Степень окисления cl2o7: Cl2O7, степень окисления хлора и кислорода в нем

Mathway | Популярные задачи

1	Найти число нейтронов	H
2	Найти массу одного моля	H_2O
3	Определить кислотность pH	0.76M(HCl)(solution)
4	Найти массу одного моля	H_2O
5	Баланс	H_2(SO_4)+K(OH)→K_2(SO_4)+H(OH)
6	Найти массу одного моля	H
7	Найти число нейтронов	Fe
8	Найти число нейтронов	Tc
9	Найти конфигурацию электронов	H
10	Найти число нейтронов	Ca
11	Баланс	CH_4+O_2→H_2O+CO_2
12	Найти число нейтронов	C
13	Найти число протонов	H
14	Найти число нейтронов	O
15	Найти массу одного моля	CO_2
16	Баланс	(a+b/c)(d-e)=f
17	Баланс	CH_4+O_2→H_2O+CO_2
18	Баланс	C_8H_18+O_2→CO_2+H_2O
19	Найти атомную массу	H
20	Определить, растворима ли смесь в воде	H_2O
21	Найти конфигурацию электронов	Na
22	Найти массу одного атома	H
23	Найти число нейтронов	Nb
24	Найти число нейтронов	Au
25	Найти число нейтронов	Mn
26	Найти число нейтронов	Ru
27	Найти конфигурацию электронов	O
28	Найти массовую долю	H_2O
29	Упростить	корень пятой степени 243
30	Определить, растворима ли смесь в воде	NaCl
31	Найти эмпирическую/простейшую формулу	H_2O
32	Найти степень окисления	H_2O
33	Найти конфигурацию электронов	K
34	Найти конфигурацию электронов	Mg
35	Найти конфигурацию электронов	Ca
36	Найти число нейтронов	Rh
37	Найти число нейтронов	Na
38	Найти число нейтронов	Pt
39	Найти число нейтронов	Be	Be
40	Найти число нейтронов	Cr
41	Найти массу одного моля	H_2SO_4
42	Найти массу одного моля	HCl
43	Найти массу одного моля	Fe
44	Найти массу одного моля	C
45	Найти число нейтронов	Cu
46	Найти число нейтронов	S
47	Найти степень окисления	H
48	Баланс	CH_4+O_2→CO_2+H_2O
49	Найти атомную массу	O
50	Найти атомное число	H
51	Найти число нейтронов	Mo
52	Найти число нейтронов	Os
53	Найти массу одного моля	NaOH
54	Найти массу одного моля	O
55	Найти конфигурацию электронов	H
56	Найти конфигурацию электронов	Fe
57	Найти конфигурацию электронов	C
58	Найти массовую долю	NaCl
59	Найти массу одного моля	K
60	Найти массу одного атома	Na
61	Найти число нейтронов	N
62	Найти число нейтронов	Li
63	Найти число нейтронов	V
64	Найти число протонов	N
65	Вычислить	2+2
66	Упростить	H^2O
67	Упростить	h*2o
68	Определить, растворима ли смесь в воде	H
69	Найти плотность при стандартной температуре и давлении	H_2O
70	Найти степень окисления	NaCl
71	Найти степень окисления	H_2O
72	Найти атомную массу	He	He
73	Найти атомную массу	Mg
74	Вычислить	(1.0*10^-15)/(4.2*10^-7)
75	Найти число электронов	H
76	Найти число электронов	O
77	Найти число электронов	S
78	Найти число нейтронов	Pd
79	Найти число нейтронов	Hg
80	Найти число нейтронов	B
81	Найти массу одного атома	Li
82	Найти массу одного моля	H_2O
83	Найти эмпирическую формулу	H=12% , C=54% , N=20	, ,
84	Найти число протонов	Be	Be
85	Найти массу одного моля	Na
86	Найти конфигурацию электронов	Co
87	Найти конфигурацию электронов	S
88	Баланс	C_2H_6+O_2→CO_2+H_2O
89	Баланс	H_2+O_2→H_2O
90	Баланс	C_2H_6+O_2→CO_2+H_2O
91	Найти конфигурацию электронов	P
92	Найти конфигурацию электронов	Pb
93	Найти конфигурацию электронов	Al
94	Найти конфигурацию электронов	Ar
95	Найти массу одного моля	O_2
96	Найти массу одного моля	H_2
97	Баланс	CH_4+O_2→CO_2+H_2O
98	Найти число нейтронов	K
99	Найти число нейтронов	P
100	Найти число нейтронов	Mg

Cl2O, степень окисления хлора и кислорода в нем

Общие сведения об оксиде хлора (I) и степени окисления в Cl2O

Термически неустойчив, разлагается на свету. Брутто-формула – Cl₂O (строение молекулы показано на рис. 1). Молярная масса равна 86,91 г/моль. Плотность – 3,89 г/л (н.у.). Температура плавления – (-116^oC), кипения — 2,2^oC.

Рис. 1. Строение молекулы оксида хлора (I) с указанием валентного угла и длины химической связи.

Растворяется в тетрахлориде углерода. Проявляет кислотные свойства: медленно реагирует с водой, быстро – со щелочами. Сильный окислитель.

Cl2O, степени окисления элементов в нем

Чтобы определить степени окисления элементов, входящих в состав оксида хлора (I), сначала необходимо разобраться с тем, для каких элементов эта величина точно известна.

Степень окисления кислорода в оксидах всегда равна ( — 2). Для нахождения степени окисления хлора примем её значение за «х» и определим его при помощи уравнения электронейтральности:

2×х + (-2)= 0;

2х – 2 = 0;

2х = 2;

x = +1.

Степень окисления хлора в оксиде хлора (I) равна (+1):

Cl⁺¹₂O^-2.

Примеры решения задач

Понравился сайт? Расскажи друзьям!

3)Определите степени окисления элементов в следующих соединениях : Cl2O;HClO;Cl2O7;HClO4;KClO3;F2O; HBr;I2;Na5IO6. Объясните при

4Fe(NO3)2 = 2Fe2O3 + 8NO2 + O2

5 месяцев назад

2Li+O2=2Li2O

Li2O+2HCl=2LiCl+h3O

LiCl+HNO3=LiNO3+HCl

2LiNO3+h3SO4=Li2SO4+2HNO3

Li2SO4+Na2CO3=Na2SO4+Li2CO3

4 месяца назад

1)добавить галоген
2)увеличить цепь по реакции вюрца
3)использовать дегидрирование
4)прописать гидратацию
1)ch5+cl2->ch4cl+hcl
2)2ch4cl+2na->2nacl+c2h6
3)c2h6—Pt—>c2h5 + h3
4)c2h5+h3o-c2h5oh

4 месяца назад

Фенол — сильный яд! При контакте с кожей фенол (карболо­вая кислота) в виде водных растворов высокой концентрации сна­чала резко уменьшает чувствительность кожи, а затем разрушает ее. Действие фенола на организм заключается в основном в разру­шении эритроцитов. При попадании фенола в желудок появляют­ся рвота, понос, в моче обнаруживается гемоглобин. У пострадав­шего резко падает температура, появляются судороги, челюсти силь­но сжаты. При втирании препарата в кожу (это может произойти, например, при случайном попадании кристаллов фенола в обувь) возможны поражения со смертельным исходом.

При работе с фенолом необходимо защищать глаза очками, а руки — перчатками. Рукава и ворот должны быть плотно застег­нуты. Необходимо следить, чтобы кристаллы фенола не попали в обувь. После работы с фенолом следует тщательно вымыть руки с мылом под проточной водой.

При попадании на кожу нужно промыть пораженное место 10-40%-м этиловым спиртом, растительным маслом. При отрав­лении через рот сначала промывают желудок теплой водой, а за­тем розовым раствором перманганата калия КмnО4 или 10%-м этиловым спиртом, потом снова чистой водой. Промыва­ние продолжается до исчезновения запаха фенола в рвотной массе. После этого нужно дать яичный белок — как обволакивающее.

Фенол в исходной форме учащимся не выдавать! Для разда­чи учащимся использовать некрепкие растворы фенола.

Группа хранения № 7 — вещества повышенной физиологичес­кой активности.

4 месяца назад

Нет конечно, это физическое явление, откуда оно химическое?

4 месяца назад

Кислоты хлора | Дистанционные уроки

29-Окт-2012 | Нет комментариев | Лолита Окольнова

 

Хлор — самый богатый на кислоты элемент!

5 кислот — таким рекордом может похвастаться не каждый!

 

Хлор  — элемент 7-й группы главной подгруппы и к тому же 3-го периода.

 

Что это означает?

 

Это означает много степеней окисления! 🙂

 

• Т.к. элемент находится в 7-й группе, то ему не хватает всего 1 электрона до завершения электронной оболочки — минимальная степень окисления хлора = -1.
• Т.к. хлор находится в 3-ем периоде, то он может распаривать электроны с p-подуровня на d-подуровень  — степени окисления +1, +3, +5 и +7.

 

 

1. HCl — хлороводородная или соляная кислота. 

   Степень окисления хлора= -1.

   Сильная кислота. Едкая жидкость, дымит на воздухе. В воде практически полностью диссоциирует на ионы:HCl = H(+)  + Cl(-) .

 

Ей присущи все свойства кислот:  взаимодействие с металлами до водорода, взаимодействие с основными оксидами, с основаниями, с солями.

 
 
 
При взаимодействии с окислителями окисляется до Cl2: 

2HCl + h3SO4 = SO2 + Cl2↑ + 2h3O

 

2. HClO — хлорноватистая кислота.

Степень окисления хлора = +1.

Бесцветный раствор. Это очень слабая кислота. Неустойчивая. Небольшая степень диссоциации. Ей соответствует кислотный оксид Cl2O.
Получение:

Сl2 + h3O = HCl + HClO

 

Cl2O + h3O = 2HClO

 
НО: это сильная кислота-окислитель:    2HClO +  h3S = S + Cl2 + h3O
 
Cоли — гипохлориты.
 
3. HClO2 — хлористая кислота.
 
Степень окисления хлора = +3.
 
Бесцветная. Кислота средней силы. Неустойчивая. Ей соответствует кислотный оксид Cl2O3.
 
Проявляет окислительные свойства. 
 
Соли — хлориты.
 
4. HClO3 — хлорноватая кислота. 
 
Степень окисления хлора = +5
 
В свободном виде она не получена, «живет» только в растворах. Сильное вещество как просто кислота, и как кислота-окислитель. Кислотный оксид — Cl2O5.
 
Сильная кислота — окислитель:      HClO3 + S + h3O= h3SO4 +  HCl
 
Соли — хлораты.
 
5. HClO4 — хлорная кислота.
 
Степень окисления хлора= +7
 
Одна из самых сильных кислот, одна из самых сильных окислителей.
 
Взрывоопасна. Бесцветная, летучая, парит на воздухе.
 
Кислотный оксид — Cl2O7.
 
Соли — перхлораты.
 
Обратите внимание на изменение свойств кислот с изменением степени окисления:
 

• хлор в минимальной степени окисления дает сильную кислоту, но не окислитель;
• с увеличением степени окисления увеличивается сила кислот и окислительные свойства

 

 
 
 

Еще на эту тему:

Обсуждение: «Кислоты хлора»

(Правила комментирования)

Степень окисления хлора (Cl), формула и примеры

Общие сведения о степени окисления хлора

Температура плавления – 101,0^oС, температура кипения -34,2^oС. Органично растворяется в воде. При охлаждении из водных растворов выделяются кристаллогидраты, являющиеся кларатами приблизительного состава Cl₂×6H₂O и Cl₂×8H₂O.

Хлор – активный окислитель.

Молекула хлора двухатомна Cl₂.

Степень окисления хлора в соединениях

Хлор образует двухатомные молекулы состава Cl₂ за счет наведения ковалентных неполярных связей, а, как известно, в соединениях с неполярными связями степень окисления элементов равна нулю.

Для хлора характерен целый спектр степеней окисления, среди которых есть как положительные, так и отрицательные.

Степень окисления (-1) хлор проявляет в ионных хлоридах: NaCl^-1, MgCl^-1₂, AlCl^-1₃, SiCl^-1₄, PCl^-1₅, SbCl^-1₆ и т.д.

Степень окисления (+1) хлор проявляет во фториде Cl⁺¹F, оксиде Cl⁺¹₂O и нитриде Cl⁺¹₃N, а также соответствующих им анионах [Cl⁺¹F₂]^—, [Cl⁺¹O]^— и [Cl⁺¹N]^2-.

Степень окисления (+3) хлор проявляет в соединениях трифториде Cl⁺³F₃ и тетрафторохлорат(III)-анионе [Cl⁺³F₄]^—, а также в диоксохлорат(III)-анионе [Cl⁺³O₂]^—.

Из соединений, в которых хлор проявляет степень окисления (+5) известны пентафторид Cl⁺⁵F₅, оксотрифторид Cl⁺⁵OF₃, диоксофторид Cl⁺⁵O₂Fи производные триоксохлорат(V)-аниона [Cl⁺⁵O₃]^—, диоксодифторохлорат(V)-аниона [Cl⁺⁵O₃F₂]^2-, триоксофторохлорат(V)-аниона [Cl⁺⁵O₃F]^2- и оксотетрафторохлорат(V)-аниона[Cl⁺⁵OF₄]^2-.

Высшая степень окисления хлора (+7) проявляется в его оксиде, ряде оксофторидов и отвечающих им анионных комплексах: Cl⁺⁷₂O₇, KCl⁺⁷O₄, Cl⁺⁷O₃F, NaCl⁺⁷O₃F₂, Cl⁺⁷O₂F₃, Cl⁺⁷OF₅ и т.д.

Примеры решения задач

Задания 4. Валентности и степени окисления элементов.

Задание №1

EBA347

Степень окисления +2 во всех соединениях проявляет

1) олово

2) фосфор

3) железо

4) цинк

Решение

Ответ: 4

Пояснение:

Из всех предложенных вариантов степень окисления +2 в сложных соединениях проявляет только цинк, являясь элементом побочной подгруппы второй группы, где максимальная степень окисления равна номеру группы.

Олово – элемент главной подгруппы IV группы, металл, проявляет степени окисления 0 (в простом веществе), +2, +4 (номер группы).

Фосфор – элемент главной подгруппы главной группы, являясь неметаллом, проявляет степени окисления от -3 (номер группы – 8) до +5 (номер группы).

Железо – металл, элемент расположен в побочной подгруппе главной группы. Для железа характерны степени окисления: 0, +2, +3, +6.

Задание №2

F45DFA

Соединение состава KЭО₄ образует каждый из двух элементов:

1) фосфор и хлор

2) фтор и марганец

3) хлор и марганец

4) кремний и бром

Решение

Ответ: 3

Пояснение:

Соль состава KЭО₄ содержит кислотный остаток ЭО₄^—, где кислород обладает степенью окисления -2, следовательно, степень окисления элемента Э в этом кислотном остатке равна +7. Из предложенных вариантов подходят хлор и марганец – элементы главной и побочной подгруппы VII группы соответственно.

Фтор – также элемент главной подгруппы VII группы, однако, являясь самым электроотрицательным элементом, не проявляет положительных степеней окисления (0 и -1).

Бор, кремний и фосфор – элементы главных подгрупп 3, 4 и 5 групп соответственно, поэтому в солях проявляют соответствующие максимальные степени окисления +3, +4, +5.

Задание №3

BA7EFF

Одинаковую высшую степень окисления в соединениях проявляют

• 1. Zn и Cr
• 2. Si и B
• 3. Fe и Mn
• 4. P и As

Решение

Ответ: 4

Пояснение:

Одинаковую высшую степень окисления в соединениях, равную номеру группы (+5), проявляют P и As. Это элементы расположены в главной подгруппе V группы.

Zn и Cr – элементы побочных подгрупп II и VI групп соответственно. В соединениях цинк проявляет высшую степень окисления +2, хром — +6.

Fe и Mn – элементы побочных подгруппы VIII и VII групп соответственно. Высшая степень окисления у железа составляет +6, у марганца — +7.

Задание №4

DC98F9

Одинаковую высшую степень окисления в соединениях проявляют

• 1. Hg и Cr
• 2. Si и Al
• 3. F и Mn
• 4. P и N

Решение Ответ: 4

Пояснение:

Одинаковую высшую степень окисления в соединениях, равную номеру группы (+5), проявляют P и N. Эти элементы расположены в главной подгруппе V группы.

Hg и Cr – элементы побочных подгрупп II и VI групп соответственно. В соединениях ртуть проявляет высшую степень окисления +2, хром   –   +6.

Si и Al − элементы главных подгруппы IV и III групп соответственно. Следовательно, для кремния максимальная степень окисления в сложных соединениях равна +4 (номер группы, где расположен кремний), для алюминия   −   +3 (номер группы, где расположен алюминия).

F и Mn – элементы главной и побочной подгрупп VII групп соответственно. Однако фтор, являясь самым электроотрицательным элементом Периодической системы химических элементов, не проявляет положительных степеней окисления: в сложных соединения его степень окисления равна −1 (номер группы−8). Высшая степень окисления марганца составляет +7.

Задание №5

C0E0FE

Степень окисления +3 азот проявляет в каждом из двух веществ:

• 1. HNO₂ и NH₃
• 2. NH₄Cl и N₂О₃
• 3. NaNO₂ и NF₃
• 4. HNO₃ и N₂

Решение

Ответ: 3

Пояснение:

В азотистой кислоте HNO₂ степень окисления кислорода в кислотном остатке равна -2, у водорода — +1, следовательно, чтобы молекула оставалась электронейтральной, степень окисления азота составляет +3. В аммиаке NH₃ азот является более электроотрицательным элементом, поэтому он оттягивает на себя электронную пару ковалентной полярной связи и обладает отрицательной степенью окисления -3, степень окисления водорода в аммиаке составляет +1.

Хлорид аммония NH₄Cl является аммонийной солью, поэтому степень окисления азота такая же, как в аммиаке, т.е. равна -3. В оксидах степень окисления кислорода всегда равна -2, поэтому у азота она составляет +3.

В нитрите натрия NaNO₂ (соли азотистой кислоты) степень окисления азота такая же, как в азота в азотистой кислоте, т.к. составляет +3. Во фториде азота степень окисления азота +3, поскольку фтор является самым электроотрицательным элементом Периодической системы и в сложных соединениях проявляет отрицательную степень окисления -1. Данный вариант ответа удовлетворяет условию задания.

В азотной кислоте азот обладает высшей степенью окисления, равной номеру группы (+5). Азот как простое соединение (поскольку состоит из атомов одного химического элемента) обладает степенью окисления 0.

Задание №6

EDD5FF

Высшему оксиду элемента VI группы соответствует формула

• 1. Э₄O₆
• 2. ЭO₄
• 3. ЭO₂
• 4. ЭО₃

Решение

Ответ: 4

Пояснение:

Высшим оксидом элемента является оксид элемента с его максимальной степени окисления. В группе наивысшая степень окисления элемента равна номеру группы, следовательно, в VI группе максимальная степень окисления элемента равна +6. В оксидах кислород проявляет степень окисления -2. Цифры, стоящие под символом элемента, называются индексами и указывает на количество атомов этого элемента в молекуле.

Первый вариант является неверным, т.к. элемент обладает степенью окисления 0-(-2)⋅6/4 = +3.

Во втором варианте элемент обладает степенью окисления 0-(-2) ⋅ 4 = +8.

В третьем варианте степень окисления элемента Э: 0-(-2) ⋅ 2 = +4.

В четвертом варианте степень окисления элемента Э: 0-(-2) ⋅ 3 = +6, т.е. это искомый ответ.

Задание №7

EFF6F9

Степень окисления хрома в дихромате аммония (NH₄)₂Cr₂O₇ равна

Решение

Ответ: 1

Пояснение:

В бихромате аммония (NH₄)₂Cr₂O₇ в катионе аммония NH₄⁺ азот как более электроотрицательный элемент обладает низшей степенью окисления -3, водород заряжен положительно +1. Следовательно, весь катион обладает зарядом +1, но, поскольку этих катионов 2, то общий заряд составляет +2.

Для того чтобы молекула оставалась электронейтральной, у кислотного остатка Cr₂O₇²⁻ заряд должен быть -2. Кислород в кислотных остатках кислот и солей всегда обладает зарядом -2, поэтому 7 атомов кислорода, входящих в состав молекулы бихромата аммония, заряжены -14. Атомов хрома Cr в молекулы 2, следовательно, если заряд хрома обозначить за x, то имеем:

2x + 7 ⋅ (-2) = -2, где x = +6. Заряд хрома в молекуле бихромата аммония равен +6.

Задание №8

3FC0F3

Степень окисления +5 возможна для каждого из двух элементов:

1) кислорода и фосфора

2) углерода и брома

3) хлора и фосфора

4) серы и кремния

Решение

Ответ: 3

Пояснение:

В первом предложенном варианте ответов только фосфор как элемент главной подгруппы V группы может проявлять степень окисления +5, которая является для него максимальной. Кислород (элемент главной подгруппы VI группы), являясь элементом с высокой электроотрицательностью, в оксидах проявляет степень окисления -2, как простое вещество – 0 и в соединении со фтором OF₂ – +1. Степень окисления +5 для него не характерна.

Углерод и бром – элементы главных подгрупп IV и VII групп соответственно. Для углерода характерна максимальная степень окисления +4 (равна номеру группы), а бром проявляет степени окисления -1, 0 (в простом соединении Br₂), +1, +3, +5 и +7.

Хлор и фосфор – элементы главных подгрупп VII и V групп соответственно. Фосфор проявляется максимальную степень окисления +5 (равную номеру группы), для хлора аналогично брому характерны степени окисления -1, 0 (в простом соединении Cl₂), +1, +3, +5, +7.

Сера и кремний – элементы главных подгрупп VI и IV групп соответственно. Сера проявляет широкий спектр степеней окисления от -2 (номер группы − 8) до +6 (номер группы). Для кремния максимальная степень окисления равна +4 (номер группы).

Задание №9

44E50C

Высшую степень окисления азот проявляет в соединении, формула которого

• 1. NaNO₃
• 2. NaNO₂
• 3. NH₄Cl
• 4. NO

Решение

Ответ: 1

Пояснение:

Азот – элемент главной подгруппы V группы, следовательно, он может проявлять максимальную степень окисления, равную номеру группы, т.е. +5.

В нитрате натрия NaNO₃ натрий  имеет степень окисления +1 (элемент I группы), атомов кислорода в кислотном остатке 3, каждый из которых имеет степень окисления −2, следовательно, чтобы молекула оставалась электронейтральной, азот должен иметь степень окисления: 0 − (+1) − (−2)·3 = +5.

В нитрите натрия NaNO₂ атом натрий также имеет степень окисления +1 (элемент I группы), атомов кислорода в кислотном остатке 2, каждый из которых имеет степень окисления −2, следовательно, чтобы молекула оставалась электронейтральной, азот должен обладать степенью окисления: 0 − (+1) − (−2)·2 = +3.

NH₄Cl − хлорид аммония. В хлоридах атомы хлора имеют степень окисления −1, атомы водорода, которого в молекуле 4, заряжен положительно, следовательно, чтобы молекула оставалась электронейтральной, степень окисления азота: 0 − (−1) − 4 ·(+1) = −3. В аммиаке и катионах аммонийных солей азот имеет минимальную степень окисления −3 (номер группы, в которой расположен элемент, − 8).

В молекуле оксида азота NO кислород проявляет минимальную степень окисления −2, как во всех оксидах, следовательно, степень окисления азота равна +2.

Задание №10

0EB205

Высшую степень окисления азот проявляет в соединении, формула которого

• 1. Fe(NO₃)₃
• 2. NaNO₂
• 3. (NH₄)₂SO₄
• 4. NO₂

Решение

Ответ: 1

Пояснение:

Азот – элемент главной подгруппы V группы, следовательно, он может проявлять максимальную степень окисления, равную номеру группы, т.е. +5.

Одна структурная единица нитрата железа Fe(NO₃)₃ состоит из одного иона Fe³⁺ и трех нитрат-ионов. В нитрат-ионах атомы азота независимо от типа противоиона имеют степень окисления +5.

В нитрите натрия NaNO₂ натрий имеет степень окисления +1 (элемент главной подгруппы I группы), атомов кислорода в кислотном остатке 2, каждый из которых имеет степень окисления −2, следовательно, чтобы молекула оставалась электронейтральной, азот должен обладать степенью окисления 0 − (+1) − (−2)⋅2 = +3.

(NH₄)₂SO₄ – сульфат аммония. В солях серной кислоты анион SO₄²⁻ имеет заряд 2−, следовательно, каждый катион аммония заряжен 1+. На водороде заряд +1, поэтому на азоте −3 (азот более электроотрицателен, поэтому оттягивает на себя общую электронную пару связи N−H). В аммиаке и катионах аммонийных солей азот имеет минимальную степень окисления −3 (номер группы, в которой расположен элемент, − 8).

В молекуле оксида азота NO₂ кислород проявляет минимальную степень окисления −2, как во всех оксидах, следовательно, степень окисления азота равна +4.

Задание №11

28910E

В соединениях состава Fe(NO₃)₃ и CF₄ степень окисления азота и углерода равна соответственно

1) +3 и –2

2) +3 и +4

3) –3 и –4

4) +5 и +4

Решение

Ответ: 4

Пояснение:

Одна структурная единица нитрата железа (III) Fe(NO₃)₃ состоит из одного иона железа Fe³⁺ и трех нитрат-ионов NO₃⁻. В нитрат-ионах азот всегда имеет степень окисления +5.

Во фториде углерода CF₄ фтор является более электроотрицательным элементом и оттягивает на себя общую электронную пару связи C-F, проявляя степень окисления -1. Следовательно, углерод C имеет степень окисления +4.

Задание №12

A32B0B

Степень окисления +7 хлор проявляет в каждом из двух соединений:

• 1. Ca(OCl)₂ и Cl₂O₇
• 2. KClO₃ и ClO₂
• 3. BaCl₂ и HClO₄
• 4. Mg(ClO₄)₂ и Cl₂O₇

Решение

Ответ: 4

Пояснение:

В первом варианте атомы хлора обладают степенями окисления +1 и +7 соответственно. Одна структурная единица гипохлорита кальция Ca(OCl)₂ состоит из одного иона кальция Ca²⁺ (Ca — элемент главной подгруппы II группы) и двух гипохлорит-ионов OCl⁻, каждый из которых имеет заряд 1−. В сложных соединениях, кроме OF₂ и различных перекисей, кислород всегда имеет степень окисления −2, поэтому, очевидно, что хлор имеет заряд +1. В оксиде хлора Cl₂O₇, как и во всех оксидах, кислород обладает степенью окисления −2, следовательно, на хлор в этом соединении имеет степень окисления +7.

В хлорате калия KClO₃ атом калия имеет степень окисления +1, а кислород —    −2. Для того чтобы молекула оставалась электронейтральной, хлор должен проявлять степень окисления +5. В оксиде хлора ClO₂ кислород, как и в любом другом оксиде, обладает степенью окисления −2, следовательно, для хлора его степень окисления равна +4.

В третьем варианте катион бария в сложном соединении заряжен +2, следовательно, на каждом анионе хлора в соли BaCl₂ сосредоточен отрицательный заряд −1. В хлорной кислоте HClO₄ общий заряд 4 атомов кислорода составляет −2⋅4 = −8, на катионе водорода заряд +1. Чтобы молекула оставалась электронейтральной, заряд хлора должен составлять +7.

В четвертом варианте в молекуле перхлората магния Mg(ClO₄)₂ заряд магния +2 (во всех сложных соединениях магний проявляет степень окисления +2), поэтому на каждый анион ClO₄⁻приходится заряд 1−. В общем 4 иона кислорода, где каждый проявляет степень окисления −2, заряжены −8. Следовательно, чтобы общий заряд аниона составлял 1−, на хлоре должен быть заряд +7. В оксиде хлора Cl₂O₇, как было объяснено выше, заряд хлора составляет +7.

Число окислений элементов в Периодической таблице

Некоторые элементы в периодической таблице имеют только одну степень окисления или две степени окисления. Но у некоторых много степени окисления. Степень окисления элемента в соединении может быть положительной или отрицательной или может быть нулевой.

В соединениях натрия натрий образует только степень окисления +1.

Но некоторые типы атомов, такие как хлор, образуют разные степени окисления, такие как -1, 0, +1, +3, +5, +7 степени окисления в соединениях.

В этом руководстве мы обсудим некоторые важные факты о степенях окисления и степенях окисления в таблице периодок, включая s-блок, p-блок и d-блок.

Важные факты о степени окисления

В этой главе мы обсуждаем очень важные факты о степенях окисления на примерах с различными соединениями.

Число окисления может быть положительным или отрицательным

• Мы знаем, что металл выделяет электроны с образованием положительных ионов. Поэтому металлы всегда имеют положительную степень окисления .
• Но неметаллы , такие как сера, фосфор, хлор, могут иметь как положительное, , так и отрицательное числа окисления .

Более одной степени окисления элемента

Некоторые элементы могут иметь более одной степени окисления. Специально d блочные элементы демонстрируют такое поведение.

Примеры более чем одной степени окисления элемента

• Хлор: -1, 0, +1, +3, +5, +7
• Марганец: 0, +2, +4, +7

Когда элемент не объединяется или не образует соединение

Когда элемент не объединился, его степень окисления равна 0.

Ex: степень окисления Au равна 0.

Когда элемент объединился с элементом того же типа.

Когда элемент объединяется с элементом того же типа, его степень окисления становится равной 0.

Ex: степень окисления Br в Br ₂ составляет 0.

Степени окисления s-блока

• Все щелочные металлы показывают только степень окисления +1.
• Все щелочноземельные металлы показывают только степень окисления +2.

Обычно щелочные и щелочноземельные металлы выходят в виде соединений (NaCl, CaCO ₃ ). Поэтому мы не можем рассматривать их как свободные элементы.

Степени окисления элементов p-блока

Некоторые элементы p-блока имеют много степеней окисления, такие как хлор (-1, 0, +1, +3, +5, +7) и сера (-2, 0, +4, +6).И некоторые из них имеют ограниченную степень окисления, например фтор (-1).

Периодическая таблица с числами окисления

Здесь мы собираемся объединить степени окисления всех элементов периодической таблицы в одну группу.

ПРИМЕЧАНИЕ: * обозначает редкую степень окисления

Атомный номер	Элемент	Число окисления
1	Водород	-1, 0, +1
2	Гелий	0
3	Литий	+1
4	Бериллий	+2
5	Бор	+3
6	Углерод	-4, -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3, +4
7	Азот	-5, -4, -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3
8	Кислород	-2, -1, 0, +1, +2
9	Фтор	-1, 0
10	Неон	0
11	Натрий	+1
12	Магний	+2
13	Алюминий	+3
14	Кремний	0, +4
15	фосфор	0, +1, +3, +5
16	Сера	-2, 0, +2, +4, +6
17	Хлор	-1, 0, +1, +3, +5, +7
18	Аргон	0
19	Калий	+1
20	Кальций	+2

с Блок

Изучены степени окисления элементов 1 группы 2 группы.

Водород

Водород образует три степени окисления: -1, 0, +1. Окислительное число 0 встречается только в молекуле водорода.

-1 степень окисления — Примеры

Когда водород образует соединения с металлами, степень окисления водорода равна -1. NaH и CaH ₂ являются некоторыми примерами.

+1 степень окисления

Когда углерод образует соединения с неметаллическими элементами, степень окисления водорода в большинстве случаев становится +1.

• Метан: CH ₄ — Электроотрицательность углерода выше, чем у водорода. Так водород окисляется и степень окисления +1.

Щелочные металлы — Группа 1

Щелочные металлы (кроме водорода) удалить один электрон с образованием +1 иона. Так что только степень окисления щелочных металлов +1. Таким образом, литий, натрий, калий, рубидий и цезий имеют только одну степень окисления +1.

Щелочноземельные металлы — группа 2

В качестве щелочных металлов, только щелочноземельные металлы образуют степень окисления +2. Бериллий, магний, кальций, стронций, барий имеют степень окисления +2.

p Блок

Группа 3

Три элемента группы: бор, алюминий, галлеум, индий и таллий.

Бор

Алюминий (Алюминий)

Алюминий — это металл.Таким образом, он удаляет свои три электрона из последней оболочки, чтобы показать степень окисления +3. Некоторые примерами +3 степеней окисления алюминия являются AlCl ₃ , Al ₂ O ₃ .

Группа 4

Углерод

Число окисления углерода изменяется от -4 до +4.

• -4: CH ₄ — Метан
• -3: CH ₃ CH ₃ — Этан
• -2: CH ₃ Класс
• -1: ClCH ₂ CH ₂ Cl
• 0: CH ₂ Класс ₂
• +1: CH ₃ -CHO — Карбонильный углерод имеет степень окисления +1.
• +2: CHCl ₃
• +3: CH ₃ -COOH — Атом углерода карбоновой кислоты имеет степень окисления +3.
• +4: CCl ₄ , CO ₂

Группа 5

Группа 5 включает азот, фосфор, мышьяк, сурьму и висмут. Изменение числа окисления при спускаемся по группе.

Азот

Азот имеет различную степень окисления от -3 до +5.

фосфор

Фосфор также имеет различную степень окисления от -3 до +5.

• -3: Na ₃ P, Ca ₃ P ₂ , PH ₃
• -0: П ₈ , П ₄
• — + 1: H ₃ PO ₂
• +3: P ₂ O ₃ , H ₃ PO ₃
• +5: H ₃ PO ₄ , Na ₃ PO ₄ , P ₂ O ₅

Группа 6

Мы собираемся обсудить степени окисления кислорода и серы в элементах группы 6.

Кислород

Кислород имеет второе по величине электроотрицательное значение в периодической таблице. Поэтому в большинстве случаев окисление количество кислорода отрицательное. Кислород только положительный степени окисления при сочетании с фтором.

• +2: In F ₂
• 0: молекула кислорода (O ₂ )
• -1: Примером для -1 степени окисления является перекись водорода (H ₂ O ₂ ).
• -2: Наиболее распространенная степень окисления кислорода -2. Na ₂ O, MgO, H ₂ O являются примерами -2 степень окисления кислорода.

Сера

Сера — это еще один элемент p-блока, который имеет различную степень окисления.

• -2: Na ₂ S, H ₂ S
• 0: S ₈
• +4: SO ₂ , H ₂ SO ₃
• +6: H ₂ SO ₄ , BaSO ₄

Хлор

Хлор также имеет много степеней окисления.(от -1 до +7)

• -1: HCl, NaCl
• 0: Cl ₂ газ
• +1: HOCl, NaClO
• +3: NaClO ₂
• +5: NaClO ₃
• +7: NaClO ₄ , HClO ₄

3d металлы

Большинство 3d-металлов имеют переменную степень окисления.Например, у железа есть две степени окисления: +2 и +3.

Цинк имеет только одну степень окисления +2.

3d металлы с переменной степенью окисления

3d металл	Степень окисления
Sc	+3
Ti	+2, +3, + 4
VA	+2, +3, +4, +5
Cr	+2, +3, +6
Mn	+2, +4, +6, +7
Fe	+2, +3
Co	2, +3
Ni	+2
Cu	+1, +2
Zn	+2

Число окисления и цвет соединения или раствора

Рассмотрим пример.

• FeCl2 — зеленый
• FeCl3 — коричневый

Почему хлор имеет более широкий диапазон степеней окисления, чем сера?

Сера и хлор и находятся в 6-й и 7-й группах периодической таблицы. Итак, есть шесть и семь электронов на их конечные уровни энергии соответственно. Эти электроны могут соединяться с кислородом с образованием различных соединений. Некоторые примеры обсуждаются ниже.

Сера отдает все свои последние шесть электронов на образование молекулы серной кислоты (степень окисления +6). Хлор может дать семь электронов, чтобы хлорная кислота показала степень окисления +7.

Хлор может использовать один электрон для образования хлорид-аниона (-1 степень окисления). Сера может занять два электрона для образования сульфидного аниона. (-2 степени окисления).

Обычные степени окисления серы

Общее состояние окисления	Соединение примера
-2	H 2 S
0	Элементарная сера (S 8 )
+4	СО 2
+6	SO 3 , H 2 SO 4

Обычные степени окисления хлора

Общее состояние окисления	Соединение примера
-1	HCl
0	Класс 2
+1	HOCl
+3	HClO 2
+5	HClO 3
+7	HClO 4

Степень окисления хлора в Ca (OCl) ₂

Заряд гипохлорит-иона OCl ^— равен -1.Таким образом, мы можем рассчитать степень окисления хлора.

-2 + х = -1

х = +1

степень окисления хлора в Ca (OCl) ₂ равна +1.

Не путайте со степенью окисления и зарядом иона

Окислительное число и заряд иона не всегда равны.

• Na ⁺ степень окисления иона (+1) и заряд иона (+1) одинаковы.
• Cl ^— степень окисления иона и заряд иона одинаковы.
• Но в KMnO ₄ степень окисления атома марганца +7. Но марганец не образовывал иона +7 в KMnO ₄ .
• Хром не образует +6 ионов. Но в K ₂ CrO ₄ степень окисления хрома составляет +6.

в сульфиде кремния, какой элемент будет иметь отрицательную степень окисления?

Сульфид кремния (SiS ₂ ) содержит атомы кремния и серы.Поскольку вы хотите найти отрицательную степень окисления, выясните, у какого элемента электроотрицательность больше?

Электроотрицательность серы 2,5, кремния 1,8. Следовательно, сера более электроотрицательна, чем кремний. Таким образом, сера должна иметь отрицательную степень окисления (-2).

Какие элементы имеют самую высокую степень окисления в периодической таблице?

Как металл, марганец имеет степень окисления +7. Примеры соединений для +7: перманганат калия (KMnO ₄ ), Mn ₂ O ₇

Как неметалл, хлор имеет степень окисления +7.HClO ₄ , Cl ₂ O ₇ являются примерами степени окисления хлора +7.

Какой элемент всегда имеет нулевую или положительную степень окисления?

Фтор всегда имеет нулевую или положительную степень окисления, потому что фтор является наиболее электроотрицательный элемент в периодической таблице. Таким образом, он всегда получает электрон, когда фтор объединяется. с другим элементом с образованием -1 степени окисления.Форма фтора с нулевой степенью окисления в F ₂ молекулы.

В NaF и HF степень окисления фтора равна -1.

Приведите пример реакции, чтобы хлор стал положительным числом окисления после реакции?

Газообразный хлор (степень окисления 0) реагирует с холодным разбавленным NaOH или горячим концентрированным NaOH с образованием +1 и +5 степеней окисления атома хлора соответственно.

s элементы блока имеют переменную степень окисления

Только водород имеет переменную степень окисления.Все остальные элементы имеют единую степень окисления. Элементы группы 1 показывают степень окисления +1, а элементы группы 2 показывают степень окисления +2.

Какова максимальная степень окисления у блочных элементов p?

Элементы VII группы имеют наивысшую степень окисления. Из группы VII форма хлора +7.

Какие элементы имеют степень окисления +7 и приведите примеры?

И марганец, и хлор имеют степень окисления +7.В перманганате калия (KMnO ₄ ) и HMnO ₄ степень окисления марганца +7. Хлор образует хлорноватую кислоту (HClO ₄ ) с степенью окисления +7.

Степень окисления и кислотность

Когда степень окисления увеличивается, кислотность также увеличивается. Учитывайте кислотность разные оксиды азота.

N ₂ O и NO — нейтральные кислые газы и другие оксиды азота (N ₂ O ₃ , NO ₂ , N ₂ O ₄ и N ₂ O ₅ ) являются кислыми.N ₂ O ₅ — сильнокислотное соединение.

Связанные руководства

,

кислотно-основное поведение периода 3 оксидов

КИСЛОТО-ОСНОВНОЕ ПОВЕДЕНИЕ ОКСИДОВ ПЕРИОДА 3 На этой странице рассматриваются реакции оксидов элементов периода 3 (натрия в хлор) с водой, а также с кислотами или основаниями, где это необходимо. Очевидно, что аргон не используется, поскольку он не образует оксид. Краткое описание тенденции Оксиды Мы будем рассматривать следующие оксиды: Na 2 O MgO Al 2 O 3 SiO 2 P 4 O 10 SO 3 Cl 2 O 7 P 4 O 6 SO 2 Класс 2 O
	Примечание: Если вы еще не были там, возможно, вам будет интересно просмотреть страницу о структурах и физических свойствах оксидов Периода 3 в качестве полезного введения, прежде чем идти дальше. Используйте кнопку НАЗАД в браузере, чтобы быстро вернуться на эту страницу позже, если вы решите перейти по этой ссылке.
Тенденция кислотно-щелочного поведения Тенденция кислотно-основного поведения показана в различных реакциях, но в виде простого резюме: Тенденция идет от сильноосновных оксидов в левой части к сильнокислотным в правой части через амфотерный оксид (оксид алюминия) в середине.Амфотерный оксид проявляет как кислотные, так и основные свойства. Для этой простой тенденции вы должны смотреть только на самые высокие оксиды отдельных элементов. Это те, которые находятся в верхнем ряду выше, и там, где элемент находится в максимально возможной степени окисления. Картина не так проста, если вы включите и другие оксиды. Для оксидов неметаллов их кислотность обычно рассматривается в терминах кислотных растворов, образующихся при их реакции с водой — например, триоксид серы реагирует с образованием серной кислоты.Однако все они будут реагировать с основаниями, такими как гидроксид натрия, с образованием солей, таких как сульфат натрия. Все эти реакции подробно рассматриваются на оставшейся части этой страницы.
	Предупреждение: Остальная часть этой страницы содержит довольно много деталей о различных оксидах. Не упускайте из виду общую тенденцию в отношении самого высокого содержания оксидов за этот период, когда смотрите на все эти детали. Важно знать, что ваша программа говорит по этой теме, а также изучать прошлые работы и схемы отметок — иначе вы в конечном итоге увязнете в массе деталей, о которых вам действительно не нужно знать.Если вы готовитесь к экзамену в Великобритании (уровень A или его эквивалент) и у вас нет ничего из этого, перейдите по этой ссылке, прежде чем идти дальше, чтобы узнать, как их получить.
Химия индивидуальных оксидов Оксид натрия Оксид натрия — простой сильноосновной оксид. Он является основным, поскольку содержит ион оксида, O 2-, который является очень сильным основанием с высокой тенденцией к соединению с ионами водорода. Реакция с водой Оксид натрия экзотермически реагирует с холодной водой с образованием раствора гидроксида натрия. В зависимости от его концентрации он будет иметь pH около 14. Реакция с кислотами Оксид натрия, как сильное основание, также вступает в реакцию с кислотами. Например, он будет реагировать с разбавленной соляной кислотой с образованием раствора хлорида натрия. Оксид магния Оксид магния также является простым основным оксидом, поскольку он также содержит ионы оксида.Однако он не такой щелочной, как оксид натрия, потому что ионы оксида не так свободны. В случае оксида натрия твердое вещество удерживается вместе за счет притяжения между ионами 1+ и 2-. В случае оксида магния притяжение составляет от 2+ до 2-. Чтобы их сломать, требуется больше энергии. Даже с учетом других факторов (таких как энергия, выделяемая, когда положительные ионы притягиваются к воде в образовавшемся растворе), общий эффект этого заключается в том, что реакции с участием оксида магния всегда будут менее экзотермическими, чем реакции оксида натрия. Реакция с водой Если смешать с водой немного белого порошка оксида магния, ничего не произойдет — похоже, он не вступит в реакцию. Однако, если вы проверите уровень pH жидкости, вы обнаружите, что он составляет около 9, что свидетельствует о слабощелочной активности. Должна быть какая-то небольшая реакция с водой с образованием гидроксид-ионов в растворе. В результате реакции образуется некоторое количество гидроксида магния, но он почти нерастворим, поэтому не так много гидроксид-ионов действительно попадает в раствор. Реакция с кислотами Оксид магния реагирует с кислотами так же, как и любой простой оксид металла. Например, он реагирует с теплой разбавленной соляной кислотой с образованием раствора хлорида магния. Оксид алюминия Описание свойств оксида алюминия может сбивать с толку, поскольку он существует в нескольких различных формах. Одна из этих форм очень инертна.В химическом отношении он известен как альфа-Al 2 O 3 и производится при высоких температурах. Далее мы принимаем одну из наиболее реактивных форм. Оксид алюминия амфотерный . Он вступает в реакцию как с основанием, так и с кислотой. Реакция с водой Оксид алюминия не реагирует с водой простым способом в том смысле, как оксид натрия и оксид магния, и не растворяется в ней.Хотя он все еще содержит ионы оксида, они слишком прочно удерживаются в твердой решетке, чтобы реагировать с водой.
	Примечание: Однако некоторые формы оксида алюминия действительно очень эффективно поглощают воду. Я не смог установить, связано ли это поглощение только с такими вещами, как водородные связи, или же происходит настоящая химическая реакция с образованием какого-то гидроксида. Если у вас есть надежная информация по этому поводу, не могли бы вы связаться со мной по адресу, указанному на странице об этом сайте.
Реакция с кислотами Оксид алюминия содержит ионы оксида и поэтому реагирует с кислотами так же, как оксиды натрия или магния. Это означает, например, что оксид алюминия будет реагировать с горячей разбавленной соляной кислотой с образованием раствора хлорида алюминия. В этой (и подобных реакциях с другими кислотами) оксид алюминия показывает основную сторону своей амфотерной природы. Реакция с основаниями Оксид алюминия также имеет кислотную сторону в своей природе, и это проявляется в реакции с основаниями, такими как раствор гидроксида натрия. Образуются различные алюминаты — соединения, в которых алюминий находится в отрицательном ионе. Это возможно, потому что алюминий имеет способность образовывать ковалентные связи с кислородом. В случае натрия разница электроотрицательностей между натрием и кислородом слишком велика для образования чего-либо, кроме ионной связи.Но электроотрицательность увеличивается по мере прохождения периода, а разница электроотрицательностей между алюминием и кислородом меньше. Это позволяет образовывать ковалентные связи между ними.
	Примечание: Если вас не устраивает электроотрицательность, вы найдете объяснение, если перейдете по этой ссылке. Используйте кнопку НАЗАД в браузере, чтобы быстро вернуться на эту страницу позже.
С горячим концентрированным раствором гидроксида натрия оксид алюминия реагирует с образованием бесцветного раствора тетрагидроксоалюмината натрия.
	Примечание: Вы можете найти множество других формул, приведенных для продукта этой реакции. Они варьируются от NaAlO 2 (который является дегидратированной формой той, что указан в уравнении) до Na 3 Al (OH) 6 (который представляет собой совершенно другой продукт). То, что вы действительно получите, будет зависеть от таких вещей, как температура и концентрация раствора гидроксида натрия. В любом случае, правда почти наверняка намного сложнее, чем что-либо из вышеперечисленного.Это тот случай, когда было бы неплохо узнать, что ваши экзаменаторы цитируют в своих вспомогательных материалах или схемах выставления оценок, и придерживаться этого. При необходимости получите такую ​​информацию от экзаменаторов (если вы изучаете курс в Великобритании), перейдя по ссылкам на странице учебных программ.
Диоксид кремния (оксид кремния (IV)) К тому времени, когда вы доберетесь до кремния в течение периода, электроотрицательность увеличится настолько, что уже не будет достаточной разницы в электроотрицательности между кремнием и кислородом для образования ионных связей. Диоксид кремния не имеет основных свойств — не содержит оксидных ионов и не реагирует с кислотами. Вместо этого он очень слабокислый, реагируя с сильными основаниями. Реакция с водой Диоксид кремния не реагирует с водой из-за сложности разрушения гигантской ковалентной структуры. Реакция с основаниями Диоксид кремния реагирует с раствором гидроксида натрия, но только если он горячий и концентрированный.Образуется бесцветный раствор силиката натрия. Возможно, вы также знакомы с одной из реакций, происходящих при извлечении железа в доменной печи — в которой оксид кальция (из известняка, который является одним из сырьевых материалов) реагирует с диоксидом кремния с образованием жидкого шлака, силиката кальция. Это также пример реакции кислого диоксида кремния с основанием. Важно! Что касается остальных оксидов, мы в основном будем рассматривать результаты их реакции с водой с образованием растворов различных кислот. Когда мы говорим о кислотности оксидов, возрастающей по мере перехода, скажем, от оксида фосфора (V) к триоксиду серы к оксиду хлора (VII), мы обычно говорим о возрастающей силе кислот, образующихся при их реакции. с водой. Оксиды фосфора Мы собираемся рассмотреть два оксида фосфора, оксид фосфора (III), P 4 O 6 , и оксид фосфора (V), P 4 O 10 . Оксид фосфора (III) Оксид фосфора (III) реагирует с холодной водой с образованием раствора слабой кислоты H 3 PO 3 , известной как фосфористая кислота, ортофосфорная кислота или фосфоновая кислота. Его реакция с горячей водой намного сложнее.
	Примечание: Обратите внимание на окончание «-ous» в первых двух именах. Это не орфографическая ошибка — это правда! Его используют, чтобы отличить его от фосфорной кислоты, которая совершенно иная (см. Ниже). Названия фосфорсодержащих кислот — это настоящий кошмар! (На самом деле, насколько я понимаю, фосфорные кислоты в целом всегда были и продолжают быть полным кошмаром!) Не беспокойтесь об этих названиях на этом уровне. Просто убедитесь, что вы можете написать формулы, если вам это нужно — и будьте благодарны за то, что вам не нужно больше о них знать!
Чистая неионизированная кислота имеет структуру: Водороды не выделяются в виде ионов до тех пор, пока вы не добавите в кислоту воду, и даже в этом случае выделяется немного, потому что фосфористая кислота — это всего лишь слабая кислота. Фосфорная кислота имеет pK a , равное 2,00, что делает ее более сильной, чем обычные органические кислоты, такие как этановая кислота (pK a = 4,76).
	Примечание: Если вы знаете о pK a , но не очень уверены, вы можете перейти по этой ссылке, но это, вероятно, займет у вас много времени. Все, что вам действительно нужно знать по этой теме, это то, что чем ниже значение pK a , тем сильнее кислота.
Маловероятно, что вы когда-либо вступите в реакцию оксида фосфора (III) напрямую с основанием, но вам может потребоваться знать, что произойдет, если вы прореагируете образовавшуюся фосфористую кислоту с основанием. В фосфористой кислоте два атома водорода в группах -ОН являются кислотными, а другой — нет. Это означает, что вы можете получить две возможные реакции, например, с раствором гидроксида натрия, в зависимости от используемых пропорций. В первом случае только один из кислых водородов прореагировал с гидроксид-ионами основания. Во втором случае (с использованием вдвое большего количества гидроксида натрия) прореагировали оба. Если бы вы реагировали непосредственно оксид фосфора (III) с раствором гидроксида натрия, а не сначала производили кислоту, вы бы получили те же возможные соли.
	Примечание: Проверьте свой учебный план, прошлые работы и схемы отметок, прежде чем вы слишком увязнете в этом! Перейдите по этой ссылке, чтобы узнать, как получить их, если у вас их еще нет (только для учебных программ в Великобритании).
Оксид фосфора (V) Оксид фосфора (V) бурно реагирует с водой с образованием раствора, содержащего смесь кислот, природа которой зависит от условий.Обычно мы просто рассматриваем одну из них, фосфорную (V) кислоту, H 3 PO 4 , также известную как фосфорная кислота или ортофосфорная кислота. На этот раз чистая неионизированная кислота имеет структуру: Фосфорная (V) кислота также является слабой кислотой с pK a , равным 2,15. Это делает его на слабее фосфористой кислоты. Растворы обеих этих кислот с концентрацией около 1 моль-дм -3 будут иметь pH около 1. Опять же, вы вряд ли когда-нибудь прореагируете этот оксид с основанием, но можно ожидать, что вы узнаете, как фосфорная (V) кислота реагирует с чем-то вроде раствора гидроксида натрия. Если вы посмотрите на структуру, то увидите, что она имеет три группы -ОН, и каждая из них имеет кислый атом водорода. Вы можете провести реакцию с гидроксидом натрия в три стадии, когда один за другим эти атомы водорода вступают в реакцию с ионами гидроксида. Опять же, если бы вы вступали в реакцию оксида фосфора (V) непосредственно с раствором гидроксида натрия, а не сначала производили кислоту, вы бы получили те же возможные соли. Это становится смешным, поэтому я приведу только один пример из возможных уравнений:
	Примечание: Если на экзамене вам задают вопрос, в котором вам просто предлагается написать уравнение реакции гидроксида натрия с фосфорной (V) кислотой, какое уравнение вам следует написать? Это не имеет особого значения — все они совершенно верны. В каждом случае это просто зависит от пропорций двух используемых вами реагентов. Если вы действительно хотите быть уверенным, проверьте прошлые документы и отметьте схемы. Я нашел один вопрос о реакции между оксидом натрия и фосфорной (V) кислотой, где схема маркировки принимала любое из возможных уравнений — чего я и ожидал. (Я знаю, что не давал вам этот конкретный набор уравнений, но их нетрудно решить, если вы понимаете принцип, и я не могу привести каждое отдельное кислотно-основное уравнение. Это уже давно страница будет длиться вечно, и все в отчаянии сдадутся задолго до конца! Вот почему вы пытаетесь понять химию, а не изучать ее как попугая.) Пожалуйста, , не тратьте время на изучение уравнений — или, по крайней мере, до тех пор, пока вы не узнаете и не поймете всю остальную химию, которую вам нужно знать и понимать! У любого уравнения очень мало шансов пройти экзамен, даже если оно входит в вашу конкретную программу. Жизнь слишком коротка, чтобы тратить время на изучение уравнений. Знайте, как их решить, если вам нужно.
Оксиды серы Мы будем рассматривать диоксид серы, SO 2 , и триоксид серы, SO 3 . Диоксид серы Диоксид серы хорошо растворяется в воде, реагируя с ней, давая раствор, известный как серная кислота, который традиционно имеет формулу H 2 SO 3 . Однако основным веществом в растворе является просто гидратированный диоксид серы — SO 2 , xH 2 O. Спорный вопрос, существует ли вообще в растворе какая-либо H 2 SO 3 как таковая. Сернистая кислота также является слабой кислотой с pK a около 1.8 — немного сильнее, чем две указанные выше фосфорсодержащие кислоты. Достаточно концентрированный раствор сернистой кислоты снова будет иметь pH около 1. .
	Примечание: Существует некоторая изменчивость значений pK и для серной кислоты, указанных различными источниками — от 1,77 до 1,92. У меня нет возможности узнать, что из этого правильно. Ионизация «серной кислоты» включает ионизацию гидратированного комплекса, и вам не следует беспокоиться об этом на этом уровне.
Диоксид серы также будет напрямую реагировать с основаниями, такими как раствор гидроксида натрия. Если диоксид серы барботируют через раствор гидроксида натрия, сначала образуется раствор сульфита натрия, а затем раствор гидросульфита натрия, когда диоксид серы оказывается в избытке.
	Примечание: Сульфит натрия также называют сульфатом натрия (IV).Гидросульфит натрия также является гидросульфатом натрия (IV) или бисульфитом натрия. Обратите внимание, что уравнения для этих реакций отличаются от примеров фосфора. В этом случае мы реагируем непосредственно между оксидом и гидроксидом натрия, потому что мы, скорее всего, поступаем именно так.
Другая важная реакция диоксида серы — с основным оксидом кальция с образованием сульфита кальция (сульфата кальция (IV)).Это лежит в основе одного из методов удаления диоксида серы из дымовых газов на электростанциях. Трехокись серы Триоксид серы бурно реагирует с водой с образованием тумана из концентрированных капель серной кислоты.
	Примечание: Если вы знаете о контактном процессе производства серной кислоты, вы знаете, что триоксид серы всегда преобразуется в серную кислоту циклическим способом, чтобы избежать проблемы тумана серной кислоты. Если вам интересно, вы можете найти подробную информацию о процессе обращения в другом месте на этом сайте, но это не относится к текущей теме.
Чистая неионизированная серная кислота имеет структуру: Серная кислота — сильная кислота, и растворы обычно имеют pH около 0. Кислота реагирует с водой, давая ион гидроксония (ион водорода в растворе, если хотите) и ион сероводорода.Эта реакция проходит практически на 100%. Второй водород удалить сложнее. На самом деле ион сероводорода является относительно слабой кислотой, по силе сходной с кислотами, которые мы уже обсуждали на этой странице. На этот раз вы получите равновесие: Серная кислота, конечно, имеет все реакции сильной кислоты, с которыми вы знакомы из вводных курсов химии. Например, нормальная реакция с раствором гидроксида натрия заключается в образовании раствора сульфата натрия, в котором оба кислых водорода реагируют с ионами гидроксида. В принципе, вы также можете получить раствор гидросульфата натрия, используя вдвое меньше гидроксида натрия и просто реагируя с одним из двух кислых водородов в кислоте. На практике лично я никогда этого не делал — на данный момент не вижу особого смысла! Сам по себе триоксид серы также будет напрямую реагировать с основаниями с образованием сульфатов. Например, он будет реагировать с оксидом кальция с образованием сульфата кальция. Это похоже на реакцию с диоксидом серы, описанную выше. Оксиды хлора Хлор образует несколько оксидов, но единственные два, упомянутые в любой из учебных программ уровня A Великобритании, — это оксид хлора (VII), Cl 2 O 7 , и оксид хлора (I), Cl 2 O. Хлор ( VII) оксид также известен как гептоксид дихлора, а оксид хлора (I) — как монооксид дихлора. Оксид хлора (VII) Оксид хлора (VII) — высший оксид хлора — хлор находится в максимальной степени окисления +7.Он продолжает тенденцию высших оксидов элементов периода 3 к тому, чтобы быть более сильными кислотами. Оксид хлора (VII) реагирует с водой с образованием очень сильной кислоты, хлорноватой (VII) кислоты, также известной как хлорная кислота. PH типичных растворов, как и серной кислоты, будет около 0, . Неионизированная хлорная (VII) кислота имеет структуру: Вероятно, вам это не понадобится для целей UK A level (или его эквивалентов), но это полезно, если вы понимаете причину, по которой хлорная (VII) кислота является более сильной кислотой, чем хлорная (I) кислота (см. Ниже) ,Вы можете применить те же рассуждения к другим кислотам на этой странице. Когда ион хлората (VII) (перхлорат-ион) образуется в результате потери иона водорода (например, когда он реагирует с водой), заряд может быть делокализован по каждому атому кислорода в ионе. Это делает его очень стабильным и означает, что хлорная (VII) кислота очень сильна.
	Примечание: Это похоже на делокализацию, которая происходит в этаноат-ионе, образующемся, когда этановая кислота ведет себя как слабая кислота.Вы найдете это более подробно на странице об органических кислотах. Используйте кнопку НАЗАД в браузере, если вы решите перейти по этой ссылке.
Хлорная (VII) кислота реагирует с раствором гидроксида натрия с образованием раствора хлората натрия (VII). Сам оксид хлора (VII) также реагирует с раствором гидроксида натрия с образованием того же продукта. Оксид хлора (I) Оксид хлора (I) намного менее кислый, чем оксид хлора (VII).Он реагирует с водой до некоторой степени с образованием хлорноватистой (I) кислоты HOCl, также известной как хлорноватистая кислота.
	Примечание: Вы также можете найти хлорную (I) кислоту, записанную как HClO. Форма, которую я использовал, более точно отражает способ соединения атомов.
Структура хлорноватой (I) кислоты точно такая же, как ее формула HOCl. У него нет атомов кислорода с двойными связями и нет способа делокализации заряда по отрицательному иону, образовавшегося в результате потери водорода. Это означает, что образовавшийся отрицательный ион не очень стабилен и легко восстанавливает свой водород, чтобы превратиться в кислоту. Хлорная (I) кислота очень слабая (pK a = 7,43). Хлорная (I) кислота реагирует с раствором гидроксида натрия с образованием раствора хлората натрия (I) (гипохлорита натрия). Оксид хлора (I) также напрямую реагирует с гидроксидом натрия с образованием того же продукта. Куда бы вы сейчас хотели пойти? В меню «Период 3»., , В меню «Неорганическая химия». , , В главное меню. , , © Джим Кларк, 2005 г. (последнее изменение — ноябрь 2015 г.)

.

состояний окисления (числа окисления) — Chemistry LibreTexts

Степени окисления упрощают процесс определения того, что окисляется, а что восстанавливается в окислительно-восстановительных реакциях. Однако для целей этого введения было бы полезно рассмотреть и ознакомиться со следующими концепциями:

• окисление и восстановление с точки зрения переноса электрона
• электронных полууравнений

Чтобы проиллюстрировать эту концепцию, рассмотрим элемент ванадий, который образует ряд различных ионов (например,{2-}} \]

Здесь сера имеет степень окисления -2.

Сводка

Степень окисления атома равна общему количеству электронов, которые были удалены из элемента (создавая положительную степень окисления) или добавлены к элементу (создавая отрицательную степень окисления), чтобы достичь своего текущего состояния.

• Окисление связано с увеличением степени окисления
• Восстановление включает снижение степени окисления

Распознавание этой простой закономерности — ключ к пониманию концепции степеней окисления.Изменение степени окисления элемента во время реакции определяет, был ли он окислен или восстановлен без использования электронных полууравнений.

Определение степени окисления

Подсчет числа перенесенных электронов — неэффективный и трудоемкий способ определения степени окисления. Эти правила обеспечивают более простой метод.

Правила определения степени окисления

• Степень окисления несоединенного элемента равна нулю.Это применимо независимо от структуры элемента: Xe, Cl _{2 ,} S ₈ , и каждая большая структура углерода или кремния имеет нулевую степень окисления.
• Сумма степеней окисления всех атомов или ионов в нейтральном соединении равна нулю.
• Сумма степеней окисления всех атомов в ионе равна заряду иона.
• Более электроотрицательному элементу в веществе присваивается отрицательная степень окисления.Менее электроотрицательный элемент получает положительную степень окисления. Помните, что электроотрицательность максимальна в верхнем правом углу таблицы Менделеева и уменьшается в нижнем левом углу.
• Некоторые элементы почти всегда имеют одинаковую степень окисления

.

No related posts.