Oxidáció száma

Az oxidációs szám (nem) vagy az oxidáció mértéke (do) ​​az a valós vagy fiktív elemi elektromos töltések száma, amelyeket az atom egy kémiai fajon ( molekulán , gyökön vagy ionon ) keresztül hordoz . Ez a szám, amely az atom oxidációs állapotát írja le , a megfelelő kémiai elem elektronikus állapotát jellemzi a valós töltés ( monoatomos ion esetén ) vagy fiktív (ha ez az elem kombinálva) figyelembevételével. A fiktív töltést molekulák esetén úgy számolják, hogy az elem:

• rendelkezik a nála kevésbé elektronegatív atomokkal létrehozott kémiai kötések összes elektronjával , ami így az elektron (ok) nyereségével fordítódik le számára;
• a nála elektronegatívabb atomokkal megkötött kémiai kötések egyikének elektronja sincs, ami elektron (ok) elvesztését eredményezi.

Egy egyszerű testben egy elemre a nulla oxidációs szám jellemző.

Monoatomos ionok esetén az ion oxidációs száma az általa hordozott elektromos töltés értéke (példa: nem (Na + ) = + I).

Egy molekulán belül az elektronegativitás fent kifejtett szabálya érvényes. Például, a kén-dioxid- SO 2 , O oxigén több elektronegatív, mint a kén S. Mivel ezek kettős kötéssel kapcsolt, a kénatom S már fikcionális elvesztette két elektron mindegyik S = O kettős kötés. Ezért összesen +4 fiktív töltést hordoz, és oxidációs száma + IV, másrészt minden oxigén 2 elektronra tett szert, ezért oxidációs száma -II (az oxidációs számokat a római számokkal szokásosan feltüntetni ) ; az SO 2 molekula semleges.

A valóságban, kivéve azt az esetet, amikor két elem között az elektronegativitásbeli különbség nagyon nagy, a kötések kovalensek és részleges ionos karaktert mutatnak, ami azt jelenti, hogy a megkötött atomok között részleges töltés-transzfer zajlik. Ha a két kapcsolt atom elektronegativitása megegyezik (például ha a kapcsolt atomok ugyanazok az elemek), akkor a kapcsolat nem járul hozzá a nem számításához.

Az oxidációs szám kényelmes és hasznos fogalom a redox-reakciók tanulmányozásához . Megkönnyíti az elektronok számlálását és segíti azok megőrzésének ellenőrzését.

Meghatározás

A definíció szerint semleges szénatom oxidációs száma (sz.) Nulla. Ha egy atom elektront ad (elveszít) , akkor azt mondják, hogy oxidációs száma egyenlő eggyel ( no = + I); ha kettőt ad, akkor nem = + II,  stb. Ellenben, ha egy atom elfogad (fogad) egy elektront, akkor oxidációs száma negatívvá válik ( no = –I); ha kettőt elfogad, akkor nem = −II  stb.

Ha az atom, amely egy vagy több elektront adott vagy fogadott, izolált marad, akkor olyan ion lesz, amelynek töltése megegyezik az oxidációs számával. De nagyon gyakran az elektron donorokat és az akceptorokat ez a csere köti össze, és egy semleges molekulát vagy egy többatomos iont alkotnak , mint a H 2 Ovagy NH+
4 ; akkor az atomokat nem tekintjük egyedileg töltöttnek. Például a vízmolekulában a hidrogénatomok egy-egy elektront adtak az oxigénatomnak (amely teljessé teszi valenciahéját ), de az így kialakult két dublettből mindegyikhez kapcsolódva továbbra is oxigénhez kötődnek . Bizonyos értelemben ezek a dublettek mind az oxigénatomot, mind a hidrogénatomot „hasznosítják”.

Az elvesztett vagy megszerzett elektronok számával egyenlő, az oxidációs szám szükségszerűen egész szám. Egyes számok azonban frakcionált oxidációs számokhoz vezethetnek. Ez ekkor egy átlagos oxidációs szám, és az atom atom (vagy ion ion) számát részletezni kell. Például vas-oxid vas Fe 3 O 4úgy tekinthetjük meg, hogy megszámoljuk, hogy a három vasnak együtt nyolc pozitív töltése van, mert mindegyik oxigén O 2 -ion . Átlagosan tehát a vas oxidációs száma 8/3. Valójában, a háromból két vasaló van egy oxidációs számú (+ III), és a 3 rd  oxidációs számú (+ II). Összesen: 2 × (+ III) + 1 × (+ II) = 8.

Értékelés

Semleges vagy ionos vegyi anyagokban az oxidációs számokat zárójelben római számokkal jelöljük, közvetlenül az érintett elem után helyezzük el, hogy figyelembe vegyük az elektronok részleges átadását.

Például, a vas (III) oxid megfelel a képletnek, Fe 2 O 3 , különböző vas (II) -oxid a képlet FeO.

Hasonlóképpen, a tetraoxomanganate ion (VII) megfelel Mn magnéziumot (VII), és az alábbi képlet MnO 4 - , más néven permanganátot .

Az oxidációs számot meghatározó szabályok

Általános szabályok

• Egy heteropolitatikus kémiai fajban (eltérő természetű atomokból áll) úgy tekintik, hogy az atomok iránt az elektronok iránti legnagyobb affinitás, vagyis a legelektronegatívabb elektronok befogadására kerül sor. Példa: H 2 O megfelel 2 H (+ I) és 1 O (-II).
• Semleges kémiai anyagnál (molekula vagy gyök) az alkotó atomok n o összege nulla. Másrészt, ha a vegyület ionos, akkor ez az összeg megegyezik az ion töltésével. Példa: SO 4 2- ( -szulfát -ion ), megfelel 1 S (VI) és a 4 O (-II).
• Egy (azonos természetű atomokból álló) homopolitómiai kémiai fajban az atomok száma általában azonos Példák a homonukleáris molekulák: O 2 ( dioxigén ); N 2 ( dinitrogén ); nem (Y vagy N) = 0. Példa egy homopolitómiai ionra: Hg 2 2+ (dimercury ion (+ I), a higany (I) -klorid alkotóeleme ); nem (Hg) = + I. Kivétel: az ózon O 3-ban a medián oxigénatom pozitív töltéssel rendelkezik, a másik kettő pedig negatív töltéssel, anélkül, hogy számukra egész számokat tudna tulajdonítani.
• Heteropolitatikus kémiai fajokban, ha azonos természetű atomok között kovalens kötések vannak, ezek nem járulnak hozzá a nem számításához. Példa: C 2 H 6-banazaz H 3 C-CH 3( etán ), az oxidációs állapotok H (I) és C (-III).

Szokásos szabályok

• Egy egyszerű elemi vagy molekuláris test egy nem nullával egyenlő (például nem (Ne) = 0, és nem (H 2 ) = 0).
• Egy vegyületben a fluor mindig nem egyenlő –I-vel.
• Egy vegyületben egy alkáli (Li, Na, stb.) Értéke mindig nem egyenlő + I-vel.
• Egy vegyületben az alkáliföldfémeknek (Be, Mg stb.) Mindig nem egyenlő a + II.
• Egy vegyületben a hidrogén szinte nem minden esetben egyenlő a + I-vel, kivéve a fémhidrideket , például NaH vagy LiH (nátrium- vagy lítium-hidrid), amelyeknél nem (H) = –I.
• Egy vegyületben az oxigén leggyakrabban nem egyenlő –II. Számos kivétel van azonban:
  • A peroxidok , jelenlétében egy oxigénhídon OO indukál nem = -I minden oxigént. Példa: H 2 O 2 ( hidrogén-peroxid ), amely megfelel a HOOH-nak.
  • A szuperoxidok , (a szuperoxid-ion képlete O 2 - ), ez -1/2 átlagosan. Valójában az O atomok egyike töltődik –1 és oxidációs száma –I, a másik töltetlen és oxidációs száma nulla.
  • A ozonidok (a ozonidot ionnak képletű O 3 - ), ez -1/3 átlagosan. Valójában az O atomok egyike töltődik –1 és oxidációs száma –I, a másik kettő töltés nélküli és oxidációs száma nulla.
  • Mivel a fluor az elemek közül a legelektronegatívabb, valamennyi vegyületében -I oxidációs száma van. Tehát az OF 2 ( oxigén-difluorid ) molekulában az oxigén száma + II.

Alkalmazás Lewis-struktúrára

Amikor rendelkezésre áll egy molekula Lewis-szerkezete , az oxidációs számok kiszámíthatók a vegyérték elektronokból  :

• Két különböző atom között kémiai kötésben lévő elektronok a legnagyobb elektronegativitású atomhoz tartoznak ;
• A két azonos atom által megosztott kötéshez tartozó elektronok szintén megosztottak;
• Az elektronpár (egyetlen pár) elektronjai kizárólag ahhoz az atomhoz tartoznak, amelynek van ilyen párja.

Vegyük például az ecetsavmolekulát  :

• Valamennyi hidrogénatom oxidációs száma +1, mert "felajánlják" elektronjukat más kötött atomoknak, amelyeknek nagyobb az elektronegativitása.
• A szénatom a metil -csoport (CH 3 ) van 3 × 2 = 6 vegyérték elektronok annak kötvények a három hidrogénatom. Ezenkívül a szénatom elektront kap a másik szénatommal való kötődéséből, mert az elektronpár a CC-kötésben is megosztott. A számlálás tehát 7 elektron. Egyetlen szénatomnak 4 vegyértékű elektronja van (a periódusos rendszer IV-A családja). A különbség, 4 - 7 = –3 , az oxidációs száma. Feltételezve, hogy az összes kötés ionos (ami itt nem így van), a szénatomot C 3– képviselheti .
• Ugyanazokat a szabályokat alkalmazva a karboxilcsoportra (-COOH), a szénatom oxidációs száma + III. A másik szénatommal való kötődéséből egyetlen elektront kap. A két oxigénatom „kölcsönveszi” az összes többi elektront, mert sokkal elektronegatívabb, mint a szén. Egyetlen oxigénatomnak 6 vegyértékű elektronja van. Minden oxigénatomot 8 elektron vesz körül: az egyes párok közül 4 és a kötések közül 4. Ennek eredményeként oxidációs számuk 6 - 8 = –2 .

Példák többszörös oxidációs számú elemekre

• A klórnak számos oxidációs száma lehet:

Oxidáció száma	Kémiai képlet	Vezetéknév	Megjegyzés
–1	Cl -	klorid
0	Cl 2	klór
+1	ClO -	hipoklorit vagy oxoklorát (I)	A fehérítő alkotóeleme .
+3	ClO 2 -	klorit vagy dioxoklorát (III)
+5	ClO 3 -	klorát vagy trioxoklorát (V)	Robbanásveszélyes tulajdonságairól ismert (KClO 3  : kálium-klorát)
+7	ClO 4 -	perklorát vagy tetraoxoklorát (VII)	Perklórsavként ismert HClO 4 (legerősebb sav vízben).

Ugyanez vonatkozik más halogénekre , a jódra és a brómra is , kivéve a fluort, amely inkább elektronegatív, mint oxigén.

• Abban az esetben, a vas-oxidok  : a FeO wustitban vas (+ II); a hematit Fe 2 O 3ez vas (+ III); a magnetit Fe 3 O 4, ez a vas (+ II) és a vas (+ III): Fe (II) Fe (III) 2 O 4.
• A mangán különféle oxidációs állapotokban létezhet: állapotban található (+ II) az MnO oxidban; oxidációs állapotban (+ III) Mn 2 O 3-ban ; abban az állapotban (+ IV) MnO 2  ; állapotban (+ V) Na 3 MnO 4-ben ; állapotban (+ VI) K 2 MnO 4-ben ; eléri a maximális lehetséges oxidációs számot (+ VII) kálium-permanganátban (KMnO 4 ) vagy dimangán-heptoxidban (Mn 2 O 7).

Kapcsolódó cikkek

• Elektrokémia
• Oxidációs-redukciós reakció
• Mössbauer spektroszkópia
• Vegyérték
• Az elemek oxidációs fokainak felsorolása

Hivatkozások

Megjegyzések

1. Az oxidáció száma az elektromos töltéshez viszonyítva: a nem vonatkozik az atomokra, függetlenül attól, hogy izoláltak-e vagy kapcsolt halmazon belül vannak-e (molekula vagy többatomos ion), a töltés az ionokat érinti, függetlenül attól, hogy mono- vagy poliatomiak. A kettő csak a monoatomos ionok esetében egyesül.

Hivatkozások

1. (a) "  oxidációs állapota  " Compendium of Chemical Terminology [ "  Gold Book  "], IUPAC 1997 helyesbített verzió online (2006-), 2 th  ed.