Oksidlanish darajasi nima

Oksidlanish darajasi (oksidlanish soni) — oksidlanish, qaytarilish va oksidlanish-qaytarilish reaksiyalari jarayonlarini ifodalash uchun qo‘llanadigan shartli yordamchi kattalikdir. U alohida atomning molekuladagi oksidlanish holatini ko‘rsatadi va elektronlar ko‘chishini hisobga olishning qulay usuli xolos: u molekuladagi atomning haqiqiy zaryadi emas (qarang: §Shartlilik).

Elementlarning oksidlanish darajasi haqidagi tushuncha kimyoviy moddalarni tasniflash, ularning xossalarini tavsiflash, birikmalar formulalarini tuzish va ularga xalqaro nom berish (nomenklatura) uchun asos bo‘lib xizmat qiladi. U ayniqsa oksidlanish-qaytarilish reaksiyalarini o‘rganishda keng qo‘llanadi.

Oksidlanish darajasi tushunchasi noorganik kimyoda ko‘pincha valentlik o‘rnida qo‘llanadi.

Ta’rif

Atomning oksidlanish darajasi atomga shartli ravishda beriladigan elektr zaryadining son qiymatiga teng. Bunda bog‘ hosil qiluvchi elektron juftlari to‘liq ravishda elektrmanfiyligi yuqoriroq bo‘lgan elektrmanfiy atomlar tomon siljigan deb faraz qilinadi (ya’ni birikma faqat ionlardan tashkil topgan deb qaraladi). Bir xil atomlar orasida kovalent bog‘ hosil bo‘lsa, elektronlar atomlar o‘rtasida teng taqsimlanadi.

Oksidlanish darajasi elektronlar soniga mos keladi: ularni musbat ionga qo‘shish orqali uni neytral atomgacha qaytarish yoki manfiy iondan ajratib olish orqali uni neytral atomgacha oksidlash mumkin:

{\mathsf {Al^{3+}+3e^{-}\rightarrow Al}}

{\mathsf {S^{2-}\rightarrow S+2e^{-}}}

Tavsif

Ilmiy adabiyotlarda elementning oksidlanish darajasini ko‘rsatish uchun Shtok usuli qo‘llanadi. Oksidlanish darajasi element nomi yoki belgisidan keyin rim raqamlari bilan dumaloq qavslarda beriladi. Ochiluvchi qavs oldidan bo‘sh joy qo‘yilmaydi: temir(III), Ni(II).

Oksidlanish darajasini element belgisining tepasiga arab raqamlari bilan ham yozish mumkin: $\mathrm {{\stackrel {+1}{Na}}{\stackrel {-1}{Cl}},{\stackrel {+2}{Mg}}{\stackrel {-1}{Cl}}_{2},{\stackrel {-3}{N}}{\stackrel {+1}{H}}_{3},{\stackrel {+2}{C}}{\stackrel {-2}{O}},{\stackrel {+4}{C}}{\stackrel {-2}{O}}_{2},{\stackrel {+1}{Cl}}{\stackrel {-1}{F}},{\stackrel {+1}{H}}{\stackrel {+5}{N}}{\stackrel {-2}{O}}_{3},{\stackrel {-4}{C}}{\stackrel {+1}{H}}_{4},{\stackrel {+1}{K}}{\stackrel {+7}{Mn}}{\stackrel {-2}{O}}_{4}.}$ Ion zaryadini ko‘rsatishdan farqli ravishda, oksidlanish darajasi yozilganda avval ishora, undan keyin son qiymati qo‘yiladi, aksincha emas (bunda formulalarda deyarli doim atom yoki ionning zaryadi, matnda esa +2, +3… kabi oksidlanish darajasi beriladi; chalkashlik shundan kelib chiqadi. Formulalarda oksidlanish darajasi elementning tepasiga, ishora oldin qo‘yilgan holda yoziladi. Ionning zaryadi esa (murakkab ion tarkibidagi har bir elementniki emas!) iondan keyin yuqori o‘ng tomonga yuqori indeks sifatida yoziladi, bunda ishora sondan keyin keladi): $({\stackrel {-3}{\mbox{N}}}{\stackrel {+1}{\mbox{H}}}_{4})_{2}{\stackrel {+6}{\mbox{S}}}{\stackrel {-2}{\mbox{O}}}_{4}$ — oksidlanish darajalari, ${({\mbox{NH}}}_{4}^{1+})_{2}{\mbox{SO}}_{4}^{2-}$ — zaryadlar.

Oksidlanish darajasi (valentlikdan farqli ravishda) nolga, manfiy yoki musbat qiymatga ega bo‘lishi mumkin. Bu qiymatlar odatda element belgisining ustiga yoziladi: $\mathrm {{\stackrel {0}{Kr}},{\stackrel {+1}{\mbox{Na}}}_{2}{\stackrel {-2}{\mbox{O}}}.}$

Oksidlanish darajasini hisoblash qoidalari:

Erkin (bog‘lanmagan) holatdagi har qanday element atomining (oddiy modda) oksidlanish darajasi nolga teng. Masalan, quyidagi molekulalardagi atomlarning oksidlanish darajasi nolga teng: $\mathrm {{\stackrel {0}{O}}_{3},{\stackrel {0}{O}}_{2},{\stackrel {0}{H}}_{2},{\stackrel {0}{N}}_{2},{\stackrel {0}{S}}_{8},{\stackrel {0}{P}}_{4},{\stackrel {0}{Br}}_{2},{\stackrel {0}{Cl}}_{2},{\stackrel {0}{C}},{\stackrel {0}{Fe}},{\stackrel {0}{Na}}.}$
Har qanday oddiy bir atomli ionning oksidlanish darajasi uning zaryadiga teng, masalan: Na⁺ = +1, Ca²⁺ = +2, Cl⁻ = −1.
Har qanday ionli bo‘lmagan birikmada vodorodning oksidlanish darajasi +1 ga teng. Bu qoida vodorod birikmalarining aksariyatiga, jumladan H₂O, NH₃ yoki CH₄ uchun amal qiladi. (Elektrmanfiylik asosidagi ta’rif ayrim moddalar uchun istisnolarni keltirib chiqaradi: $\mathrm {{\stackrel {+4}{Si}}{\stackrel {-1}{H}}_{4},{\stackrel {+3}{As}}{\stackrel {-1}{H}}_{3}}$ ). Metallarning ionli gidridlarida, masalan NaH da, vodorodning oksidlanish darajasi −1 ga teng.
Kislorodning oksidlanish darajasi O—O oddiy kovalent bog‘ini hosil qilmaydigan barcha birikmalarda −2 ga teng. Bunday birikmalarning aksariyati — oksidlar. Masalan, kislorodning oksidlanish darajasi −2 ga teng bo‘lgan H₂O, H₂SO₄, NO, CO₂ va CH₃OH; ammo vodorod peroksidida — H₂O₂ (HO—OH) da −1 ga teng (kislorodning oksidlanish darajasi −2 bo‘lishi haqidagi qoidaning boshqa istisnolari: $\mathrm {{\stackrel {+2}{O}}{\stackrel {-1}{F}}_{2},{\stackrel {+1}{O}}_{2}{\stackrel {-1}{F}}_{2}}$ , shuningdek erkin radikallar, masalan, $\mathrm {\bullet {\stackrel {-1}{O}}{\stackrel {+1}{H}}}$ ).
Birikmadagi nometallar, vodorod va kisloroddan tashqari bo‘lganda, elektrmanfiyligi yuqoriroq bo‘lgan nometall manfiy zaryadlangan deb hisoblanadi. Bunday nometallning oksidlanish darajasi uning eng ko‘p uchraydigan manfiy ioni zaryadiga teng deb olinadi. Masalan, CCl₄ da xlorning oksidlanish darajasi −1, uglerodniki esa +4. CH₄ da vodorodning oksidlanish darajasi +1, uglerodniki esa −4. SF₆ da ftorning oksidlanish darajasi −1, oltingugurtniki +6, ammo CS₂ da oltingugurtning oksidlanish darajasi −2, uglerodniki esa +4.
Algebraik yig‘indi — neytral birikma formulasidagi barcha atomlarning oksidlanish darajalari yig‘indisi — doim nolga teng:

${\stackrel {+1}{\mbox{H}}}_{2}{\stackrel {+6}{\mbox{S}}}{\stackrel {-2}{\mbox{O}}}_{4},$ $(+1\cdot 2)+(+6\cdot 1)+(-2\cdot 4)=+2+6-8=0$

Kompleks ion (kation yoki anion) tarkibidagi barcha atomlar oksidlanish darajalarining algebraik yig‘indisi ionning umumiy zaryadiga teng bo‘lishi kerak (yuqoridagi 2-bandga ham qarang). Masalan, NH₄⁺ ionida N ning oksidlanish darajasi −3 ga teng bo‘lishi kerak, shuning uchun −3 + 4 = +1. SO₄²⁻ ionida to‘rtta kislorod atomining oksidlanish darajalari yig‘indisi −8 ga teng. Shuning uchun oltingugurtning oksidlanish darajasi +6 bo‘lishi kerak, shunda ionning umumiy zaryadi −2 ga teng bo‘ladi.
Kimyoviy reaksiyalarda barcha atomlar oksidlanish darajalarining algebraik yig‘indisi saqlanishi qoidasi bajarilishi kerak. Aynan shu qoida oksidlanish darajasi tushunchasini zamonaviy kimyoda juda muhim qiladi. Agar kimyoviy reaksiya davomida atomning oksidlanish darajasi ortsa, u oksidlanadi; atomning oksidlanish darajasi pasaysa, u qaytariladi deyiladi. Kimyoviy reaksiyaning to‘liq tenglamasida oksidlanish va qaytarilish jarayonlari bir-birini aniq muvozanatlashi kerak.
Elementning eng yuqori musbat oksidlanish darajasi odatda uning guruh raqamiga mos keladi, ya’ni davriy sistemada (klassik qisqa jadval shaklida). Elementning eng katta manfiy oksidlanish darajasi eng katta musbat oksidlanish darajasidan sakkiz ayirilgan qiymatga teng (masalan, xalkogen S uchun musbat oksidlanish darajasi +6, eng katta manfiy qiymat esa 6 − 8 = −2).
Istisnolar: ftor, kislorod, nodir gazlar (ksenondan tashqari), shuningdek temir, kobalt, rodiy hamda nikel kichik guruhi elementlaridir: ularning eng yuqori oksidlanish darajasi mansub bo‘lgan guruh raqamidan kichik son bilan ifodalanadi. Iridiyning eng yuqori oksidlanish darajasi +9 ga teng. Mis kichik guruhi elementlarining eng yuqori oksidlanish darajasi esa, aksincha, ular I guruhga kirishiga qaramay, birdan katta bo‘ladi. Lantanoidlarning oksidlanish darajasi +4 dan oshmaydi (alohida sharoitlarda prazeodim uchun +5 oksidlanish darajasi qayd etilgan); aktinoidlarda esa +7 gacha oksidlanish darajalari qayd etilgan.
Element (R) ning kislorod (RO) va vodorod (HR) bilan birikmalaridagi musbat va manfiy oksidlanish darajalari mutlaq qiymatlari yig‘indisi sakkizga teng bo‘lishi haqidagi qoida aynan mutlaq qiymatlarga taalluqlidir va faqat p-elementlarning IV—V—VI—VII guruhlariga, ya’ni kimyoviy elementlar davriy sistemasidagi shu guruhlarga taalluqlidir.
Metallar birikmalarda odatda musbat oksidlanish darajasiga ega. Biroq ayrim birikmalarda ularning oksidlanish darajasi nolga teng (neytral karbonillar va boshqa komplekslar), ayrimlarida esa manfiy qiymatga ega bo‘ladi (alkalidlar, auridlar, anionli karbonillar, Sintl fazalari).

Oksidlanish darajasi tushunchasi nostexiometrik birikmalar (KS₈, Mo₅Si₃, Nb₃B₄ va boshqalar) uchun ham to‘liq qo‘llanadi.

Shartlilik

Oksidlanish darajasi fizik ma’noga ega bo‘lmagan mutlaqo shartli kattalik ekanini, biroq molekulada kimyoviy bog‘ — atomlararo o‘zaro ta’sir qanday hosil bo‘lishini tavsiflashini yodda tutish kerak.

Oksidlanish darajasi ayrim hollarda valentlik bilan mos kelmaydi. Masalan, organik birikmalarda uglerod doimo to‘rt valentli bo‘ladi, biroq metan CH₄, metil spirti CH₃OH, formaldegid HCOH, chumoli kislotasi HCOOH va uglerod dioksidi CO₂ birikmalaridagi uglerod atomlarining oksidlanish darajalari mos ravishda −4, −2, 0, +2 va +4 ga teng.

Oksidlanish darajasi ko‘pincha elektronlarning bog‘lar hosil bo‘lishida haqiqatan qatnashadigan soniga mos kelmaydi. Bu holat odatda elektron tanqis kimyoviy bog‘larning turli shakllari va elektron zichligining delokallashuvi mavjud molekulalarda kuzatiladi. Masalan, nitrat kislotasi molekulasida markaziy azot atomining oksidlanish darajasi +5 ga, kovalentligi 4 ga, koordinatsion soni esa 3 ga teng. Ozon molekulasi SO₂ ga o‘xshash tuzilishga ega bo‘lib, undagi kislorod atomlari nol oksidlanish darajasi bilan tavsiflanadi (garchi markaziy kislorod atomining oksidlanish darajasi +4 deb tez-tez aytilsa ham).

Oksidlanish darajasi aksariyat hollarda atomlarning elektr qutblanishi haqiqiy tabiatini va darajasini ham (tajriba orqali aniqlangan haqiqiy atom zaryadini) aks ettirmaydi. Masalan, HCl da ham, NaCl da ham xlorning oksidlanish darajasi −1 deb olinadi. Aslida esa bu birikmalardagi xlor atomining qutblanishi (nisbiy effektiv zaryad δ⁻) turlicha: δ_Cl(HCl) = −0,17 zaryad birligi, δ_Cl(NaCl) = −0,9 zaryad birligi (elektronning mutlaq zaryadiga); vodorod va natriyniki esa mos ravishda +0,17 va +0,90.
Bundan tashqari, rux sulfidi ZnS kristallaridagi rux va oltingugurt atomlarining zaryadlari mos ravishda +0,86 va −0,86 ga teng, bu esa +2 va −2 oksidlanish darajalaridan farq qiladi.

Ammoniy xloridi misolida zamonaviy kimyoda turli tushunchalarning bir-biri bilan kesishishini ko‘rib chiqish qulay. Masalan, NH₄Cl da azot atomining oksidlanish darajasi −3, kovalentligi IV, elektrovalentligi (Lyuis bo‘yicha formal zaryadi) +1 {ammoniy kationining zaryadi ham 1+}, umumiy valentligi (struktur valentligi; umumiy koordinatsion soni) esa 5 ga teng. Uning effektiv zaryadi uchun −0,45 qiymati taklif qilingan.

Muammolar

Quyidagi birikmalar sinflariga oksidlanish darajasi tushunchasini qo‘llash muammoli hisoblanadi:

O‘zaro elektrmanfiyligi yaqin bo‘lgan atomlar orasida kovalent bog‘ mavjud birikmalar, masalan: PH₃, Cl₃N. Bu holatda turli elektrmanfiylik shkalalaridan foydalanish turli natijalarni beradi. 2014-yilda IYUPAK (IUPAC) Allenning elektrmanfiylik shkalasidan foydalanishni tavsiya qildi. Chunki boshqa shkalalar atomning valentlik holati tushunchasidan foydalanadi (bu shartli kattalikni aniqlashni murakkablashtiradi) yoki uning oksidlanish darajasiga asoslanadi (bu esa mantiqiy doiraviylikni keltirib chiqaradi).
Delokallashgan kovalent bog‘larga ega bo‘lgan va atomlarining oksidlanish darajalari turlicha bo‘lgan rezonans tuzilmalar orasidagi oraliq holatni egallovchi birikmalar. Masalan, N₂O molekulasida chekkadagi azot atomining oksidlanish darajasi −1 dan 0 gacha, o‘rtadagi atomniki esa +2 dan +3 gacha bo‘ladi. Agar tuzilmadagi ayni bir element atomlari bir xil mavqega ega bo‘lsa, ularga mumkin bo‘lgan oksidlanish darajalarining o‘rtacha qiymati beriladi. Bu qiymat kasr son bo‘lishi mumkin. Masalan: $\mathrm {{\stackrel {-1/2}{{{O}_{2}}^{-}}},{\stackrel {-6/5}{C}}_{5}{\stackrel {+1}{{{H}_{5}}^{-}}}}$ . Oksidlanish-qaytarilish reaksiyalarining tenglamalarida atomlar bir xil mavqega ega bo‘lmagan hollarda ham ko‘pincha o‘rtacha (jumladan, kasr) oksidlanish darajalari ishlatiladi, masalan, $\mathrm {{\stackrel {+8/3}{\mbox{Fe}}}_{3}{\stackrel {-2}{\mbox{O}}}_{4}}$ (qat’iy ta’rifga ko‘ra $\mathrm {{\stackrel {+2}{\mbox{Fe}}}{\stackrel {+3}{\mbox{Fe}}}_{2}{\stackrel {-2}{\mbox{O}}}_{4}}$ ).
Elektronlari to‘liq delokallashgan birikmalar (metall bog‘lanish). Masalan, lantan dikarbidi LaC₂ tarkibida La³⁺, C₂²⁻ ionlari va delokallashgan elektronlar mavjud. Birikmada C₂²⁻ ionlari borligi lantanning oksidlanish darajasini +2 deb hisoblash imkonini beradi. Boshqa tomondan, bog‘ uzunligining C≡C bog‘i uchun CaC₂ dagiga qaraganda kattaroq bo‘lishi, delokallashgan elektronlarning bog‘ga qarshi orbitallar bilan o‘zaro ta’siri orqali tushuntiriladi va uglerodning oksidlanish darajasini −3/2 deb hisoblashga imkon beradi. Uchinchi imkoniyat — bunday birikmalarni elektridlar sifatida qarash, ya’ni delokallashgan elektronlarni atomlarning hech biriga biriktirmaslikdir. Birikmadagi barcha elementlar metall bo‘lsa (qarang: Intermetallidlar), odatda ularning oksidlanish darajalari nolga teng deb hisoblanadi.

Oksidlanish-qaytarilish reaksiyasi tenglamasini tuzishga misol

{\mathsf {{\stackrel {+8/3}{Fe}}_{3}{\stackrel {}{O}}_{4}+{\stackrel {0}{H}}_{2}\rightarrow {\stackrel {0}{Fe}}+{\stackrel {+1}{H}}_{2}{\stackrel {}{O}}}}

Elektron tenglamalarni tuzamiz:

{\begin{array}{rl|l}{\mathsf {H_{2}-2e^{-}}}&={\mathsf {2H^{+}}}&{\mathsf {4}}\\{\mathsf {{\underline {3Fe^{(+8/3)}}}+8e^{-}}}&={\mathsf {3Fe}}&{\mathsf {1}}\end{array}}

Topilgan koeffitsiyentlarni reaksiya sxemasiga qo‘yib, strelkani tenglik belgisi bilan almashtiramiz:

{\mathsf {Fe_{3}O_{4}+4H_{2}=3Fe+4H_{2}O}}

(ya’ni elektron reaksiyalarda (elektron balans usulida) kasr oksidlanish darajasiga ega temir faqat 3 koeffitsiyent bilan yoziladi).
Aslida eritmada Fe²⁺, Fe³⁺ (ayniqsa Fe^+8/3) ionlari ham, Cr⁶⁺, Mn⁷⁺, S⁶⁺ ionlari ham mavjud emas. Buning o‘rniga CrO₄²⁻, MnO₄⁻, SO₄²⁻ ionlari, shuningdek kam dissotsilanadigan «elektrolitlar» Fe₃O₄ (FeO•Fe₂O₃). Shuning uchun yarimreaksiyalar (ion-elektron) usulini afzal ko‘rish va suvli eritmalarda kechadigan barcha oksidlanish-qaytarilish reaksiyalarining tenglamalarini tuzishda undan foydalanish kerak. Ya’ni standart elektrod potensiali:
Fe₃O₄ + 8H⁺ + 8e⁻ = 3Fe + 4H₂O, E° = −0,085 V.