Τα ομοιοπολικά μόρια έχουν αριθμό οξείδωσης;
Κατανόηση αριθμών οξείδωσης:
* Ιωνικές ενώσεις: Οι αριθμοί οξείδωσης αποδίδονται εύκολα σε ιοντικές ενώσεις, επειδή οι χρεώσεις των ιόντων είναι σαφώς καθορισμένα. Για παράδειγμα, στο NaCl, το νάτριο (NA) έχει αριθμό οξείδωσης +1 και χλωρίου (CL) έχει αριθμό οξείδωσης -1.
* ομοιοπολικές ενώσεις: Σε ομοιοπολικές ενώσεις, τα ηλεκτρόνια μοιράζονται μεταξύ των ατόμων, που δεν μεταφέρονται πλήρως. Αυτό σημαίνει ότι η έννοια της "φόρτισης" είναι λιγότερο σαφής.
Αντιστοίχιση αριθμών οξείδωσης σε ομοιοπολικά μόρια:
Ενώ η έννοια της "φόρτισης" είναι λιγότερο σαφής σε ομοιοπολικούς δεσμούς, μπορούμε ακόμα να χρησιμοποιήσουμε τους ακόλουθους κανόνες για να αντιστοιχίσουμε αριθμούς οξείδωσης:
1. Το πιο ηλεκτροαρνητικό άτομο σε έναν ομοιοπολικό δεσμό αποδίδεται αρνητικός αριθμός οξείδωσης, ενώ το λιγότερο ηλεκτροαρνητικό άτομο αποδίδεται ένας θετικός αριθμός οξείδωσης. Η ηλεκτροαρνητικότητα είναι ένα μέτρο της τάσης ενός ατόμου να προσελκύει ηλεκτρόνια.
2. Κανόνες ομάδας: Ορισμένες ομάδες στοιχείων έχουν συχνά συγκεκριμένους αριθμούς οξείδωσης:
* Ομάδα 1 μέταλλα (Li, Na, K, κλπ.) Πάντα έχουν +1.
* Ομάδα 2 μέταλλα (ΒΕ, MG, CA, κλπ.) Πάντα έχουν +2.
* Το φθόριο (F) έχει πάντα -1.
* Το οξυγόνο (O) συνήθως έχει -2, εκτός από τα υπεροξείδια (O2^-2) όπου έχει -1.
* Το υδρογόνο (Η) έχει συνήθως +1, εκτός από τα μεταλλικά υδρίδια (π.χ., NAH) όπου έχει -1.
3. άθροισμα των αριθμών οξείδωσης: Το άθροισμα όλων των αριθμών οξείδωσης σε ένα μόριο πρέπει να είναι ίσο με μηδέν. Στα πολυατομικά ιόντα, το άθροισμα πρέπει να ισούται με το φορτίο του ιόντος.
Παράδειγμα:
Εξετάστε το νερό του μορίου (H2O):
* Το οξυγόνο είναι πιο ηλεκτροαρνητικό από το υδρογόνο, επομένως αποδίδεται ένας αριθμός οξείδωσης -2.
* Δύο άτομα υδρογόνου αποδίδονται +1 το καθένα.
* Το άθροισμα των αριθμών οξείδωσης (+1 +1 -2) είναι μηδέν, εκπληρώνοντας τον κανόνα.
Σημαντική σημείωση:
* Οι αριθμοί οξείδωσης σε ομοιοπολικά μόρια είναι ένα χρήσιμο εργαλείο για την κατανόηση και την πρόβλεψη των χημικών αντιδράσεων, αλλά δεν αντικατοπτρίζουν το πραγματικό φορτίο στα άτομα.
* Η έννοια της "επίσημης φόρτισης" χρησιμοποιείται μερικές φορές για να παρέχει μια ακριβέστερη εικόνα της κατανομής ηλεκτρονίων σε ομοιοπολικούς δεσμούς.
Συνοπτικά, ενώ τα ομοιοπολικά μόρια δεν έχουν σταθερές χρεώσεις όπως ιοντικές ενώσεις, μπορούμε ακόμα να αποδώσουμε αριθμούς οξείδωσης με βάση την ηλεκτροαρνητικότητα και άλλους κανόνες. Αυτό μας επιτρέπει να κατανοήσουμε τη σχετική κατανομή ηλεκτρονίων και να προβλέψουμε την αντιδραστικότητα των ομοιοπολικών ενώσεων.
