Hapettumisen määrä
Hapetus numero (ei), tai hapetusaste (do), on määrä todellinen tai kuvitteellinen elementary sähkövarauksia , että atomi kantaa sisällä kemiallisia ( molekyyli , radikaali tai ioni ). Tämä numero, joka kuvaa hapetusaste atomin, luonnehtii sähköinen tila ja vastaavan kemiallisen alkuaineen ottamalla huomioon todellinen maksu (jos kyseessä on yksiatominen ionin ) tai kuvitteellinen (jos tämä elementti on yhdistetty). Fiktiivinen varaus lasketaan molekyylien osalta ottamalla huomioon, että alkuaine:
- hänellä on kaikki kemiallisten sidosten elektronit , jotka ovat muodostuneet atomien kanssa, jotka ovat vähemmän elektronegatiivisia kuin hän, mikä tarkoittaa hänelle elektronien vahvistusta;
- sillä ei ole yhtään kemiallisten sidosten elektroneista, joiden atomit ovat elektronegatiivisempia kuin se, mikä johtaa elektronien häviämiseen.
On yksinkertainen elin , elementti on tunnettu siitä, että hapetus on nolla.
Monoatomisten ionien tapauksessa ionin hapetusnumero on sen kantaman sähkövarauksen arvo (esimerkki: ei (Na + ) = + I).
Molekyylissä sovelletaan edellä selitettyä elektronegatiivisuuden sääntöä. Esimerkiksi rikkidioksidi- SO 2 : ssa happi O on elektronegatiivisempi kuin rikki S. Koska ne ovat kaksinkertaisesti sitoutuneita, rikkiatomi S on fiktiivisesti menettänyt kaksi elektronia kutakin S = O-kaksoissidosta kohti. Siksi sillä on yhteensä fiktiivinen varaus +4 ja hapetusluku + IV, toisaalta jokainen happi on saanut 2 elektronia ja siten hapetusnumero -II (hapetusnumerot on merkitty tavanomaisesti roomalaisilla numeroilla ) ; SO 2 -molekyyli on neutraali.
Todellisuudessa lukuun ottamatta tapausta, jossa elektronegatiivisuuden ero kahden elementin välillä on hyvin suuri, sidokset ovat kovalentteja ja niillä on osittainen ioninen luonne, mikä tarkoittaa, että sitoutuneiden atomien välillä on osittainen varauksensiirto. Jos kahden sitoutuneen atomin elektronegatiivisuus on sama (esimerkiksi jos sitoutuneet atomit ovat sama elementti), sidos ei edistä ei-arvon laskemista.
Hapetusluku on kätevä ja hyödyllinen käsite redoksireaktioiden tutkimiseen . Se helpottaa elektronien laskemista ja auttaa tarkistamaan niiden säilyvyyden.
Määritelmä
Hiili eristetty neutraaliksi on hapetus numero (nro) nolla. Jos atomi antaa (menettää) elektronin , sen sanotaan olevan hapetusluku yhtä kuin yksi ( ei = + I); jos se antaa kaksi, ei = + II jne. Ja päinvastoin, jos atomi hyväksyy (vastaanottaa) elektronin, sen hapetusluvusta tulee negatiivinen ( no = –I); jos se hyväksyy kaksi, ei = −II jne.
Jos yhden tai useamman elektronin antanut tai hyväksynyt atomi pysyy eristettynä, siitä tulee ioni, jonka varaus on yhtä suuri kuin sen hapetusluku. Mutta hyvin usein elektronin luovuttajia ja vastaanottajia ovat sidoksissa vaihtoa ja muodostavat neutraalin molekyylin tai moniatomiseen ioni , kuten H 2 Otai NH+
4 ; silloin atomeja ei pidetä erikseen varautuneina. Vuonna vesimolekyylin esimerkiksi vetyatomit ovat antaneet elektronin kummallekin happi- atomin (joka täydentää sen valenssi kuori ), mutta ne pysyvät sitoutuneina hapen, kukin yksi. Kaksi dubletti näin muodostunut. Tavallaan jokainen näistä dupleteista "hyödyttää" happiatomia ja vetyatomia.
Yhtä kuin menetettyjen tai saatujen elektronien lukumäärä, hapetusluku on välttämättä kokonaisluku. Jotkut laskelmat voivat kuitenkin johtaa murto-osiin hapetuslukuihin. Tämä on tällöin keskimääräinen hapetusluku, ja atomien atomien (tai ionien ionien mukaan) laskemisen tulisi olla yksityiskohtainen. Esimerkiksi rautaoksidia rauta Fe 3 O 4voidaan tarkastella laskemalla, että kolmella raudalla on yhdessä kahdeksan positiivista varausta, koska jokainen happi on O 2- ioni . Siksi raudan hapetusluku on keskimäärin 8/3. Itse asiassa kahdella kolmesta raudasta on hapetusluku (+ III) ja kolmannella hapetusnumero (+ II). Yhteensä: 2 × (+ III) + 1 × (+ II) = 8.
Luokitus
Neutraaleissa tai ionisissa kemiallisissa lajeissa hapetusnumerot on merkitty sulkeissa olevilla roomalaisilla numeroilla, jotka on sijoitettu juuri kyseisen elementin jälkeen, jotta voidaan ottaa huomioon elektronien osittainen siirtyminen.
Esimerkiksi rauta (III) oksidi vastaa kaava Fe 2 O 3 , eri rauta (II) oksidi, jolla on kaava FeO.
Samoin tetraoxomanganate ioni (VII) vastaa mangaani Mn (VII) ja kaavan MnO 4 - , jota kutsutaan myös permanganaattia .
Hapettumisnumeron määrittelevät säännöt
Yleiset säännöt
- Heteropolyatomisissa kemiallisissa lajeissa (jotka koostuvat eri luonteisista atomeista) atomin, jolla on eniten affiniteettia elektroneihin, toisin sanoen elektronegatiivisimpaan , katsotaan vastaanottavan elektroneja.
Esimerkki: H 2 O vastaa 2 H (+ I) ja 1 O (-II).
- Neutraalissa kemiallisessa muodossa (molekyyli tai radikaali) muodostavien atomien n o: n summa on nolla. Toisaalta, jos yhdiste on ioninen, tämä summa on yhtä suuri kuin ionin varaus.
Esimerkki: SO 4 2- ( sulfaatti- ioni ) vastaa 1S (VI) ja 4O (-II).
- Homopolyatomisissa kemiallisissa lajeissa (jotka koostuvat samanluonteisista atomeista) atomeilla on yleensä sama määrä
Esimerkkejä Homonukleaariset molekyylien: O 2 ( dihappi ); N 2 ( dityppi ); ei (Y tai N) = 0.
Esimerkki homopolyatomic ioni: Hg 2 2+ (dimercury ioni (+ I), ainesosa elohopean (I) kloridi ); ei (Hg) = + I.
Poikkeus: otsonissa O 3 mediaanihappiatomilla on positiivinen varaus ja kahdella muulla negatiivinen varaus, ilman että se voi osoittaa heille kokonaislukuja.
- Heteropolyatomisissa kemiallisissa lajeissa, jos saman luonteisten atomien välillä on kovalenttisia sidoksia, ne eivät edistä no-arvon laskemista.
Esimerkki: C 2 H 6eli H 3 C-CH 3( etaani ), hapetustilat ovat H (I) ja C (-III).
Tavalliset säännöt
- Yksinkertainen alkeis- tai molekyyli- rungossa on ei yhtä kuin nolla (esim., Ei (Ne) = 0 ja ei (H 2 ) = 0).
- Yhdisteessä fluorilla on aina ei yhtäsuuri kuin -I.
- Yhdisteessä emäksellä (Li, Na, jne.) Ei ole aina yhtä suuri kuin + I.
- Yhdisteessä alkalimaalla (Be, Mg, jne.) On aina ei yhtäsuuri kuin + II.
- Yhdisteessä vedyllä on melkein kaikissa tapauksissa ei yhtäsuuri kuin + I, lukuun ottamatta metallihydridejä , kuten NaH tai LiH (natrium- tai litiumhydridi), joiden osalta ei (H) = –I.
- Yhdisteessä hapella ei useimmiten ole yhtälöä –II. On kuitenkin olemassa useita poikkeuksia:
- In peroksidit , läsnä ollessa hapen silta OO indusoi no = -I varten kulloinkin happi.
Esimerkki: H 2 O 2 ( vetyperoksidia ), joka vastaa HOOH.
- In superoksideja , (superoksidianionin ioni on kaava O 2 - ), se on -1/2 keskimäärin. Itse asiassa yksi O-atomista on varautunut –1 ja sillä on hapetusluku –I, toinen on varaamaton ja sen hapetusluku on nolla.
- In ozonides (otsonidi ioni on kaava O 3 - ), se on -1/3 keskimäärin. Itse asiassa yksi O-atomista on varautunut –1 ja hapettumisnumero –I, kaksi muuta ovat varauksettomia ja hapetusluku nolla.
- Koska fluori on kaikkein elektronegatiivisin alkuaineista, sillä on -I-hapetusluku kaikissa yhdisteissä. Siten OF 2 ( happidifluoridi ) -molekyylissä hapen määrä on + II.
Soveltaminen Lewis-rakenteeseen
Kun molekyylin Lewis-rakenne on käytettävissä, hapetusluvut voidaan laskea valenssielektroneista :
- Kahden eri atomin välisessä kemiallisessa sidoksessa olevat elektronit "kuuluvat" atomiin, jolla on korkein elektronegatiivisuus ;
- Myös elektronit, jotka kuuluvat kahden saman atomin jakamaan sidokseen, jaetaan;
- Elektroniparin elektronit (yksi pari) kuuluvat yksinomaan atomiin, jolla on tällainen pari.
Harkitse esimerkiksi etikkahappomolekyyliä :
- Kaikkien vetyatomien hapetusluku on +1, koska ne "lahjoittavat" elektroninsa muihin sitoutuneisiin atomeihin, joilla on suurempi elektronegatiivisuus.
- Hiiliatomi on metyyli- ryhmä (CH 3 ) on 3 x 2 = 6 valenssielektroneja sen sidoksia kolme vetyatomia. Lisäksi hiiliatomi saa elektronin sitoutumisestaan toiseen hiiliatomiin, koska elektronipari on jaettu myös CC-sidoksessa. Luku on siis 7 elektronia. Yhdellä hiiliatomilla on 4 valenssielektronia (jaksollisen järjestelmän perhe IV-A). Ero 4 - 7 = –3 on sen hapetusluku. Olettaen, että kaikki sidokset ovat ionisia (mitä ei ole tässä tapauksessa), hiiliatomi voidaan esittää C 3–: lla .
- Sovellettaessa samoja sääntöjä karboksyyliryhmälle (-COOH), hiiliatomilla on hapetusluku + III. Se saa yhden elektronin sitoutumisestaan toiseen hiiliatomiin. Kaksi happiatomia "lainaa" kaikki muut elektronit, koska ne ovat enemmän elektronegatiivisia kuin hiili. Yhdellä happiatomilla on 6 valenssielektronia. Kutakin happiatomia ympäröi 8 elektronia: 4 yksittäistä paria ja 4 sidosta. Tämän seurauksena niiden hapetusluku on 6 - 8 = –2 .
Esimerkkejä elementeistä, joilla on useita hapetusnumeroita
- Kloorilla voi olla useita hapetuslukuja:
Hapettumisen
määrä |
Kemiallinen
kaava |
Sukunimi
|
Kommentti
|
|---|
| –1 |
Cl - |
kloridi |
|
| 0 |
Cl 2 |
kloori |
|
| +1 |
ClO - |
hypokloriitti tai oksokloraatti (I) |
Osatekijän valkaisuainetta .
|
| +3 |
ClO 2 - |
kloriitti tai dioklooraatti (III) |
|
| +5 |
ClO 3 - |
kloraatti tai trioksokloraatti (V) |
Tunnetaan räjähdysominaisuuksistaan törmäyksessä (KClO 3 : kaliumkloraatti)
|
| +7 |
ClO 4 - |
perkloraatti tai tetraoksokloraatti (VII) |
Tunnetaan perkloorihappona HClO 4 (vahvin happo vedessä).
|
Sama pätee muihin
halogeeneihin ,
jodiin ja
bromiin lukuun ottamatta
fluoria, joka on enemmän elektronegatiivista kuin happi.
- Rautaoksidien tapauksessa :
vuonna FeO wustite on rauta (+ II);
in hematiitti Fe 2 O 3se on rauta (+ III);
on magnetiitti Fe 3 O 4, se on rauta (+ II) ja rauta (+ III): Fe (II) Fe (III) 2 O 4.
- Mangaani voi olla erilaisissa hapetustilojen:
se löytyy tilassa (+ II) MnO-oksidissa;
hapetustilassa (+ III) Mn 2 O 3 ;
tilassa (+ IV) MnO 2 ;
tilassa (+ V) Na 3 MnO 4 ;
tilassa (+ VI) K 2 MnO 4: ssä ;
se saavuttaa suurimman mahdollisen hapetusluvun (+ VII) kaliumpermanganaatissa (KMnO 4 ) tai dimangaaniheptooksidissa (Mn 2 O 7)).
Aiheeseen liittyvät artikkelit
Viitteet
Huomautuksia
-
Hapettumisen ja sähkövarauksen lukumäärä: ei koske atomeja riippumatta siitä, ovatko ne eristettyjä vai sidoksissa (molekyyli tai polyatominen ioni), varaus koskee ioneja, olivatpa ne yksi- tai polyatomisia. Nämä kaksi yhdistyvät vain monoatomisten ionien kohdalla.
Viitteet
-
(in) " hapetusasteella " Compendium of Chemical Terminologia [ " Gold Book "], IUPAC 1997 korjattu versio verkossa (2006-), 2 th ed.