Počet oxidací

Oxidační číslo (bez) nebo stupeň oxidace (DO), je počet skutečných nebo fiktivních elementárních elektrických nábojů , že atom nese v chemické látky, ( molekula , radikálů nebo iontů ). Toto číslo, které popisuje oxidační stav atomu, charakterizuje elektronickou stavu na odpovídající chemického prvku zvážením skutečné náboj (v případě monoatomového iontu ) nebo fiktivní (je-li tento prvek v kombinaci). Fiktivní náboj se vypočítá v případě molekul tak, že se vezme v úvahu, že prvek:

• vlastní všechny elektrony chemických vazeb vytvořených s atomy méně elektronegativními než on, což pro něj znamená zisk elektronů;
• nemá žádný z elektronů chemických vazeb vytvořených s atomy více elektronegativními než on, což vede ke ztrátě elektronů.

V jednoduchém těle se prvek vyznačuje oxidačním číslem nula.

V případě monoatomových iontů je oxidační číslo iontu hodnotou elektrického náboje, který přenáší (příklad: ne (Na + ) = + I).

V molekule platí pravidlo elektronegativity vysvětlené výše. Například v oxid siřičitý SO 2 , kyslík O je více elektronegativní než síry S. Vzhledem k tomu, že jsou dvojnásobně vázány, atom síry S je fiktivně ztratil dva elektrony pro každý S = O dvojnou vazbu. Nese tedy celkem fiktivní náboj +4 a má oxidační číslo + IV, na druhé straně každý kyslík získal 2 elektrony, a proto má oxidační číslo -II (oxidační čísla jsou běžně uvedena v římských číslicích ) ; molekula SO 2 je neutrální.

Ve skutečnosti, s výjimkou případu, kdy je rozdíl v elektronegativitě mezi dvěma prvky velmi velký, jsou vazby kovalentní a vykazují částečný iontový charakter, což znamená, že mezi vázanými atomy dochází k částečnému přenosu náboje. Pokud je elektronegativita dvou vázaných atomů stejná (například pokud jsou vázané atomy stejný prvek), potom vazba nepřispívá k výpočtu počtu.

Oxidační číslo je vhodný a užitečný koncept pro studium redoxních reakcí . Usnadňuje počítání elektronů a pomáhá kontrolovat jejich zachování.

Definice

Uhlík izolovat neutrální z definice mají oxidační číslo (č) nulový. Pokud atom dá (ztratí) elektron , říká se, že má oxidační číslo rovné jednomu ( ne = + I); pokud dává dva, ne = + II  atd. Naopak, pokud atom přijímá (přijímá) elektron, jeho oxidační číslo se stává záporným ( ne = –I); pokud přijímá dva, ne = −II  atd.

Pokud atom, který dal nebo přijal jeden nebo více elektronů, zůstane izolovaný, stane se z něj iont, jehož náboj se rovná jeho oxidačnímu číslu. Ale velmi často jsou elektronové donory a akceptory jsou propojeny této výměny a představují neutrální molekuly nebo víceatomový ion , jako H 2 Onebo NH+
4 ; pak se atomy nepovažují za jednotlivě nabité. Například v molekule vody poskytly atomy vodíku atomu kyslíku každý atom kyslíku (který dokončí jeho valenční obal ), ale zůstávají navázány na kyslík, každý po jednom ze dvou takto vytvořených dubletů . Svým způsobem každý z těchto dubletů „prospívá“ atomu kyslíku i atomu vodíku.

Stejně jako počet ztracených nebo získaných elektronů je oxidační číslo nutně celé číslo. Některé počty však mohou vést k číslům částečné oxidace. Toto je pak průměrné oxidační číslo a počet atomů po atomech (nebo ionty po iontech) by měl být podrobný. Například oxid železitý železo Fe 3 O 4mohou být považovány za počítáním, že tři žehličky dohromady osm kladné náboje, protože každý atom kyslíku je O 2- ion . V průměru má proto železo oxidační číslo 8/3. Ve skutečnosti, dvě ze tří žehličky mají oxidační číslo (+ III) a 3 rd  číslo oxidace (+ II). Celkem: 2 × (+ III) + 1 × (+ II) = 8.

Hodnocení

U neutrálních nebo iontových chemických látek jsou oxidační čísla označována římskými číslicemi v závorkách, které jsou umístěny těsně za příslušným prvkem, aby se zohlednil částečný přenos elektronů.

Například, železa (III) odpovídá oxidu vzorce Fe 2 O 3 , se liší od železa (II), oxidu se vzorcem FeO.

Podobně tetraoxomanganate ion (VII) odpovídá manganu Mn (VII) a vzorce MnO 4 - , také volal manganistan .

Pravidla definující oxidační číslo

Hlavní pravidla

• V heteropolyatomových chemických druzích (složených z atomů jiné povahy) je atom s největší afinitou k elektronům, tj. Nejvíce elektronegativní , považován za přijímající elektrony. Příklad: H 2 O představuje 2 H (+ I) a 1 O (-II).
• V neutrálním chemickém druhu (molekule nebo radikálu) je součet počtu atomů složek nulový. Na druhou stranu, pokud je sloučenina iontová, tento součet se rovná náboji iontu. Příklad: SO 4 2- ( síran ion ) odpovídá 1 S (VI) a 4 O (-II).
• V homopolyatomových chemických druzích (složených z atomů stejné povahy) mají všechny atomy obecně stejný počet Příklady homonukleárních molekul: O 2 ( dioxygen ); N 2 ( dusný ); ne (Y nebo N) = 0. Příklad homopolyatomového iontu: Hg 2 2+ (dimertulový ion (+ I), složka chloridu rtuťnatého ); ne (Hg) = + I. Výjimka: v ozonu O 3 má střední atom kyslíku kladný náboj a další dva záporný náboj, aniž by jim mohl přiřadit celá čísla.
• U heteropolyatomových chemických látek, pokud existují kovalentní vazby mezi atomy stejné povahy, nepřispívají k výpočtu ne. Příklad: v C 2 H 6tj. H 3 C-CH 3( ethan ), oxidačními stavy jsou H (I) a C (-III).

Obvyklá pravidla

• Jednoduchý elementární nebo molekulární těleso má ne roven nule (např., Ne (NE) = 0, a ne (H 2 ) = 0).
• Ve sloučenině nemá fluor vždy hodnotu –I.
• Ve sloučenině nemá alkálie (Li, Na atd.) Vždy hodnotu ne rovnou + I.
• Ve sloučenině má alkalická zemina (Be, Mg atd.) Vždy hodnotu ne rovnou + II.
• Ve sloučenině nemá vodík téměř ve všech případech hodnotu + I, s výjimkou hydridů kovů, jako je NaH nebo LiH (hydrid sodný nebo lithný), pro které není (H) = –I.
• Ve sloučenině nemá kyslík nejčastěji hodnotu –II. Existuje však několik výjimek:
  • V peroxidech vyvolává přítomnost kyslíkového můstku OO ne = –I pro každý kyslík. Příklad: H 2 O 2 ( peroxid vodíku ), což odpovídá HOOH.
  • V superoxidech (superoxidový iont má vzorec O 2 - ) je to v průměru -1/2. Ve skutečnosti je jeden z atomů O nabitý –1 a má oxidační číslo –I, druhý není nabitý a má oxidační číslo nula.
  • U ozonidů (iont ozonidu má vzorec O 3 - ) je to v průměru -1/3. Ve skutečnosti je jeden z atomů O nabitý –1 a má oxidační číslo –I, další dva nejsou nabité a mají oxidační číslo nula.
  • Protože fluor je nejvíce elektronegativní z prvků, má ve všech svých sloučeninách -I oxidační číslo. V molekule OF 2 ( difluorid kyslíku ) je tedy počet kyslíku + II.

Aplikace na Lewisovu strukturu

Když je k dispozici Lewisova struktura molekuly, lze oxidační čísla vypočítat z valenčních elektronů  :

• Elektrony v chemické vazbě mezi dvěma různými atomy „patří“ atomu s nejvyšší elektronegativitou ;
• Sdílené jsou také elektrony patřící do vazby sdílené dvěma stejnými atomy;
• Elektrony v elektronovém páru (jeden pár) patří výlučně atomu, který má takový pár.

Zvažte například molekulu kyseliny octové  :

• Všechny atomy vodíku mají oxidační číslo +1, protože „darují“ svůj elektron jiným vázaným atomům, které mají vyšší elektronegativitu.
• Atom uhlíku v methylové skupině (CH 3 ) má 3 x 2 = 6 valenční elektrony svých vazeb se třemi atomy vodíku. Atom uhlíku navíc získá elektron ze své vazby s druhým atomem uhlíku, protože elektronový pár je sdílen také ve vazbě CC. Počet je tedy 7 elektronů. Jeden atom uhlíku má 4 valenční elektrony (rodina IV-A periodické tabulky). Rozdíl, 4 - 7 = –3 , je jeho oxidační číslo. Za předpokladu, že všechny vazby jsou iontové (což není tento případ), může být atom uhlíku reprezentován C3– .
• Použitím stejných pravidel pro karboxylovou skupinu (-COOH) má atom uhlíku oxidační číslo + III. Získává jediný elektron ze své vazby s druhým atomem uhlíku. Dva atomy kyslíku si „půjčují“ všechny ostatní elektrony, protože jsou více elektronegativní než uhlík. Jeden atom kyslíku má 6 valenčních elektronů. Každý atom kyslíku je obklopen 8 elektrony: 4 z jednotlivých párů a 4 z vazeb. Ve výsledku je jejich oxidační číslo 6 - 8 = –2 .

Příklady prvků s více oxidačními čísly

• Chlor může mít několik oxidačních čísel:

Počet oxidací	Chemický vzorec	Příjmení	Komentář
–1	Cl -	chlorid
0	Cl 2	chlór
+1	ClO -	chlornan nebo oxochlorát (I)	Složka bělidla .
+3	ClO 2 -	chloritan nebo dioxochlorát (III)
+5	ClO 3 -	chlorečnan nebo trioxochlorát (V)	Známý svými výbušnými nárazovými vlastnostmi (KClO 3  : chlorečnan draselný)
+7	ClO 4 -	chloristan nebo tetraoxochlorát (VII)	Známá jako kyselina chloristá HClO 4 (nejsilnější kyselina ve vodě).

Totéž platí pro ostatní halogeny , jod a brom, s výjimkou fluoru, který je více elektronegativní než kyslík.

• V případě oxidů železa  : ve FeO wustite je to železo (+ II); v hematitu Fe 2 O 3, je to železo (+ III); v magnetitu Fe 3 O 4Je železo (+ II) a železo (+ III): Fe (II) Fe (III) 2 O 4.
• Manganu mohou existovat v různých oxidačních stupních: nachází se ve stavu (+ II) v oxidu MnO; v oxidačním stavu (+ III) v Mn 2 O 3 ; ve stavu, (+ IV) v MnO 2  ; ve stavu (+ V) v Na 3 MnO 4 ; ve stavu (+ VI) v K 2 MnO 4 ; dosahuje maximálního možného oxidačního čísla (+ VII) v manganistanu draselném (KMnO 4 ) nebo v heptoxidu dimanganičitanu (Mn 2 O 7).

Související články

• Elektrochemie
• Oxidačně-redukční reakce
• Mössbauerova spektroskopie
• Mocenství
• Seznam stupňů oxidace prvků

Reference

Poznámky

1. Počet oxidace versus elektrický náboj: atom se nevztahuje na atomy, ať už jsou izolované nebo v rámci propojené množiny (molekula nebo polyatomový iont), náboj se týká iontů, ať už mono- nebo polyatomů. Dva sloučit pouze pro monoatomové ionty.

Reference

1. (in) "  oxidační  " Kompendium chemického názvosloví [ "  Gold Book  "], IUPAC 1997, opravené verze on-line (2006), 2 th  ed.