceso de conversión de átomos en iones se puede representar de la siguiente manera:

En la molécula de cloruro de hidrógeno HC1, se forma un enlace químico debido al emparejamiento de electrones externos desapareados y la formación de un par de electrones común de átomos de hidrógeno y cloro:

Es más correcto imaginar la formación de un enlace covalente en una molécula de cloruro de hidrógeno como la superposición de la nube s de un electrón del átomo de hidrógeno con la nube p de un electrón del átomo de cloro:

Durante una interacción química, el par de electrones común se desplaza hacia el átomo de cloro, más electronegativo: , es decir, el electrón no se transferirá completamente del átomo de hidrógeno al átomo de cloro, sino parcialmente, determinando así la carga parcial de los átomos 5 (ver Artículo 12): . Si imaginamos que en la molécula de cloruro de hidrógeno HCl, así como en la de cloruro de sodio NaCl, el electrón se ha transferido completamente del átomo de hidrógeno al átomo de cloro, entonces recibirían cargas +1 y -1: . Estas cargas convencionales se denominan estados de oxidación. Al definir este concepto, se supone convencionalmente que en los compuestos polares covalentes los electrones de enlace se transfieren completamente a un átomo más electronegativo y, por lo tanto, los compuestos constan únicamente de iones cargados positiva y negativamente.

El número de oxidación puede tener valores negativos, positivos o cero, que normalmente se colocan encima del símbolo del elemento en la parte superior, por ejemplo:

Aquellos átomos que han aceptado electrones de otros átomos o a los que se desplazan pares de electrones comunes, es decir, átomos de elementos más electronegativos, tienen un estado de oxidación negativo. El flúor siempre tiene un estado de oxidación de -1 en todos los compuestos. El oxígeno, segundo elemento después del flúor en términos de electronegatividad, casi siempre tiene un estado de oxidación -2, excepto los compuestos con flúor, por ejemplo:

Se asigna un estado de oxidación positivo a aquellos átomos que donan sus electrones a otros átomos o de los que se extraen pares de electrones comunes, es decir, átomos de elementos menos electronegativos. Los metales en los compuestos siempre tienen un estado de oxidación positivo. Para los metales de los subgrupos principales: grupo I (grupo IA) en todos los compuestos el estado de oxidación es +1, grupo II (grupo IIA) es +2, grupo III (grupo IIIA) es +3, por ejemplo:

pero en compuestos con metales, el hidrógeno tiene un estado de oxidación de -1:

Los átomos en moléculas de sustancias simples y los átomos en estado libre tienen un estado de oxidación cero, por ejemplo:

Cercano al concepto de "estado de oxidación" está el concepto de "valencia", con el que se familiarizó al considerar un enlace químico covalente. Sin embargo, esto no es lo mismo.

El concepto de “valencia” es aplicable a sustancias que tienen una estructura molecular. La gran mayoría de sustancias orgánicas con las que te familiarizarás en el grado 10 tienen exactamente esta estructura. En el curso básico de la escuela se estudia química inorgánica, cuyo tema son las sustancias de estructura tanto molecular como no molecular, por ejemplo iónica. Por tanto, es preferible utilizar el concepto de “estado de oxidación”.

¿Cuál es la diferencia entre valencia y estado de oxidación?

A menudo, la valencia y el número de oxidación coinciden numéricamente, pero la valencia no tiene signo de carga, pero el número de oxidación sí. Por ejemplo, el hidrógeno monovalente tiene los siguientes estados de oxidación en diversas sustancias:

Parecería que el flúor monovalente, el elemento más electronegativo, debería tener una completa coincidencia de estado de oxidación y valores de valencia. Después de todo, su átomo es capaz de formar un solo enlace covalente, ya que le falta un electrón para completar la capa electrónica externa. Sin embargo, aquí también hay una diferencia:

La valencia y el estado de oxidación difieren aún más si no coinciden numéricamente. Por ejemplo:

En los compuestos, el estado de oxidación total es siempre cero. Conociendo esto y el estado de oxidación de uno de los elementos, es posible encontrar el estado de oxidación de otro elemento utilizando la fórmula, por ejemplo, un compuesto binario. Entonces, encontremos el estado de oxidación del cloro en el compuesto C1 2 O 7.

Denotamos el estado de oxidación del oxígeno: . Por tanto, siete átomos de oxígeno tendrán una carga negativa total de (-2) × 7 = -14. Entonces la carga total de dos átomos de cloro será igual a +14, y de un átomo de cloro: (+14): 2 = +7. Por tanto, el estado de oxidación del cloro es.

De manera similar, conociendo los estados de oxidación de los elementos, se puede crear una fórmula para un compuesto, por ejemplo, el carburo de aluminio (un compuesto de aluminio y carbono).

Es fácil ver que trabajaste de manera similar con el concepto de “valencia” cuando derivaste la fórmula de un compuesto covalente o determinaste la valencia de un elemento a partir de la fórmula de su compuesto.

Los nombres de los compuestos binarios se forman a partir de dos palabras: los nombres de los elementos químicos incluidos en su composición. La primera palabra denota la parte electronegativa del compuesto: no metal; su nombre latino con el sufijo -id siempre está en el caso nominativo. La segunda palabra denota la parte electropositiva: un metal o elemento menos electronegativo, su nombre siempre aparece en; caso genitivo:

Por ejemplo: NaCl - cloruro de sodio, MgS - sulfuro de magnesio, KH - hidruro de potasio, CaO - óxido de calcio. Si un elemento electropositivo presenta diferentes estados de oxidación, esto se refleja en el nombre, indicando el grado de oxidación con un número romano, que se coloca al final del nombre, por ejemplo: - óxido de hierro (II) (léase “óxido de hierro dos”), - óxido de hierro (III) (léase “óxido de hierro tres”).

Si un compuesto consta de dos elementos no metálicos, entonces se agrega el sufijo -id al nombre del más electronegativo de ellos, y el segundo componente se coloca después de este en el caso genitivo. Por ejemplo: - fluoruro de oxígeno (II), - óxido de azufre (IV) y - óxido de azufre (VI).

En algunos casos, el número de átomos de los elementos se indica utilizando los nombres de los números en griego: mono, di, tri, tetra, penta, hexa, etc. Por ejemplo: - monóxido de carbono u óxido de carbono (II), - carbono dióxido u óxido de carbono (IV), - tetracloruro de plomo o cloruro de plomo (IV).

a los químicos diferentes paises se entendieron, era necesario crear una terminología y una nomenclatura de sustancias unificadas. Principios nomenclatura química fueron desarrollados por primera vez por los químicos franceses A. Lavoisier, A. Fourcroix, L. Guiton de Mervo y C. Berthollet en 1785. Actualmente unión internacional El Instituto de Química Pura y Aplicada (IUPAC) coordina las actividades de científicos de diferentes países y emite recomendaciones sobre la nomenclatura de sustancias y la terminología utilizada en química.

Palabras y frases clave

1. Compuestos binarios o de dos elementos.
2. Estado de oxidación.
3. Nomenclatura química.
4. Determinación de estados de oxidación de elementos mediante la fórmula.
5. Elaboración de fórmulas de compuestos binarios según los estados de oxidación de los elementos.

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Preguntas y tareas

1. Anota las fórmulas de los óxidos de nitrógeno (II), (V), (I), (III), (IV).
2. Dé los nombres de compuestos binarios cuyas fórmulas sean: a) C1 2 0 7, C1 2 O, C1O 2; b) FeCl2, FeCl3; c) MnS, MnO2, MnF4, MnO, MnCl4; r) Cu 2 O, Mg 2 Si, SiCl 4, Na 3 N, FeS.
3. Encuentre en libros de referencia y diccionarios todos los nombres posibles de sustancias con fórmulas: a) CO 2 y CO; b) SO 2 y SO 3. Explique su etimología. Dé dos nombres de estas sustancias según la nomenclatura internacional de acuerdo con las reglas establecidas en el párrafo.
4. ¿Qué otro nombre se le puede dar al amoniaco H 3 N?
5. Encuentra el volumen que tienen en n. Ud. 17 g de sulfuro de hidrógeno.
6. ¿Cuántas moléculas hay en este volumen?
7. Calcule la masa de 33,6 m3 de metano CH 2 en el aire. Ud. y determine el número de sus moléculas contenidas en este volumen.
8. Determine el estado de oxidación del carbono y anote las fórmulas estructurales de las siguientes sustancias, sabiendo que el carbono en los compuestos orgánicos es siempre tetravalente: metano CH 4, tetracloruro de carbono CC1 4, etano C 2 H 4, acetileno C 2 H 2.

Al determinar el estado de oxidación de un elemento, uno debe guiarse por las siguientes disposiciones:

1. El estado de oxidación de los átomos de metales elementales es cero (Na, Ca, Al, etc.).

2. El grado de oxidación de los átomos no metálicos en las moléculas de sustancias simples es cero (N 2, Cl 2, O 2, H 2, etc.).

3. En todos los compuestos, los metales alcalinos tienen un estado de oxidación (+1), los metales alcalinotérreos (+2).

4. El hidrógeno en compuestos con no metales tiene un estado de oxidación (+1) y en hidruros salinos (NaH, CaH2, etc.) (–1).

5. El flúor es el elemento más electronegativo; en compuestos con otros elementos tiene un estado de oxidación (–1).

6. El oxígeno en los compuestos presenta un estado de oxidación (–2). Las excepciones son OF 2, en el que el estado de oxidación del oxígeno es (+2), y los peróxidos, por ejemplo, H 2 O 2, Na 2 O 2, en los que el estado de oxidación del oxígeno es (–1).

7. El número de oxidación puede ser no solo un número entero, sino también un número fraccionario. Así, en KO 2 y KO 3 para el oxígeno es igual a (–1/2) y (–1/3), respectivamente.

8. En las moléculas neutras, la suma algebraica de todos los estados de oxidación es cero.

9. La suma algebraica de los estados de oxidación de todos los átomos incluidos en el ion es igual a la carga del ion.

Ejemplo 1.

Encuentre el estado de oxidación del cromo en la molécula K 2 Cr 2 O 7.

Creemos una ecuación para esta molécula:

(+1)×2 + X×2 + (–2)×7 = 0,

donde (+1) es el estado de oxidación del potasio; 2 - número de átomos de potasio; X- grado de oxidación del cromo; 2 - número de átomos de cromo; (–2) - grado de oxidación del oxígeno; 7 es el número de átomos de oxígeno.

Resolviendo la ecuación, obtenemos X = +6.

Ejemplo 2.

Determine el grado de oxidación del cloro en el ion ClO 4 –.

Creemos una ecuación para este ion:

X×1 + (–2)×4 = –1,

Dónde X- estado de oxidación del cloro; (–2) - grado de oxidación del oxígeno; 4 - número de átomos de oxígeno; (–1) es la carga de todo el ion.

Resolviendo la ecuación, obtenemos X = +7.

1.4. Los agentes reductores y oxidantes más importantes.

El valor del estado de oxidación del átomo de un elemento. como parte de la conexión Proporciona información sobre el proceso en el que puede participar este átomo.

Átomos que tienen un compuesto. grado más bajo oxidación, sólo puede actuar como agente reductor. Sólo son capaces de donar electrones y oxidarse, presentando propiedades reductoras, por ejemplo:

N–3, P–3, Cl–1, O–2, S–2, I–1, F–1, etc.

Átomos en compuestos que tienen el grado más alto Las oxidaciones son sólo agentes oxidantes. Solo pueden aceptar electrones y reducirse, mientras exhiben propiedades oxidantes, por ejemplo:

N+5, Cr+6, Zn+2, Cl+7, P+5, etc.

Átomos que aparecen en compuestos. grado intermedio oxidación, puede exhibir propiedades tanto oxidantes como reductoras. Esto depende de si reaccionan con agentes oxidantes más fuertes o con agentes reductores más fuertes, por ejemplo:

Mn+6, Fe+2, Sn+2, S+4, N+3, etc.

Por ejemplo, se puede utilizar azufre tetravalente como agente reductor:

S+4 – 2 ē → S +6 (oxidación),

y como agente oxidante:

S+4+4 ē → S 0 (recuperación).

Esta propiedad se llama dualidad redox.

Si hablamos de las propiedades redox de los elementos en la forma. sustancias simples, entonces son consistentes con el valor de electronegatividad de un elemento dado. Los agentes reductores suelen ser sustancias elementales caracterizadas valores más bajos energía de ionización. Estos incluyen metales e hidrógeno. Los agentes oxidantes suelen ser Sustancias elementales caracterizadas por la mayor afinidad electrónica: F 2, O 2. Los átomos de sustancias elementales, caracterizados por valores medios de electronegatividad, tienen propiedades tanto oxidantes como reductoras, por ejemplo:

Br 2, Se, C, P, N 2, S, etc.

1.5. Cambio en las propiedades redox.
sustancias simples por periodos y grupos

La relación entre las propiedades oxidantes y reductoras de una sustancia simple (elemental) está determinada por el número de electrones en el último nivel de energía del átomo. EN Tabla periódica elementos dentro de un período con un aumento en el número ordinal del elemento, es decir al moverse de izquierda a derecha, las propiedades reductoras de las sustancias simples disminuyen y las propiedades oxidantes aumentan y se vuelven máximas para los halógenos. Entonces, por ejemplo, en el tercer período, el Na es el agente reductor más activo del período y el cloro es el agente oxidante más activo del período. Esto se debe a un aumento en el número de electrones en el último nivel, acompañado de una disminución en el radio del átomo y el acercamiento de la estructura del último nivel a un estado estable de ocho electrones. Los metales tienen una pequeña cantidad de electrones en el último nivel, por lo que nunca aceptan electrones "extraños" y solo pueden ceder los suyos. Por el contrario, los no metales (excepto el flúor) no sólo pueden aceptar, sino también donar electrones, exhibiendo propiedades tanto reductoras como oxidantes. El flúor exhibe solo propiedades oxidantes, ya que tiene la electronegatividad relativa más alta de todos los elementos. Por tanto, los mejores agentes reductores son los metales alcalinos y los mejores agentes oxidantes son los elementos de los principales subgrupos del séptimo (halógenos) y del sexto grupo.

Dentro de un grupo, el cambio en las propiedades redox se debe a un aumento en el radio atómico, lo que conduce a una menor retención de electrones en el último nivel de energía. Para los elementos de los subgrupos principal y secundario, al aumentar el número atómico (es decir, moviéndose de arriba a abajo), las propiedades reductoras aumentan y las propiedades oxidantes se debilitan. Por tanto, entre los metales alcalinos, los agentes reductores más activos son Cs y Fr, y el agente oxidante más activo entre los halógenos es el flúor.

Elementos de subgrupos laterales (se colocan en filas pares periodos largos) son d-elementos y tienen 1-2 electrones en el nivel de energía exterior de los átomos. Por tanto, estos elementos son metales y en estado de sustancia simple sólo pueden ser agentes reductores.

En química, los términos "oxidación" y "reducción" se refieren a reacciones en las que un átomo o grupo de átomos pierde o gana electrones, respectivamente. El estado de oxidación es un valor numérico asignado a uno o más átomos que caracteriza el número de electrones redistribuidos y muestra cómo estos electrones se distribuyen entre los átomos durante una reacción. Determinar este valor puede ser un procedimiento simple o bastante complejo, dependiendo de los átomos y las moléculas que los componen. Además, los átomos de algunos elementos pueden tener varios estados de oxidación. Afortunadamente, existen reglas simples e inequívocas para determinar el estado de oxidación; para utilizarlas con confianza, basta con tener conocimientos básicos de química y álgebra.

Pasos

Parte 1

Determinación del estado de oxidación según las leyes de la química.

Determinar si la sustancia en cuestión es elemental. El estado de oxidación de los átomos fuera de un compuesto químico es cero. Esta regla es válida tanto para sustancias formadas a partir de átomos libres individuales como para aquellas que constan de dos moléculas poliatómicas de un elemento.

• Por ejemplo, Al(s) y Cl 2 tienen un estado de oxidación de 0 porque ambos se encuentran en un estado elemental químicamente libre.
• Tenga en cuenta que la forma alotrópica del azufre S8 u octaazufre, a pesar de su estructura atípica, también se caracteriza por un estado de oxidación cero.

1. Determine si la sustancia en cuestión está formada por iones. El estado de oxidación de los iones es igual a su carga. Esto es válido tanto para los iones libres como para los que forman parte de compuestos químicos.

   • Por ejemplo, el estado de oxidación del ion Cl - es -1.
   • El estado de oxidación del ion Cl en el compuesto químico NaCl también es -1. Dado que el ion Na, por definición, tiene una carga de +1, concluimos que el ion Cl tiene una carga de -1 y, por tanto, su estado de oxidación es -1.

2. Tenga en cuenta que los iones metálicos pueden tener varios estados de oxidación. Los átomos de muchos elementos metálicos pueden ionizarse en diversos grados. Por ejemplo, la carga de los iones de un metal como el hierro (Fe) es +2 o +3. La carga de los iones metálicos (y su estado de oxidación) puede determinarse mediante las cargas de iones de otros elementos con los que el metal forma parte de un compuesto químico; en el texto esta carga se indica con números romanos: por ejemplo, el hierro (III) tiene un estado de oxidación de +3.

   • Como ejemplo, consideremos un compuesto que contiene un ion aluminio. La carga total del compuesto AlCl 3 es cero. Como sabemos que los iones Cl - tienen una carga de -1, y hay 3 de estos iones en el compuesto, para que la sustancia en cuestión sea neutra en general, el ion Al debe tener una carga de +3. Así, en en este caso El estado de oxidación del aluminio es +3.

3. El estado de oxidación del oxígeno es -2 (con algunas excepciones). En casi todos los casos, los átomos de oxígeno tienen un estado de oxidación de -2. Hay algunas excepciones a esta regla:

   • Si el oxígeno se encuentra en su estado elemental (O2), su estado de oxidación es 0, como ocurre con otras sustancias elementales.
   • Si se incluye oxígeno peróxido, su estado de oxidación es -1. Los peróxidos son un grupo de compuestos que contienen un enlace simple oxígeno-oxígeno (es decir, el anión peróxido O 2 -2). Por ejemplo, en la composición de la molécula de H 2 O 2 (peróxido de hidrógeno), el oxígeno tiene una carga y un estado de oxidación de -1.
   • Cuando se combina con flúor, el oxígeno tiene un estado de oxidación de +2; lea la regla para el flúor a continuación.

4. El hidrógeno tiene un estado de oxidación de +1, salvo algunas excepciones. Al igual que con el oxígeno, aquí también hay excepciones. Normalmente, el estado de oxidación del hidrógeno es +1 (a menos que esté en el estado elemental H2). Sin embargo, en compuestos llamados hidruros, el estado de oxidación del hidrógeno es -1.

   • Por ejemplo, en H2O el estado de oxidación del hidrógeno es +1 porque el átomo de oxígeno tiene una carga -2 y se necesitan dos cargas +1 para la neutralidad general. Sin embargo, en la composición del hidruro de sodio, el estado de oxidación del hidrógeno ya es -1, ya que el ion Na tiene una carga de +1, y para la neutralidad eléctrica general, la carga del átomo de hidrógeno (y por lo tanto su estado de oxidación) debe ser igual a -1.

5. Flúor Siempre tiene un estado de oxidación de -1. Como ya se señaló, el estado de oxidación de algunos elementos (iones metálicos, átomos de oxígeno en peróxidos, etc.) puede variar dependiendo de varios factores. Sin embargo, el estado de oxidación del flúor es invariablemente -1. Esto se explica por el hecho de que este elemento tiene la mayor electronegatividad; en otras palabras, los átomos de flúor son los menos dispuestos a separarse de sus propios electrones y los más activamente atraen electrones extraños. Por tanto, su cargo permanece sin cambios.

6. La suma de los estados de oxidación de un compuesto es igual a su carga. Los estados de oxidación de todos los átomos de un compuesto químico deben sumar la carga de ese compuesto. Por ejemplo, si un compuesto es neutro, la suma de los estados de oxidación de todos sus átomos debe ser cero; si el compuesto es un ion poliatómico con carga -1, la suma de los estados de oxidación es -1, y así sucesivamente.

   • Este buen metodo comprobaciones: si la suma de los estados de oxidación no es igual a la carga total del compuesto, entonces cometió un error en alguna parte.

   Parte 2

   Determinación del estado de oxidación sin utilizar las leyes de la química.

   1. Encuentre átomos que no tengan reglas estrictas con respecto a los números de oxidación. En relación a algunos elementos no es firme. reglas establecidas encontrar el estado de oxidación. Si un átomo no cumple ninguna de las reglas enumeradas anteriormente y no conoce su carga (por ejemplo, el átomo es parte de un complejo y su carga no está especificada), puede determinar el número de oxidación de dicho átomo mediante eliminación. Primero, determine la carga de todos los demás átomos del compuesto y luego, a partir de la carga total conocida del compuesto, calcule el estado de oxidación de un átomo dado.

      • Por ejemplo, en el compuesto Na 2 SO 4 se desconoce la carga del átomo de azufre (S); solo sabemos que no es cero, ya que el azufre no está en estado elemental. Este compuesto sirve como un buen ejemplo para ilustrar el método algebraico para determinar el estado de oxidación.

   2. Encuentre los estados de oxidación de los elementos restantes en el compuesto. Usando las reglas descritas anteriormente, determine los estados de oxidación de los átomos restantes del compuesto. No olvide las excepciones a las reglas en el caso de los átomos de O, H, etc.

      • Para Na 2 SO 4, usando nuestras reglas, encontramos que la carga (y por lo tanto el estado de oxidación) del ion Na es +1, y para cada uno de los átomos de oxígeno es -2.
   3. En los compuestos, la suma de todos los estados de oxidación debe ser igual a la carga. Por ejemplo, si el compuesto es un ion diatómico, la suma de los estados de oxidación de los átomos debe ser igual a la carga iónica total.
   4. Es muy útil poder utilizar la tabla periódica y saber dónde se ubican en ella los elementos metálicos y no metálicos.
   5. El estado de oxidación de los átomos en forma elemental es siempre cero. El estado de oxidación de un solo ion es igual a su carga. Los elementos del grupo 1A de la tabla periódica, como el hidrógeno, el litio, el sodio, en su forma elemental tienen un estado de oxidación de +1; Los metales del grupo 2A, como el magnesio y el calcio, tienen un estado de oxidación de +2 en su forma elemental. El oxígeno y el hidrógeno, según el tipo de enlace químico, pueden tener 2 diferentes significados grado de oxidación.