Электроотрицательность, валентность, степень окисления

Цели урока

• Рассчитывать степень окисления элементов в неорганических и органических соединениях
• Определять валентность по формулам
• Понимать связь электроотрицательности с типом связи
• Находить окислитель и восстановитель по степени окисления

Зачем это нужно на ЕГЭ

Задание 3 проверяет умение определять степень окисления и валентность. Эти понятия критически важны для заданий 19 и 29 (ОВР), задания 20 (электролиз), а также для написания реакций с участием кислот-окислителей ($HNO_3$, $H_2SO_4$ конц.) и типичных окислителей ($KMnO_4$, $K_2Cr_2O_7$). Ошибки в определении степени окисления – одна из самых частых причин потери баллов.

Теория

Электроотрицательность и полярность связи

Электроотрицательность (ЭО) – способность атома в молекуле смещать к себе общие электронные пары. Количественная характеристика, позволяющая предсказать, какой атом в паре станет «отрицательным».

Шкала Полинга (основные значения для ЕГЭ):

• F (4,0) > O (3,5) > N, Cl (3,0) > Br (2,8) > S, C (2,5) > P, H (2,1) > металлы (0,7–1,8)

Разность ЭО (ΔЭО) определяет характер связи:

• ΔЭО $= 0$ → ковалентная неполярная ($H_2$, $Cl_2$, $O_2$)
• $0 <$ ΔЭО $< 1,7$ → ковалентная полярная ($HCl$, $H_2O$, $CO_2$)
• ΔЭО $> 1,7$ → ионная связь ($NaCl$, $KBr$, $CaO$)

Граница условна: например, $HF$ (ΔЭО $= 1,9$) формально ионная, но реально ковалентная полярная.

Валентность

Валентность – число химических связей, которые атом образует с другими атомами. Валентность – это характеристика атома в конкретном соединении, всегда положительное целое число, не имеет знака.

Валентность определяется числом неспаренных электронов и неподелённых электронных пар (через донорно-акцепторный механизм).

Постоянная валентность:

• H – всегда I
• O – почти всегда II (исключения: $OF_2$ – валентность II, в пероксидах $R-O-O-R$ – тоже II)
• F – всегда I

Переменная валентность (примеры):

• C: II ($CO$) и IV ($CO_2$, $CH_4$)
• S: II ($H_2S$), IV ($SO_2$), VI ($SO_3$, $H_2SO_4$)
• N: I ($N_2O$), II ($NO$), III ($NH_3$, $HNO_2$), IV ($NO_2$)
• P: III ($PH_3$, $PCl_3$) и V ($PCl_5$, $H_3PO_4$)
• Cl: I, III, V, VII

Степень окисления

Степень окисления (СО) – условный заряд атома в соединении, вычисленный исходя из предположения, что все связи ионные (все общие электронные пары полностью смещены к более электроотрицательному атому). Может быть положительной, отрицательной или нулевой. Обозначается знаком и числом над символом элемента.

Правила определения степени окисления

1. СО элемента в простом веществе $= 0$ ($H_2^0$, $O_2^0$, $Fe^0$, $S_8^0$)
2. СО фтора в соединениях $= -1$ (всегда)
3. СО кислорода $= -2$ (исключения: $OF_2 \rightarrow +2$; пероксиды $H_2O_2$, $Na_2O_2 \rightarrow -1$; надпероксиды $KO_2 \rightarrow -\frac{1}{2}$; озониды $\rightarrow -\frac{1}{3}$)
4. СО водорода $= +1$ (с неметаллами) или $-1$ (с металлами: $NaH$, $CaH_2$)
5. СО металлов IA группы $= +1$; IIA группы $= +2$; Al $= +3$
6. Сумма всех СО в нейтральной молекуле $= 0$; в ионе $=$ заряду иона

Алгоритм расчёта

Для вычисления неизвестной СО составьте уравнение:

• $H_2SO_4$: $2 \cdot (+1) + x + 4 \cdot (-2) = 0 \rightarrow x = +6$. СО серы $= +6$.
• $KMnO_4$: $+1 + x + 4 \cdot (-2) = 0 \rightarrow x = +7$. СО марганца $= +7$.
• $K_2Cr_2O_7$: $2 \cdot (+1) + 2x + 7 \cdot (-2) = 0 \rightarrow x = +6$. СО хрома $= +6$.
• $NH_4^+$: $x + 4 \cdot (+1) = +1 \rightarrow x = -3$. СО азота $= -3$.

Отличие валентности от степени окисления

Связь СО с ОВР

Изменение степени окисления – признак окислительно-восстановительной реакции:

• Окисление – повышение степени окисления (отдача электронов): $Fe^0 \rightarrow Fe^{2+}$ (окисление)
• Восстановление – понижение степени окисления (приём электронов): $Cl_2^0 \rightarrow 2Cl^-$ (восстановление)
• Окислитель – элемент, понижающий свою СО (принимает электроны)
• Восстановитель – элемент, повышающий свою СО (отдаёт электроны)

Типичные окислители: $F_2$, $Cl_2$, $O_2$, $KMnO_4$, $K_2Cr_2O_7$, $HNO_3$, $H_2SO_4$ (конц.) Типичные восстановители: активные металлы (Na, Mg, Al, Zn, Fe), $H_2$, C, $CO$, $H_2S$

СО в органических соединениях

В органике СО углерода вычисляется по тем же правилам, но удобнее считать для каждого атома C отдельно:

• $CH_4$: $C = -4$
• $C_2H_6$: $C = -3$
• $CH_3OH$: $C = -2$
• $HCHO$: $C = 0$
• $HCOOH$: $C = +2$
• $CO_2$: $C = +4$

Правило: чем больше атомов кислорода и меньше атомов водорода при углероде, тем выше его СО.

Как расставить степени окисления в органике на примере ацетальдегида ($CH_3-CHO$)

Ключевое правило: По каждой ковалентной полярной связи один электрон условно переходит к более электроотрицательному атому.

Разбираем две главные связи

Связь $C-H$

• Водород менее электроотрицателен, чем углерод
• Электрон переходит от H к C
• H теряет 1 $e^-$ → степень окисления $+1$
• C получает 1 $e^-$ → степень окисления $-1$ (вклад от этой связи)

Связь $C=O$ (двойная)

• Кислород более электроотрицателен
• Двойная связь = две общие пары = два перехода электронов
• Оба электрона переходят от C к O
• O получает 2 $e^-$
• C теряет 2 $e^-$ → степень окисления $+2$ (вклад от этой связи)

Считаем для альдегидного углерода ($-CHO$)

Этот атом углерода связан с:

Складываем: $-1 + 2 + 0 = +1$

Итог: степень окисления углерода в альдегидной группе ацетальдегида $= +1$

Важное замечание

Это условность. В реальной молекуле электроны никуда не переходят, они остаются общими. Но такой метод позволяет быстро рассчитывать степени окисления для составления уравнений ОВР в органике.

Коротко: мысленно "разрываем" каждую связь так, чтобы оба электрона достались более электроотрицательному атому, и считаем: сколько электронов пришло к нашему атому (знак «-»), сколько ушло (знак «+»).

Примеры

Пример 1. Определение СО

Задача: Определите степень окисления всех элементов в $Na_2Cr_2O_7$.

Решение: $Na = +1$ (щелочной металл). $O = -2$.

$$2 \cdot (+1) + 2 \cdot Cr + 7 \cdot (-2) = 0$$ $$2 + 2Cr - 14 = 0 \quad \Rightarrow \quad Cr = +6$$

Ответ: $Na^{+1}$, $Cr^{+6}$, $O^{-2}$.

Пример 2. Валентность vs СО

Задача: Определите валентность и степень окисления азота в $NH_4Cl$.

Решение: В ионе $NH_4^+$ азот образует 4 связи $N-H$ (3 по обменному механизму + 1 по донорно-акцепторному) → валентность IV. СО: $x + 4 \cdot (+1) = +1 \rightarrow x = -3$ → степень окисления $-3$.

Пример 3. Кто окислитель, кто восстановитель

Задача: В реакции $Zn + CuSO_4 \rightarrow ZnSO_4 + Cu$ определите окислитель и восстановитель.

Решение: $Zn^0 \rightarrow Zn^{2+}$ (повышение СО, отдал 2 электрона) → восстановитель. $Cu^{2+} \rightarrow Cu^0$ (понижение СО, принял 2 электрона) → окислитель.

Вопросы для самопроверки

1. Определите степень окисления марганца в $KMnO_4$, $MnO_2$, $MnSO_4$, $K_2MnO_4$.
2. Чему равны валентность и степень окисления кислорода в $H_2O_2$?
3. Почему азот может проявлять степени окисления от $-3$ до $+5$, а фтор – только $-1$?
4. Определите СО углерода в уксусной кислоте $CH_3COOH$ для каждого атома C отдельно.
5. В реакции $2KI + Cl_2 \rightarrow 2KCl + I_2$ – что является окислителем, что восстановителем?

Краткий конспект

• ЭО: F > O > N ≈ Cl > Br > S ≈ C > P ≈ H > металлы
• Валентность – число связей (всегда целое, положительное, без знака)
• Степень окисления – условный заряд (может быть $+$, $-$, 0, дробной)
• Правила СО: $F = -1$; $O = -2$ (кроме пероксидов и $OF_2$); $H = +1$ (кроме гидридов)
• Сумма всех СО в молекуле $= 0$, в ионе $=$ заряду иона
• Окислитель понижает свою СО (принимает $e^-$), восстановитель повышает (отдаёт $e^-$)

Что изучать дальше

Знание степеней окисления открывает путь к нескольким темам. Урок 6 «Ковалентная связь» покажет, как электроотрицательность определяет полярность связи. Урок 22 «ОВР и метод электронного баланса» научит расставлять коэффициенты в окислительно-восстановительных реакциях. Уроки 23 и 24 расширят тему на влияние среды и электролиз.