Oksidacijos laipsnis

Straipsnis iš Vikipedijos, laisvosios enciklopedijos.
Peršokti į: navigaciją, paiešką

Chemijos nomenklatūroje oksidacijos laipsniu yra vadinamas dydis, parodantis, kokį elektros krūvį įgytų atomas molekulėje, jei visos polinės jungtys virstų joninėmis. Atomo oksidacijos laipsnis molekulėje visada žymimas arabiškais skaitmenimis ir turi ženklą.

Reakcijos, kuriose atomo oksidacijos laipsnis didėja, vadinamos oksidacija, o reakcijos, kuriose oksidacijos laipsnis mažėja, yra vadinamos redukcija. Tokio tipo reakcijose vyksta elektronų pernaša iš vieno atomo į kitą. Kai elektronai cheminės reakcijos metu negali dingti iš reakcijos zonos (t. y. nevyksta jonizacija, oksidacija ir redukcija vyksta kartu, o tokios reakcijos vadinamos bendru oksidacijos-redukcijos reakcijų vardu.

Oksidacijos laipsnio nustatymas[taisyti | redaguoti kodą]

Yra paplitę du būdai nustatyti atomo oksidacijos laipsniui. Pirmasis, struktūrinis, naudojamas daugiausiai organinėms molekulėms, kur tiksliai žinoma, kaip tarpusavyje jungiasi atomai, t. y. galima nubraižyti molekulės Liuiso diagramą, antrasis, algebrinis, naudojamas neorganiniams junginiams, pavyzdžiui, kompleksinėms ir paprastoms druskoms.

Struktūrinis metodas[taisyti | redaguoti kodą]

Oksidacijos laipsnio sąvoka yra glaudžiai susijusi su elektroneigiamumu. Žinoma, kad polinėse jungtyse, kai jungiasi nevienodi cheminiai elementai, elektronų pora, sudaranti jungtį, pasislenka daugiau link to atomo, kurio elektroneigiamumas didesnis, ir tas atomas įgauna dalinį neigiamą krūvį. Kadangi joninė jungtis yra atskirasis polinės atvejis, kai elektronų pora praranda ryšį su vienu iš atomų H O-H

Vandenilis (EN 2,1) yra mažiau elektroneigiamas, nei anglis (EN 2,5), todėl H-C jungtyse elektronai pasislenka į anglies atomo pusę. Taigi, trys vandenilio atomai kairėje įgyja oksidacijos laipsnį +1, o kairysis anglies atomas – -3. Kadangi ryšys tarp anglies atomų yra nepolinis, dalinių krūvių neįgyja nė vienas iš atomų:

      H(+1)
        |
H(+1)-C(-3)-C=O
        |   |
      H(+1) O-H

Dešinėje diagramos pusėje deguonis (EN 3,5) kur kas stipriau traukia elektronus prie savęs tiek už anglį, tiek ir už vandenilį. Dėl šios priežasties abiejų deguonies atomų oksidacijos laipsniai yra -2. Vandenilis savo ruožtu įgyja +1 oksidacijos laipsnį. Kadangi anglį su deguonimi jungia trys jungtys, jos oksidacijos laipsnis tampa +3:

      H(+1)
        

Algebrinis metodas[taisyti | redaguoti kodą]

Jeigu molekulės struktūra yra nežinoma arba tiesiog neegzistuoja (kaip neorganinuose junginiuose), oksidacijos laipsnį galima pamėginti rasti pagal taisyklę, jog:

  • neutralios molekulės visų atomų oksidacijos laipsnių suma yra lygi 0;
  • joną sudarančių atomų oksidacijos laipsnių suma yra lygi jono krūviui.

Žinoma, kad kai kurie elementai beveik visada turi tam tikrus oksidacijos laipsnius, todėl juos galima naudoti kaip etaloną:

  1. fluoro oksidacijos laipsnis visada lygus -1;
  2. deguonies oksidacijos laipsnis visada lygus -2, išskyrus:
  3. vandenilio oksidacijos laipsnis visada lygus +1, išskyrus metalų hidridus, kur jis yra lygus -1.

OL(Cr) + 3 \times OL(O) + 3 \times OL(H) = 0

Įsistatę jau žinomas reikšmes (OL(O) = -2, OL(H) = +1), gauname, kad

OL(Cr) + 3 \times (-2) + 3 \times (+1) = 0

OL(Cr) - 6 + 3 = 0 \,

OL(Cr) = +3 \,

Oksidacijos laipsnio nevienareišmiškumas[taisyti | redaguoti kodą]

Svarbu pabrėžti, kad atomo oksidacijos laipsnis nėra pastovus dydis ir priklauso nuo junginio, kuriame atomas yra ir netgi, kaip matėme pirmojo metodo pavyzdyje, atomo vietos jame. Dėl to beprasmiška kalbėti apie oksidacijos laipsnį nepateikiant konteksto. Konkretus to pavyzdys gali būti anglis, kurios atomas, priklausomai nuo situacijos, gali įgyti labai skirtingus oksidacijos laipsnius:

  • -4 – metanas (CH_4)
  • -3 – etanas (C_2H_6)
  • -2 – monofluormetanas (CH_3F)
  • -1 – acetilenas (C_2H_2)
  • 0 – difluormetanas (CH_2F_2)
  • +1 – tetrafluoretanas (C_2H_2F_4)
  • +2 – trifluormetanas (CHF_3)
  • +3 – heksafluoretanas (C_2F_6)
  • +4 – anglies dioksidas (CO_2)

Oksidacijos laipsnis gali būti net ne sveikasis skaičius, nors tokios situacijos ypač retos.