Hapetustila

Hapetusaste ( hapetusluku [1] ) on ehdollinen apuarvo hapettumis- , pelkistys- ja redox-reaktioiden tallentamiseen . Se ilmaisee molekyylin yksittäisen atomin hapetustilan ja on vain kätevä tapa laskea elektronien siirtoa : se ei ole molekyylin atomin todellinen varaus (katso #Yleissopimus ).

Ajatukset alkuaineiden hapetusasteesta muodostavat perustan ja niitä käytetään kemikaalien luokittelussa, niiden ominaisuuksien kuvauksessa, yhdisteiden kaavojen ja niiden kansainvälisten nimien valmistuksessa ( nimikkeistö ). Mutta sitä käytetään erityisen laajasti redox-reaktioiden tutkimuksessa.

Hapetustilan käsitettä käytetään usein epäorgaanisessa kemiassa valenssin käsitteen sijaan .

Määritelmä

Atomin hapetusaste on yhtä suuri kuin atomille liitetyn sähkövarauksen numeerinen arvo olettaen, että sidoselektroniparit ovat täysin vinoutuneet kohti elektronegatiivisempia atomeja (eli olettaen, että yhdiste koostuu vain ioneista ). Kun kyseessä on kovalenttinen sidos identtisten atomien välillä, elektronit jakautuvat tasan atomien kesken.

Hapetusaste vastaa niiden elektronien määrää, jotka on lisättävä positiiviseen ioniin sen pelkistämiseksi neutraaliksi atomiksi tai poistettava negatiivisesta ionista sen hapettamiseksi neutraaliksi atomiksi:

{\mathsf {Al^{3+}+3e^{-}\rightarrow Al}}

{\displaystyle {\mathsf {S^{2-}\rightarrow S+2e^{-))))

Kuvaus

Tieteellisessä kirjallisuudessa alkuaineen hapetusasteen osoittamiseen käytetään Stock - menetelmää [2] . Hapetusaste ilmoitetaan elementin nimen tai symbolin jälkeen roomalaisin numeroin suluissa , eikä alkusulkeen edessä ole välilyöntiä : rauta (III), Ni (II).

Hapetusaste voidaan ilmaista myös arabialaisilla numeroilla alkuainesymbolin yläpuolella: . Toisin kuin ionin varauksen osoittamisessa, hapettumisastetta ilmaistaessa etumerkki asetetaan ensin ja sitten numeroarvo, eikä päinvastoin [3] (tässä tapauksessa atomin/ionin varaus on melkein aina ilmoitettu kaavoissa ja hapetusaste +2, +3 tekstissä ..., tästä syystä sekaannukset; kaavoissa hapetusaste kirjoitetaan elementin yläpuolelle (etumerkki on ensin), ionien varaus (ei monimutkaisissa ioneissa jokaiselle alkuaineelle!) kirjoitetaan yläindeksillä - ylhäältä oikealta ionin jälkeen (numeron takana oleva merkki): — hapetustilat, — varaukset. $\mathrm {{\stackrel {+1}{Na}}{\stackrel {-1}{Cl)),{\stackrel {+2}{Mg}}{\stackrel {-1}{Cl} }_{2},{\stackrel {-3}{N}}{\stackrel {+1}{H}}_{3},{\stackrel {+2}{C}}{\stackrel {-2 }{O)),{\stackrel {+4}{C}}{\stackrel {-2}{O}}_{2},{\stackrel {+1}{Cl)){\stackrel {-1 }{F)),{\stackrel {+1}{H}}{\stackrel {+5}{N}}{\stackrel {-2}{O}}_{3},{\stackrel {-4 }{C}}{\stackrel {+1}{H}}_{4},{\stackrel {+1}{K}}{\stackrel {+7}{Mn}}{\stackrel {-2} {O}}_{4}.}$ $({\stackrel {-3}{{\mbox{N)))){\stackrel {+1}{{\mbox{H))))_{{4)))_{2}{\stackrel { +6}{{\mbox{S}}}}{\stackrel {-2}{{\mbox{O}}}}_{{4}}$ ${({\mbox{NH}}}_{4}^{{1+}})_{2}{{\mbox{SO}}}_{4}^{{2-}}$

Hapetusasteella (toisin kuin valenssilla) voi olla nolla, negatiivinen ja positiivinen arvo, jotka yleensä sijoitetaan yläosassa olevan elementtimerkin yläpuolelle: $\mathrm {{\stackrel {0}{Kr)),{\stackrel {+1}{\mbox{Na))}_{2}{\stackrel {-2}{\mbox{O)) }.}$

Säännöt hapetusasteen laskemiseksi:

Minkä tahansa elementin atomin hapetusaste vapaassa (sitoutumattomassa) tilassa ( yksinkertainen aine ) on nolla , joten esimerkiksi molekyylien atomeilla on nolla hapetusaste: $\mathrm {{\stackrel {0}{O}}_{3},{\stackrel {0}{O}}_{2},{\stackrel {0}{H}}_{2} ,{\stackrel {0}{N}}_{2},{\stackrel {0}{S}}_{8},{\stackrel {0}{P}}_{4},{\stackrel { 0}{Br))_{2},{\stackrel {0}{Cl))_{2},{\stackrel {0}{C)),{\stackrel {0}{Fe)),{\ pino {0}{Na}}.}$
Minkä tahansa yksinkertaisen monoatomisen ionin hapetusaste vastaa sen varausta , esimerkiksi: Na + \u003d +1, Ca 2+ \u003d +2, Cl - \u003d -1.
Vedyn hapetusaste missä tahansa ei-ionisessa yhdisteessä on +1. Tämä sääntö koskee suurinta osaa vetyyhdisteistä , kuten H 2 O, NH 3 tai CH 4 . (Elektronegatiivisuuden määritelmä antaa poikkeuksen joillekin aineille:) . Ionisilla metallihydrideillä, kuten NaH, vedyn hapetusaste on −1. $\mathrm {{\stackrel {+4}{Si}}{\stackrel {-1}{H}}_{4},{\stackrel {+3}{As}}{\stackrel {-1 }{H}}_{3}}$
Hapen hapetusaste on -2 kaikissa yhdisteissä, joissa happi ei muodosta yksinkertaista kovalenttista O-O-sidosta, eli suurimmassa osassa yhdisteitä - oksideja . Joten hapen hapetusaste on -2 H 2 O:ssa, H 2 SO 4 :ssä , NO:ssa, CO 2 :ssa ja CH 3 OH:ssa; mutta vetyperoksidissa, H 2 O 2 (HO-OH), se on -1 (muita poikkeuksia säännöstä, että hapen hapetusaste on -2, ovat , samoin kuin vapaat radikaalit , esimerkiksi ). $\mathrm {{\stackrel {+2}{O}}{\stackrel {-1}{F}}_{2},{\stackrel {+1}{O}}_{2}{\ stackrel {-1}{F}}_{2}}$ $\mathrm {\bullet {\stackrel {-1}{O}}{\stackrel {+1}{H}}}$
Epämetallien yhdisteissä, jotka eivät sisällä vetyä ja happea, epämetallia, jolla on suurempi elektronegatiivisuus , pidetään negatiivisesti varautuneena. Tällaisen ei-metallin hapetusasteen oletetaan olevan yhtä suuri kuin sen yleisimmän negatiivisen ionin varaus. Esimerkiksi CCl 4 :ssä kloorin hapetusaste on -1 ja hiilen +4. CH 4 :ssä vedyn hapetusaste on +1 ja hiilen -4. SF 6 :ssa fluorin hapetusaste on −1 ja rikin +6, mutta CS 2 :ssa rikin hapetusaste on −2 ja hiilen hapetusaste +4.
Kaikkien atomien hapetustilojen algebrallinen summa neutraalin yhdisteen kaavassa on aina nolla:

${\stackrel {+1}{{\mbox{H))))_{{2}}{\stackrel {+6}{{\mbox{S)))){\stackrel {-2}{{\ mbox{O}}}}_{{4}},$ $(+1\cpiste 2)+(+6\cpiste 1)+(-2\cpiste 4)=+2+6-8=0$

Kompleksisen ionin (kationin tai anionin) kaikkien atomien hapetustilojen algebrallisen summan on oltava yhtä suuri kuin sen kokonaisvaraus (katso myös kohta 2 edellä). Joten NH 4 + -ionissa N:n hapetusasteen tulisi olla −3 ja siksi −3 + 4 = +1. Koska SO 4 2− -ionissa neljän happiatomin hapetustilojen summa on −8, rikin hapetusasteen tulee olla +6, jotta ionin kokonaisvaraus olisi −2.
Kemiallisissa reaktioissa kaikkien atomien hapetustilojen algebrallisen summan säilymissääntö tulee täyttyä . Juuri tämä sääntö tekee hapetustilan käsitteestä niin tärkeän nykyaikaisessa kemiassa. Jos kemiallisen reaktion aikana atomin hapetusaste nousee, sen sanotaan hapettuneen , jos atomin hapetusaste laskee, sanotaan, että se vähenee . Kemiallisen reaktion täydellisessä yhtälössä hapetus- ja pelkistysprosessien on täsmällisesti kumottava toisensa .
Alkuaineen suurin positiivinen hapetusaste on yleensä numeerisesti sama kuin sen ryhmänumero jaksollisessa taulukossa ( taulukon klassinen lyhyt versio ). Alkuaineen maksimi negatiivinen hapetusaste on yhtä suuri kuin suurin positiivinen hapetusaste miinus kahdeksan (esimerkiksi kalkogeeni S :n positiivinen hapetusaste on +6, negatiivinen maksimi on 6 − 8 = −2).
Poikkeuksia ovat fluori , happi , jalokaasut (paitsi ksenoni ) sekä rauta , koboltti , rodium ja nikkeli -alaryhmän alkuaineet : niiden korkein hapetusaste ilmaistaan numerolla, jonka arvo on pienempi kuin sen ryhmän, johon ne kuuluvat. kuulua. Iridiumilla on korkein hapetusaste +9 [4] . Kuparialaryhmän alkuaineilla päinvastoin korkein hapetusaste on suurempi kuin yksi, vaikka ne kuuluvatkin ryhmään I. Lantanideissa hapetusasteet eivät ylitä +4 (erikoisolosuhteissa praseodyymille [5] hapetusaste oli kiinteä +5 ); aktinideilla on kiinteä hapetusaste +7 asti.
Tasa-arvo luvun kahdeksan kanssa on alkuaineen (R) hapettumisasteiden absoluuttisten arvojen summa hapen (RO) ja vedyn (HR, eli positiivinen ja negatiivinen hapetusaste) summa on havaittu vain PSCE -taulukon p-elementtien IV-V-VI-VII ryhmille .
Yhdisteiden metallielementeillä on yleensä positiivinen hapetusaste. On kuitenkin yhdisteitä, joissa metallien hapetusaste on nolla (neutraalit karbonyylit ja jotkut muut kompleksit) ja negatiivinen ( alkalit , auridit , anioniset karbonyylit , sinkkifaasit ) [6] [7] .

Hapetusasteen käsite soveltuu hyvin ei- stoikiometrisille yhdisteille ( KS8 , Mo5Si3 , Nb3B4 jne . ) .

Vuosikongressi

On muistettava, että hapettumisaste on puhtaasti ehdollinen arvo, jolla ei ole fyysistä merkitystä, mutta se kuvaa atomien välisen vuorovaikutuksen kemiallisen sidoksen muodostumista molekyylissä.

Hapetustila ei joissain tapauksissa ole sama kuin valenssi . Esimerkiksi orgaanisissa yhdisteissä hiili on aina neliarvoinen ja hiiliatomin hapetusaste metaani CH 4 , metyylialkoholi CH 3 OH, formaldehydi HCOH, muurahaishappo HCOOH ja hiilidioksidi CO 2 yhdisteissä , vastaavasti on -4, -2, 0, + 2 ja +4.

Hapetusaste ei usein vastaa sidosten muodostukseen osallistuvien elektronien todellista määrää . Nämä ovat yleensä molekyylejä, joissa on erilaisia elektronipuutteita sisältäviä kemiallisia sidoksia ja elektronitiheyden siirtymistä . Esimerkiksi typpihappomolekyylissä keskeisen typpiatomin hapetusaste on +5, kun taas kovalentti on 4 ja koordinaatioluku on 3. Otsonimolekyylissä , jonka rakenne on samanlainen kuin SO 2 , happiatomeja joille on ominaista hapetustila nolla (vaikka usein sanotaan, että keskushappiatomin hapetusaste on +4).

Useimmissa tapauksissa hapettumisaste ei myöskään heijasta atomien todellista luonnetta ja sähköisen polarisaation astetta (kokeellisesti määritetty atomien todellinen varaus). Joten sekä HCl:ssä että NaCl:ssa kloorin hapetustilan oletetaan olevan -1, kun taas itse asiassa sen atomin polarisaatio (suhteellinen tehollinen varaus δ - ) näissä yhdisteissä on erilainen: δ Cl (HCl) = -0,17 varaus yksikköä, δ Cl (NaCl) = −0,9 varausyksikköä (absoluuttinen elektronivaraus ); vety ja natrium - +0,17 ja +0,90 [8] .
Ja sinkkisulfidin ZnS kiteissä sinkki- ja rikkiatomien varaukset ovat vastaavasti +0,86 ja -0,86 hapetustilojen +2 ja -2 sijaan [9] .

Ammoniumkloridin esimerkin avulla on kätevää koskettaa nykyaikaisessa kemiassa esiintyvien eri käsitteiden leikkauskohtaa. Joten NH 4 Cl:ssa typpiatomin hapetusaste on −3, kovalentti IV, elektrovalenssi (Lewisin muodollinen varaus) +1 { ammoniumkationilla on myös varaus 1+} ja kokonaisvalenssi (rakenteellinen; kokonaiskoordinaatio ) numero ) 5, ja sen teholliseksi varaukseksi ehdotettiin [10]arvoa −0,45 .

Ongelmia

Hapetustilan käsitteen soveltaminen on ongelmallista seuraaville yhdisteluokille [11] :

Yhdisteet, jotka sisältävät kovalenttisia sidoksia atomien välillä, joilla on samanlainen elektronegatiivisuus , esimerkiksi: PH 3 , Cl 3 N. Tässä tapauksessa eri elektronegatiivisuusasteikkojen käyttö antaa erilaisia tuloksia. Vuonna 2014 IUPAC suositteli Allenin elektronegatiivisuusasteikon käyttöä, koska muut asteikot käyttävät atomin valenssitilan (joka vaikeuttaa ehdollisen arvon määrittelyä) tai sen hapetustilan (joka luo noidankehän) käsitteitä [12] .
Yhdisteet, jotka sisältävät delokalisoituja kovalenttisia sidoksia ja ovat resonanssirakenteiden välissä, joissa atomien hapetusasteet ovat erilaisia. Esimerkiksi N2O- molekyylissä äärimmäisen typpiatomin hapetusaste on -1 - 0, keskimmäisen - +2 - +3 . Siinä tapauksessa, että yhden elementin atomit rakenteessa ovat yhtä suuret, niille annetaan hapetusasteen mahdollisten arvojen keskiarvo, joka voi olla murto-osa. Esimerkiksi: . Redox-reaktioiden yhtälöissä käytetään usein hapetustilan keskiarvoja (mukaan lukien murto-osat), vaikka esimerkiksi atomit ovat eriarvoisia (tiukan määritelmän mukaan ). $\mathrm {{\stackrel {-1/2}{{{O}_{2}}^{-}}},{\stackrel {-6/5}{C}}_{5}{ \stackrel {+1}{{{H}_{5}}^{-}}}}$ $\mathrm {{\stackrel {+8/3}{\mbox{Fe}}}_{3}{\stackrel {-2}{\mbox{O}}}_{4}}$ $\mathrm {{\stackrel {+2}{\mbox{Fe}}}{\stackrel {+3}{\mbox{Fe}}}_{2}{\stackrel {-2}{\mbox {O}}}_{4}}$
Yhdisteet, jotka sisältävät täysin delokalisoituneita elektroneja ( metallisidos ). Esimerkiksi lantaanidikarbidi LaC 2 koostuu La 3+ , C 2 2− ioneista ja delokalisoiduista elektroneista. C 2 2− -ionien läsnäolo yhdisteessä mahdollistaa lantaanin hapetusasteen olevan +2; toisaalta pidempi C≡C- sidos verrattuna CaC2 :een , mikä selittyy delokalisoituneiden elektronien vuorovaikutuksella antisidosorbitaalien kanssa, mahdollistaa hiilen hapetusasteen laskemisen -3/2. Kolmas mahdollisuus on pitää tällaisia yhdisteitä elektrodeina , eli olla osoittamatta delokalisoituneita elektroneja mihinkään atomeista. Siinä tapauksessa, että kaikki yhdisteen alkuaineet ovat metalleja (katso Intermetallidit ), niiden hapetusastetta pidetään yleensä nollana.

Esimerkki yhtälöstä redox-reaktiolle

{\mathsf {{\stackrel {+8/3}{Fe}}_{{3}}{\stackrel {}{O}}_{{4}}+{\stackrel {0}{H}}_ {{2}}\rightarrow {\stackrel {0}{Fe}}+{\stackrel {+1}{H}}_{{2}}{\stackrel {}{O}}}}

Laadimme elektronisia yhtälöitä:

{\begin{array}{rl|l}{\mathsf {H_{2}-2e^{{-}}}}&={\mathsf {2H^{{+}}}}&{\mathsf {4 }}\\{\mathsf {\alleviivaus {3Fe^{{(+8/3)}}}+8e^{{-}}}&={\mathsf {3Fe}}&{\mathsf {1} }\end{array}}

Laitoimme löydetyt kertoimet prosessikaavioon korvaamalla nuolen yhtäläisyysmerkillä:

{\mathsf {Fe_{3}O_{4}+4H_{2}=3Fe+4H_{2}O))

(eli elektronisissa reaktioissa (elektronitasapainomenetelmä) murtohapetustilassa oleva rauta kirjataan vain kertoimella 3).
Itse asiassa liuoksessa ei ole Fe 2+ , Fe 3+ -ioneja (ja vielä enemmän Fe +8/3 ) eikä Cr 6+ , Mn 7+ , S 6+ , mutta CrO 4 2 on. − ionit , MnO 4 − , SO 4 2− sekä hieman dissosioituneet "elektrolyytit" Fe 3 O 4 (FeO•Fe 2 O 3 ). Tästä syystä kannattaa suosia puolireaktioiden menetelmää ( ionielektroniset menetelmät) ja soveltaa sitä laadittaessa yhtälöä kaikista vesiliuoksissa tapahtuvista redox-reaktioista. Eli voimme käyttää standardielektrodipotentiaalin valmista reaktiota :
Fe 3 O 4 + 8H + + 8e - = 3Fe + 4H 2 O, E ° = -0,085 V.

Katso myös

Muistiinpanot

↑ Hapetusluku // Suuri Neuvostoliiton Encyclopedia : [30 nidettä] / ch. toim. A. M. Prokhorov . - 3. painos - M . : Neuvostoliiton tietosanakirja, 1969-1978.
↑ Kemistin käsikirja. Ed. B. P. Nikolsky, L: Chemistry, 1971. S. 13.
↑ Tätä kuvitteellista varausta molekyyleissä, joissa on kovalenttisia sidoksia, kutsutaan oikeammin alkuaineen hapetusasteeksi , muuten sen hapetusluvuksi . Positiivisesta tai negatiivisesta varauksesta (esimerkiksi , ) erottamiseksi hapetusasteen (hapetusluvun) etumerkit käännetään (esimerkiksi ). Myös seuraavat kuvat sopivat tähän kaavaan: H→F ja H δ+ —F δ− . Agafoshin N.P. Kemian jaksollinen laki ja jaksollinen järjestelmä. D. I. Mendelejevin elementtejä. - 2. painos - M .: Koulutus, 1982. - s. 56 ${{\mbox{Ca}}}^{{2+}}{{\mbox{O}}}^{{2-}}$ ${{\mbox{Na}}}^{{1+}}{{\mbox{Cl}}}^{{1-}}$ ${\stackrel {+1}{{\mbox{H)))){\stackrel {-1}({\mbox{F))))$
↑ Guanjun Wang, Mingfei Zhou, James T. Goettel, Gary J. Schrobilgen, Jing Su, Jun Li, Tobias Schlöder, Sebastian Riedel. Iridiumia sisältävän yhdisteen tunnistaminen, jonka muodollinen hapetusaste on IX (englanniksi) // Luonto. - 2014. - Vol. 514.-s. 575-577. - doi : 10.1038/luonto13795 .
↑ Qingnan Zhang, Shu-Xian Hu, Hui Qu, Jing Su, Guanjun Wang, Jun-Bo Lu, Mohua Chen, Mingfei Zhou, Jun Li. Pentavalenttiset lantanidiyhdisteet: Praseodyymi(V)-oksidien muodostuminen ja karakterisointi (englanti) // Angewandte Chemie International Edition. - 2016. - Vol. 55. - P. 6896-6900. — ISSN 1521-3773 . - doi : 10.1002/anie.201602196 .
↑ John E. Ellis. Seikkailuja metallia sisältävien aineiden kanssa negatiivisissa hapetustiloissa // Epäorgaaninen kemia. - 2006. - Voi. 45. - P. 3167-3186. doi : 10.1021 / ic052110i .
↑ Metalle in negatiivin Oxidationszuständen (saksa) . Haettu 14. maaliskuuta 2015. Arkistoitu alkuperäisestä 29. maaliskuuta 2015.
↑ Hapetusastetta ei pidä sekoittaa atomin todelliseen teholliseen varaukseen , joka ilmaistaan melkein aina murtolukuna.
Selvyyden vuoksi harkitse useita klooriyhdisteitä: HCl:ssä kloori on negatiivisesti yksiarvoinen. Esimerkiksi Cl 2 -molekyylissä yksikään atomeista ei vedä elektroneja enemmän kuin toinen, joten varaus [sekä hapetustila ] on nolla. Cl 2 O:ssa kloori on jälleen yksiarvoista, mutta jo positiivista. Cl 2 O 7 :ssa kloori on positiivisesti hepvalenttinen: Tällä tavalla määritetyt yksittäisten atomien sähkökemialliset valenssit (hapetustilat) eivät välttämättä ole yhtäpitäviä niiden tavallisten (rakenteellisten) valenssien kanssa. Esimerkiksi Cl 2 (Cl-Cl) -molekyylissä jokainen klooriatomi on sähkökemiallisesti nollavalentti (tarkemmin hapetusaste = 0), mutta rakenteellisesti se on yksiarvoinen ( valenssi = I). Nekrasov B.V. Yleisen kemian perusteet. - 3. painos, Rev. ja ylimääräistä - M .: Chemistry, 1973. - T. I. - s. 285-295, katso myös Tehokas lataus .
$\mathrm {{H}{\stackrel {}{Cl}},{\stackrel {}{Cl}}_{2},{\stackrel {}{Cl}}_{2}{O}, {\stackrel {}{Cl}}_{2}{O}_{7}}$

$\mathrm {{H}{\stackrel {-1}{Cl)),{\stackrel {0}{Cl))_{2},{\stackrel {+1}{Cl))_{2 }{O},{\stackrel {+7}{Cl}}_{2}{O}_{7}}$
↑ Ugay Ya. A. Valenssi, kemiallinen sidos ja hapetustila ovat kemian tärkeimpiä käsitteitä. Arkistokopio päivätty 13. huhtikuuta 2014 Wayback Machinessa // Soros Educational Journal . - 1997. - nro 3. - S. 53-57
↑ Nekrasov B.V. Yleisen kemian perusteet. - 3. painos, Rev. ja ylimääräistä - M .: Chemistry, 1973. - T. I. - s. 395
↑ Pavel Karen, Patrick McArdle, Josef Takats. Kohti hapetustilan kattavaa määritelmää (IUPAC Technical Report ) // Pure and Applied Chemistry. - 2014. - Vol. 86, nro. 6 . - s. 1017-1081. — ISSN 1365-3075 . - doi : 10.1515/pac-2013-0505 .
↑ P. Karen, P. McArdle, J. Takats. Kattava hapetustilan määritelmä (englanniksi) // Pure Appl. Chem.. - 2015. - 16. joulukuuta. Arkistoitu alkuperäisestä 2. helmikuuta 2017.