Найти степень окисления онлайн. Высшая степень окисления

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:

1. В простых веществах степени окисления равны нулю.
2. Сумма окисления всех атомов или ионов в нейтральном веществе равна нулю.
3. В сложном ионе сумма степеней окисления всех элементов должна соответствовать заряду всей частицы.
4. Более электроотрицательный атом приобретает отрицательное состояние окисления, которое записывают со знаком "минус".
5. Менее электроотрицательные элементы получают положительные степени окисления, их записывают со знаком "плюс".
6. Кислород в основном проявляет степень окисления, равную -2.
7. Для водорода характерное значение: +1, в гидридах металлов встречается: Н-1.
8. Фтор — наиболее электроотрицательный из всех элементов, его состояние окисления всегда равно -4.
9. 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.

Для характеристики окислительно-восстановительной способности частиц важное значение имеет такое понятие, как степень окисления. СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ – это заряд, который мог бы возникнуть у атома в молекуле или ионе, если бы все его связи с другими атомами оказались разорваны, а общие электронные пары ушли с более электроотрицательными элементами.

В отличие от реально существующих зарядов у ионов, степень окисления показывает лишь условный заряд атома в молекуле. Она может быть отрицательной, положительной и нулевой. Например, степень окисления атомов в простых веществах равна «0» (,
,,). В химических соединениях атомы могут иметь постоянную степень окисления или переменную. У металлов главных подгруппI, II и III групп Периодической системы в химических соединениях степень окисления, как правило, постоянна и равна соответственно Ме +1 , Ме +2 и Ме +3 (Li + , Ca +2 , Al +3). У атома фтора всегда -1. У хлора в соединениях с металлами всегда -1. В подавляющем числе соединений кислород имеет степень окисления -2 (кроме пероксидов, где его степень окисления -1), а водород +1(кроме гидридов металлов, где его степень окисления -1).

Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в нейтральной молекуле равна нулю, а в ионе – заряду иона. Эта взаимосвязь позволяет рассчитывать степени окисления атомов в сложных соединениях.

В молекуле серной кислоты H 2 SO 4 атом водорода имеет степень окисления +1, а атом кислорода -2. Так как атомов водорода два, а атомов кислорода четыре, то мы имеем два «+» и восемь «-». До нейтральности не хватает шесть «+». Именно это число и является степенью окисления серы -
. Молекула дихромата калияK 2 Cr 2 O 7 состоит из двух атомов калия, двух атомов хрома и семи атомов кислорода. У калия степень окисления всегда +1, у кислорода -2. Значит, мы имеем два «+» и четырнадцать «-». Оставшиеся двенадцать «+» приходятся на два атома хрома, у каждого из которых степень окисления равна +6 (
).

Типичные окислители и восстановители

Из определения процессов восстановления и окисления следует, что, в принципе, в роли окислителей могут выступать простые и сложные вещества, содержащие атомы, которые находятся не в низшей степени окисления и поэтому могут понижать свою степень окисления. Аналогично в роли восстановителей могут выступать простые и сложные вещества, содержащие атомы, которые находятся не в высшей степени окисления и поэтому могут повышать свою степень окисления.

К наиболее сильным окислителям относятся:

1) простые вещества, образуемые атомами, имеющими большую электроотрицательность, т.е. типичные неметаллы, расположенные в главных подгруппах шестой и седьмой групп периодической системы: F, O, Cl, S (соответственно F 2 , O 2 , Cl 2 , S);

2) вещества, содержащие элементы в высших и промежуточных

положительных степенях окисления, в том числе в виде ионов, как простых, элементарных (Fe 3+), так и кислородосодержащих, оксоанионов (перманганат-ион - MnO 4 -);

3) перекисные соединения.

Конкретными веществами, применяемыми на практике в качестве окислителей, являются кислород и озон, хлор, бром, перманганаты, дихроматы, кислородные кислоты хлора и их соли (например,
,
,
), азотная кислота (
), концентрированная серная кислота (
), диоксид марганца (
), пероксид водорода и пероксиды металлов (
,
).

К наиболее сильным восстановителям относятся:

1)простые вещества, атомы которых имеют низкую электроотрицательность («активные металлы»);

2) катионы металлов в низжих степенях окисления (Fe 2+);

3) простые элементарные анионы, например, сульфид-ион S 2- ;

4) кислородосодержащие анионы (оксоанионы), соответствующие низшим положительным степеням окисления элемента (нитрит
, сульфит
).

Конкретными веществами, применяемыми на практике в качестве восстановителей, являются, например, щелочные и щелочноземельные металлы, сульфиды, сульфиты, галогенводороды (кроме HF), органические вещества – спирты, альдегиды, формальдегид, глюкоза, щавелевая кислота, а также водород, углерод, моноксид углерода (
) и алюминий при высоких температурах.

В принципе, если в состав вещества входит элемент в промежуточной степени окисления, то эти вещества могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Все зависит от

«партнера» по реакции: с достаточно сильным окислителем оно может реагировать как восстановитель, а с достаточно сильным восстановителем – как окислитель. Так, например, нитрит-ион NO 2 - в кислой среде выступает в роли окислителя по отношению к иону I - :

2
+ 2+ 4HCl→ + 2
+ 4KCl + 2H 2 O

и в роли восстановителя по отношению к перманганат-иону MnO 4 -

5
+ 2
+ 3H 2 SO 4 → 2
+ 5
+K 2 SO 4 + 3H 2 O

Электроотрицательность, как и прочие свойства атомов химических элементов, изменяется с увеличением порядкового номера элемента периодически:

График выше демонстрирует периодичность изменения электроотрицательности элементов главных подгрупп в зависимости от порядкового номера элемента.

При движении вниз по подгруппе таблицы Менделеева электроотрицательность химических элементов уменьшается, при движении вправо по периоду возрастает.

Электроотрицательность отражает неметалличность элементов: чем выше значение электроотрицательности, тем более у элемента выражены неметаллические свойства.

Степень окисления

Как рассчитать степень окисления элемента в соединении?

1) Степень окисления химических элементов в простых веществах всегда равна нулю.

2) Существуют элементы, проявляющие в сложных веществах постоянную степень окисления:

3) Существуют химические элементы, которые проявляют в подавляющем большинстве соединений постоянную степень окисления. К таким элементам относятся:

Элемент	Степень окисления практически во всех соединениях	Исключения
водород H	+1	Гидриды щелочных и щелочно-земельных металлов, например:
кислород O	-2	Пероксиды водорода и металлов: Фторид кислорода —

4) Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в молекуле всегда равна нулю. Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в ионе равна заряду иона.

5) Высшая (максимальная) степень окисления равна номеру группы. Исключения, которые не попадают под это правило, — элементы побочной подгруппы I группы, элементы побочной подгруппы VIII группы, а также кислород и фтор.

Химические элементы, номер группы которых не совпадает с их высшей степенью окисления (обязательные к запоминанию)

6) Низшая степень окисления металлов всегда равна нулю, а низшая степень окисления неметаллов рассчитывается по формуле:

низшая степень окисления неметалла = № группы − 8

Отталкиваясь от представленных выше правил, можно установить степень окисления химического элемента в любом веществе.

Нахождение степеней окисления элементов в различных соединениях

Пример 1

Определите степени окисления всех элементов в серной кислоте.

Решение:

Запишем формулу серной кислоты:

Степень окисления водорода во всех сложных веществах +1 (кроме гидридов металлов).

Степень окисления кислорода во всех сложных веществах равна -2 (кроме пероксидов и фторида кислорода OF 2). Расставим известные степени окисления:

Обозначим степень окисления серы как x :

Молекула серной кислоты, как и молекула любого вещества, в целом электронейтральна, т.к. сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю. Схематически это можно изобразить следующим образом:

Т.е. мы получили следующее уравнение:

Решим его:

Таким образом, степень окисления серы в серной кислоте равна +6.

Пример 2

Определите степень окисления всех элементов в дихромате аммония.

Решение:

Запишем формулу дихромата аммония:

Как и в предыдущем случае, мы можем расставить степени окисления водорода и кислорода:

Однако мы видим, что неизвестны степени окисления сразу у двух химических элементов — азота и хрома. Поэтому найти степени окисления аналогично предыдущему примеру мы не можем (одно уравнение с двумя переменными не имеет единственного решения).

Обратим внимание на то, что указанное вещество относится к классу солей и, соответственно, имеет ионное строение. Тогда справедливо можно сказать, что в состав дихромата аммония входят катионы NH 4 + (заряд данного катиона можно посмотреть в таблице растворимости). Следовательно, так как в формульной единице дихромата аммония два положительных однозарядных катиона NH 4 + , заряд дихромат-иона равен -2, поскольку вещество в целом электронейтрально. Т.е. вещество образовано катионами NH 4 + и анионами Cr 2 O 7 2- .

Мы знаем степени окисления водорода и кислорода. Зная, что сумма степеней окисления атомов всех элементов в ионе равна заряду, и обозначив степени окисления азота и хрома как x и y соответственно, мы можем записать:

Т.е. мы получаем два независимых уравнения:

Решая которые, находим x и y :

Таким образом, в дихромате аммония степени окисления азота -3, водорода +1, хрома +6, а кислорода -2.

Как определять степени окисления элементов в органических веществах можно почитать .

Валентность

Валентность атомов обозначается римскими цифрами: I, II, III и т.д.

Валентные возможности атома зависят от количества:

1) неспаренных электронов

2) неподеленных электронных пар на орбиталях валентных уровней

3) пустых электронных орбиталей валентного уровня

Валентные возможности атома водорода

Изобразим электронно-графическую формулу атома водорода:

Было сказано, что на валентные возможности могут влиять три фактора — наличие неспаренных электронов, наличие неподеленных электронных пар на внешнем уровне, а также наличие вакантных (пустых) орбиталей внешнего уровня. Мы видим на внешнем (и единственном) энергетическом уровне один неспаренный электрон. Исходя из этого, водород может точно иметь валентность, равную I. Однако на первом энергетическом уровне есть только один подуровень — s, т.е. атом водорода на внешнем уровне не имеет как неподеленных электронных пар, так и пустых орбиталей.

Таким образом, единственная валентность, которую может проявлять атом водорода, равна I.

Валентные возможности атома углерода

Рассмотрим электронное строение атома углерода. В основном состоянии электронная конфигурация его внешнего уровня выглядит следующим образом:

Т.е. в основном состоянии на внешнем энергетическом уровне невозбужденного атома углерода находится 2 неспаренных электрона. В таком состоянии он может проявлять валентность, равную II. Однако атом углерода очень легко переходит в возбужденное состояние при сообщении ему энергии, и электронная конфигурация внешнего слоя в этом случае принимает вид:

Несмотря на то что на процесс возбуждения атома углерода тратится некоторое количество энергии, траты с избытком компенсируются при образовании четырех ковалентных связей. По этой причине валентность IV намного более характерна для атома углерода. Так, например, валентность IV углерод имеет в молекулах углекислого газа, угольной кислоты и абсолютно всех органических веществ.

Помимо неспаренных электронов и неподеленных электронных пар на валентные возможности также влияет наличие вакантных () орбиталей валентного уровня. Наличие таких орбиталей на заполняемом уровне приводит к тому, что атом может выполнять роль акцептора электронной пары, т.е. образовывать дополнительные ковалентные связи по донорно-акцепторному механизму. Так, например, вопреки ожиданиям, в молекуле угарного газа CO связь не двойная, а тройная, что наглядно показано на следующей иллюстрации:

Валентные возможности атома азота

Запишем электронно-графическую формулу внешнего энергетического уровня атома азота:

Как видно из иллюстрации выше, атом азота в своем обычном состоянии имеет 3 неспаренных электрона, в связи с чем логично предположить о его способности проявлять валентность, равную III. Действительно, валентность, равная трём, наблюдается в молекулах аммиака (NH 3), азотистой кислоты (HNO 2), треххлористого азота (NCl 3) и т.д.

Выше было сказано, что валентность атома химического элемента зависит не только от количества неспаренных электронов, но также и от наличия неподеленных электронных пар. Связано это с тем, что ковалентная химическая связь может образоваться не только, когда два атома предоставляют друг другу по одному электрону, но также и тогда, когда один атом, имеющий неподеленную пару электронов — донор() предоставляет ее другому атому с вакантной () орбиталью валентного уровня (акцептору). Т.е. для атома азота возможна также валентность IV за счет дополнительной ковалентной связи, образованной по донорно-акцепторному механизму. Так, например, четыре ковалентных связи, одна из которых образована по донорно-акцепторному механизму, наблюдается при образовании катиона аммония:

Несмотря на то что одна из ковалентных связей образуется по донорно-акцепторному механизму, все связи N-H в катионе аммония абсолютно идентичны и ничем друг от друга не отличаются.

Валентность, равную V, атом азота проявлять не способен. Связано это с тем, что для атома азота невозможен переход в возбужденное состояние, при котором происходит распаривание двух электронов с переходом одного из них на свободную орбиталь, наиболее близкую по уровню энергии. Атом азота не имеет d -подуровня, а переход на 3s-орбиталь энергетически настолько затратен, что затраты энергии не покрываются образованием новых связей. Многие могут задаться вопросом, а какая же тогда валентность у азота, например, в молекулах азотной кислоты HNO 3 или оксида азота N 2 O 5 ? Как ни странно, валентность там тоже IV, что видно из нижеследующих структурных формул:

Пунктирной линией на иллюстрации изображена так называемая делокализованная π -связь. По этой причине концевые связи NO можно назвать «полуторными». Аналогичные полуторные связи имеются также в молекуле озона O 3 , бензола C 6 H 6 и т.д.

Валентные возможности фосфора

Изобразим электронно-графическую формулу внешнего энергетического уровня атома фосфора:

Как мы видим, строение внешнего слоя у атома фосфора в основном состоянии и атома азота одинаково, в связи с чем логично ожидать для атома фосфора так же, как и для атома азота, возможных валентностей, равных I, II, III и IV, что и наблюдается на практике.

Однако в отличие от азота, атом фосфора имеет на внешнем энергетическом уровне еще и d -подуровень с 5-ю вакантными орбиталями.

В связи с этим он способен переходить в возбужденное состояние, распаривая электроны 3s -орбитали:

Таким образом, недоступная для азота валентность V для атома фосфора возможна. Так, например, валентность, равную пяти, атом фосфора имеет в молекулах таких соединений, как фосфорная кислота, галогениды фосфора (V), оксид фосфора (V) и т.д.

Валентные возможности атома кислорода

Электронно-графическая формула внешнего энергетического уровня атома кислорода имеет вид:

Мы видим на 2-м уровне два неспаренных электрона, в связи с чем для кислорода возможна валентность II. Следует отметить, что данная валентность атома кислорода наблюдается практически во всех соединениях. Выше при рассмотрении валентных возможностей атома углерода мы обсудили образование молекулы угарного газа. Связь в молекуле CO тройная, следовательно, кислород там трехвалентен (кислород — донор электронной пары).

Из-за того что атом кислорода не имеет на внешнем уровне d -подуровня, распаривание электронов s и p- орбиталей невозможно, из-за чего валентные возможности атома кислорода ограничены по сравнению с другими элементами его подгруппы, например, серой.

Валентные возможности атома серы

Внешний энергетический уровень атома серы в невозбужденном состоянии:

У атома серы, как и у атома кислорода, в обычном состоянии два неспаренных электрона, поэтому мы можем сделать вывод о том, что для серы возможна валентность, равная двум. И действительно, валентность II сера имеет, например, в молекуле сероводорода H 2 S.

Как мы видим, у атома серы на внешнем уровне появляется d -подуровень с вакантными орбиталями. По этой причине атом серы способен расширять свои валентные возможности в отличие от кислорода за счет перехода в возбужденные состояния. Так, при распаривании неподеленной электронной пары 3p -подуровня атом серы приобретает электронную конфигурацию внешнего уровня следующего вида:

В таком состоянии атом серы имеет 4 неспаренных электрона, что говорит нам о возможности проявления атомами серы валентности, равной IV. Действительно, валентность IV сера имеет в молекулах SO 2 , SF 4 , SOCl 2 и т.д.

При распаривании второй неподеленной электронной пары, расположенной на 3s -подуровне, внешний энергетический уровень приобретает конфигурацию:

В таком состоянии уже становится возможным проявление валентности VI. Примером соединений с VI-валентной серой являются SO 3 , H 2 SO 4 , SO 2 Cl 2 и т.д.

Аналогично можно рассмотреть валентные возможности остальных химических элементов.

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 элемента
Степень 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:

1. Степень окисления простых веществ всегда равна нулю.
   
2. Щелочные металлы, которые находятся в первой группе периодической таблицы, имеют степень окисления +1.
   
3. Щелочноземельные металлы, занимающие в периодической таблице вторую группу, имеют степень окисления +2.
   
4. Водород в соединениях с различными неметаллами всегда проявляет степень окисления +1, а в соединениях с металлами +1.
   
5. Степень окисления молекулярного кислорода во всех соединениях, рассматриваемых в школьном курсе неорганической химии, равна -2. Фтора -1.
   
6. 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.
   
7. Алюминий во всех соединениях проявляет степень окисления равную +3.
   

Дальше, как правило, начинаются сложности, так как остальные химические элементы демонстрируют и проявляют переменную степень окисления в зависимости от типов атомов других веществ, участвующих в соединении.

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.

Видеокурс «Получи пятерку» включает все темы, необходимые для успешной сдачи ЕГЭ по математике на 60-65 баллов. Полностью все задачи 1-13 Профильного ЕГЭ по математике. Подходит также для сдачи Базового ЕГЭ по математике. Если вы хотите сдать ЕГЭ на 90-100 баллов, вам надо решать часть 1 за 30 минут и без ошибок!

Курс подготовки к ЕГЭ для 10-11 класса, а также для преподавателей. Все необходимое, чтобы решить часть 1 ЕГЭ по математике (первые 12 задач) и задачу 13 (тригонометрия). А это более 70 баллов на ЕГЭ, и без них не обойтись ни стобалльнику, ни гуманитарию.

Вся необходимая теория. Быстрые способы решения, ловушки и секреты ЕГЭ. Разобраны все актуальные задания части 1 из Банка заданий ФИПИ. Курс полностью соответствует требованиям ЕГЭ-2018.

Курс содержит 5 больших тем, по 2,5 часа каждая. Каждая тема дается с нуля, просто и понятно.

Сотни заданий ЕГЭ. Текстовые задачи и теория вероятностей. Простые и легко запоминаемые алгоритмы решения задач. Геометрия. Теория, справочный материал, разбор всех типов заданий ЕГЭ. Стереометрия. Хитрые приемы решения, полезные шпаргалки, развитие пространственного воображения. Тригонометрия с нуля - до задачи 13. Понимание вместо зубрежки. Наглядное объяснение сложных понятий. Алгебра. Корни, степени и логарифмы, функция и производная. База для решения сложных задач 2 части ЕГЭ.