Как определить степень окисления. Алгоритм определения степени окисления и валентности элемента в соединении Высшая степень окисления какого элемента
Определение
Электроотрицательность (ЭО) $\chi$ (хи) - величина, характеризующая способность атома элемента притягивать к себе электроны при образовании химической связи с другими атомами.
Современное понятие об электроотрицательности атомов введено американским учёным Лайнусом Полингом в 1932 году. Теоретическое определение электроотрицательности было разработано позднее. Американский физик Роберт Малликен предложил рассчитывать электроотрицательность как полусумму потенциала ионизации и сродства к электрону:
$\chi_{\textrm{М}} = \dfrac {I + A_e}{2},$
где $I$ - потенциал ионизации, $A_e$ - энергия сродства к электрону.
Помимо шкалы Малликена, описанной выше, существует более 20-ти различных других шкал электроотрицательности (в основу расчёта значений которых положены разные свойства веществ), среди которых шкала Л. Полинга (основана на энергии связи при образовании сложного вещества из простых), шкала Олреда-Рохова (основана на электростатической силе, действующей на внешний электрон) и др.
В настоящее время существует много способов, позволяющих количественно оценить величину электроотрицательности атома. Значения электроотрицательностей элементов, рассчитанные разными способами, как правило, не совпадают даже при введении поправочных коэффициентов. Однако общие тенденции в изменении $\chi$ по Периодической системе сохраняются. Проиллюстрировать это можно, сравнив две наиболее широко использующиеся шкалы - по Полингу и по Олреду-Рохову (жирным шрифтом выделены значения ЭО по шкале Полинга, курсивом - по шкале Олреда-Рохова; $s$-элементы выделены розовым цветом, $p$-элементы - жёлтым, $d$-элементы - зелёным, $f$-элементы - голубым):
Строго говоря, элементу нельзя приписать постоянную электроотрицательность. Электроотрицательность атома зависит от многих факторов, в частности, от валентного состояния атома, формальной степени окисления, типа соединения, координационного числа, природы лигандов, составляющих окружение атома в молекулярной системе, и от некоторых других.
Электроотрицательность связана с окислительно-восстановительной активностью элемента. Соответственно, чем больше электроотрицательность элемента, тем сильнее его окислительные свойства.
Чем более приближена электронная оболочка данного атома к электронной оболочке инертного газа, тем выше его электроотрицательность. Иными словами, в периодах по мере заполнения внешнего энергетического уровня электронами (то есть слева направо) электроотрицательность возрастает, так как возрастает номер группы и количество электронов на внешнем энергетическом уровне.
Чем дальше оказываются валентные электроны от ядра, тем слабее они удерживаются и тем ниже способность атома притягивать к себе дополнительные электроны. Таким образом, в группах электроотрицательность возрастает с уменьшением атомного радиуса, то есть снизу вверх. Элементом с наибольшей электроотрицательностью является фтор, а с наименьшей - цезий. Типичные неметаллы, таким образом, имеют высокие значения электроотрицательности, а типичные металлы - низкие.
ВАЛЕНТНОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ
Валентность характеризует способность атомов данного химического элемента к образованию химических связей.
Валентность определяет число химических связей, которыми атом связан с другими атомами в молекуле.
Ранее валентность определяли как число атомов одновалентного элемента, с которым соединяется один атом данного элемента. Так, водород считается одновалентным элементом. В молекуле $HBr$ атом брома соединяется с одним атомом водорода, а атом серы в молекуле $H_2S$ - с двумя атома водорода. Следовательно, бром в $HBr$ одновалентен, а сера в $H_2S$ двухвалентна. Значения валентности для различных элементов могут изменяться от одного до восьми. Так, в хлорной кислоте $HClO_4$ элемент водород - одновалентный, кислород - двухвалентный, хлор - семивалентный. В молекуле оксида ксенона $XeO_4$ валентность ксенона достигает значения восемь. Все это наглядно демонстрируют следующие структурные формулы, в которых показан порядок связи атомов в молекуле друг с другом в соответствии с их валентностями (причем каждой единице валентности отвечает один валентный штрих):
Определение
В настоящее время под валентностью понимают число электронных пар, которыми данный атом связан с другими атомами.
Валентность (или ковалентность) определяется числом ковалентных связей, образуемых данным атомом в соединении . При этом учитываются как ковалентные связи, образованные по обменному механизму, так и ковалентные связи, образованные по донорно-акцепторному механизму.
Валентность не имеет знака!
Поскольку существует два механизма образования ковалентной связи (механизм спаривания электронов и донорно-акцепторный механизм), то валентные возможности атомов зависят от:
- числа неспаренных электронов в данном атоме;
- от наличия вакантных атомных орбиталей во внешнем уровне;
- от числа неподеленных электронных пар.
Валентность элементов первого периода не может превышать I, валентность элементов второго периода не может превышать IV. Начиная с третьего периода валентность элементов может увеличиваться до VIII (например, $XeO_4$) в соответствии с номером группы, в которой находится элемент.
Рассмотрим, например, валентные возможности атомов ряда элементов.
ВАЛЕНТНЫЕ ВОЗМОЖНОСТИ ВОДОРОДА
Атом водорода имеет единственный валентный электрон, что отражает электронная формула $1s^1$ или графическая формула:
За счет этого неспаренного электрона атом водорода может образовать только одну ковалентную связь с каким-либо другим атомом по механизму спаривания (или обобществления) электронов. Другие валентные возможности у атома водорода отсутствуют. Поэтому водород проявляет единственную валентность, равную I.
ВАЛЕНТНЫЕ ВОЗМОЖНОСТИ ФОСФОРА
Элемент фосфор находится в третьем периоде, в главной подгруппе пятой группы. Электронная конфигурация его валентных электронов $3s^23p^3$ или
Являясь аналогом азота, фосфор также может проявлять валентности I, II, III и IV. Но так как для элементов третьего периода доступны вакантные $3d$-орбитали, атом фосфора может перейти в возбужденное состояние, переведя один из $s$-электронов на $d$-подуровень:
Таким образом, атом фосфора может образовать пять ковалентных связей по обменному механизму. Максимальную валентность V фосфор проявляет в молекулах $PF_5$, $H_3PO_4$, $POCl_3$ и др.:
СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ
Определение
Степень окисления - это условный заряд атома в соединении в предположении, что все связи в этом соединении ионные (т.е. все связывающие электронные пары полностью смещены к атому более электроотрицательного элемента).
Другими словами, степень окисления - это число, которое показывает, сколько электронов отдал (заряд «+») или принял (заряд «–») атом при образовании химической связи с другим атомом.
В отличие от валентности, степень окисления имеет знак - она может быть отрицательной, нулевой или положительной.
Для подсчета степеней окисления атомов в соединении имеется ряд простых правил:
- Степень окисления элемента в составе простого вещества принимается равной нулю. Если вещество находится в атомарном состоянии, то степень окисления его атомов также равна нулю.
- Ряд элементов проявляют в соединениях постоянную степень окисления. Среди них фтор (−1), щелочные металлы (+1), щелочно-земельные металлы, бериллий, магний и цинк (+2), алюминий (+3).
- Кислород, как правило, проявляет степень окисления −2 за исключением пероксидов $H_2O_2$ (−1), супероксидов $MO_2$ ($-\frac{1}{2}$), озонидов $M^IO_3,\ M^{II}(O_3)_2$ ($-\frac{1}{3}$) и фторида кислорода $OF_2$ (+2).
- Водород в соединении с металлами (в гидридах) проявляет степень окисления −1, а в соединениях с неметаллами, как правило, +1 (кроме $SiH_4,\ B_2H_6$).
- Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в молекуле должна быть равной нулю, а в сложном ионе - заряду этого иона.
Высшая положительная степень окисления равна, как правило, номеру группы элемента в периодической системе.
Так, сера (элемент VIA группы), проявляет высшую степень окисления +6, азот (элемент V группы) - высшую степень окисления +5, марганец - переходный элемент VIIБ группы - высшую степень окисления +7. Это правило не распространяется на элементы побочной подгруппы первой группы, степени окисления которых обычно превышают +1, а также на элементы побочной подгруппы VIII группы. Также не проявляют своих высших степеней окисления, равных номеру группы, элементы кислород и фтор.
Низшая отрицательная степень окисления для элементов-неметаллов определяется вычитанием номера группы из числа 8.
Так, сера (элемент VIA группы), проявляет низшую степень окисления −2, азот (элемент V группы) - низшую степень окисления −3.
На основании приведенных выше правил можно найти степень окисления элемента в любом веществе.
$+1 + x = 0 \hspace{1.5cm} +2 + 2x = 0 \hspace{1.5cm} +3 + 3x = 0$
$x = - 1 \hspace{2.3 cm} x = - 1 \hspace{2.6 cm} x = - 1$
$\overset{x}(Cl\overset{-2}{O_3})^{-1}$
Умение находить степень окисления химических элементов является необходимым условием для успешного решения химический уравнений, описывающих окислительно-восстановительные реакции. Без него вы не сможете составить точную формулу вещества, получившегося в результате реакции между различными химическими элементами. В результате решение химических задач, построенных на подобных уравнениях, будет либо невозможным, либо ошибочным.
Понятие степени окисления химического элементаСтепень окисления – это условная величина, с помощью которой принято описывать окислительно-восстановительные реакции. Численно она равна количеству электронов, которое отдает атом приобретающий положительный заряд, или количеству электронов, которое присоединяет к себе атом, приобретающий отрицательный заряд.
В окислительно-восcтановительных реакциях понятие степень окисления используется для определения химических формул соединений элементов, получающихся в результате взаимодействия нескольких веществ.
На первый взгляд может показаться, что степень окисления эквивалентна понятию валентности химического элемента, но это не так. Понятие валентность используется для количественного выражения электронного взаимодействия в ковалентных соединениях, то есть в соединениях, образованных за счет образования общих электронных пар. Степень окисления используется для описания реакций, которые сопровождаются отдачей или присоединением электронов.
В отличии от валентности, являющейся нейтральной характеристикой, степень окисления может иметь положительное, отрицательное, или нулевое значение. Положительное значение соответствует числу отданных электронов, а отрицательная числу присоединенных. Нулевое значение означает, что элемент находится либо в форме простого вещества, либо он был восстановлен до 0 после окисления, либо окислен до нуля после предшествующего восстановления.
Как определить степень окисления конкретного химического элемента
Определение степени окисления для конкретного химического элемента подчиняется следующим правилам:
- Степень окисления простых веществ всегда равна нулю.
- Щелочные металлы, которые находятся в первой группе периодической таблицы, имеют степень окисления +1.
- Щелочноземельные металлы, занимающие в периодической таблице вторую группу, имеют степень окисления +2.
- Водород в соединениях с различными неметаллами всегда проявляет степень окисления +1, а в соединениях с металлами +1.
- Степень окисления молекулярного кислорода во всех соединениях, рассматриваемых в школьном курсе неорганической химии, равна -2. Фтора -1.
- При определении степени окисления в продуктах химических реакций исходят из правила электронейтральности, в соответствии с которым сумма степеней окисления различных элементов, входящих в состав вещества, должна быть равна нулю.
- Алюминий во всех соединениях проявляет степень окисления равную +3.
Различают высшую, низшую и промежуточную степени окисления. Высшая степень окисления, как и валентность, соответствует номеру группы химического элемента в периодической таблице, но имеет при этом положительное значение. Низшая степень окисления численно равна разности между числом 8 группой элемента. Промежуточной степенью окисления будет любой число в диапазоне от низшей степени окисления до высшей.
Чтобы помочь вам сориентироваться в многообразии степеней окисления химических элементов предлагаем вашему вниманию следующую вспомогательную таблицу. Выберите в ней интересующий вас элемент и вы получите значения его возможных степеней окисления. В скобках будут указаны редко встречающиеся значения.
Чтобы определить условный заряд атомов в окислительно-восстановительных реакциях, используют таблицу окисления химических элементов. В зависимости от свойств атома элемент может проявлять положительную или отрицательную степень окисления.
Что такое степень окисления
Условный заряд атомов элементов в сложных веществах называется степенью окисления. Значение заряда атомов записывается в окислительно-восстановительных реакциях, чтобы понять, какой элемент является восстановителем, а какой - окислителем.
Степень окисления взаимосвязана с электроотрицательностью, которая показывает возможность атомов принимать или отдавать электроны. Чем выше значение электроотрицательности, тем больше способность атома отнимать электроны в реакциях.
Рис. 1. Ряд электроотрицательности.
Степень окисления может иметь три значения:
- нулевое - атом находится в состоянии покоя (все простые вещества имеют степень окисления 0);
- положительное - атом отдаёт электроны и является восстановителем (все металлы, некоторые неметаллы);
- отрицательное - атом принимает электроны и является окислителем (большинство неметаллов).
Например, степени окисления в реакции натрия с хлором выглядят следующим образом:
2Na 0 + Cl 2 0 → 2Na +1 Cl -1
В реакции металлов с неметаллами металл всегда является восстановителем, а неметалл - окислителем.
Как определить
Существует таблица, в которой указаны все возможные степени окисления элементов.
Название |
Символ |
Степень окисления |
Бериллий |
||
1, 0, +1, +2, +3 |
||
4, -3, -2, -1, 0, +2, +4 |
||
3, -2, -1, 0, +1, +2, +3, +4, +5 |
||
Кислород |
2, -1, 0, +1, +2 |
|
Алюминий |
||
1, 0, +1, +3, +5, +7, редко +2 и +4 |
||
Марганец |
2, +3, +4, +6, +7 |
|
2, +3, редко +4 и +6 |
||
2, +3, редко +4 |
||
2, редко +1, +3, +4 |
||
1, +2, редко +3 |
||
3, редко +2 |
||
Германий |
||
3, +3, +5, редко +2 |
||
2, +4, +6, редко +2 |
||
1, +1, +5, редко +3, +4 |
||
Стронций |
||
Цирконий |
4, редко +2, +3 |
|
3, +5, редко +2, +4 |
||
Молибден |
3, +6, редко +2, +3, +5 |
|
Технеций |
||
3, +4, +8, редко +2, +6, +7 |
||
4, редко +2, +3, +6 |
||
Палладий |
2, +4, редко +6 |
|
1, редко +2, +3 |
||
2, редко +1 |
||
3, редко +1, +2 |
||
3, +3, +5, редко +4 |
||
2, +4, +6, редко |
||
1, +1, +5, +7, редко +3, +4 |
||
Празеодим |
||
Прометий |
||
3, редко +2 |
||
3, редко +2 |
||
Гадолиний |
||
Диспрозий |
||
3, редко +2 |
||
Иттербий |
3, редко +2 |
|
5, редко +3, +4 |
||
Вольфрам |
6, редко +2, +3, +4, +5 |
|
2, +4, +6, +7, редко -1, +1, +3, +5 |
||
3, +4, +6, +8, редко +2 |
||
3, +4, +6, редко +1, +2 |
||
2, +4, +6, редко +1, +3 |
||
1, +3, редко +2 |
||
1, +3, редко +2 |
||
3, редко +3, +2, +4, +5 |
||
2, +4, редко -2, +6 |
||
Или использовать на уроках этот вариант таблицы.
Рис. 2. Таблица степеней окисления.
Кроме того, степени окисления химических элементов можно определить по периодической таблице Менделеева:
- высшая степень (максимально положительная) совпадает с номером группы;
- для определения минимального значения степени окисления из номера группы вычитается восемь.
Рис. 3. Таблица Менделеева.
Большинство неметаллов имеют положительную и отрицательную степени окисления. Например, кремний находится в IV группе, значит, его максимальная степень окисления +4, а минимальная -4. В соединениях неметаллов (SO 3 , CO 2 , SiC) окислителем является неметалл с отрицательной степенью окисления или с большим значением электроотрицательности. Например, в соединении PCl 3 фосфор имеет степень окисления +3, хлор -1. Электроотрицательность фосфора - 2,19, хлора - 3,16.
Второе правило не работает для щелочных и щелочноземельных металлов, которые всегда имеют одну положительную степень окисления, равную номеру группы. Исключения составляют магний и бериллий (+1, +2). Также постоянную степень окисления имеют:
- алюминий (+3);
- цинк (+2);
- кадмий (+2).
Остальные металлы имеют непостоянную степень окисления. В большинстве реакций выступают в качестве восстановителя. В редких случаях могут быть окислителями с отрицательной степенью окисления.
Фтор - самый мощный окислитель. Его степень окисления всегда -1.
Что мы узнали?
Из урока 8 класса узнали о степени окисления. Это условная величина, показывающая, сколько электронов может отдать или принять атом в ходе химической реакции. Значение связано с электроотрицательностью. Окислители принимают электроны и имеют отрицательную степень окисления, восстановители отдают электроны и проявляют положительную степень окисления. Большинство металлов - восстановители с постоянной или переменной степенью окисления. Неметаллы могут проявлять свойства окислителя и восстановителя в зависимости от вещества, с которым реагируют.
Тест по теме
Оценка доклада
Средняя оценка: 4.7 . Всего получено оценок: 146.
Формальный заряд атома в соединениях — вспомогательная величина, обычно ее используют в описаниях свойств элементов в химии. Этот условный электрический заряд и есть степень окисления. Его значение изменяется в результате многих химических процессов. Хотя заряд является формальным, он ярко характеризует свойства и поведение атомов в окислительно-восстановительных реакциях (ОВР).
Окисление и восстановление
В прошлом химики использовали термин «окисление», чтобы описать взаимодействие кислорода с другими элементами. Название реакций произошло от латинского наименования кислорода - Oxygenium. Позже выяснилось, что другие элементы тоже окисляют. В этом случае они восстанавливаются — присоединяют электроны. Каждый атом при образовании молекулы изменяет строение своей валентной электронной оболочки. В этом случае появляется формальный заряд, величина которого зависит от количества условно отданных или принятых электронов. Для характеристики этой величины ранее применяли английский химический термин "oxidation number", который в переводе означает «окислительное число». При его использовании исходят из допущения, что связывающие электроны в молекулах или ионах принадлежат атому, обладающему более высоким значением электроотрицательности (ЭО). Способность удерживать свои электроны и притягивать их от других атомов хорошо выражена у сильных неметаллов (галогенов, кислорода). Противоположными свойствами обладают сильные металлы (натрий, калий, литий, кальций, другие щелочные и щелочноземельные элементы).
Определение степени окисления
Степенью окисления называют заряд, который атом приобрел бы в том случае, если бы принимающие участие в образовании связи электроны полностью сместились к более электроотрицательному элементу. Есть вещества, не имеющие молекулярного строения (галогениды щелочных металлов и другие соединения). В этих случаях степень окисления совпадает с зарядом иона. Условный или реальный заряд показывает, какой процесс произошел до того, как атомы приобрели свое нынешнее состояние. Положительное значение степени окисления — это общее количество электронов, которые были удалены из атомов. Отрицательное значение степени окисления равно числу приобретенных электронов. По изменению состояния окисления химического элемента судят о том, что происходит с его атомами в ходе реакции (и наоборот). По цвету вещества определяют, какие произошли перемены в состоянии окисления. Соединения хрома, железа и ряда других элементов, в которых они проявляют разную валентность, окрашены неодинаково.
Отрицательное, нулевое и положительное значения степени окисления
Простые вещества образованы химическими элементами с одинаковым значением ЭО. В этом случае связывающие электроны принадлежат всем структурным частицам в равной степени. Следовательно, в простых веществах элементам несвойственно состояние окисления (Н 0 2 , О 0 2 , С 0). Когда атомы принимают электроны или общее облако смещается в их сторону, заряды принято писать со знаком "минус". Например, F -1 ,О -2 , С -4 . Отдавая электроны, атомы приобретают реальный или формальный положительный заряд. В оксиде OF 2 атом кислорода отдает по одному электрону двум атомам фтора и находится в состоянии окисления О +2 . Считают, что в молекуле или многоатомном ионе более электроотрицательные атомы получают все связывающие электроны.
Сера — элемент, проявляющий разные валентность и степени окисления
Химические элементы главных подгрупп зачастую проявляют низшую валентность равную VIII. Например, валентность серы в сероводороде и сульфидах металлов — II. Для элемента характерны промежуточные и высшая валентность в возбужденном состоянии, когда атом отдает один, два, четыре или все шесть электронов и проявляет соответственно валентности I, II, IV, VI. Такие же значения, только со знаком "минус" или "плюс", имеют степени окисления серы:
- в сульфиде фтора отдает один электрон: -1;
- в сероводороде низшее значение: -2;
- в диоксиде промежуточное состояние: +4;
- в триоксиде, серной кислоте и сульфатах: +6.
В своем высшем состоянии окисления сера только принимает электроны, в низшей степени — проявляет сильные восстановительные свойства. Атомы S +4 могут проявлять в соединениях функции восстановителей или окислителей в зависимости от условий.
Переход электронов в химических реакциях
При образовании кристалла поваренной соли натрий отдает электроны более электроотрицательному хлору. Степени окисления элементов совпадают с зарядами ионов: Na +1 Cl -1 . Для молекул, созданных путем обобществления и смещения электронных пар к более электроотрицательному атому, применимы только представления о формальном заряде. Но можно предположить, что все соединения состоят из ионов. Тогда атомы, притягивая электроны, приобретают условный отрицательный заряд, а отдавая, — положительный. В реакциях указывают, какое число электронов смещается. Например, в молекуле диоксида углерода С +4 О - 2 2 указанный в верхнем правом углу индекс при химическом символе углерода отображает количество электронов, удаленных из атома. Для кислорода в этом веществе характерно состояние окисления -2. Соответствующий индекс при химическом знаке О — количество добавленных электронов в атоме.
Как подсчитать степени окисления
Подсчет количества отданных и присоединенных атомами электронов может отнять много времени. Облегчают эту задачу следующие правила:
- В простых веществах степени окисления равны нулю.
- Сумма окисления всех атомов или ионов в нейтральном веществе равна нулю.
- В сложном ионе сумма степеней окисления всех элементов должна соответствовать заряду всей частицы.
- Более электроотрицательный атом приобретает отрицательное состояние окисления, которое записывают со знаком "минус".
- Менее электроотрицательные элементы получают положительные степени окисления, их записывают со знаком "плюс".
- Кислород в основном проявляет степень окисления, равную -2.
- Для водорода характерное значение: +1, в гидридах металлов встречается: Н-1.
- Фтор — наиболее электроотрицательный из всех элементов, его состояние окисления всегда равно -4.
- Для большинства металлов окислительные числа и валентности совпадают.
Степень окисления и валентность
Большинство соединений образуются в результате окислительно-восстановительных процессов. Переход или смещение электронов от одних элементов к другим приводит к изменению их состояния окисления и валентности. Зачастую эти величины совпадают. В качестве синонима к термину «степень окисления» можно использовать словосочетание «электрохимическая валентность». Но есть исключения, например, в ионе аммония азот четырехвалентен. Одновременно атом этого элемента находится в состоянии окисления -3. В органических веществах углерод всегда четырехвалентен, но состояния окисления атома С в метане СН 4 , муравьином спирте СН 3 ОН и кислоте НСООН имеют другие значения: -4, -2 и +2.
Окислительно-восстановительные реакции
К окислительно-восстановительным относятся многие важнейшие процессы в промышленности, технике, живой и неживой природе: горение, коррозия, брожение, внутриклеточное дыхание, фотосинтез и другие явления.
При составлении уравнений ОВР подбирают коэффициенты, используя метод электронного баланса, в котором оперируют следующими категориями:
- степени окисления;
- восстановитель отдает электроны и окисляется;
- окислитель принимает электроны и восстанавливается;
- число отданных электронов должно быть равно числу присоединенных.
Приобретение электронов атомом приводит к понижению его степени окисления (восстановлению). Утрата атомом одного или нескольких электронов сопровождается повышением окислительного числа элемента в результате реакций. Для ОВР, протекающих между ионами сильных электролитов в водных растворах, чаще используют не электронный баланс, а метод полуреакций.
При определении этого понятия условно полагают, что связующие (валентные) электроны переходят к более электроотрицательным атомам (см. Электроотрицательность), а потому соединения состоят как бы из положительно и отрицательно заряженных ионов . Степень окисления может иметь нулевое, отрицательное и положительное значения, которые обычно ставятся над символом элемента сверху.
Нулевое значение степени окисления приписывается атомам элементов, находящихся в свободном состоянии, например: Cu, H 2 , N 2 , P 4 , S 6 . Отрицательное значение степени окисления имеют те атомы, в сторону которых смещается связующее электронное облако (электронная пара). У фтора во всех его соединениях она равна −1. Положительную степень окисления имеют атомы, отдающие валентные электроны другим атомам. Например, у щелочных и щелочноземельных металлов она соответственно равна +1 и +2. В простых ионах , подобных Cl − , S 2− , K + , Cu 2+ , Al 3+ , она равна заряду иона . В большинстве соединений степень окисления атомов водорода равна +1, но в гидридах металлов (соединениях их с водородом) - NaH, CaH 2 и других - она равна −1. Для кислорода характерна степень окисления −2, но, к примеру, в соединении с фтором OF 2 она будет +2, а в перекисных соединениях (BaO 2 и др.) −1. В некоторых случаях эта величина может быть выражена и дробным числом: для железа в оксиде железа (II, III) Fe 3 O 4 она равна +8/3.
Алгебраическая сумма степеней окисления атомов в соединении равна нулю, а в сложном ионе - заряду иона. С помощью этого правила вычислим, например, степень окисления фосфора в ортофосфорной кислоте H 3 PO 4 . Обозначив ее через x и умножив степень окисления для водорода (+1) и кислорода (−2) на число их атомов в соединении, получим уравнение: (+1) 3+x+(−2) 4=0, откуда x=+5. Аналогично вычисляем степень окисления хрома в ионе Cr 2 O 7 2− : 2x+(−2) 7=−2; x=+6. В соединениях MnO, Mn 2 O 3 , MnO 2 , Mn 3 O 4 , K 2 MnO 4 , KMnO 4 степень окисления марганца будет соответственно +2, +3, +4, +8/3, +6, +7.
Высшая степень окисления - это наибольшее положительное ее значение. Для большинства элементов она равна номеру группы в периодической системе и является важной количественной характеристикой элемента в его соединениях. Наименьшее значение степени окисления элемента, которое встречается в его соединениях, принято называть низшей степенью окисления; все остальные - промежуточными. Так, для серы высшая степень окисления равна +6, низшая −2, промежуточная +4.
Изменение степеней окисления элементов по группам периодической системы отражает периодичность изменения их химических свойств с ростом порядкового номера.
Понятие степени окисления элементов используется при классификации веществ, описании их свойств, составлении формул соединений и их международных названий. Но особенно широко оно применяется при изучении окислительно-восстановительных реакций . Понятие «степень окисления» часто используют в неорганической химии вместо понятия «валентность» (см.