Numer utleniania

Liczby utlenienia lub stany utlenienia (także stan utlenienia , walencja elektrochemiczna ) są wynikiem formalistycznego modelu struktury cząsteczek. Numery utleniania wskazać hipotetyczne ładunki jonowe z tych atomów w związku chemicznego lub w wieloatomowym jonów o hipotetycznym przypadku, gdy związek lub związek wieloatomowym jonów składających się jedynie jony monoatomowego ze wspólnymi elektronów wiążących są przypisane do atomu wyższego elektroujemność . Wynika z tego, że suma stopni utlenienia wszystkich atomów związku lub jonu wieloatomowego musi być równa ładunkowi związku lub jonu. Ze względu na swoją prostotę, wysoką moc predykcyjną i szerokie zastosowanie, podejście to ma ogromne znaczenie dla chemików.

Łatwe do określenia stopnie utlenienia są ważne w chemii nieorganicznej i organicznej dla zrozumienia reakcji redoks i są bardzo pomocne przy formułowaniu równań redoks. Atom w związku lub w jonie osiągnął najwyższą możliwą lub najniższą możliwą liczbę utlenienia, gdy oddał lub zaabsorbował tak wiele elektronów, że osiąga następną wyższą lub następną niższą konfigurację gazu szlachetnego . Przegląd możliwych stopni utlenienia pierwiastków chemicznych można znaleźć na liście stopni utlenienia pierwiastków chemicznych . Oznaczanie stopni utlenienia atomów w związkach i jonach odbywa się według kilku prostych zasad.

Określenie stopni utlenienia: przykłady i równania reakcji

Podczas gdy rzeczywiste ładunki jonów we wzorach są zapisywane jako liczby ładunków z końcowym znakiem + lub - i umieszczane po wzorze, gdy liczby utlenienia są określone we wzorach, + lub - są umieszczane przed wartością jako znak i umieszczane nad atomem symbolika. W tekstach i nazwach stopnie utlenienia można podawać zarówno za pomocą cyfr arabskich, jak i rzymskich . W przypadku stopnia utlenienia zero zapisuje się ± 0.

Wskazanie stopnia utlenienia jest ważne w nomenklaturze soli nieorganicznych , m.in. B. w przypadku chlorku żelaza (III) i chlorku żelaza (II) oraz przy nazywaniu kompleksów metali, w których stopień utlenienia zawsze wskazuje stopień utlenienia atomu centralnego, z. B. w przypadku heksacyjanożelazianu (II) potasu i heksacyjanożelazianu (III) potasu . Stosowane są tylko liczby utlenienia liczb całkowitych, które oprócz liczby 0 są zawsze podawane jako cyfry rzymskie. Podczas wyświetlania stopni utlenienia we wzorach są one zwykle podawane jako cyfry arabskie i są to zwykle liczby całkowite .

Przykłady

${\ displaystyle \ mathrm {{\ overset {+1} {K}} {\ overset {+7} {Mn}} {\ overset {-2} {O_ {4}}}}}$	${\ displaystyle \ mathrm {{\ overset {+4} {Mn}} {\ overset {-2} {O_ {2}}}}}$	${\ displaystyle \ mathrm {{\ overset {+6} {S}} {\ overset {-2} {O_ {4} ^ {2-}}}}}$	${\ displaystyle \ mathrm {{\ overset {+4} {S}} {\ overset {-2} {O_ {3} ^ {2-}}}}}$	${\ displaystyle \ mathrm {{\ overset {-3} {N}} {\ overset {+1} {H_ {3}}}}}$	${\ displaystyle \ mathrm {{\ overset {-3} {N}} {\ overset {+1} {H_ {4} ^ {+}}}}}$	${\ displaystyle \ mathrm {{\ overset {+1} {H_ {2}}} {\ overset {-2} {S}}}}$	${\ displaystyle \ mathrm {{\ overset {0} {O}} {\ mathord {=}} {\ mathord {\ overset {0} {O}}}}}$	${\ displaystyle \ mathrm {\ overset {+2} {Fe ^ {2+}}}}$
nadmanganian potasu nadmanganian	Dwutlenek manganu	Jon siarczanowy	Jon siarczynowy	amoniak	Jon amonowy	wodór siarkowy	tlen	Jon żelaza (II)

Podczas formułowania równań redoks zwykle podaje się tylko stopnie utlenienia atomów, które są utlenione lub zredukowane, ponieważ stopnie utlenienia innych atomów nie zmieniają się. Liczbę wymienianych elektronów należy uwzględnić podczas sprawdzania bilansu ładunków równania redoks. Musi być dokładnie tak duża, jak różnica między dwoma stopniami utlenienia. Równowagi atomowe muszą być zrównoważone przez towarzyszące substancje obecne w medium reakcyjnym, takie jak. B. woda H ₂ O i kwas (jony hydroksoniowe H ₃ O ⁺ ) lub zasada (jony hydroksylowe OH ^- ). W ramach ostatecznej kontroli bilans ładunków równania reakcji musi być również poprawny.

Przykład: Dwie częściowe reakcje reakcji redoks z anionem nadmanganianowym jako utleniaczem, który jest różnie redukowany, albo w roztworze kwaśnym, albo w roztworze zasadowym.

${\ displaystyle \ mathrm {{\ overset {+7} {Mn}} O_ {4} ^ {-} \ + \ 8 \ H_ {3} O ^ {+} + 5 \ e ^ {-} \ longrightarrow { \ overset {+2} {Mn ^ {2 +}}} + 12 \ H_ {2} O}}$

${\ displaystyle \ mathrm {{\ overset {+7} {Mn}} O_ {4} ^ {-} \ + \ 2 \ H_ {2} O + 3 \ e ^ {-} \ longrightarrow {\ overset {+ 4} {MnO_ {2} {}}} + 4 \ OH ^ {-}}}$

Stechiometryczna reakcja redoks to z. B. sonda Tollens , w której aldehyd octowy jest utleniany za pomocą Ag ⁺ do kwasu octowego i powstaje elementarny Ag.

${\ displaystyle \ mathrm {CH_ {3} {\ mathord {-}} {\ overset {+1} {C}} HO \ + \ 2 \ {\ overset {+1} {Ag ^ {+}}} + 2 \ OH ^ {-} \ longrightarrow \ CH_ {3} {\ mathord {-}} {\ overset {+3} {C}} OOH \ + \ 2 \ {\ overset {0} {Ag}} \ + \ \ H_ {2} O}}$

W przypadku stechiometrycznie prawidłowych reakcji redoks, suma stopni utlenienia materiałów wyjściowych jest równa sumie stopni utlenienia produktów.

Znaczenie i zastosowanie

Stopień utlenienia atomu może być użyty do formalnego opisania gęstości elektronowej atomu, z dodatnim stopniem utlenienia wskazującym na zmniejszoną gęstość elektronową (w porównaniu do stanu w elemencie) i ujemnym stopniem utlenienia wskazującym na zwiększoną gęstość elektronową. Jako parametr czysto formalny , stopień utlenienia słabo koreluje z rzeczywistą gęstością elektronową lub rozkładem ładunku.

Numery utleniania mają duże znaczenie w prawidłowym formułowaniu i oznaczania stechiometrii w reakcjach redox . Służą do pokazywania różnych stanów utlenienia i ich zmian podczas reakcji redoks oraz do określania liczby wymienianych elektronów. Obniżenie stopnia utlenienia typu atomu w reakcji redoks oznacza, że ​​ten typ atomu został zredukowany; analogicznie, wzrost stopnia utlenienia typu atomowego oznacza, że ​​ten typ atomowy został utleniony.

Według IUPAC , terminy stan utlenienia i utlenianie liczba może być używany. Term utlenienia odpowiada w znaczeniu do utlenienia i jest często stosowane w chemii organicznej do porównania różnych klas substancji w odniesieniu do ich stopnia utlenienia, np B. z następującymi stwierdzeniami: Kwasy karboksylowe znajdują się na tym samym stopniu utlenienia, co estry kwasów karboksylowych i inne strukturalnie porównywalne pochodne kwasów karboksylowych, takie jak. B. także chlorki kwasów karboksylowych . Jednak kwasy karboksylowe i ich pochodne są na wyższym stopniu utlenienia niż aldehydy i alkohole oraz na niższym stopniu utlenienia niż dwutlenek węgla .

Poprzez porównanie wartości utlenienia, od razu widać, że przekształcenie pierwotnego alkohol do aldehydu , a także konwersji aldehydu do kwasu karboksylowego, są oba utleniania .

${\ displaystyle \ mathrm {{\ overset {-3} {C}} H_ {3} {\ mathord {-}} {\ overset {-1} {C}} H_ {2} OH}}$	${\ displaystyle \ mathrm {{\ overset {-3} {C}} H_ {3} {\ mathord {-}} {\ overset {+1} {C}} HO}}$	${\ displaystyle \ mathrm {{\ overset {-3} {C}} H_ {3} {\ mathord {-}} {\ overset {+3} {C}} OOH}}$
Etanol	aldehyd octowy	kwas octowy

W przypadku różnych węglowodorów jasne stają się różne stopnie utlenienia atomów węgla.

${\ displaystyle \ mathrm {{\ overset {-4} {C}} H_ {4}}}$	${\ displaystyle \ mathrm {{\ overset {-3} {C}} H_ {3} {\ mathord {-}} {\ overset {-3} {C}} H_ {3}}}$	${\ displaystyle \ mathrm {{\ overset {-3} {C}} H_ {3} {\ mathord {-}} {\ overset {-2} {C}} H_ {2} {\ mathord {-}} {\ overset {-3} {C}} H_ {3}}}$	${\ displaystyle \ mathrm {{\ overset {-3} {C}} H_ {3} {\ mathord {-}} {\ overset {-1} {C}} H {\ mathord {=}} {\ overset {-2} {C}} H_ {2}}}$
metan	Etan	propan	Propen

Specjalne stopnie utlenienia

Liczby utlenienia mogą również przyjmować wartości ułamkowe. Więc z. B. w nadtlenku KO ₂ ( nadtlenku potasu ) oba atomy tlenu mają stopień utlenienia -0,5. Ich stan utlenienia różni się od stanu utlenienia atomów tlenu w normalnych nadtlenkach , które zawierają anion nadtlenkowy O ₂ ^2- lub grupę nadtlenową –O – O–, z tlenem na stopniu utlenienia -1.

W Fe ₃ O ₄ ( tlenek żelaza ( II , III ) ) żelazo ma średni stopień utlenienia + ⁸ / ₃ . Stopnie utlenienia wymienione cyframi rzymskimi w nazwie wskazują, że atomy żelaza występują w tym związku na stopniach utlenienia +2 i +3. Fe ^II Fe ₂ ^III O ₄ ma odwróconą strukturę spinelu (uproszczona: FeO · Fe ₂ O ₃ ) i mogą być zlokalizowane formalne ^jony Fe ²⁺ i Fe ³⁺ .

Kwas tiosiarkowy

Z sumarycznego wzoru anionu tiosiarczanowego (S ₂ O ₃ ^2- ,) oblicza się średni stopień utlenienia + 2 dla siarki. Jednak struktura anionu pokazuje, że istnieją dwa atomy siarki w zupełnie różnych stosunkach wiązań, z różnymi stopniami utlenienia +5 i -1, co można wywnioskować ze struktury. Środkowy i dwa dyskretne stany utlenienia nadają się do obliczeń stechiometrycznych i formułowania reakcji redoks. Nie należy mylić anionu tiosiarczanowego z anionem dwusiarczanowym , w którym atomy S są obecne na najwyższym możliwym stopniu utlenienia +6, tak jak w przypadku normalnego anionu siarczanowego .

${\ displaystyle \ mathrm {{\ overset {+1} {K_ {2}}} {\ overset {-1} {O_ {2}}}}}$	${\ displaystyle \ mathrm {{\ overset {+1} {K}} {\ overset {-0,5} {O_ {2}}}}}$	${\ displaystyle \ mathrm {{\ overset {+2} {Fe}} (II) {\ overset {+3} {Fe_ {2}}} (III) {\ overset {-2} {O_ {4}} }}}$	${\ displaystyle \ mathrm {{\ overset {+ {\ frac {8} {3}}} {Fe_ {3}}} {\ overset {-2} {O_ {4}}}}}$	${\ displaystyle \ mathrm {{\ overset {+2} {S_ {2}}} {\ overset {-2} {O_ {3} ^ {2-}}}}}$	${\ displaystyle \ mathrm {({\ overset {-2} {O_ {3}}} {\ overset {+5} {S}} {\ mathord {-}} {{\ overset {-1} {S} }) ^ {2-}}}}$
Nadtlenek potasu	Nadtlenek potasu	Tlenek żelaza (II, III) z dyskretnymi stanami utlenienia	Tlenek żelaza (II, III) o średnim stopniu utlenienia	Jon tiosiarczanowy o średnim stopniu utlenienia	Jon tiosiarczanowy z dyskretnymi stanami utlenienia

Najniższy znany stopień utlenienia atomu w cząsteczce to -4 (dla pierwiastków z grupy węglowej ), najwyższy +9 (w [IrO ₄ ] ⁺ dla irydu ).

Oznaczanie stopni utlenienia

Główne zasady

Liczby utlenienia pierwiastków, związków nieorganicznych i organicznych, obojętnych lub jonowych można określić za pomocą poniższych reguł lub sprawdzić po oznaczeniu:

1. Suma stopni utlenienia wszystkich atomów obojętnego lub naładowanego związku musi być dokładnie tak duża, jak ładunek związku. To już skutkuje następującymi zasadami.
2. Atomy w pierwiastkach atomowych i molekularnych zawsze mają stopień utlenienia 0. Przykłady: Li, Mg, B, C, O ₂ , P ₄ , S ₈ , I ₂ , Ar. Stopień utlenienia 0 może również wynikać z oznaczenia atomów w związkach z innymi pierwiastkami (przykład dla C patrz poniżej).
3. W przypadku z atomu jonów , liczba utleniania odpowiada ładunku jonowego . Na przykład w kationie Cu ²⁺ miedź ma stopień utlenienia +2. W anionie Cl ^- chlor ma stopień utlenienia −1).
4. Suma stopni utlenienia wszystkich atomów wieloatomowego związku obojętnego jest równa 0.
5. Suma stopni utlenienia wszystkich atomów w jonie wieloatomowym musi być równa całkowitemu ładunkowi jonu.
6. W przypadku związków organicznych formułowanych z wiązaniami kowalencyjnymi , we wzorach linii walencyjnych (wzory Lewisa) związek można formalnie podzielić na jony na podstawie elektroujemności w taki sposób, aby można było wyznaczyć stopnie utlenienia wszystkich atomów. Podział formalny zakłada, że ​​elektrony zaangażowane w wiązanie są całkowicie przejęte przez bardziej elektroujemny atom (patrz przykład poniżej)

Przydatne dodatkowe informacje

1. Większość pierwiastków może występować na kilku stopniach utlenienia.
2. Najwyższy możliwy stopień utlenienia pierwiastka odpowiada liczbie głównych lub mniejszych grup w układzie okresowym (PSE).
3. Fluoru, atomem (F) w postaci elementu o najwyższym elektroujemności wszystkie połączenia zawsze do utlenienia -1.
4. Tlen, jako pierwiastek o bardzo wysokiej elektroujemności, ma stopień utlenienia -2 w prawie wszystkich związkach. Istnieją jednak trzy ważne wyjątki: w nadtlenkach atomy O mają stopień utlenienia -1, aw nadtlenkach stopień utlenienia -0,5. W połączeniu z fluorem ( difluorkiem tlenu ) tlen ma stopień utlenienia +2.
5. Oprócz fluoru, pozostałe atomy chlorowca , chloru , bromu i jodu zawsze mają stopień utlenienia -1 w związkach organicznych, a przede wszystkim w związkach nieorganicznych. Istnieje jednak wiele wyjątków, takich jak związki z tlenem ( tlenki halogenów ) lub związki między sobą, związki międzyhalogenowe z wyższym halogenem w układzie okresowym .
6. Atomy metali w związkach jonowych zawsze mają dodatni stopień utlenienia.
7. Metale alkaliczne zawsze mają stopień utlenienia +1, a metale ziem alkalicznych zawsze stopień utlenienia +2.
8. Atomy wodoru zawsze mają stopień utlenienia +1, z wyjątkiem, gdy wodór jest połączony z atomami „elektropozytywnymi”, takimi jak metale ( wodorki ).
9. Poziomy utlenienia na powierzchniach można badać doświadczalnie , na przykład za pomocą spektroskopii fotoelektronów (XPS). Stan utlenienia pokazuje charakterystyczne przesunięcie głównej linii odpowiedniego pierwiastka.

Wyznaczanie przez dzielenie na podstawie elektroujemności

Aby określić stopień utlenienia w związku, wiążące pary elektronowe przypisuje się bardziej elektroujemnemu partnerowi wiążącemu (formalne rozszczepienie heterolityczne ). Wiązanie par elektronów między tymi samymi atomami jest wspólne (formalne rozszczepienie homolityczne ). Atomy w modyfikacjach pierwiastków mają zatem stopień utlenienia równy zero.

Wyznaczanie stopni utlenienia na przykładzie 5-hydroksycytozyny

Jeśli cząsteczka ma wzór Lewisa , stopnie utlenienia związków organicznych można określić na podstawie elektroujemności pierwiastków zaangażowanych w wiązania. Do atomów biorących udział w wiązaniu obowiązuje następująca zasada: elektrony w wiązaniu są przypisane do atomu o większej elektroujemności. Jeśli elektroujemność jest taka sama, następuje podział.

Grafika po prawej przedstawia przykładową procedurę wyznaczania stopni utlenienia atomów cząsteczki 5-hydroksycytozyny . Jako przykład wyjaśniono procedurę na atomie węgla o stopniu utlenienia ± 0. Ten atom węgla tworzy trzy wiązania z sąsiednimi atomami, pojedyncze wiązania z azotem i wodorem oraz podwójne wiązanie z sąsiednim atomem węgla. Porównanie elektroujemności elementów wchodzących w skład wiązań daje:

• Węgiel ma elektroujemność 2,55. Azot ma wyższą elektroujemność 3,04 i dlatego oba elektrony wiążące są przypisane do azotu.
• Wodór o elektroujemności 2,2 ma niższą elektroujemność niż węgiel. Dlatego oba wiążące elektrony są przypisane do węgla.
• Górny atom węgla ma taką samą elektroujemność jak dolny atom węgla, a zatem dwa atomy węgla mają wspólne elektrony wiążące zaangażowane w wiązanie. Ponieważ jest to wiązanie podwójne, oba atomy węgla otrzymały dwa elektrony.
• Jeśli dodasz elektrony przypisane do niższego atomu węgla, ten atom węgla ma cztery elektrony wiążące . Ponieważ węgiel jako pierwiastek ma również cztery wiążące elektrony, jego ładunek nie zmienił się z powodu wyimaginowanego przypisania. Jego stopień utlenienia wynosi zatem: 0.

Dla porównania, najniższy atom azotu otrzymuje sześć wiążących elektronów w wyimaginowanym przypisaniu (po dwa z dwóch atomów węgla i dwa z atomu wodoru). Jednak azot jako pierwiastek ma tylko trzy elektrony wiążące. Ponieważ elektrony są naładowane ujemnie, atom azotu miałby ładunek -3 zgodnie z wyimaginowanym przypisaniem i jest to również jego stopień utlenienia.

Aby to sprawdzić, należy zsumować wszystkie tak wyznaczone stopnie utlenienia. Ich suma musi wynosić zero, jeśli cała cząsteczka jest naładowana lub musi odpowiadać ładunkowi, jeśli cała cząsteczka jest naładowanym jonem.

Zobacz też

• Lista stanów utlenienia pierwiastków chemicznych

Uwagi

1. ↑ Stwierdzenie można bardzo trudno sprawdzić za pomocą równań redoks, które nie pokazują stopnia utlenienia dla każdego atomu, ponieważ współczynniki stechiometryczne również muszą być brane pod uwagę. Stwierdzenie to jednak odpowiada podstawowej, łatwej do sprawdzenia zasadzie, że stechiometrycznie poprawne równanie reakcji redoks musi mieć zrównoważony balans lądowania

Indywidualne dowody

1. ↑ ^{a b} Wpis o stanie utleniania . W: Kompendium terminologii chemicznej IUPAC („Złota Księga”) . doi : 10.1351 / goldbook.O04365 Wersja: 2.3 ..
2. ↑ Hans-Dieter Jakubke, Ruth Karcher (red.): Leksykon chemii , Wydawnictwo Akademickie Spectrum, Heidelberg, 2001.
3. ↑ Brown, Le May: Chemia, podręcznik dla wszystkich przyrodników . VCH Verlagsgesellschaft, Weinheim 1988, ISBN 3-527-26241-5 , s. 781 ff . 
4. ^ Karl-Heinz Lautenschläger, Werner Schröter, Joachim Teschner, Hildegard Bibrack, Taschenbuch der Chemie , wydanie 18, Harri Deutsch, Frankfurt (Main), 2001.
5. ↑ Wpis o numerze utleniania . W: Kompendium terminologii chemicznej IUPAC („Złota Księga”) . doi : 10.1351 / goldbook.O04363 Wersja: 2.3 ..
6. ^ Clayden, Greeves Warren, Wothers: Chemia organiczna . Oxford University Press Inc, Nowy Jork 2001, ISBN 978-0-19-850346-0 , s. 35 f . 
7. ↑ Guanjun Wang, Mingfei Zhou, James T. Goettel, Gary G. Schrobilgen, Jing Su, Jun Li, Tobias Schlöder, Sebastian Riedel: Identyfikacja związku zawierającego iryd o formalnym stopniu utlenienia IX . W: Przyroda . 514, 21 sierpnia 2014, s. 475-477. doi : 10.1038 / natura13795 .
8. ↑ Steve Ritter: Iridium Dressed To The Nines - Układ okresowy pierwiastków: IrO ₄ ⁺ to pierwsza cząsteczka z pierwiastkiem na stopniu utlenienia +9 , Chemical & Engineering News , 2014.
9. ↑ Analiza laboratoryjna XPS stanów utlenienia - nanoAnalytics. Źródło 16 listopada 2020 . 
10. ↑ Spektroskopia fotoelektronów | Grupa robocza prof. dr hab. Tobiasza Rzeszy. Źródło 16 listopada 2020 . 

linki internetowe