- Введение
- Что такое степень окисления
- Алгоритм действий
- Валентность
- Валентность и степень окисления: в чем разница?
- Вещества с различными степенями окисления
- Графический метод
- Валентность и степень окисления: в чем разница?
- Вопросы для самопроверки
- Как найти степень окисления в органическом соединении
- Как рассчитать степень окисления
- Как узнать степень окисления нескольких элементов
- Некоторые важнейшие соединения хрома
- Полная характеристика кислорода: относительная атомная масса, характер летучего водородного соединения, формула летучего водородного соединения, характер гидроксида, формула гидроксида, характер оксида, формулы высшего оксида, электронное строение, число уровней, заряд ядра, сравнение металличности (неметалличности), группа-подгруппа, ряд, период, порядковый номер, металл-неметалл…??? — знания.site
- Примеры овр с участием дихроматов в качестве окислителей
- Соединения хрома
- Соли cr3 .
- Способы получения
- Способы получения кислорода
- Таблица степеней окисления химических элементов (1 часть):
- Таблица степеней окисления химических элементов (2 часть):
- Таблица степеней окисления химических элементов (3 часть):
- Таблица степеней окисления химических элементов. максимальная и минимальная степень окисления. возможные степени окисления химических элементов. — инженерный справочник / технический справочник дпва / таблицы для инженеров (ex dpva-info)
- Таблица степени окисления химических элементов
- Физические свойства и нахождение в природе
- Электронное строение кислорода
Введение
Степень окисления (СО) – это условное обозначение в химии, служащее для того, чтобы определять заряд атома у какого-либо химического элемента (или группы элементов). Без степеней окисления не решается ни одна задача, не составляется ни одно уравнение, но самое главное – без них мы не можем чётко определить свойства элемента и то, какую роль он будет играть в различных соединениях.
Знаменательно, что периодическая система (ПС) Д.И. Менделеева сгруппирована гениальнейшим образом: все элементы разделены по периодам, группам, подгруппам, их порядковые номера также соответствуют определённым показателям. Благодаря этому нам не приходится заучивать качества каждого химического элемента (ХЭ) наизусть, потому что легко можно найти его в таблице и определить всё, что требуется.
Итак, для начала необходимо сформировать верные объективные представления о хроме (Cr), разобраться с его положением в ПС, а затем можно будет приступить к наиболее важной части – практике.Хром – Cr, положение в таблице Менделеева, физические и химические свойстваХром – это твёрдое вещество, металл, блестящий, серебристо-белого (или голубоватого) цвета.
Он достаточно ломкий, но при этом имеет несравненный плюс по сравнению со многими другими металлами – устойчивость к заражению коррозией; именно поэтому он является важным компонентом при производстве нержавеющей стали, а также используется для нанесения на поверхность других металлов, более склонных к коррозии. Хром обладает плохой тепло- и электропроводностью.
ХЭ располагается в VI группе, 4 периоде, носит порядковый номер 24 и обладает атомной массой равной 52 г/моль. Благодаря пассивированию хром не взаимодействует с серной (H2SO4) и азотной (HNO3) кислотами, проявляет устойчивость в воздухе.
Это амфотерный металл – значит, он может растворяться как в кислотах, так и в щелочах. Элемент растворяется в сильных разбавленных кислотах (например, соляная кислота HCl), в нормальных условиях (н.у.) взаимодействует только с фтором (F).
При нагревании хром может осуществлять взаимодействие с элементами VII группы (галогены), кислородом O2, бором B, азотом N2, серой S2, кремнием Si. Если раскалить Cr, то способен вступить в реакцию с водяными парами.
Теперь поговорим непосредственно о том, какие степени окисления бывают у данного ХЭ: он может приобретать СО 4, 6, а также 2 в безвоздушном пространстве, 3 – в пространстве с воздухом. Хром, как любой другой металл, является сильным восстановителем.
Что такое степень окисления
Для начала давайте вспомним, как проходят химические связи в молекуле вещества. Взаимодействуя между собой, атомы могут притягивать или отдавать электроны для образования общей электронной пары. Атом с более высокой электроотрицательностью (ЭО) притягивает электроны и приобретает отрицательный заряд, а атом с меньшей ЭО, напротив, отдает электроны и обретает положительный заряд.
Степень окисления — это условный заряд, который предположительно обретет атом после перемещения электронов. Он вычисляется из предположения, что все свободные электроны полностью перемещаются от одного атома к другому и все образованные связи — ионные.
Почему в определении степени окисления мы говорим об условном заряде? Потому что в реальности он может быть другим, а химические связи атома в соединении не обязательно будут ионными. Но мы предполагаем, что все именно так, чтобы немного упростить расчеты. Это помогает в составлении формул и классификаций.
Запомните:
Численно степень окисления равна количеству электронов, которые перешли от одного атома к другому.
У атома с меньшей ЭО, который отдает электроны, — положительная степень окисления.
У атома с большей ЭО, который притягивает электроны, — отрицательная степень окисления.
Простые вещества, такие как Cl2, O2 и т. д., имеют степень окисления, равную 0, поскольку смещения электронов в данном случае не происходит.
Алгоритм действий
Итак, мы знаем основные закономерности. Давайте разберемся, как находить степени окисления на примерах. Предлагаем следующий алгоритм действий.
Посмотрите, является ли вещество элементарным. Если да — значит, оно находится в химически несвязанном состоянии и окислительное число равно 0. Это правило подходит как для веществ, образованных из отдельных атомов, так и для тех, что включают многоатомные молекулы одного и того же элемента.
Пример
Степень окисления Cl2, S8 равна 0.
Если это соединение, определите, состоит ли оно из ионов. В многоатомном ионе сумма всех степеней окисления равна его заряду. Узнайте эту сумму из таблицы растворимости и составьте уравнение с известными окислительными числами.
Если соединение — нейтральная молекула, составьте уравнение, учитывая, что все окислительные числа в сумме равны 0.
Пример
Допустим, нужно определить заряд азота в ионе аммония.
Согласно таблице растворимости заряд иона аммония NH4 равен 1. Это значит, что сумма степеней окисления в этом соединении тоже будет равна 1.
Также известно, что водород всюду, кроме гидридов, имеет заряд 1. В данном случае есть 4 атома водорода, т. е. 1 × 4.
Составим формулу: х ( 1) × 4 = 1. Значит х = −3.
Окислительное число азота в ионе аммония равно −3, т. е. N-3H4 1.
Пример
Допустим, нужно определить степень окисления серы в соединении Na2SO4.
Мы знаем, что у щелочного металла Na постоянное окислительное число 1. Кислород, согласно вышеизложенным правилам, в оксидах имеет заряд −2.
Составим уравнение: ( 1) × 2 х (−2) × 4 = 0. Значит х = −6.
Степень окисления серы равна −6, т. е. Na2 1S-6O4-2.
Валентность
Валентность (лат. valere — иметь значение) — мера «соединительной способности» химического элемента, равная числу индивидуальных
химических связей, которые может образовать один атом.
Определяют валентность по числу связей, которые один атом образует с другими. Для примера рассмотрим две молекулы
Для определения валентности нужно хорошо представлять графические формулы веществ. В этой статье вы увидите множество формул. Сообщаю
вам также о химических элементах с постоянной валентностью, знать которые весьма полезно.
В электронной теории считается, что валентность связи определяется числом неспаренных (валентных) электронов в основном или возбужденном
состоянии. Мы касались с вами темы валентных электронов и возбужденного состояния атома. На примере фосфора объединим эти две темы для
полного понимания.
Подавляющее большинство химических элементов обладает непостоянным значением валентности. Переменная валентность характерна для меди,
железа, фосфора, хрома, серы.
Ниже вы увидите элементы с переменной валентностью и их соединения. Заметьте, определить их непостоянную валентность нам помогают другие
элементы — с постоянной валентностью.
Запомните, что у некоторых простых веществ валентность принимает значения: III — у азота, II — кислорода. Подведем итог полученным знаниям,
написав графические формулы азота, кислорода, углекислого и угарного газов, карбоната натрия, фосфата лития, сульфата железа (II) и ацетата калия.
Как вы заметили, валентности обозначаются римскими цифрами: I, II, III и т.д. На представленных формулах валентности веществ равны:
- N — III
- O — II
- H, Na, K, Li — I
- S — VI
- C — III (в угарном газе CO, так как одна связь образована по донорно-акцепторному механизму), IV (в углекислом газе CO2 и карбонате натрия Na2CO3)
- Fe — II
Валентность и степень окисления: в чем разница?
Школьники, которые только начали изучать данные разделы химии, нередко путают степень окисления и валентность. Численно эти показатели могут совпадать (но далеко не всегда), а вот по смыслу они в корне различаются.
Важно!
Валентность показывает, какое количество связей способен образовать один атом, а степень окисления — сколько электронов перемещается в результате этих связей.
Между этими двумя понятиями есть следующие отличия:
валентность не имеет знака, в то время как у окислительного числа он есть (« » или «−»);
валентность равна нулю только в том случае, если атом не имеет связей с другими частицами, а степень окисления может быть равна нулю и при наличии таких связей;
вычисляя степень окисления, мы предполагаем, что в соединении ионные связи, хотя на самым деле это может быть не так, а валентность всегда имеет реальный смысл.
Поэтому отождествлять эти два понятия ни в коем случае не стоит. Более того, не нужно ориентироваться на валентность, пытаясь определить окислительное число.
Вещества с различными степенями окисления
- 2. Когда Cr приобретает СО 2, вещество демонстрирует основные и очень сильные восстановительные свойства. К примеру, оксид хрома (II) – CrO, гидроксид хрома – Cr(OH)2, множество солей. Синтезируются соединения этого элемента с фтором(CrF2), хлором(CrCl2) и так далее.
- 3. Эти вещества обладают амфотерными свойствами, могут быть разных цветов (но преимущественно зелёного H2O). Для примера приведём оксид Cr2O3 (это зеленоватый порошок, который не растворяется в ), Cr(OH)3, хромиты NaCrO2.
- 4. Такие соединения встречаются очень редко: они не образуют солей, кислот, с ними почти не производятся какие-либо работы. Но из известных веществ существуют оксид CrO2, тетрагалогенид CrF4, CrCl4.
- 6. Хром с СО 6, образуя соли, имеет кислотный характер, очень ядовитый, гидроскопичный, а также имеющий сильные окислительные свойства. Примеры: CrO3 (имеет вид кристаллов красного цвета), K2CrO4, H2CrO4, H2Cr2O7. Элемент способен образовывать два вида гидроксидов (уже перечислены).
Графический метод
Нарисуйте структурную формулу соединения.
Изобразите стрелками химические связи и смещение атомов (все связи между атомами углерода С−С считайте неполярными).
Посчитайте, сколько стрелок ведет к атому (это «−») и сколько от него (это « »), а затем суммируйте « » и «−», чтобы узнать степень окисления.
валентность не имеет знака, в то время как у окислительного числа он есть (« » или «−»);
валентность равна нулю только в том случае, если атом не имеет связей с другими частицами, а степень окисления может быть равна нулю и при наличии таких связей;
вычисляя степень окисления, мы предполагаем, что в соединении ионные связи, хотя на самым деле это может быть не так, а валентность всегда имеет реальный смысл.
Почему степень окисления называют формальным зарядом, условным?
Что отражает численная величина степени окисления?
Чему равна сумма всех окислительных чисел в ионе?
Как определить низшую степень окисления?
Как найти две неизвестных степени окисления в одном веществе?
Как определять степени окисления в органических веществах?
Валентность и степень окисления: в чем разница?
Школьники, которые только начали изучать данные разделы химии, нередко путают степень окисления и валентность. Численно эти показатели могут совпадать (но далеко не всегда), а вот по смыслу они в корне различаются.
Важно!
Валентность показывает, какое количество связей способен образовать один атом, а степень окисления — сколько электронов перемещается в результате этих связей.
Между этими двумя понятиями есть следующие отличия:
Поэтому отождествлять эти два понятия ни в коем случае не стоит. Более того, не нужно ориентироваться на валентность, пытаясь определить окислительное число.
Вопросы для самопроверки
Как найти степень окисления в органическом соединении
В органической химии определять окислительные числа элементов немного сложнее, поскольку все органические вещества включают углерод, известный большим количеством неполярных связей. Если у нас всего один атом углерода, можно использовать стандартный способ.
Пример
Рассчитайте степень окисления углерода в метаноле H3C−OH.
Мы знаем, что водород Н имеет окислительное число 1, а у кислорода в данном случае оно равно −2. Составим уравнение:
х ( 1) × 4 ( 2) × 1 = 0
х 4 − 2 = 0
х = −2
Заряд углерода равен −2, т. е. C-2H4 1O-2.
Но что делать, если атомов углерода больше? Придется анализировать структурную формулу, чтобы понять, какие химические связи есть между элементами и сколько электронов они теряют/приобретают в результате. Такой вариант нахождения окислительного числа называют графическим.
Как рассчитать степень окисления
Как мы уже выяснили выше, определить степень окисления элемента (иначе говоря, окислительное число) помогает электроотрицательность. Значения ЭО легко узнать, пользуясь таблицей Менделеева или шкалой относительной электроотрицательности. Сравните, у какого химического элемента в соединении ЭО выше — этот элемент будет притягивать электроны и приобретет отрицательный заряд.
Шкала относительной электроотрицательности
Важно!
В нейтральной молекуле все окислительные числа в сумме образуют ноль. В ионе их сумма равна заряду иона.
Это правило поможет составить уравнение и посчитать степень окисления любого химического элемента в соединении, если известны данные по остальным элементам. Еще больше облегчат расчеты следующие закономерности:
у водорода в гидридах окислительное число −1, а во всех остальных веществах оно равно 1;
у кислорода степень окисления в оксидах равна −2, в пероксидах −1, в соединениях с фтором 2;
у неметаллов в соединениях с водородом и металлами окислительное число всегда отрицательное;
у металлов степень окисления всегда положительная.
Также есть элементы, которые во всех соединениях отдают или принимают одинаковое количество электронов, поэтому их окислительное число — постоянная величина.
Как узнать степень окисления нескольких элементов
А как быть, если неизвестны окислительные числа двух и более элементов в соединении? В математике уравнения с двумя неизвестными не всегда имеют решение. Но в химии есть выход: можно разделить химическую формулу на несколько частей, которые имеют постоянные заряды.
Пример
Как вычислить степень окисления в сложном веществе (NH4)2SO4? Посмотрим на него как на соединение двух ионов с известными зарядами: NH4 и SO42-.
Поскольку мы знаем окислительные числа водорода и кислорода, найти заряды азота и серы в каждом ионе не составит труда.
В ионе NH4 формула для определения заряда азота будет следующей: х ( 1) × 4 = 1. Понятно, что х = −3, т. е. степень окисления азота −3.
В ионе SO42- формула для серы х (−2) × 4 = −2. Следовательно, х = 6, т. е. заряд серы равен 6.
Получаем следующие окислительные числа: (N-3H4 1)2S 6O4-2.
Некоторые важнейшие соединения хрома
Cr 2 | Cr 3 | Cr 6 | |||
Оксиды | CrOосновный | Cr2O3амфотерный | CrO3кислотный | ||
Гидроксиды | Cr(OH)2слабое основание | Cr(OH)3 ↔ HCrO2 H2Oамфотерный гидроксид | 2H2CrO4 ↔ H2Cr2O7 H2O сильные кислоты | ||
Соли | CrCl2, | Тип ICrCl3, | Тип IIKCrO2, | хроматыK2CrO4, | дихроматыK2Cr2O7, |
Окислительно-восстановительная функция | Сильные восстановители | Окислители и восстановители | Сильные окислители | ||
Полная характеристика кислорода: относительная атомная масса, характер летучего водородного соединения, формула летучего водородного соединения, характер гидроксида, формула гидроксида, характер оксида, формулы высшего оксида, электронное строение, число уровней, заряд ядра, сравнение металличности (неметалличности), группа-подгруппа, ряд, период, порядковый номер, металл-неметалл…??? — знания.site
1) Химический символ — O, порядковый номер — № 8 , название элемента кислород , атомная масса Ar=16
2) Группа — VI, подгруппа- главная ,второй период
Заряд ядра атома калия 8 (в ядре 8 протона- p⁺ и 8 нейтрона — n⁰)
Вокруг ядра атома 2 энергетических уровня, на которых располагаются 8 электрона.
3) Исходя из вышеизложенного напишем строение
атома кислорода:
₊₈O )₂)₆
электронная формула кислорода ₊₈ O 1s²2s²2p⁴
4) Кислород выступает окислителем по отношению всех элементов, за исключением фтора. При этом образуются сложные вещества оксиды с общей формулой ЭхOy. Оксиды щелочных, щелочноземельных и некоторых металлов проявляют основные свойства, оксиды других металлов проявляют амфотерные свойства. В соединениях кислород проявляет степень окисления -2, за исключением фторида кислорода OF₂, где он проявляет степень окисления 2
С водородом кислород образует оксид водорода H₂O — вода, с нейтральными свойствами ph=7
5) Кислород образует простое вещество c неполярной связью O₂ — НЕМЕТАЛЛ
Примеры овр с участием дихроматов в качестве окислителей
K2Cr2O7 14HCl = 2CrCl3 3Cl2↑ 2KCl 7Н2О
K2Cr2O7 3H2S 4H2SO4 = Cr2(SO4)3 3S↓ K2SO4
K2Cr2O7 3SO2 H2SO4 = Cr2(SO4)3 K2SO4 H2O
Эта реакция используется для получения хромокалиееых квасцов KCr(SO4)2 • 12H2O
K2Cr2O7 6HI 4H2SO4 = Cr2(SO4)3 3I2↓ K2SO4 7H2O
K2Cr2O7 6FeSO4 7H2SO4 = 3Fe2(SO4)3 Cr2(SO4)3 K2SO4 7H2O
K2Cr2O7 H2O2 4H2SO4 = Cr2(SO4)3 K2SO4 3O2↑ 7H2O
2K2Cr2O7 3CH3OH 8H2SO4 = Cr2(SO4)3 3HCOOH 2K2SO4 11H2O
8K2Cr2O7 3C12H22O11 32H2SO4 = 8Cr2(SO4)3 12CO2↑ 8K2SO4 43H2O
Сплавление:
Na2Cr2O7 2C = Cr2O3 Na2CO3 CO↑
Очень сильным окислителем является «хромовая смесь» — насыщенный раствор K2Cr2O7 или Na2Cr2O7 в концентрированной H2SO4.
Соединения хрома
Наиболее устойчивые степени окисления хрома 2, 3,
6:
Хром относится к d-элементам — хромофорам. Хромофоры — атомы или группа атомов, придающие веществу окраску. Кроме хрома к этой группе относят ещё семь d-элементов: Fe, Ni, Ti, V, Mn, Со, Си. Поэтому большинство соединений хрома имеют яркую окраску. Это наиболее сильно проявляется в природных минералах, например, минералы, содержащие Сг3 , имеют лиловые и красные окраски (рубин, шпинель, иногда топаз) или зелёные цвета (изумруд, гранат — уваровит и др.). Минералы, в которых хром находится в степени окисления 6, имеют жёлтую или оранжевую окраску, примером является природный минерал крокоит (РЬСг04). Цвет вещества определяется не только степенью окисления хрома, но и его окружением (например, видом аниона) (табл. 25).
Соединения хрома в различных степенях окисления и их цвет
Таблица 25
Степень окисления хрома | ||
2 | 3 | 6 |
СгО Красный | Сг203 Зелёный | СгОд Красный |
CrF2 Синевато-зелёный | CrF3 Зеленоватый | К2Сг04 Лимонно-жёлтый |
СгС12 Бесцветный | СгС13 Красно-фиолетовый | (NH4)2Cr04 Золотисто-жёлтый |
СгВг2 Бесцветный | СгВг3 Тёмно-зелёный | СаСг04 Жёлтый |
Сг12 Коричнево-красный | Crlg Чёрный | РЬСг04 Жёлтый |
Оксид хрома (II) (СЮ) — красное кристаллическое вещество или порошок чёрного цвета, нерастворим в воде, устойчив на воздухе.
Гидроксид хрома (II) Сг(ОН)2 — вещество коричневого или жёлтого цвета, нерастворимо в воде, на воздухе быстро окисляется.
Оксид (СгО) и гидроксид (Сг(ОН)2) хрома (II) проявляют основные свойства: реагируют с кислотами и кислотными оксидами.
Соединения хрома со степенью окисления 2 являются восстановителями; так, при нагревании на воздухе оксида хрома (II) до 100 °С образуется оксид хрома (III):
Другие соединения хрома (II) также неустойчивы и легко окисляются кислородом воздуха в соединения хрома со степенью окисления 3. Например, гидроксид хрома (II), окрашенный в жёлтый цвет, со временем темнеет из-за окисления хрома:
Оксид хрома (II) получают окислением амальгамы хрома кислородом воздуха:
Гидроксид хрома (II) получают взаимодействием солей хрома (II) со щелочами в отсутствие кислорода:
Многие соединения хрома (II) окрашены в различные цвета, исключение составляют хлорид и бромид хрома — бесцветные вещества, однако при растворении этих веществ в воде или в виде кристаллогидрата они приобретают сине-голубой цвет в связи с образованием гидратированного иона [Сг(Н20)6]2 .
Оксид хрома (III) (Сг2Оэ) кристаллическое, тугоплавкое вещество. По структуре и высокой твёрдости похож на корунд, с чем связано его использование в составе полирующих средств. Его цвет меняется в зависимости от размеров кристалла от светло-зелёного (у мелких кристаллов) до почти чёрного (у крупных кристаллов). Не растворим в воде.
Гидроксид хрома (III) (Сг(ОН)3) — аморфное вещество, в зависимости от условий получения может иметь различную окраску (голубую, зелёную, фиолетовую) и различную химическую активность. Плохо растворим в воде. Малоустойчив.
Оксид и гидроксид хрома (III) — амфотерные соединения. Они взаимодействуют с кислотами, основаниями, кислотными и основными оксидами. При реакциях с кислотами образуются соли хрома (III), а при взаимодействии с щелочами комплексные соединения хрома:
Оксид хрома (III) получают прокаливанием гидроксида хрома (III) или разложением дихромата аммония:
Гидроксид хрома (III) получают действием недостатка щёлочи на соли хрома (III):
Оксид хрома (VI) или хромовый ангидрид (СЮ3) — это красное или красно-фиолетовое кристаллическое вещество. Это малоустойчивое соединение, начинает разлагаться уже при комнатной температуре. Оксид хрома (III) гигроскопическое соединение, расплывается на воздухе. Хорошо растворимо в воде.
Гидроксидами хрома (VI) являются две кислоты: хромовая (Н2СЮ4) и дихромовая (Н2Сг207), которые образуются при растворении в воде триоксида хрома. С избытком воды Сг03 образует хромовую кислоту, при больших концентрациях триоксида хрома образуется дихромовая кислота:
Оксид хрома (VI) — сильный окислитель: окисляет углерод, серу, фосфор, иод с образованием Сг203:
Оксид хрома (VI) — типичный кислотный оксид, взаимодействует с основаниями и основными оксидами с образованием солей хромовой кислоты — хроматов:
При нагревании до температуры выше 250 °С триоксид хрома разлагается с образованием оксида хрома (III) и молекулярного кислорода:
Получают оксид хрома (VI) действием концентрированной серной кислоты на концентрированные растворы дихроматов и хроматов калия или натрия:
Как уже отмечалось, при растворении в воде оксида хрома (VI) образуются хромовая (Н2Сг04) и дихромовая кислоты (Н2Сг207), между которыми устанавливается равновесие, которое смещается при разбавлении раствора в сторону образования хромовой кислоты:
Обе кислоты являются сильными кислотами, они полностью диссоциированы по первой ступени и незначительно по второй:
Хромовые кислоты существуют только в водных растворах. Это сильно токсичные растворы жёлтого, оранжевого или красного цвета. Сг03 образует хромовые и поли- хромовые кислоты состава H2CrrtO(3ra 4), например Н2СЮ4, Н2Сг207, Н2Сг3О10, Н2Сг4013. Окраска раствора и степень полимеризации вещества зависят от содержания в нём Сг03. Чем выше содержание в растворе Сг03, тем выше степень полимеризации, при этом цвет раствора меняется от жёлтого до красного. Таким образом, хромовую и дихромо- вую кислоты можно рассматривать как мономер и димер. Они обладают всеми свойствами кислот, это сильные окислители. Соли хромовой кислоты называются хроматами, а дихромовой — дихроматами (бихроматами). Например, К2СЮ4 — хромат калия, К2Сг207 — дихромат калия. Хро- маты окрашены в жёлтый цвет за счёт окраски хромат-аниона Сг04_, а дихроматы в оранжевый (за счёт дихромат-аниона Cr2Of»). Хромат и дихромат-анионы могут превращаться друг в друга при изменении pH среды. Так, при подкислении раствора равновесие между ионами будет смещаться в сторону образования дихромат-аниона:
Изменение pH среды в щелочную сторону приводит к смещению равновесия и к превращению дихромат-аниона в хромат-анион:
Таким образом, изменяя pH среды можно превратить дихроматы в хроматы и наоборот.
Дихроматы калия и натрия часто называют хромпиками, а их 3% -й раствор в концентрированной серной кислоте — хромовой смесью. Хромовая смесь сильный окислитель:
Высокая окислительная способность хромовой смеси находит применение в химических лабораториях для мытья стеклянной посуды.
Хроматы и бихроматы получают путём сплавления хромистого железняка (Fe(Cr02)2) или Сг203 с соответствующими карбонатами в присутствии кислорода воздуха при температуре около 1000 °С:
Дихроматы получают путём подкисления растворов хроматов.
Применение
Окислительная способность соединений хрома (VI) используется в синтезе различных веществ и в химическом анализе. Также триоксид хрома (Сг03) находит применение для электролитического получения хрома и хромирования различных изделий. Дихроматы калия, натрия используются как протрава при крашении и дубитель кожи, отбеливатель для масел и воска. Дихромат аммония (NH4)2Cr207 используется как компонент светочувствительного слоя фотоматериалов, для получения катализаторов химических реакций и оксидов хрома, это компонент пиротехнических составов и консервант древесины. Некоторые соли находят применение в качестве пигментов при изготовлении масляных красок: ВаСг04 (баритовый жёлтый), РЬСг04 (жёлтый крон), SrCr04 (стронциановый жёлтый) и другие.
Распространение в природе
Хром довольно распространённый элемент. Содержание хрома в земной коре по массе составляет 0,035%. В настоящее время известно около 40 минералов, в состав которых входит хром. Из них для извлечения хрома используется только хромит или хромистый железняк Fe(Cr02)2. Среди других минералов следует отметить крокоит — РЬСг04, магнохромит — (Mg, Fe) Сг04, уваровит — Ca3Cr2(Si04)3. Сульфиды хрома найдены в метеоритах. Соединения хрома встречаются во многих драгоценных и полудрагоценных камнях и придают им определённую окраску, это рубин, изумруд, шпинель и некоторые другие.
Хром является микроэлементом живых организмов: в организме взрослого человека содержится 6 грамм хрома (0,1%).
Соли cr3 .
Растворением осадка Сr(ОН)3 в кислотах получают нитрат Cr(NO3)3, хлорид СrСl3, сульфат Cr2(SO4)3 и другие соли. В твердом состоянии чаще всего содержат в составе молекул кристаллизационную воду, от количества которой зависит окраска соли.
Самой распространенной является двойная соль КСr(SO4)2• 12H2O — хромокалиевые квасцы (сине-фиолетовые кристаллы).
Хромиты, или хроматы (III) — соли, содержащие Сr3 в составе аниона. Безводные хромиты получают сплавлением Сr2O3 с оксидами двухвалентных металлов:
Сr2O3 МеО = Ме(СrO2)2 метахромиты
В водных растворах хромиты существуют в виде гидроксокомплексов.
Способы получения
1. Синтез из простых веществ:
4Сr 3O2 = 2Сr2О3
2. Термическое разложение гидроксида хрома (III) или дихромата аммония:
2Сr(ОН)3 = Сr2O3 3Н2O
(NH4)2Cr2O7 = Сr2O3 N2 4Н2O
3. Восстановление дихроматов углеродом или серой:
К2Сr2O7 S = Сr2O3 K2SO4
Сr2O3 используется для изготовления краски «хромовая зеленая», обладающей термо- и влагоустойчивостью.
Способы получения кислорода
В промышленности кислород получают перегонкой жидкого воздуха.
Лабораторные способы получения кислорода:
- Разложение некоторых кислородосодержащих веществ:
Разложение перманганата калия:
2KMnO4 → K2MnO4 MnO2 O2
Разложение бертолетовой соли в присутствии катализатора MnO2:
2KClO3 → 2KCl 3O2
Разложение пероксида водорода в присутствии оксида марганца (IV):
2H2O2 → 2H2O O2
2HgO → 2Hg O2
2KNO3 → 2KNO2 O2
Таблица степеней окисления химических элементов (1 часть):
| Атомный номер | Химический элемент | Символ | Степень окисления |
| 1 | Водород | H | 1, 0, -1 |
| 2 | Гелий | He | 0 |
| 3 | Литий | Li | 1 |
| 4 | Бериллий | Be | 0, 1, 2 |
| 5 | Бор | B | -1, 0, 1, 2, 3 |
| 6 | Углерод | C | -4 , -3 , -2 , -1 , 0 , 1, 2, 3, 4 |
| 7 | Азот | N | -3 , -2, -1, 0, 1, 2, 3 , 4, 5 |
| 8 | Кислород | O | -2, -1, -0,5, 0, 1, 2 |
| 9 | Фтор | F | -1, 0 |
| 10 | Неон | Ne | 0 |
| 11 | Натрий | Na | -1, 0, 1 |
| 12 | Магний | Mg | 0, 2 |
| 13 | Алюминий | Al | 0, 1, 2, 3 |
| 14 | Кремний | Si | -4 , -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3, 4 |
| 15 | Фосфор | P | -3 , -2, -1, 0, 1, 2, 3 , 4, 5 |
| 16 | Сера | S | -2 , -1, 0 , 1 , 2 , 3, 4 , 5, 6 |
| 17 | Хлор | Cl | -1 , 0, 1 , 2, 3 , 4, 5 , 6, 7 |
| 18 | Аргон | Ar | 0 |
| 19 | Калий | K | 0, 1 |
| 20 | Кальций | Ca | 0, 2 |
| 21 | Скандий | Sc | 0, 1, 2, 3 |
| 22 | Титан | Ti | -2, -1, 0, 1, 2, 3, 4 |
| 23 | Ванадий | V | -3, -1, 0, 1, 2, 3, 4, 5 |
| 24 | Хром | Cr | -4, -2, -1, 0, 1, 2 , 3 , 4, 5, 6 |
| 25 | Марганец | Mn | -3, -2, -1, 0, 1, 2 , 3, 4 , 5, 6, 7 |
| 26 | Железо | Fe | -4, -2, -1, 0, 1, 2 , 3 , 4, 5, 6 , 7 |
| 27 | Кобальт | Co | -3, -1, 0, 1, 2 , 3 , 4, 5 |
| 28 | Никель | Ni | -2, -1, 0, 1, 2 , 3, 4 |
| 29 | Медь | Cu | -2, 0, 1, 2 , 3, 4 |
| 30 | Цинк | Zn | -2, 0, 1, 2 |
| 31 | Галлий | Ga | -5, -4, -3, -2, -1, 1, 2, 3 |
| 32 | Германий | Ge | -4 -3, -2, -1, 0, 1, 2 , 3, 4 |
| 33 | Мышьяк | As | -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3, 4, 5 |
| 34 | Селен | Se | -2, -1, 0, 1, 2, 3, 4, 5, 6 |
| 35 | Бром | Br | -1, 0, 1, 3, 4, 5, 7 |
Таблица степеней окисления химических элементов (2 часть):
| 36 | Криптон | Kr | 0, 1, 2 |
| 37 | Рубидий | Rb | -1, 0, 1 |
| 38 | Стронций | Sr | 0, 1, 2 |
| 39 | Иттрий | Y | 0, 1, 2, 3 |
| 40 | Цирконий | Zr | -2, 0, 1, 2, 3, 4 |
| 41 | Ниобий | Nb | -3, -1, 0, 1, 2, 3, 4, 5 |
| 42 | Молибден | Mo | -4, -2, -1, 0, 1, 2, 3, 4, 5, 6 |
| 43 | Технеций | Tc | -3, -1, 0, 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 |
| 44 | Рутений | Ru | -4, -2, 0, 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8 |
| 45 | Родий | Rh | -3, -1, 0, 1, 2, 3, 4, 5, 6 |
| 46 | Палладий | Pd | 0, 1, 2, 3, 4, 5, 6 |
| 47 | Серебро | Ag | -2, -1, 1, 2, 3 |
| 48 | Кадмий | Cd | -2, 1, 2 |
| 49 | Индий | In | -5, -2, -1, 1, 2, 3 |
| 50 | Олово | Sn | -4, -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3, 4 |
| 51 | Сурьма | Sb | -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3, 4, 5 |
| 52 | Теллур | Te | 2, -1, 1, 2, 3, 4, 5, 6 |
| 53 | Йод | I | -1, 0, 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 |
| 54 | Ксенон | Xe | 0, 1, 2, 4, 6, 8 |
| 55 | Цезий | Cs | -1, 1 |
| 56 | Барий | Ba | 1, 2 |
| 57 | Лантан | La | 0, 1, 2, 3 |
| 58 | Церий | Ce | 1, 2, 3, 4 |
| 59 | Празеодим | Pr | 0, 1, 2, 3, 4, 5 |
| 60 | Неодим | Nd | 0, 2, 3, 4 |
| 61 | Прометий | Pm | 2, 3 |
| 62 | Самарий | Sm | 0, 2, 3 |
| 63 | Европий | Eu | 1, 2, 3 |
| 64 | Гадолиний | Gd | 0, 1, 2, 3 |
| 65 | Тербий | Tb | 0, 1, 2, 3, 4 |
| 66 | Диспрозий | Dy | 0, 1, 2, 3, 4 |
| 67 | Гольмий | Ho | 0, 1, 2, 3 |
| 68 | Эрбий | Er | 0, 1, 2, 3 |
| 69 | Тулий | Tm | 2, 3 |
| 70 | Иттербий | Yb | 1, 2, 3 |
Таблица степеней окисления химических элементов (3 часть):
| 71 | Лютеций | Lu | 0, 1, 2, 3 |
| 72 | Гафний | Hf | -2, 0, 1, 2, 3, 4 |
| 73 | Тантал | Ta | -3, -1, 1, 2, 3, 4, 5 |
| 74 | Вольфрам | W | -4, -2, -1, 0, 1, 2, 3, 4, 5, 6 |
| 75 | Рений | Re | -3, -1, 0, 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 |
| 76 | Осмий | Os | -4, -2, -1, 0, 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8 |
| 77 | Иридий | Ir | -3, -1, 0, 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9 |
| 78 | Платина | Pt | -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3, 4, 5, 6 |
| 79 | Золото | Au | -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3, 5 |
| 80 | Ртуть | Hg | -2, 1, 2 |
| 81 | Таллий | Tl | -5, -2, -1, 1, 2, 3 |
| 82 | Свинец | Pb | -4, -2, -1, 0, 1, 2, 3, 4-4, -2, -1, 0, 1, 2, 3, 4 |
| 83 | Висмут | Bi | -3, -2, -1, 1, 2, 3, 4, 5 |
| 84 | Полоний | Po | -2, 2, 4, 5, 6 |
| 85 | Астат | At | -1, 1, 3, 5, 7 |
| 86 | Радон | Rn | 0, 2, 6, 8 |
| 87 | Франций | Fr | 0, 1 |
| 88 | Радий | Ra | 2 |
| 89 | Актиний | Ac | 3 |
| 90 | Торий | Th | 1, 2, 3, 4 |
| 91 | Протактиний | Pa | 2, 3, 4, 5 |
| 92 | Уран | U | 1, 2, 3, 4, 5, 6 |
| 93 | Нептуний | Np | 2, 3, 4, 5, 6, 7 |
| 94 | Плутоний | Pu | 2, 3, 4, 5, 6, 7 |
| 95 | Америций | Am | 2, 3, 4, 5, 6, 7 |
| 96 | Кюрий | Cm | 3, 4, 5, 6 |
| 97 | Берклий | Bk | 2, 3, 4, 5 |
| 98 | Калифорний | Cf | 2, 3, 4, 5 |
| 99 | Эйнштейний | Es | 2, 3, 4 |
| 100 | Фермий | Fm | 2, 3 |
| 101 | Менделевий | Md | 2, 3 |
| 102 | Нобелий | No | 2, 3 |
| 103 | Лоуренсий | Lr | 3 |
| 104 | Резерфордий (Курчатовий) | Rf | 2, 3, 4 – предположительно |
| 105 | Дубний (Нильсборий) | Db | 3, 4, 5 – предположительно |
| 106 | Сиборгий | Sg | 0, 3, 4, 5, 6 – предположительно |
| 107 | Борий | Bh | 3, 4, 5, 7 – предположительно |
| 108 | Хассий | Hs | 2, 3, 4, 6, 8 – предположительно |
| 109 | Мейтнерий | Mt | 1, 3, 4, 6, 8, 9 – предположительно |
| 110 | Дармштадтий | Ds | 0, 2, 4, 6, 8 – предположительно |
Коэффициент востребованности 2 902
Таблица степеней окисления химических элементов. максимальная и минимальная степень окисления. возможные степени окисления химических элементов. — инженерный справочник / технический справочник дпва / таблицы для инженеров (ex dpva-info)
Раздел недели: Плоские фигуры. Свойства, стороны, углы, признаки, периметры, равенства, подобия, хорды, секторы, площади и т.д. |  | ||
Таблица степени окисления химических элементов
Максимальную положительную и минимальную отрицательную степень окисления можно определить с помощью Периодической таблицы Д.И. Менделеева. Они равны номеру группы, в которой расположен элемент, и разнице между значением «высшей» степени окисления и числом 8, соответственно.
Если рассматривать химические соединения более конкретно, то в веществах с неполярными связями степень окисления элементов равна нулю (N2, H2, Cl2).
Степень окисления металлов в элементарном состоянии равна нулю, так как распределение электронной плотности в них равномерно.
В простых ионных соединениях степень окисления входящих в них элементов равна электрическому заряду, поскольку при образовании этих соединений происходит практически полный переход электронов от одного атома к другому: Na 1I-1, Mg 2Cl-12, Al 3F-13, Zr 4Br-14.
При определении степени окисления элементов в соединениях с полярными ковалентными связями сравнивают значениях их электроотрицательностей. Поскольку при образовании химической связи электроны смещаются к атомам более электроотрицательных элементов, то последние имеют в соединениях отрицательную степень окисления.
Существуют элементы, для которых характерно только одно значение степени окисления (фтор, металлы IA и IIA групп и т.д.). Фтор, характеризующийся наибольшим значением электроотрицательности, в соединениях всегда имеет постоянную отрицательную степень окисления (-1).
Щелочные и щелочноземельные элементы, для которых свойственно относительно невысокое значение электроотрицательности, всегда имеют положительную степень окисления, равную соответственно ( 1) и ( 2).
Однако, имеются и такие химические элементы, для которых характерны несколько значений степени окисления (сера – (-2), 0, ( 2), ( 4), ( 6) и др.).
Для того, чтобы легче было запомнить сколько и какие степени окисления характерны для конкретного химического элемента используют таблицы степеней окисления химических элементов, которые выглядят следующим образом:
Порядковый номер | Русское / англ. название | Химический символ | Степень окисления |
1 | Водород / Hydrogen | H | ( 1), (-1) |
2 | Гелий / Helium | He | 0 |
3 | Литий / Lithium | Li | ( 1) |
4 | Бериллий / Beryllium | Be | ( 2) |
5 | Бор / Boron | B | (-1), 0, ( 1), ( 2), ( 3) |
6 | Углерод / Carbon | C | (-4), (-3), (-2), (-1), 0, ( 2), ( 4) |
7 | Азот / Nitrogen | N | (-3), (-2), (-1), 0, ( 1), ( 2), ( 3), ( 4), ( 5) |
8 | Кислород / Oxygen | O | (-2), (-1), 0, ( 1), ( 2) |
9 | Фтор / Fluorine | F | (-1) |
10 | Неон / Neon | Ne | 0 |
11 | Натрий / Sodium | Na | ( 1) |
12 | Магний / Magnesium | Mg | ( 2) |
13 | Алюминий / Aluminum | Al | ( 3) |
14 | Кремний / Silicon | Si | (-4), 0, ( 2), ( 4) |
15 | Фосфор / Phosphorus | P | (-3), 0, ( 3), ( 5) |
16 | Сера / Sulfur | S | (-2), 0, ( 4), ( 6) |
17 | Хлор / Chlorine | Cl | (-1), 0, ( 1), ( 3), ( 5), ( 7), редко ( 2) и ( 4) |
18 | Аргон / Argon | Ar | 0 |
19 | Калий / Potassium | K | ( 1) |
20 | Кальций / Calcium | Ca | ( 2) |
21 | Скандий / Scandium | Sc | ( 3) |
22 | Титан / Titanium | Ti | ( 2), ( 3), ( 4) |
23 | Ванадий / Vanadium | V | ( 2), ( 3), ( 4), ( 5) |
24 | Хром / Chromium | Cr | ( 2), ( 3), ( 6) |
25 | Марганец / Manganese | Mn | ( 2), ( 3), ( 4), ( 6), ( 7) |
26 | Железо / Iron | Fe | ( 2), ( 3), редко ( 4) и ( 6) |
27 | Кобальт / Cobalt | Co | ( 2), ( 3), редко ( 4) |
28 | Никель / Nickel | Ni | ( 2), редко ( 1), ( 3) и ( 4) |
29 | Медь / Copper | Cu | 1, 2, редко ( 3) |
30 | Цинк / Zinc | Zn | ( 2) |
31 | Галлий / Gallium | Ga | ( 3), редко ( 2) |
32 | Германий / Germanium | Ge | (-4), ( 2), ( 4) |
33 | Мышьяк / Arsenic | As | (-3), ( 3), ( 5), редко ( 2) |
34 | Селен / Selenium | Se | (-2), ( 4), ( 6), редко ( 2) |
35 | Бром / Bromine | Br | (-1), ( 1), ( 5), редко ( 3), ( 4) |
36 | Криптон / Krypton | Kr | 0 |
37 | Рубидий / Rubidium | Rb | ( 1) |
38 | Стронций / Strontium | Sr | ( 2) |
39 | Иттрий / Yttrium | Y | ( 3) |
40 | Цирконий / Zirconium | Zr | ( 4), редко ( 2) и ( 3) |
41 | Ниобий / Niobium | Nb | ( 3), ( 5), редко ( 2) и ( 4) |
42 | Молибден / Molybdenum | Mo | ( 3), ( 6), редко ( 2), ( 3) и ( 5) |
43 | Технеций / Technetium | Tc | ( 6) |
44 | Рутений / Ruthenium | Ru | ( 3), ( 4), ( 8), редко ( 2), ( 6) и ( 7) |
45 | Родий / Rhodium | Rh | ( 4), редко ( 2), ( 3) и ( 6) |
46 | Палладий / Palladium | Pd | ( 2), ( 4), редко ( 6) |
47 | Серебро / Silver | Ag | ( 1), редко ( 2) и ( 3) |
48 | Кадмий / Cadmium | Cd | ( 2), редко ( 1) |
49 | Индий / Indium | In | ( 3), редко ( 1) и ( 2) |
50 | Олово / Tin | Sn | ( 2), ( 4) |
51 | Сурьма / Antimony | Sb | (-3), ( 3), ( 5), редко ( 4) |
52 | Теллур / Tellurium | Te | (-2), ( 4), ( 6), редко ( 2) |
53 | Иод / Iodine | I | (-1), ( 1), ( 5), ( 7), редко ( 3), ( 4) |
54 | Ксенон / Xenon | Xe | 0 |
55 | Цезий / Cesium | Cs | ( 1) |
56 | Барий / Barium | BA | ( 2) |
57 | Лантан / Lanthanum | La | ( 3) |
58 | Церий / Cerium | Ce | ( 3), ( 4) |
59 | Празеодим / Praseodymium | Pr | ( 3) |
60 | Неодим / Neodymium | Nd | ( 3), ( 4) |
61 | Прометий / Promethium | Pm | ( 3) |
62 | Самарий / Samarium | Sm | ( 3), редко ( 2) |
63 | Европий / Europium | Eu | ( 3), редко ( 2) |
64 | Гадолиний / Gadolinium | Gd | ( 3) |
65 | Тербий / Terbium | Tb | ( 3), ( 4) |
66 | Диспрозий / Dysprosium | Dy | ( 3) |
67 | Гольмий / Holmium | Ho | ( 3) |
68 | Эрбий / Erbium | Er | ( 3) |
69 | Тулий / Thulium | Tm | ( 3), редко ( 2) |
70 | Иттербий / Ytterbium | Ib | ( 3), редко ( 2) |
71 | Лютеций / Lutetium | Lu | ( 3) |
72 | Гафний / Hafnium | Hf | ( 4) |
73 | Тантал / Tantalum | Ta | ( 5), редко ( 3), ( 4) |
74 | Вольфрам / Tungsten | W | ( 6), редко ( 2), ( 3), ( 4) и ( 5) |
75 | Рений / Rhenium | Re | ( 2), ( 4), ( 6), ( 7), редко (-1), ( 1), ( 3), ( 5) |
76 | Осмий / Osmium | Os | ( 3), ( 4), ( 6), ( 8), редко ( 2) |
77 | Иридий / Iridium | Ir | ( 3), ( 4), ( 6), редко ( 1) и ( 2) |
78 | Платина / Platinum | Pt | ( 2), ( 4), ( 6), редко ( 1) и ( 3) |
79 | Золото / Gold | Au | ( 1), ( 3), редко ( 2) |
80 | Ртуть / Mercury | Hg | ( 1), ( 2) |
81 | Талий / Thallium | Tl | ( 1), ( 3), редко ( 2) |
82 | Свинец / Lead | Pb | ( 2), ( 4) |
83 | Висмут / Bismuth | Bi | ( 3), редко ( 3), ( 2), ( 4) и ( 5) |
84 | Полоний / Polonium | Po | ( 2), ( 4), редко (-2) и ( 6) |
85 | Астат / Astatine | At | — |
86 | Радон / Radon | Ra | 0 |
87 | Франций / Francium | Fr | — |
88 | Радий / Radium | Ra | ( 2) |
89 | Актиний / Actinium | Ac | ( 3) |
90 | Торий / Thorium | Th | ( 4) |
91 | Проактиний / Protactinium | Pa | ( 5) |
92 | Уран / Uranium | U | ( 3), ( 4), ( 6), редко ( 2) и ( 5) |
Физические свойства и нахождение в природе
Кислород О2 — газ без цвета, вкуса и запаха, немного тяжелее воздуха. Плохо растворим в воде. Жидкий кислород – голубоватая жидкость, кипящая при -183оС.
Озон О3 — при нормальных условиях газ голубого цвета со специфическим запахом, молекула которого состоит из трёх атомов кислорода.
Кислород — это самый распространённый в земной коре элемент. Кислород входит в состав многих минералов — силикатов, карбонатов и др. Массовая доля элемента кислорода в земной коре — около 47 %. Массовая доля элемента кислорода в морской и пресной воде составляет 85,82 %.
В атмосфере содержание свободного кислорода составляет 20,95 % по объёму и 23,10 % по массе.
Электронное строение кислорода
Электронная конфигурация кислорода в основном состоянии:
😯 1s22s22p4 1s 
2s 2s 2p
Атом кислорода содержит на внешнем энергетическом уровне 2 неспаренных электрона и 2 неподеленные электронные пары в основном энергетическом состоянии.