Antal oxidationer
Det oxidationstrin (ingen) eller graden af oxidation (do), er antallet af reelle eller fiktive elementære elektriske ladninger , at et atom bærer i en kemisk art ( molekyle , radikale eller ion ). Dette tal, der beskriver atomets oxidationstilstand, karakteriserer den elektroniske tilstand for det tilsvarende kemiske element ved at overveje den reelle ladning (i tilfælde af en monoatomisk ion ) eller fiktiv (hvis dette element kombineres). Den fiktive ladning beregnes i tilfælde af molekyler ved at overveje, at elementet:
- har alle elektroner af de kemiske bindinger, der er etableret med atomerne, mindre elektronegative end ham, hvilket derfor oversætter for ham ved en gevinst på elektron (er);
- har ingen af elektronerne i de kemiske bindinger etableret med atomer mere elektronegative end det, hvilket resulterer i tab af elektron (er).
I et simpelt legeme er et element kendetegnet ved et oxidationsnummer på nul.
I tilfælde af monoatomiske ioner er ionets oxidationstal værdien af den elektriske ladning, der bæres af den (eksempel: nej (Na + ) = + I).
Inden for et molekyle gælder den ovenfor forklarede regel om elektronegativitet. For eksempel i svovldioxid SO 2 , oxygen O er mere elektronegative end svovl S. Da de dobbelt er bundet, har svovlatomet S fiktivt mistet to elektroner for hver S = O dobbeltbinding. Det bærer derfor i alt en fiktiv ladning på +4 og har et oxidationsnummer på + IV, på den anden side har hvert ilt fået 2 elektroner og har derfor et oxidationsnummer på -II (oxidationstallene er almindeligt noteret i romertal ) ; hvor SO 2- molekylet er neutralt.
I virkeligheden, bortset fra i det tilfælde, hvor forskellen i elektronegativitet mellem to elementer er meget stor, er bindingerne kovalente og udviser en delvis ionisk karakter, hvilket betyder, at der er en delvis ladningsoverførsel mellem de bundne atomer. Hvis elektronegativiteten for de to bundne atomer er den samme (for eksempel hvis de bundne atomer er det samme element), bidrager bindingen ikke til beregningen af nej.
Oxidationsnummeret er et praktisk og nyttigt koncept til undersøgelse af redoxreaktioner . Det letter optælling af elektroner og hjælper med at kontrollere deres bevarelse.
Definition
Det kulstofisolerede neutrale har pr. Definition et oxidationsnummer (nr.) Nul. Hvis et atom giver (mister) en elektron , siges det at have et oxidationstal lig med en ( nej = + I); hvis det giver to, ingen = + II osv. Omvendt, hvis et atom accepterer (modtager) en elektron, bliver dets oxidationsnummer negativt ( nej = –I); hvis det accepterer to, nej = −II osv.
Hvis atomet, der har givet eller accepteret en eller flere elektroner, forbliver isoleret, bliver det en ion, hvis ladning er lig med dets oxidationsnummer. Men meget ofte de elektrondonorer og acceptorer er forbundet af denne udveksling og udgør en neutral molekyle eller en polyatomisk ion , ligesom H 2 Oeller NH+
4 ; så betragtes atomerne ikke som individuelt ladede. I vandmolekylet for eksempel har hydrogenatomerne givet en elektron hver til oxygen atom (som fuldender sin valensskal ), men de forbliver bundet til oxygen, hver med én. Af de to dubletter således dannede. På en måde “gavner” hver af disse dubletter oxygenatom såvel som hydrogenatom.
Lige med antallet af mistede eller opnåede elektroner er oxidationsnummeret nødvendigvis et heltal. Dog kan nogle optællinger føre til fraktioneret oxidationstal. Dette er derefter et gennemsnitligt oxidationsnummer, og antallet af atomer for atom (eller ion for ion) skal specificeres. For eksempel jernoxid jern Fe 3 O 4kan betragtes ved tælling, at de tre jernene tilsammen har otte positive ladninger, fordi hver oxygen er en O 2- ion . I gennemsnit har jern derfor et oxidationsnummer på 8/3. Faktisk to af de tre jern har et oxidationstrin (+ III) og 3 rd et oxidationstrin (+ II). I alt: 2 × (+ III) + 1 × (+ II) = 8.
Bedømmelse
I neutrale eller ioniske kemiske arter er oxidationstallene angivet med romertal i parentes, placeret lige efter det pågældende element for at tage hensyn til den delvise overførsel af elektroner.
For eksempel jern (III) oxid svarer til formlen Fe 2 O 3 , forskellig fra jern (II) oxid med formlen FeO.
Ligeledes til tetraoxomanganate ion (VII) svarer mangan Mn (VII) og til formlen MnO 4 - , også kaldet permanganat .
Regler, der definerer oxidationsnummeret
Generelle regler
- I en heteropolyatomisk kemisk art (sammensat af atomer af forskellig art) betragtes atomet med den mest affinitet for elektroner, det vil sige den mest elektronegative , at modtage elektroner.
Eksempel: H 2 O svarer til 2 H (+ I) og 1 O (-II).
- I en neutral kemisk art (molekyle eller radikal) er summen af n o af de bestanddelte atomer nul. På den anden side, hvis forbindelsen er ionisk, er denne sum lig med ionens ladning.
Eksempel: SO 4 2- ( sulfat -ion ) svarer til 1 S (VI) og 4 O (-II).
- I en homopolyatomisk kemisk art (sammensat af atomer af samme art) har atomerne generelt det samme antal
Eksempler på homonuklear molekyler: O 2 ( dioxygen ); N 2 ( dinitrogen ); nej (Y eller N) = 0.
Eksempel på en homopolyatomic ion: Hg 2 2+ (dimercury (+ I) ion, bestanddel af kviksølv (I) chlorid ); nej (Hg) = + I.
Undtagelse: i ozon O 3 median oxygenatom har en positiv ladning og de andre to en negativ ladning, uden at kunne attribut til dem heltal.
- I en heteropolyatomisk kemisk art, hvis der er kovalente bindinger mellem atomer af samme art, bidrager de ikke til beregningen af nej.
Eksempel: i C 2 H 6dvs. H 3 C-CH 3( ethan ), er oxidationstilstande H (I) og C (-III).
Almindelige regler
- En simpel elementær eller molekylær krop har en ikke lig med nul (fx ingen (Ne) = 0 og ingen (H 2 ) = 0).
- I en forbindelse har fluor altid et nej svarende til –I.
- I en forbindelse har en alkali (Li, Na osv.) Altid et nej svarende til + I.
- I en forbindelse har en alkalisk jord (Be, Mg osv.) Altid et nej svarende til + II.
- I en forbindelse har hydrogen i næsten alle tilfælde et nej svarende til + I, med undtagelse af metalhydrider , såsom NaH eller LiH (natrium eller lithiumhydrid), for hvilke ingen (H) = –I.
- I en forbindelse har ilt oftest et ikke-lig med –II. Der er dog flere undtagelser:
- I peroxider inducerer tilstedeværelsen af en iltbro OO et no = –I for hvert ilt.
Eksempel: H 2 O 2 ( hydrogenperoxid ), som svarer til HOOH.
- I superoxider , (den superoxidion har formlen O 2 - ), er det -1/2 i gennemsnit. Faktisk er et af O-atomerne ladet –1 og har et oxidationsnummer –I, det andet er uopladet og har et oxidationsnummer på nul.
- I ozonides (ozonidet ion har formlen O 3 - ), er det -1/3 i gennemsnit. Faktisk er et af O-atomerne ladet –1 og har et oxidationsnummer –I, de to andre er ikke opladet og har et oxidationsnummer på nul.
- Da fluor er den mest elektronegative af grundstofferne, har det et -I oxidationsnummer i alle dets forbindelser. Således i AF 2 ( oxygen difluorid ) molekyle , antallet af oxygen er + II.
Anvendelse på en Lewis-struktur
Når Lewis-strukturen i et molekyle er tilgængelig, kan oxidationstal beregnes ud fra valenselektroner :
- Elektroner i en kemisk binding mellem to forskellige atomer "hører" til atomet med den højeste elektronegativitet ;
- Elektroner, der hører til en binding, der deles af to samme atomer, deles også;
- Elektronerne i et elektronpar (enkelt par) hører udelukkende til det atom, der har et sådant par.
Overvej f.eks. Eddikesyremolekylet :
- Alle hydrogenatomer har et oxidationsnummer på +1, fordi de "donerer" deres elektron til andre bundne atomer, der har højere elektronegativitet.
- Carbonatomet i den methylgruppe gruppe (CH 3 ) har 3 × 2 = 6 valenselektroner dets bindinger med de tre hydrogenatomer. Derudover får carbonatomet en elektron fra sin binding med det andet carbonatom, fordi elektronparet også deles i CC-bindingen. Tællingen er derfor 7 elektroner. Et enkelt carbonatom har 4 valenselektroner (familie IV-A i det periodiske system). Forskellen, 4 - 7 = -3 , er dens oxidationsnummer. Antages det, at alle bindinger er ioniske (hvilket ikke er tilfældet her), kan carbonatomet repræsenteres af C 3– .
- Anvendelse af de samme regler for carboxylgruppen (-COOH) har carbonatomet et oxidationsnummer på + III. Det får en enkelt elektron fra sin binding med det andet carbonatom. De to iltatomer "låner" alle de andre elektroner, fordi de er mere elektronegative end kulstof. Et enkelt iltatom har 6 valenselektroner. Hvert iltatom er omgivet af 8 elektroner: 4 af de enkelte par og 4 af bindingerne. Som et resultat er deres oxidationsnummer 6 - 8 = -2 .
Eksempler på grundstoffer med flere oxidationsnumre
- Klor kan have flere oxidationsnumre:
Antal
oxidationer
|
Kemisk
formel |
Efternavn
|
Kommentar
|
|---|
| –1 |
Cl - |
klorid |
|
| 0 |
Cl 2 |
klor |
|
| +1 |
ClO - |
hypochlorit eller oxochlorat (I) |
Bestanddel af blegemiddel .
|
| +3 |
ClO 2 - |
chlorit eller dioxochlorat (III) |
|
| +5 |
ClO 3 - |
chlorat eller trioxochlorat (V) |
Kendt for sine eksplosive slagegenskaber (KClO 3 : kaliumchlorat)
|
| +7 |
ClO 4 - |
perchlorat eller tetraoxochlorat (VII) |
Kendt som perchlorsyre HClO 4 (stærkeste syre i vand).
|
Det samme gælder for andre
halogener ,
iod og
brom med undtagelse af
fluor, som er mere elektronegativt end ilt.
- I tilfælde af jernoxider :
i FeO wustite er det jern (+ II);
i hæmatit Fe 2 O 3, det er jern (+ III);
i magnetit Fe 3 O 4, det er jern (+ II) og jern (+ III): Fe (II) Fe (III) 2 O 4.
- Den mangan kan eksistere i forskellige oxidationstrin:
det findes i tilstanden (+ II) i oxid MnO;
i oxidationstilstand (+ III) i Mn 2 O 3 ;
i staten (+ IV) i MnO 2 ;
i staten (+ V) i Na 3 MnO 4 ;
ved tilstand (+ VI) i K 2 MnO 4 ;
den når det maksimalt mulige oxidationstal, (+ VII), i kaliumpermanganat (KMnO 4 ) eller i dimanganheptoxid (Mn 2 O 7).
Relaterede artikler
Referencer
Bemærkninger
-
Antallet af oxidation versus elektrisk ladning: de ingen bekymringer atomer, hvad enten de er isolerede eller inden i et sammenkædet sæt (molekyle eller polyatomisk ion), ladningen vedrører ioner, hvad enten de er mono- eller polyatomiske. De to smelter kun sammen med monoatomiske ioner.
Referencer
-
(i) " oxidationstrin " Compendium of Chemical Terminology [ " Gold Book "], IUPAC 1997 korrigeret udgave online (2006-), 2 th ed.