Hcn степень окисления. Как определить степень окисления

При высоких температурах азот и фосфор окисляют многие металлы и неметаллы, образуя нитриды (Mg 3 N 2) и фосфиды (Са 3 Р 2). В соединениях с s-элементами мышьяк (арсениды), сурьма (стибиды), висмут (висмутиды) проявляют степень окисления –3. Например, K 3 Sb, Ca 3 As 2 и др.

Свойства нитридов закономерно изменяются по периодам и группам периодической системы. Например, в малых периодах изменяются от основных нитридов – к кислотным.

Na 3 N (основной) – AlN (амфотерный) – P 3 N 5 (кислотный)

Нитриды d-элементов III - IV групп разнообразны, имеют переменный состав, проявляют металлические свойства.

Из ковалентных нитридов наибольшее практическое применение находит аммиак – бесцветный газ с резким удушающим запахом. Молекула NH 3 имеет форму тригональной пирамиды, причём HNH = 107,3’.

Аммиак имеет температуру плавления –77,75 о С; температуру кипения –33,35 о С, легко сжижается, имеет высокую теплоту испарения, поэтому применяется в холодильных машинах. Он хорошо растворим в воде (в одном объёме воды растворяется ~ 700 объёмов аммиака), что связано с образованием водородной связи между молекулами NH 3 и Н 2 О:

 ..  O -

H-N: …H-O:  H – N – H + + 

NH 4 OH – слабый электролит с К д = 1,810 -5 (записать выражение).

Характерной реакцией на ион аммония является реакция со щелочами:

NH 4 NO 3 + NaOH = NH 4 OH + NaNO 3

NH 4 + + OH - = NH 3  + H 2 O

При этом наблюдается посинение красной лакмусовой бумажки.

Жидкий аммиак – хороший растворитель и широко применяется для проведения различных синтезов. При нагревании аммиак проявляет свойства восстановителя:

4NH 3 + 3O 2 = 2N 2 + 6H 2 O (без катализатора)

4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O (с Pt-катализатором)

В промышленности аммиак получают синтезом из простых веществ:

N 2 + 3H 2  2NH 3 ; H = -92кДж

Согласно принципу Ле Шателье равновесие должно смещаться вправо при увеличении давления и уменьшении температуры. Но при низкой температуре скорость реакции крайне мала, поэтому синтез аммиака осуществляют при 400-500 о С и 5-1000 атм в присутствии катализатора – губчатого железа с примесямиAl 2 O 3 ,K 2 Oи т.д.

Основную массу производимого NH 3 используют для получения HNO 3 и азотных удобрений. Здесь уместно повторить известную мысль академика Н.Д. Прянишникова: создание в СССР в 20-30 гг. ХХ века индустрии синтетического аммиака равносильно появлению хлебопроизводящей страны с посевными площадями Аргентины и Канады, вместе взятых.

Азот образует и другие соединения с водородом – N 2 H 4 – гидразин; NH 2 OH – гидроксиламин.

Гидразин (степень окисления азота –2) – бесцветная жидкость, сильный восстановитель. Его получают осторожным окислением аммиака гипохлоритом:

2NH 3 + NaClO = N 2 H 4 + NaCl + H 2 O

Восстановительные свойства можно продемонстрировать на примере взаимодействия гидразина с раствором перманганата калия:

4KMnO 4 + 5N 2 H 4 + 6H 2 SO 4 = 5N 2 + 4MnSO 4 + 2K 2 SO 4 + 16H 2 O

N 2 -2 H 4 – 4e = N 2 + 4H +

MnO 4 - + 5e + 8H + = Mn 2+ + 4H 2 O

4MnO 4 - + 5N 2 H 4 + 32H + = 4Mn 2+ + 16H 2 O + 5N 2 + 20H +

4MnO 4 - + 5N 2 H 4 + 12H + = 4Mn 2+ + 16H 2 O + 5N 2

Гидроксиламин NH 2 OH (степень окисления азота –1) – белое кристаллическое вещество, сильный восстановитель в щелочной среде и окислитель в кислой среде, слабое основание (К д = 210 -8), легко разлагается по механизму самоокисления-самовосстановления:

3NH 2 OH = NH 3 + N 2 + 3H 2 O

Фосфор с водородом практически не взаимодействует. Фосфин РН 3 получают косвенным путём: при гидролизе некоторых фосфидов, а также по реакции диспропорционирования фосфора в щелочной среде.

Mg 3 P 2 + 6H 2 O = 3Mg(OH) 2 + 2PH 3

Фосфин – сильный восстановитель, чрезвычайно ядовитый газ с неприятным запахом. Ему соответствует неустойчивый ион РН 4 + (фосфоний).

Водородные соединения подгруппы мышьяка AsH 3 (арсин), SbH 3 (стибин), BiH 3 (висмутин) – газообразные вещества с резким запахом; устойчивость уменьшается в ряду: AsH 3  SbH 3  BiH 3 . Эти соединения – сильные восстановители, из них арсин – очень токсичен. Их получают действием разбавленных кислот на арсениды, стибиды и висмутиды:

Mg 3 Э 2 + 6HCl = 3MgCl 2 + 2ЭН 3

и действием цинка на растворы соединений в кислой среде:

As 2 O 3 + 6Zn + 12HCl = 2AsH 3 + 6ZnCl 2 + 3H 2 O

Соединения элементов со степенью окисления + 1

N 2 O – оксид азота (I) – бесцветный газ с приятным запахом и сладковатым вкусом NN=O – наркотик.

Фосфор также проявляет степень окисления +1 в Н 3 РО 2 – фосфорноватистой кислоте К д =910 -2:

Её соли называются гипофосфитами, они хорошо растворимы в воде. Фосфорноватистая кислота и её соли – сильные восстановители, при нагревании диспропорционируют:

3H = PH 3 + H 2

Соединения азота со степень окисления + 2

NO – оксид азота (II) – бесцветный газ, его получение из простых веществ возможно при 3000 о С, это химически активное вещество, проявляет окислительные и восстановительные свойства, выступает как лиганд в нитрозильных комплексах.

Соединения элементов со степенью окисления + 3

Наибольшее значение имеют оксиды, гидроксиды, соли, а также, галиды и оксогалиды.

N 2 O 3 – оксид азота (III) существует только в твёрдом состоянии при низких температурах. Имеет следующее строение:

стабильная модификация: нестабильная модификация:

Легко взаимодействует со щелочами, образует нитриты:

N 2 O 3 + 2NaOH = 2NaNO 2 + H 2 O

N 2 O 3 – ангидрид азотистой кислоты HNO 2 , которая известна только в водном растворе, это слабая кислота с К д = 5,110 -4 . Азотистая кислота имеет склонность к реакциям диспропорционирования:

3HNO 2 = HNO 3 + 2NO + H 2 O

Производные азота (III) проявляют и восстановительные и окислительные свойства. Например:

Восстановитель: K 2 Cr 2 O 7 + 3NaNO 2 + 4H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3NaNO 3 + K 2 SO 4 + 4H 2 O;

Окислитель: 2NaNO 2 + 2KI + 2H 2 SO 4 = I 2 + 2NO + K 2 SO 4 + Na 2 SO 4 + 2H 2 O

Р 2 О 3 – кислотный оксид. Р 2 О 3 + 3Н 2 О = 2Н 2 или Н 3 РО 3

Р 2 О 3 + 4NaOH = 2Na 2 + H 2 O

H 2 – фосфористая кислота – двухосновная кислота средней силы (К 1 = 110 -2 ; К 2 = 310 -7).

Фосфористая кислота – бесцветное кристаллическое вещество, хорошо растворимое в воде. Склонна к реакции диспропорционирования:

4Н 3 РО 3 = 3Н 3 РО 4 + РН 3

Соединения фосфора (III) – довольно сильные восстановители.

As 2 O 3 – белый мышьяк. Преимущественно является кислотным оксидом. Хорошо растворяется в воде, щелочах и галогеноводородных кислотах:

As 2 O 3 + 3H 2 O = 2H 3 AsO 3 (мышьяковистая кислота)

As 2 O 3 + 8HCl = 2HАsCl 4 + 3H 2 O

Sb 2 O 3 – амфотерный оксид:

Sb 2 O 3 + 3H 2 SO 4 = Sb 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O

Sb 2 O 3 + 2KOH + 3H 2 O = 2K

Bi 2 O 3 – основной оксид; растворяется только в кислотах.

В ряду As(OH) 3 Sb(OH) 3 Bi(OH) 3 происходит усиление основных свойств. У As(OH) 3 преобладают кислотные свойства, а у Bi(OH) 3 – основные.

As(OH) 3 или H 3 AsO 3 – слабая мышьяковистая кислота.

Sb(OH) 3 и Bi(OH) 3 – в воде практически не растворимы, образуются из солей в виде осадков переменного состава Э 2 О 3 nН 2 О, например,

Bi(NO 3) 3 + 3KOH = Bi(OH) 3  + 3KNO 3

При сплавлении Э 2 О 3 или Э(ОН) 3 со щелочами образуются полимерные метаарсенаты (III) и метастибаты (III) (метаантимониты) состава МЭО 2 .

Для Sb(OH) 3 и Bi(OH) 3 характерны продукты частичного обезвоживания гидроксидов, то есть соединения SbO(OH) и BiO(OH). Отвечающие им радикалы SbO + - антимония и BiO + - висмутила часто входят в состав солей и играют в них роль одновалентных металлов:

SbCl 3 + H 2 O  SbOCl + 2HCl

В ряду As(III)Sb(III)Bi(III) восстановительная способность уменьшается. Например:

As 2 S 3 + HNO 3 H 3 AsO 4 + SO 4 2- + NO

As 2 S 3 – 28e + 20H 2 O = 2H 3 AsO 4 + 3SO 4 2- + 34H +

NO 3 - + 3e + 4H + = NO + 2H 2 O

3As 2 S 3 + 28NO 3 - + 60H 2 O + 112H + = 6H 3 AsO 4 + 9SO 4 2- + 28NO + 56H 2 O + 102H +

3As 2 S 3 + 28NO 3 - + 4H 2 O + 10H + = 6H 3 AsO 4 + 9SO 4 2- + 28NO

3As 2 S 3 + 28HNO 3 + 4H 2 O = 6H 3 AsO 4 + 28NO + 9H 2 SO 4

Соединения азота со степенью окисления + 4

NO 2 - газ бурого цвета, токсичен, парамагнитен, химически активен, молекулы даже в парах частично димеризованы (N 2 O 4 – бесцветен, диамагнитен):

2NO 2  N 2 O 4 ; H = -55 кДж

Соединения со степенью окисления +5

N 2 O 5 – оксид азота (V) – азотный ангидрид – белое кристаллическое вещество, при нагревании – взрывается.

HNO 3 – азотная кислота (триоксинитрат водорода), бесцветная жидкость (плотность 1,52 г/мл) с температурой кипения 84,1 о С и температурой кристаллизации –41,6 о С, сильная кислота.

В промышленности для получения азотной кислоты используется метод каталитического окисления аммиака. Синтез складывается из трёх стадий:

Окисление аммиака на платиновом катализаторе: 4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O

Окисление NO в NO 2: 2NO + O 2 = 2NO 2

Поглощение NO 2 водой: 2NO 2 + H 2 O = HNO 3 + HNO 2 ; 3HNO 2 = HNO 3 + 2NO + H 2 O

При любых концентрациях азотная кислота является сильным окислителем.

Азотная кислота при нагревании и освещении легко разлагается:

4HNO 3 = 4NO 2 + O 2 + 2H 2 O

Необходимо вспомнить и вставить сюда схему взаимодействия азотной кислоты с металлами (I семестр). Азотная кислота окисляет и неметаллы. Элементы, для которых характерна высокая степень окисления (>4), в результате взаимодействия с HNO 3конц обычно образуют кислородсодержащие кислоты, а NO 3 - восстанавливается до NO:

S + 2HNO 3 = H 2 SO 4 + 2NO

3Re + 7HNO 3 = 3HReO 4 + 7NO + 2H 2 O

Смесь одного объёма HNO 3 и 3 объёмов HCl («царская водка») обладает исключительно сильным окислительным действием, которое обусловлено выделением атомарного хлора:

HNO 3 + 3HCl = NOCl + 2Cl + 2H 2 O

: HNO 3 + 3HCl = NO + 3Cl + 2H 2 O

Большинство нитратов растворимы в воде, они широко используются в качестве минеральных удобрений.

HNN 2 или HN 3 – азотистоводородная кислота. По силе она близка к уксусной. Имеет азот с двумя степенями окисления +5 и –3, поэтому проявляет свойства и окислителя и восстановителя.

Р 2 О 5 – фосфорный ангидрид, жадно поглощает воду:

Р 2 О 5 + 3Н 2 О = 2Н 3 РО 4

Н 3 РО 4 – ортофосфорная кислота, электролит средней силы (К 1 = 710 -3 ; К 2 = 610 -8 ; 4,310 -13).

Н 4 Р 2 О 7 – пирофосфорная кислота;

НРО 3 – метафосфорная кислота.

Соли фосфорной кислоты – фосфаты – подвергаются гидролизу.

As 2 O 5 - хорошо растворим в воде с образованием мышьяковой кислоты, соли которой называются арсенатами: As 2 O 5 + 3H 2 O = 2H 3 AsO 4 Для мышьяковой кислоты К 1 = 610 -3 , т. е. она несколько слабее фосфорной.

Sb 2 O 5 – в воде малорастворим, лучше растворим в щелочных растворах:

Sb 2 O 5 + 2KOH + 5H 2 O = 2K

Cурьмяная и висмутовая кислоты в свободном состоянии не выделены, хотя известны их соли – стибаты (антимонаты) и висмутаты. Соли этих кислот, также как и фосфаты и арсенаты, трудно растворимы в воде.

В ряду PO 4 3- AsO 4 3- SbO 4 3- BiO 3 - усиливаются окислительные свойства. Соединения Bi(V) – сильные окислители:

2Mn(NO 3) 2 + 5NaBiO 3 + 14HNO 3 = 2NaMnO 4 + 5Bi(NO 3) 3 + 3NaNO 3 + 7H 2 O

В химии термины «окисление» и «восстановление» означает реакции, при которых атом или группа атомов теряют или, соответственно, приобретают электроны. Степень окисления - это приписываемая одному либо нескольким атомам численная величина, характеризующая количество перераспределяемых электронов и показывающая, каким образом эти электроны распределяются между атомами при реакции. Определение этой величины может быть как простой, так и довольно сложной процедурой, в зависимости от атомов и состоящих из них молекул. Более того, атомы некоторых элементов могут обладать несколькими степенями окисления. К счастью, для определения степени окисления существуют несложные однозначные правила, для уверенного пользования которыми достаточно знания основ химии и алгебры.

Шаги

Часть 1

Определение степени окисления по законам химии

Определите, является ли рассматриваемое вещество элементарным. Степень окисления атомов вне химического соединения равна нулю. Это правило справедливо как для веществ, образованных из отдельных свободных атомов, так и для таких, которые состоят из двух, либо многоатомных молекул одного элемента.

• Например, Al (s) и Cl 2 имеют степень окисления 0, поскольку оба находятся в химически несвязанном элементарном состоянии.
• Обратите внимание, что аллотропная форма серы S 8 , или октасера, несмотря на свое нетипичное строение, также характеризуется нулевой степенью окисления.

1. Определите, состоит ли рассматриваемое вещество из ионов. Степень окисления ионов равняется их заряду. Это справедливо как для свободных ионов, так и для тех, которые входят в состав химических соединений.

   • Например, степень окисления иона Cl - равняется -1.
   • Степень окисления иона Cl в составе химического соединения NaCl также равна -1. Поскольку ион Na, по определению, имеет заряд +1, мы заключаем, что заряд иона Cl -1, и таким образом степень его окисления равна -1.

2. Учтите, что ионы металлов могут иметь несколько степеней окисления. Атомы многих металлических элементов могут ионизироваться на разные величины. Например, заряд ионов такого металла как железо (Fe) равняется +2, либо +3. Заряд ионов металла (и их степень окисления) можно определить по зарядам ионов других элементов, с которыми данный металл входит в состав химического соединения; в тексте этот заряд обозначается римскими цифрами: так, железо (III) имеет степень окисления +3.

   • В качестве примера рассмотрим соединение, содержащее ион алюминия. Общий заряд соединения AlCl 3 равен нулю. Поскольку нам известно, что ионы Cl - имеют заряд -1, и в соединении содержится 3 таких иона, для общей нейтральности рассматриваемого вещества ион Al должен иметь заряд +3. Таким образом, в данном случае степень окисления алюминия равна +3.

3. Степень окисления кислорода равна -2 (за некоторыми исключениями). Почти во всех случаях атомы кислорода имеют степень окисления -2. Есть несколько исключений из этого правила:

   • Если кислород находится в элементарном состоянии (O 2), его степень окисления равна 0, как и в случае других элементарных веществ.
   • Если кислород входит в состав перекиси , его степень окисления равна -1. Перекиси - это группа соединений, содержащих простую кислород-кислородную связь (то есть анион перекиси O 2 -2). К примеру, в составе молекулы H 2 O 2 (перекись водорода) кислород имеет заряд и степень окисления -1.
   • В соединении с фтором кислород обладает степенью окисления +2, читайте правило для фтора ниже.

4. Водород характеризуется степенью окисления +1, за некоторыми исключениями. Как и для кислорода, здесь также существуют исключения. Как правило, степень окисления водорода равна +1 (если он не находится в элементарном состоянии H 2). Однако в соединениях, называемых гидридами, степень окисления водорода составляет -1.

   • Например, в H 2 O степень окисления водорода равна +1, поскольку атом кислорода имеет заряд -2, и для общей нейтральности необходимы два заряда +1. Тем не менее, в составе гидрида натрия степень окисления водорода уже -1, так как ион Na несет заряд +1, и для общей электронейтральности заряд атома водорода (а тем самым и его степень окисления) должен равняться -1.

5. Фтор всегда имеет степень окисления -1. Как уже было отмечено, степень окисления некоторых элементов (ионы металлов, атомы кислорода в перекисях и так далее) может меняться в зависимости от ряда факторов. Степень окисления фтора, однако, неизменно составляет -1. Это объясняется тем, что данный элемент имеет наибольшую электроотрицательность - иначе говоря, атомы фтора наименее охотно расстаются с собственными электронами и наиболее активно притягивают чужие электроны. Таким образом, их заряд остается неизменным.

6. Сумма степеней окисления в соединении равна его заряду. Степени окисления всех атомов, входящих в химическое соединение, в сумме должны давать заряд этого соединения. Например, если соединение нейтрально, сумма степеней окисления всех его атомов должна равняться нулю; если соединение является многоатомным ионом с зарядом -1, сумма степеней окисления равна -1, и так далее.

   • Это хороший метод проверки - если сумма степеней окисления не равна общему заряду соединения, значит вы где-то ошиблись.

   Часть 2

   Определение степени окисления без использования законов химии

   1. Найдите атомы, не имеющие строгих правил относительно степени окисления. По отношению к некоторым элементам нет твердо установленных правил нахождения степени окисления. Если атом не подпадает ни под одно правило из перечисленных выше, и вы не знаете его заряда (например, атом входит в состав комплекса, и его заряд не указан), вы можете установить степень окисления такого атома методом исключения. Вначале определите заряд всех остальных атомов соединения, а затем из известного общего заряда соединения вычислите степень окисления данного атома.

      • Например, в соединении Na 2 SO 4 неизвестен заряд атома серы (S) - мы лишь знаем, что он не нулевой, поскольку сера находится не в элементарном состоянии. Это соединение служит хорошим примером для иллюстрации алгебраического метода определения степени окисления.

   2. Найдите степени окисления остальных элементов, входящих в соединение. С помощью описанных выше правил определите степени окисления остальных атомов соединения. Не забывайте об исключениях из правил в случае атомов O, H и так далее.

      • Для Na 2 SO 4 , пользуясь нашими правилами, мы находим, что заряд (а значит и степень окисления) иона Na равен +1, а для каждого из атомов кислорода он составляет -2.
   3. В соединениях сумма всех степеней окисления должна равняться заряду. Например, если соединение представляет собой двухатомный ион, сумма степеней окисления атомов должна быть равна общему ионному заряду.
   4. Очень полезно уметь пользоваться периодической таблицей Менделеева и знать, где в ней располагаются металлические и неметаллические элементы.
   5. Степень окисления атомов в элементарном виде всегда равна нулю. Степень окисления единичного иона равна его заряду. Элементы группы 1A таблицы Менделеева, такие как водород, литий, натрий, в элементарном виде имеют степень окисления +1; степень окисления металлов группы 2A, таких как магний и кальций, в элементарном виде равна +2. Кислород и водород, в зависимости от вида химической связи, могут иметь 2 различных значения степени окисления.

Видеокурс «Получи пятерку» включает все темы, необходимые для успешной сдачи ЕГЭ по математике на 60-65 баллов. Полностью все задачи 1-13 Профильного ЕГЭ по математике. Подходит также для сдачи Базового ЕГЭ по математике. Если вы хотите сдать ЕГЭ на 90-100 баллов, вам надо решать часть 1 за 30 минут и без ошибок!

Курс подготовки к ЕГЭ для 10-11 класса, а также для преподавателей. Все необходимое, чтобы решить часть 1 ЕГЭ по математике (первые 12 задач) и задачу 13 (тригонометрия). А это более 70 баллов на ЕГЭ, и без них не обойтись ни стобалльнику, ни гуманитарию.

Вся необходимая теория. Быстрые способы решения, ловушки и секреты ЕГЭ. Разобраны все актуальные задания части 1 из Банка заданий ФИПИ. Курс полностью соответствует требованиям ЕГЭ-2018.

Курс содержит 5 больших тем, по 2,5 часа каждая. Каждая тема дается с нуля, просто и понятно.

Сотни заданий ЕГЭ. Текстовые задачи и теория вероятностей. Простые и легко запоминаемые алгоритмы решения задач. Геометрия. Теория, справочный материал, разбор всех типов заданий ЕГЭ. Стереометрия. Хитрые приемы решения, полезные шпаргалки, развитие пространственного воображения. Тригонометрия с нуля - до задачи 13. Понимание вместо зубрежки. Наглядное объяснение сложных понятий. Алгебра. Корни, степени и логарифмы, функция и производная. База для решения сложных задач 2 части ЕГЭ.

Чтобы правильно расставлять степени окисления , необходимо держать в голове четыре правила.

1) В простом веществе степень окисления любого элемента равна 0. Примеры: Na 0 , H 0 2 , P 0 4 .

2) Следует запомнить элементы, для которых характерны постоянные степени окисления . Все они перечислены в таблице.

3) Высшая степень окисления элемента, как правило, совпадает с номером группы, в которой находится данный элемент (например, фосфор находится в V группе, высшая с. о. фосфора равна +5). Важные исключения: F, O.

4) Поиск степеней окисления остальных элементов основан на простом правиле:

В нейтральной молекуле сумма степеней окисления всех элементов равна нулю, а в ионе - заряду иона.

Несколько простых примеров на определение степеней окисления

Пример 1 . Необходимо найти степени окисления элементов в аммиаке (NH 3).

Решение . Мы уже знаем (см. 2), что ст. ок. водорода равна +1. Осталось найти эту характеристику для азота. Пусть х - искомая степень окисления. Составляем простейшее уравнение: х + 3 (+1) = 0. Решение очевидно: х = -3. Ответ: N -3 H 3 +1 .

Пример 2 . Укажите степени окисления всех атомов в молекуле H 2 SO 4 .

Решение . Степени окисления водорода и кислорода уже известны: H(+1) и O(-2). Составляем уравнение для определения степени окисления серы: 2 (+1) + х + 4 (-2) = 0. Решая данное уравнение, находим: х = +6. Ответ: H +1 2 S +6 O -2 4 .

Пример 3 . Рассчитайте степени окисления всех элементов в молекуле Al(NO 3) 3 .

Решение . Алгоритм остается неизменным. В состав "молекулы" нитрата алюминия входит один атом Al(+3), 9 атомов кислорода (-2) и 3 атома азота, степень окисления которого нам и предстоит вычислить. Соответствующее уравнение: 1 (+3) + 3х + 9 (-2) = 0. Ответ: Al +3 (N +5 O -2 3) 3 .

Пример 4 . Определите степени окисления всех атомов в ионе (AsO 4) 3- .

Решение . В данном случае сумма степеней окисления будет равна уже не нулю, а заряду иона, т. е., -3. Уравнение: х + 4 (-2) = -3. Ответ: As(+5), O(-2).

Что делать, если неизвестны степени окисления двух элементов

А можно ли определить степени окисления сразу нескольких элементов, пользуясь похожим уравнением? Если рассматривать данную задачу с точки зрения математики, ответ будет отрицательным. Линейное уравнение с двумя переменными не может иметь однозначного решения. Но ведь мы решаем не просто уравнение!

Пример 5 . Определите степени окисления всех элементов в (NH 4) 2 SO 4 .

Решение . Степени окисления водорода и кислорода известны, серы и азота - нет. Классический пример задачи с двумя неизвестными! Будем рассматривать сульфат аммония не как единую "молекулу", а как объединение двух ионов: NH 4 + и SO 4 2- . Заряды ионов нам известны, в каждом из них содержится лишь один атом с неизвестной степенью окисления. Пользуясь опытом, приобретенным при решении предыдущих задач, легко находим степени окисления азота и серы. Ответ: (N -3 H 4 +1) 2 S +6 O 4 -2 .

Вывод: если в молекуле содержится несколько атомов с неизвестными степенями окисления, попробуйте "разделить" молекулу на несколько частей.

Как расставлять степени окисления в органических соединениях

Пример 6 . Укажите степени окисления всех элементов в CH 3 CH 2 OH.

Решение . Нахождение степеней окисления в органических соединениях имеет свою специфику. В частности, необходимо отдельно находить степени окисления для каждого атома углерода. Рассуждать можно следующим образом. Рассмотрим, например, атом углерода в составе метильной группы. Данный атом С соединен с 3 атомами водорода и соседним атомом углерода. По связи С-Н происходит смещение электронной плотности в сторону атома углерода (т. к. электроотрицательность С превосходит ЭО водорода). Если бы это смещение было полным, атом углерода приобрел бы заряд -3.

Атом С в составе группы -СН 2 ОН связан с двумя атомами водорода (смещение электронной плотности в сторону С), одним атомом кислорода (смещение электронной плотности в сторону О) и одним атомом углерода (можно считать, что смещения эл. плотности в этом случае не происходит). Степень окисления углерода равна -2 +1 +0 = -1.

Ответ: С -3 H +1 3 C -1 H +1 2 O -2 H +1 .

Не смешивайте понятия "валентность" и "степень окисления"!

Степень окисления часто путают с валентностью . Не совершайте подобной ошибки. Перечислю основные отличия:

• степень окисления имеет знак (+ или -), валентность - нет;
• степень окисления может быть равна нулю даже в сложном веществе, равенство валентности нулю означает, как правило, что атом данного элемента не соединен с другими атомами (всякого рода соединения включения и прочую "экзотику" здесь обсуждать не будем);
• степень окисления - формальное понятие, которое приобретает реальный смысл лишь в соединениях с ионными связями, понятие "валентность", наоборот, наиболее удобно применять по отношению к ковалентным соединениям.

Степень окисления (точнее, ее модуль) часто численно равен валентности, но еще чаще эти величины НЕ совпадают. Например, степень окисления углерода в CO 2 равна +4; валентность С также равна IV. А вот в метаноле (CH 3 OH) валентность углерода остается той же, а степень окисления С равна -1.

Небольшой тест на тему "Степень окисления"

Потратьте несколько минут, проверьте, как вы усвоили эту тему. Вам необходимо ответить на пять несложных вопросов. Успехов!