Чем валентность отличается от степени окисления кратко

Обновлено: 06.07.2024

Электроотрицательность — способность атома какого-либо химического элемента в соединении оттягивать на себя электроны связанных с ним атомов других химических элементов.

Электроотрицательность, как и прочие свойства атомов химических элементов, изменяется с увеличением порядкового номера элемента периодически:

График выше демонстрирует периодичность изменения электроотрицательности элементов главных подгрупп в зависимости от порядкового номера элемента.

При движении вниз по подгруппе таблицы Менделеева электроотрицательность химических элементов уменьшается, при движении вправо по периоду возрастает.

Электроотрицательность отражает неметалличность элементов: чем выше значение электроотрицательности, тем более у элемента выражены неметаллические свойства.

Степень окисления

Степень окисления – условный заряд атома химического элемента в соединении, рассчитанный исходя из предположения, что все связи в его молекуле ионные, т.е. все связывающие электронные пары смещены к атомам с большей электроотрицательностью.

Как рассчитать степень окисления элемента в соединении?

1) Степень окисления химических элементов в простых веществах всегда равна нулю.

2) Существуют элементы, проявляющие в сложных веществах постоянную степень окисления:

Элементы, проявляющие постоянную СО

Значение постоянной СО этого элемента

3) Существуют химические элементы, которые проявляют в подавляющем большинстве соединений постоянную степень окисления. К таким элементам относятся:

Элемент

Степень окисления практически во всех соединениях

Исключения

4) Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в молекуле всегда равна нулю. Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в ионе равна заряду иона.

5) Высшая (максимальная) степень окисления равна номеру группы. Исключения, которые не попадают под это правило, — элементы побочной подгруппы I группы, элементы побочной подгруппы VIII группы, а также кислород и фтор.

Химические элементы, номер группы которых не совпадает с их высшей степенью окисления (обязательные к запоминанию)

Химический элемент

Номер группы

Высшая степень окисления

6) Низшая степень окисления металлов всегда равна нулю, а низшая степень окисления неметаллов рассчитывается по формуле:

низшая степень окисления неметалла = №_группы − 8

Отталкиваясь от представленных выше правил, можно установить степень окисления химического элемента в любом веществе.

Нахождение степеней окисления элементов в различных соединениях

Пример 1

Определите степени окисления всех элементов в серной кислоте.

Решение:

Запишем формулу серной кислоты:

Степень окисления водорода во всех сложных веществах +1 (кроме гидридов металлов).

Степень окисления кислорода во всех сложных веществах равна -2 (кроме пероксидов и фторида кислорода OF₂). Расставим известные степени окисления:

Обозначим степень окисления серы как x:

Молекула серной кислоты, как и молекула любого вещества, в целом электронейтральна, т.к. сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю. Схематически это можно изобразить следующим образом:

Т.е. мы получили следующее уравнение:

Таким образом, степень окисления серы в серной кислоте равна +6.

Пример 2

Определите степень окисления всех элементов в дихромате аммония.

Решение:

Запишем формулу дихромата аммония:

Как и в предыдущем случае, мы можем расставить степени окисления водорода и кислорода:

Однако мы видим, что неизвестны степени окисления сразу у двух химических элементов — азота и хрома. Поэтому найти степени окисления аналогично предыдущему примеру мы не можем (одно уравнение с двумя переменными не имеет единственного решения).

Обратим внимание на то, что указанное вещество относится к классу солей и, соответственно, имеет ионное строение. Тогда справедливо можно сказать, что в состав дихромата аммония входят катионы NH₄ + (заряд данного катиона можно посмотреть в таблице растворимости). Следовательно, так как в формульной единице дихромата аммония два положительных однозарядных катиона NH₄ + , заряд дихромат-иона равен -2, поскольку вещество в целом электронейтрально. Т.е. вещество образовано катионами NH₄ + и анионами Cr₂O₇ 2- .

Мы знаем степени окисления водорода и кислорода. Зная, что сумма степеней окисления атомов всех элементов в ионе равна заряду, и обозначив степени окисления азота и хрома как x и y соответственно, мы можем записать:

Т.е. мы получаем два независимых уравнения:

Решая которые, находим x и y:

Таким образом, в дихромате аммония степени окисления азота -3, водорода +1, хрома +6, а кислорода -2.

Как определять степени окисления элементов в органических веществах можно почитать здесь.

Валентность

Валентность атомов обозначается римскими цифрами: I, II, III и т.д.

Валентные возможности атома зависят от количества:

1) неспаренных электронов

2) неподеленных электронных пар на орбиталях валентных уровней

3) пустых электронных орбиталей валентного уровня

Валентные возможности атома водорода

Изобразим электронно-графическую формулу атома водорода:

Было сказано, что на валентные возможности могут влиять три фактора — наличие неспаренных электронов, наличие неподеленных электронных пар на внешнем уровне, а также наличие вакантных (пустых) орбиталей внешнего уровня. Мы видим на внешнем (и единственном) энергетическом уровне один неспаренный электрон. Исходя из этого, водород может точно иметь валентность, равную I. Однако на первом энергетическом уровне есть только один подуровень — s, т.е. атом водорода на внешнем уровне не имеет как неподеленных электронных пар, так и пустых орбиталей.

Таким образом, единственная валентность, которую может проявлять атом водорода, равна I.

Валентные возможности атома углерода

Рассмотрим электронное строение атома углерода. В основном состоянии электронная конфигурация его внешнего уровня выглядит следующим образом:

Несмотря на то что на процесс возбуждения атома углерода тратится некоторое количество энергии, траты с избытком компенсируются при образовании четырех ковалентных связей. По этой причине валентность IV намного более характерна для атома углерода. Так, например, валентность IV углерод имеет в молекулах углекислого газа, угольной кислоты и абсолютно всех органических веществ.

Помимо неспаренных электронов и неподеленных электронных пар на валентные возможности также влияет наличие вакантных ( ) орбиталей валентного уровня. Наличие таких орбиталей на заполняемом уровне приводит к тому, что атом может выполнять роль акцептора электронной пары, т.е. образовывать дополнительные ковалентные связи по донорно-акцепторному механизму. Так, например, вопреки ожиданиям, в молекуле угарного газа CO связь не двойная, а тройная, что наглядно показано на следующей иллюстрации:

Резюмируя информацию по валентным возможностям атома углерода:

1) Для углерода возможны валентности II, III, IV

2) Наиболее распространенная валентность углерода в соединениях IV

3) В молекуле угарного газа CO связь тройная (!), при этом одна из трех связей образована по донорно-акцепторному механизму

Валентные возможности атома азота

Запишем электронно-графическую формулу внешнего энергетического уровня атома азота:

Как видно из иллюстрации выше, атом азота в своем обычном состоянии имеет 3 неспаренных электрона, в связи с чем логично предположить о его способности проявлять валентность, равную III. Действительно, валентность, равная трём, наблюдается в молекулах аммиака (NH₃), азотистой кислоты (HNO₂), треххлористого азота (NCl₃) и т.д.

Выше было сказано, что валентность атома химического элемента зависит не только от количества неспаренных электронов, но также и от наличия неподеленных электронных пар. Связано это с тем, что ковалентная химическая связь может образоваться не только, когда два атома предоставляют друг другу по одному электрону, но также и тогда, когда один атом, имеющий неподеленную пару электронов — донор( ) предоставляет ее другому атому с вакантной ( ) орбиталью валентного уровня (акцептору). Т.е. для атома азота возможна также валентность IV за счет дополнительной ковалентной связи, образованной по донорно-акцепторному механизму. Так, например, четыре ковалентных связи, одна из которых образована по донорно-акцепторному механизму, наблюдается при образовании катиона аммония:

Несмотря на то что одна из ковалентных связей образуется по донорно-акцепторному механизму, все связи N-H в катионе аммония абсолютно идентичны и ничем друг от друга не отличаются.

Валентность, равную V, атом азота проявлять не способен. Связано это с тем, что для атома азота невозможен переход в возбужденное состояние, при котором происходит распаривание двух электронов с переходом одного из них на свободную орбиталь, наиболее близкую по уровню энергии. Атом азота не имеет d-подуровня, а переход на 3s-орбиталь энергетически настолько затратен, что затраты энергии не покрываются образованием новых связей. Многие могут задаться вопросом, а какая же тогда валентность у азота, например, в молекулах азотной кислоты HNO₃ или оксида азота N₂O₅? Как ни странно, валентность там тоже IV, что видно из нижеследующих структурных формул:

em>Резюмируя информацию по валентным возможностям атома азота:

1) Для азота возможны валентности I, II, III и IV

2) Валентности V у азота не бывает!

3) В молекулах азотной кислоты и оксида азота N₂O₅ азот имеет валентность IV, а степень окисления +5 (!).

4) В соединениях, в которых атом азота четырехвалентен, одна из ковалентных связей образована по донорно-акцепторному механизму (соли аммония NH₄ + , азотная кислота и д.р).

Валентные возможности фосфора

Изобразим электронно-графическую формулу внешнего энергетического уровня атома фосфора:

Как мы видим, строение внешнего слоя у атома фосфора в основном состоянии и атома азота одинаково, в связи с чем логично ожидать для атома фосфора так же, как и для атома азота, возможных валентностей, равных I, II, III и IV, что и наблюдается на практике.

Однако в отличие от азота, атом фосфора имеет на внешнем энергетическом уровне еще и d-подуровень с 5-ю вакантными орбиталями.

В связи с этим он способен переходить в возбужденное состояние, распаривая электроны 3 s -орбитали:

Таким образом, недоступная для азота валентность V для атома фосфора возможна. Так, например, валентность, равную пяти, атом фосфора имеет в молекулах таких соединений, как фосфорная кислота, галогениды фосфора (V), оксид фосфора (V) и т.д.

Валентные возможности атома кислорода

Электронно-графическая формула внешнего энергетического уровня атома кислорода имеет вид:

Мы видим на 2-м уровне два неспаренных электрона, в связи с чем для кислорода возможна валентность II. Следует отметить, что данная валентность атома кислорода наблюдается практически во всех соединениях. Выше при рассмотрении валентных возможностей атома углерода мы обсудили образование молекулы угарного газа. Связь в молекуле CO тройная, следовательно, кислород там трехвалентен (кислород — донор электронной пары).

Из-за того что атом кислорода не имеет на внешнем уровне d-подуровня, распаривание электронов s и p-орбиталей невозможно, из-за чего валентные возможности атома кислорода ограничены по сравнению с другими элементами его подгруппы, например, серой.

Таким образом, кислород практически всегда имеет валентность, равную II, однако в некоторых частицах он трехвалентен, в частности, в молекуле угарного газа C≡O. В случае, когда кислород имеет валентность III, одна из ковалентных связей образована по донорно-акцепторному механизму.

Валентные возможности атома серы

Внешний энергетический уровень атома серы в невозбужденном состоянии:

У атома серы, как и у атома кислорода, в обычном состоянии два неспаренных электрона, поэтому мы можем сделать вывод о том, что для серы возможна валентность, равная двум. И действительно, валентность II сера имеет, например, в молекуле сероводорода H₂S.

Как мы видим, у атома серы на внешнем уровне появляется d-подуровень с вакантными орбиталями. По этой причине атом серы способен расширять свои валентные возможности в отличие от кислорода за счет перехода в возбужденные состояния. Так, при распаривании неподеленной электронной пары 3p-подуровня атом серы приобретает электронную конфигурацию внешнего уровня следующего вида:

В таком состоянии атом серы имеет 4 неспаренных электрона, что говорит нам о возможности проявления атомами серы валентности, равной IV. Действительно, валентность IV сера имеет в молекулах SO₂, SF₄, SOCl₂ и т.д.

При распаривании второй неподеленной электронной пары, расположенной на 3s-подуровне, внешний энергетический уровень приобретает конфигурацию:

В таком состоянии уже становится возможным проявление валентности VI. Примером соединений с VI-валентной серой являются SO₃, H₂SO₄, SO₂Cl₂ и т.д.

Аналогично можно рассмотреть валентные возможности остальных химических элементов.

Валентность (лат. valere - иметь значение) - мера "соединительной способности" химического элемента, равная числу индивидуальных химических связей, которые может образовать один атом.

Определяют валентность по числу связей, которые один атом образует с другими. Для примера рассмотрим две молекулы

Для определения валентности нужно хорошо представлять графические формулы веществ. В этой статье вы увидите множество формул. Сообщаю вам также о химических элементах с постоянной валентностью, знать которые весьма полезно.

В электронной теории считается, что валентность связи определяется числом неспаренных (валентных) электронов в основном или возбужденном состоянии. Мы касались с вами темы валентных электронов и возбужденного состояния атома. На примере фосфора объединим эти две темы для полного понимания.

Подавляющее большинство химических элементов обладает непостоянным значением валентности. Переменная валентность характерна для меди, железа, фосфора, хрома, серы.

Ниже вы увидите элементы с переменной валентностью и их соединения. Заметьте, определить их непостоянную валентность нам помогают другие элементы - с постоянной валентностью.

Запомните, что у некоторых простых веществ валентность принимает значения: III - у азота, II - кислорода. Подведем итог полученным знаниям, написав графические формулы азота, кислорода, углекислого и угарного газов, карбоната натрия, фосфата лития, сульфата железа (II) и ацетата калия.

N - III
O - II
H, Na, K, Li - I
S - VI
C - III (в угарном газе CO, так как одна связь образована по донорно-акцепторному механизму), IV (в углекислом газе CO₂ и карбонате натрия Na₂CO₃)
Fe - II

Степень окисления

Степенью окисления (СО) называют условный показатель, который характеризует заряд атома в соединении и его поведение в ОВР (окислительно-восстановительной реакции). В простых веществах СО всегда равна нулю, в сложных - ее определяют исходя из постоянных степеней окисления у некоторых элементов.

Численно степень окисления равна условному заряду, который можно приписать атому, руководствуясь предположением, что все электроны, образующие связи, перешли к более электроотрицательному элементу.

Определяя степень окисления, одним элементам мы приписываем условный заряд "+", а другим "-". Это связано с электроотрицательностью - способностью атома притягивать к себе электроны. Знак "+" означает недостаток электронов, а "-" - их избыток. Повторюсь, СО - условное понятие.

Сумма всех степеней окисления в молекуле равна нулю - это важно помнить для самопроверки.

Зная изменения электроотрицательности в периодах и группах периодической таблицы Д.И. Менделеева, можно сделать вывод о том какой элемент принимает "+", а какой минус. Помогают в этом вопросе и элементы с постоянной степенью окисления.

Кто более электроотрицательный, тот сильнее притягивает к себе электроны и "уходит в минус". Кто отдает свои электроны и испытывает их недостаток - получает знак "+".

Самостоятельно определите степени окисления атомов в следующих веществах: RbOH, NaCl, BaO, NaClO₃, SO₂Cl₂, KMnO₄, Li₂SO₃, O₂, NaH₂PO₄. Ниже вы найдете решение этой задачи.

Сравнивайте значение электроотрицательности по таблице Менделеева, и, конечно, пользуйтесь интуицией :) Однако по мере изучения химии, точное знание степеней окисления должно заменить даже самую развитую интуицию ;-)

Особо хочу выделить тему ионов. Ион - атом, или группа атомов, которые за счет потери или приобретения одного или нескольких электронов приобрел(и) положительный или отрицательный заряд.

Определяя СО атомов в ионе, не следует стремиться привести общий заряд иона к "0", как в молекуле. Ионы даны в таблице растворимости, они имеют разные заряды - к такому заряду и нужно в сумме привести ион. Объясню на примере.

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Разница между валентностью и степенью окисления - Разница Между

Содержание:

Основное различие - валентность и степень окисления

Все соединения состоят из атомов разных элементов. Эти атомы объединяются в различных соотношениях в зависимости от количества имеющихся у них свободных орбиталей или количества электронов, которые может высвободить конкретный атом. Валентность и степень окисления - два термина, используемые для объяснения причин этих различных комбинаций атомов. Основное различие между валентностью и степенью окисления заключается в том, что валентность - это число электронов, присутствующих во внешней оболочке атома конкретного элемента, тогда как степень окисления - это число электронов, которое элемент в конкретном соединении потерял или приобрел.

Ключевые области покрыты

1. Что такое валентность
- определение, указание, примеры
2. Что такое состояние окисления
- Определение, индикация, правила определения степени окисления, примеры
3. В чем разница между валентностью и степенью окисления
- Сравнение основных различий

Ключевые термины: атом, соединение, элемент, оболочка, степень окисления, валентность

Что такое валентность

Валентность может быть определена как число электронов, присутствующих во внешней оболочке конкретного элемента. Валентность определяет максимальное количество связей, которые может иметь конкретный атом. Элементы в периодической таблице сгруппированы в соответствии с количеством валентных электронов (электронов на самых внешних орбиталях), которые может иметь атом, когда он находится в нейтральном и газообразном состоянии. Следующая таблица объяснит это.

Элемент

Атомный номер

Электронная конфигурация

Валентность

1s 2 2s 2 2р 6 3s 1

1s 2 2s 2 2р 6 3s 2

1s 2 2s 2 2р 1

1s 2 2s 2 2р 2

1s 2 2s 2 2р 6 3s 2 3p 4

Элементы одной и той же группы в периодической таблице имеют одинаковую валентность, поскольку элементы сгруппированы в соответствии с атомным номером, а число электронов, присутствующих во внешней оболочке, одинаково при рассмотрении их электронных конфигураций.

Рисунок 1: Валентность калия составляет 1

Что такое состояние окисления

Степень окисления можно определить как число электронов, которое конкретный атом может потерять, получить или разделить с другим атомом. Потеря или усиление электронов вызывает изменение заряда атома, поскольку электроны заряжены отрицательно, и каждый отрицательный заряд нейтрализуется положительным зарядом протонов в ядре. Когда атом теряет или приобретает электроны, возникает дисбаланс электрических зарядов. Следовательно, степень окисления этого атома является зарядом этого атома. Степень окисления может быть использована для описания заряда атома, который находится в соединении.

Степень окисления указывается с помощью положительного (+) или отрицательного (-) символа вместе с числом. Символ описывает заряд этого атома, а число - количество обмененных электронов.

Рисунок 2: 0 и +2 - единственные степени окисления цинка

Как определить степень окисления

Степень окисления атома рассчитывается по семи правилам. Эти правила и некоторые примеры состояний окисления приведены ниже.

Правило 1

Степень окисления элемента всегда равна нулю. Элементы в их элементарной форме также находятся в нулевой степени окисления.

Пример: степень окисления натрия (Na) равна 0, а у водорода (Н)₂) равен 0

Правило 2

Общий заряд молекулы или иона должен быть суммой зарядов каждого атома в соединении.

Пример: общий заряд KCl равен 0

Заряд (степень окисления) К +1

Заряд (степень окисления) Cl составляет -1

Правило 3

Степень окисления элементов группы 1 всегда равна +1.

Правило 4

Степень окисления элементов группы 2 всегда равна +2.

Правило 5

Отрицательный заряд отдается наиболее электроотрицательному атому по сравнению с другими связанными с ним атомами.

Пример: фтор является наиболее электроотрицательным элементом. Следовательно, всякий раз, когда он находится в связи с другим элементом, фтору присваивается степень окисления -1.

Правило 6

Степень окисления водорода (H) составляет +1.

Но когда речь идет о металлах группы 1, степень окисления водорода равна -1.

Валентность - это количество ковалентных связей, которое образует атом. Если говорить о строгом классическом понимании, то это должны быть двухцентровые (два атома) двухэлектронные (одна электронная пара) связи. Всякие там трехцентровые связи, кластеры и прочую экзотику с точки зрения классического понятия валентности рассматривать нельзя. Можно его расширить, конечно, но лично я в этом не вижу особого смысла. Валентность - простая модель, хорошо описывает большинство ковалентных соединений s- и p-элементов и хватит с нее. Для более сложных случаев есть теория кристаллического поля и метод молекулярных орбиталей, которые вообще не нуждаются в представлениях о "валентности" для описания хим.связей и дают гораздо более полное и точное представление о природе хим.связи.

Степень оксиления - формальный заряд атома в соединении, рассчитываемый исходя из представлений об электронейтральности соединения (если оно не является сложносоставным ионом), структуре ковалентных связей внутри него и электроотрицательности входящих в него атомов. Грубо говоря, рисуем структуру из точек и палочек, считаем количество палочек для каждого атома, прикидываем, кто более, а кто менее электроотрицателен в данной паре атомов и приписываем каждому атому заряд так, чтобы в сумме по молекуле был ноль (или заряд сложного иона), а каждая палочка давала бы к степени окисления атома либо +1, либо -1, в зависимости от соотношения электроотрицательности рассматриваемого атома и того, с которым он связывывается (или дает 0, если атом связан с таким же атомом, как азот в N2H4). Часто С.О. расширяют до любых соединений, например, в NaCl считают С.О. натрия +1, а С.О. хлора -1, но я с таким подходом несогласен, поскольку он предполагает наличие некой "нейтральной молекулы NaCl", что мне кажется бессмысленным допущением. Поэтому при использовании понятия С.О. я предпочитаю рассматривать только соединения с ковалентной связью.

С.О. и валентность будут совпадать по модулю, если в соединении атом связан только либо с более электроотрицательными атомами, либо с менее электроотрицательными атомами, например, азот в NH3. А если он связан и с такими и с такими, то С.О. по модулю будет меньше, например, фосфор в H3PO2.

Атомы соединяются в молекулы в определенных соотношениях.

Приведем пример широко распространённых соединений водорода.

Это связано с количеством электронов на внешнем электронном уровне атома (подробнее про электронные уровни в одном из следующих уроков).

Эти электроны часто называют валентными электронами.

Это значение легко узнать из периодической системы химических элементов: число валентных электронов равно номеру группы, в которой находится химический элемент.

Элементы третьего периода системы химических элементов
Номер группы и число валентных электронов обозначены цифрой в центре клетки.

Суть химического взаимодействия между двумя атомами состоит в том, чтобы в итоге внешний электронный уровень атома оказался полностью завершенным.

Такое положение похоже на состояние атомов VIII группы – инертных газов (гелий, неон, аргон, криптон, ксенон).

Поэтому их ещё называют благородными.

Чтобы получить полностью завершенную внешнюю электронную оболочку, атомы объединяются в таких соотношениях, что получают друг от друга необходимое количество электронов.

То количество электронов, которое атом получает или отдаёт в процессе химической реакции, а следовательно, количество других атомов, которые способен присоединить наш атом, и называется валентностью этого атома.

У некоторых элементов валентность постоянная, но у большинства есть по несколько значений валентности.

Один и тот же элемент в разных соединениях проявляет разную валентность.

Элементов, валентность которых всегда постоянна, немного, и их нужно просто запомнить.

Химический элемент
или группа элементов

Валентность

Литий, натрий, калий, рубидий, цезий (все щелочные металлы);

Водород, фтор, серебро

Бериллий, магний, кальций, стронций, барий (все щелочно-земельные металлы);

Бор, алюминий, галлий

Углерод, кремний, германий

Атомы проявляют валентность только в химических соединениях!

Пройти тест и получить оценку можно после входа или регистрации

Степень окисления

Ядро атома заряжено положительно, электроны - отрицательно. В целом атом нейтрален, поэтому такое смещение нарушает эту нейтральность.

Степень окисления – это условный заряд атома в составе молекулы, если предположить, что принятый электрон полностью принадлежит атому, а отданный полностью не принадлежит.

Рассмотрим степени окисления атомов азотной кислоты HNO₃

Известно, что в химических формулах количество атомов в 1 единицу не пишут, но для наглядности мы это сделаем. Получилось H₁N₁O₃

Азотная кислота в природе существует в виде устойчивого соединения, это значит, что сумма всех степеней окисления составляющих ее атомов равна нулю.

Азотная кислота состоит из 1 атома водорода, 1 атома азота и 3-х атомов кислорода.

Водород имеет степень окисления +1

Кислород имеет степень окисления -2

Посмотрим на алгоритм определения степени окисления:

Вам придется часто определять степени окисления веществ в составе молекул.

Это просто. Главное надо знать степени окисления атомов, там, где вариантов немного или всего один.

Зная, что сумма всех произведений степеней окисления в одной молекуле равна нулю, мы сможем очень легко определить неизвестную степень окисления.

Рассмотрим алгоритм определения степени окисления азота в молекуле азотистой кислоты.

Часто степень окисления и валентность совпадают. Но это происходит не всегда. Наиболее ярко это различие проявляется в простых веществах, образованных некоторыми газами, но также проявляется и в других соединениях.

Химический элемент

Вещество

Валентность

Степень окисления

HNO₃ (азотная кислота)

Главное отличие степени окисления от валентности: валентность не имеет знака, а степень окисления имеет знак.

Положительное число говорит об отдаче электрона (т.к. заряд электрона отрицательный), отрицательное – наоборот.

Высшая положительная степень окисления элемента равна номеру группы периодической системы.

Химический элемент

Номер группы в периодической системе

Высшая положительная степень окисления

Натрий

Магний

Алюминий

III

Кремний

Фосфор

Сера

Хлор

VII

Большинство элементов имеют переменную степень окисления.

В природе элементы встречаются в таких соединениях, где проявляют самую устойчивую степень окисления.

Химический элемент

Наиболее распространенное в природе вещество и степень окисления элемента в нём

Другие вещества и степени окисления элемента в них

Кварц (оксид кремния)

Пирит (сульфид железа)

Cоль (хлорид натрия)

NaCl

Пройти тест и получить оценку можно после входа или регистрации

Количество вещества

До этого речь шла об отдельных атомах и молекулах.

Но химики не работают с индивидуальными молекулами.

Например, формула поваренной соли NaCl. Содержание атомов натрия и хлора в этом веществе относятся как 1:1.

Значит ли это, что для получения соли нужно взять равные массы натрия и хлора?

Нет, потому что у этих атомов разные массы, а значит, в одном килограмме натрия и в одном килограмме хлора будет содержаться разное количество молекул.

Поэтому химики измеряют количество вещества в таких единицах, которые обозначают не массу, а количество молекул (или атомов – в тех случаях, когда речь идет о простых веществах, молекулы которых одноатомны).

Для простоты обозначений химики постановили, что моль – это количество вещества, содержащее такое число молекул, которое совпадает с числом атомов в 12 г углерода.

1 моль любого вещества имеет такую массу, которая численно равна молекулярной массе данного вещества, выраженной в атомных единицах массы. Например, относительная атомная масса меди равна 64, значит, 1 моль меди имеет массу 64 грамма. Масса вещества, взятого в количестве 1 моль, называется молярной массой и выражается единицами г/моль. Молярная масса меди равна 64 г/моль.

Из этого следует важный вывод: 1 моль любого вещества содержит одно и то же число молекул, хотя и имеет для разных веществ разную массу.

Число частиц в 1 моле вещества называется постоянной Авогадро, которая равняется N_A=6,022 140 76 · 10 23 моль -1

Обычно при решении задач используют укороченное значение постоянной Авогадро N_A=6 · 10 23 моль -1

Обратите внимание на размерность постоянной моль -1

В математическом виде это обозначается так:

Таким образом, независимо от того, сколько весит вещество, 1 его моль будет содержать всегда одинаковое количество атомов, равное 6,022 · 10 23 единиц.

Необходимо учитывать, что некоторые авторы используют выражение число Авогадро (именно "число", а не "постоянная"), при этом размерность в виде моль -1 не употребляют, а просто используют число 6,022 · 10 23

Никакого противоречия здесь нет, все наоборот, очень логично! Ведь постоянная Авогадро - это соотношение числа Авогадро к одной моли.

У меня есть дополнительная информация к этой части урока!

С именем Амедео Авогадро (1776-1856) также связан Закон Авогадро, который в определенной степени перекликается с постоянной Авогадро, но только касается газов. Авогадро предположил, что все газы при одинаковых условиях (температура и давление) в равных объемах содержат одинаковое количество молекул. Свои выводы он аргументировал тем, что молекулы газов находятся на значительном расстоянии друг от друга, поэтому их масса не играет значения в количестве самих молекул в единице объема.

1. один моль любого газа при равных условиях (температура и давление) занимает один и тот же объем.

2. один моль любого газа при нормальных условиях (t=0°С и давлении 10 5 Па= 100 кПа= 1 бар= 1 атмосфера) занимает один и тот же объем, равный 22,41 литрам (м 3 )

Величина 22,41 л/моль (22,41 м 3 /моль) называется моляным объемом газа и обозначается V_m

Закон Авогадро можно изучить на нашем уроке "Понятие о газах".

Зная количество вещества, можно судить о числе частиц в определенной его порции и брать вещества для реакций в необходимых количествах.

На картинках ниже вы увидите, какой объем занимает одинаковое количество разных веществ, равных одной моли.

Читайте также: