Язык неорганической химии

Степень окисления, валентность и заряд

Одна формула может сообщать об атоме несколько разных чисел. Например, атом углерода в молекуле \(\ce{CO}\) соединён с атомом кислорода тройной связью, поэтому валентность углерода равна трём. Его степень окисления равна +2, а формальный заряд в структуре Льюиса составляет минус единицу. Противоречия здесь нет: каждое число отвечает на свой вопрос.

Степень окисления помогает учитывать электроны в окислительно-восстановительных реакциях. Однако она не описывает реальное распределение заряда. Так, в молекуле \(\ce{HCl}\) заряд на атоме хлора составляет не −1, а лишь около −0,2 заряда электрона.

Чтобы определить неизвестную степень окисления по формуле, используют следующие правила:

1. Сумма степеней окисления всех атомов равна заряду частицы.
2. В соединениях степень окисления фтора равна −1, щелочных металлов — +1, а щёлочноземельных металлов — +2.
3. Степень окисления водорода обычно равна +1, но в гидридах металлов (\(\ce{NaH}\), \(\ce{CaH2}\)) она равна −1.
4. Степень окисления кислорода обычно равна −2. В пероксидах (\(\ce{H2O2}\), \(\ce{Na2O2}\), \(\ce{BaO2}\)) она равна −1, в надпероксидах (\(\ce{KO2}\)) — \(-\tfrac12\), в озонидах (\(\ce{KO3}\)) — \(-\tfrac13\), а в соединениях с фтором \(\ce{OF2}\) и \(\ce{O2F2}\) — соответственно +2 и +1.

Иногда расчёт по формуле даёт дробное число. Оно обозначает среднюю степень окисления атомов элемента в частице, но само по себе не доказывает, что эти атомы неравноценны. В надпероксиде, например, дробное значение связано с распределением заряда иона между атомами кислорода. В других веществах среднее значение действительно объединяет атомы с разными степенями окисления.

Оксиды: от основных до кислотных

Зная степень окисления элемента, можно перейти к свойствам его соединений с кислородом. Оксидами называют соединения элементов с кислородом, в которых степень окисления кислорода равна −2. По способности образовывать соли при реакциях с кислотами, основаниями и другими оксидами их делят на четыре типа.

Связь между составом и характером оксида особенно хорошо видна, если сравнить соединения одного элемента: с повышением степени окисления оксид становится более кислотным. Это показывают ряды оксидов хрома и марганца:

В каждом ряду первый оксид является основным, средний — амфотерным, а последний — кислотным. Причину можно понять, рассмотрев строение соответствующего гидроксида Э–O–H. Атом элемента с высоким положительным зарядом сильнее притягивает электроны кислорода и способствует отщеплению протона от группы O–H. Поэтому гидроксид проявляет кислотные свойства, как \(\ce{H2CrO4}\) и \(\ce{HMnO4}\). В соединениях крупных однозарядных катионов связь металла с кислородом имеет преимущественно ионный характер; при растворении образуются катионы металла и ионы \(\ce{OH-}\), то есть раствор щёлочи.

От обычных оксидов следует отличать соединения, в которых степень окисления кислорода не равна −2. К ним относятся пероксиды с ионом \(\ce{O2^2-}\), надпероксиды с ионом \(\ce{O2-}\) и озониды с ионом \(\ce{O3-}\). Их реакции могут сопровождаться выделением кислорода или образованием пероксида водорода:

С водой эти вещества также реагируют иначе, чем обычные оксиды: \(\ce{Na2O2 + 2H2O -> 2NaOH + H2O2}\), \(\ce{2KO2 + 2H2O -> 2KOH + H2O2 + O2 ^}\). Озонид калия выделяет кислород при комнатной температуре: \(\ce{4KO3 + 2H2O -> 4KOH + 5O2 ^}\).

Кислоты, соли и их названия

Свойства кислотных оксидов связаны с составом соответствующих кислот. Чтобы различать кислоты одного элемента и образованные ими соли, используют названия, в которых отражена степень окисления элемента. В русских традиционных названиях кислота элемента в высшей или наиболее характерной степени окисления обычно имеет суффикс -н-: серная, азотная, фосфорная. Для кислоты со степенью окисления элемента на ступень ниже используют суффикс -ист-: сернистая, азотистая. В ряду четырёх кислородных кислот хлора встречаются также суффиксы -новат- и -новатист-.

Степень окисления — не единственное различие, которое отражает название. Приставки орто-, мета- и ди- (пиро-) помогают различать кислоты, состав которых связан с присоединением или отщеплением воды: \(\ce{H3PO4}\) — ортофосфорная, \(\ce{HPO3}\) — метафосфорная, \(\ce{H4P2O7}\) — дифосфорная (пирофосфорная). Часть названия пероксо- указывает на фрагмент –O–O–: \(\ce{H2SO5}\) — пероксомоносерная (кислота Каро), \(\ce{H2S2O8}\) — пероксодисерная. Часть названия тио- указывает на атом серы, занимающий место кислорода: \(\ce{Na2S2O3}\) — тиосульфат натрия.

Название соли зависит и от того, сколько атомов водорода кислоты способно замещаться атомами металла. Это число называют основностью кислоты. Для рассматриваемых кислородных кислот его находят по числу групп O–H, а не по общему числу атомов водорода в формуле.

По составу соли подразделяют на несколько видов:

• Средними солями называют соли, в которых замещены все способные к замещению атомы водорода кислоты. Примеры — \(\ce{Na3PO4}\) и \(\ce{K2SO4}\).
• Кислыми солями называют соли, в которых замещены не все такие атомы водорода. Примеры — \(\ce{NaHCO3}\) и \(\ce{Ca(H2PO4)2}\), составляющий основу суперфосфата.
• Основными солями называют соли, при образовании которых замещены не все группы OH основания. Примеры — \(\ce{(CuOH)2CO3}\), входящий в состав малахита, и \(\ce{Mg(OH)Cl}\).
• Двойные соли содержат два разных катиона. К ним относятся \(\ce{KAl(SO4)2*12H2O}\) — алюмокалиевые квасцы — и \(\ce{(NH4)2Fe(SO4)2*6H2O}\) — соль Мора.
• Смешанные соли содержат два разных аниона. Примером служит \(\ce{Ca(OCl)Cl}\) — хлорная известь.
• Комплексные соли содержат сложный ион. Примеры — \(\ce{K4[Fe(CN)6]}\), жёлтая кровяная соль, и \(\ce{Na[Al(OH)4]}\).

То, какая соль образуется при взаимодействии кислоты со щёлочью, зависит от соотношения количеств реагентов. Для фосфорной кислоты при \(n(\ce{NaOH}) : n(\ce{H3PO4}) = 1 : 1\) образуется \(\ce{NaH2PO4}\), при \(2 : 1\) — \(\ce{Na2HPO4}\), при \(3 : 1\) — \(\ce{Na3PO4}\). Если соотношение находится между указанными значениями, образуется смесь двух соседних солей.