Diferența dintre starea de valență și oxidare

Diferența principală - Valencia vs statul de oxidare

Toți compușii sunt fabricați din atomi de elemente diferite. Acești atomi sunt combinați în rapoarte diferite în funcție de numărul de orbite libere disponibile sau de numărul de electroni pe care un anumit atom îl poate elibera. Valența și starea de oxidare sunt doi termeni folosiți pentru a explica motivele acestor combinații diferite de atomi. Principala diferență dintre valența și starea de oxidare este aceea valența este numărul de electroni prezenți în carcasa exterioară a unui atom al unui anumit element, în timp ce starea de oxidare este numărul de electroni pe care un element dintr-un anumit compus a pierdut sau a câștigat.

Domenii cheie acoperite

1. Ce este Valency
      - Definiție, indicație, exemple
2. Ce este statul de oxidare
      - Definiție, indicație, reguli de determinare a stării de oxidare, exemple
3. Care este diferența dintre starea de valență și oxidare
      - Compararea diferențelor cheie

Termeni cheie: Atom, Compus, Element, Shell, Oxidation State, Valency

Ce este Valency

Valența poate fi definită ca numărul de electroni prezenți în cochilia exterioară a unui anumit element. Valența determină numărul maxim de legături pe care un anumit atom le poate avea. Elementele din tabelul periodic sunt grupate în funcție de numărul de electroni de valență (electronii din orbitele cele mai îndepărtate) pe care un atom poate avea atunci când este în stare neutră și gazoasă. Tabelul următor va explica acest lucru.

Element	Numar atomic	Configuratie electronica	Valenţă
Sodiu (Na)	11	1s22s22p63s1	1
Magneziu (Mg)	12	1s22s22p63s2	2
Bor (B)	5	1s22s22p1	3
Carbon (C)	6	1s22s22p2	4
Sulf (S)	16	1s22s22p63s2 3p4	6

Elementele din același grup din tabelul periodic au aceeași valență, deoarece elementele sunt grupate în funcție de numărul atomic, iar numărul de electroni prezenți în cochilia exterioară sunt aceleași atunci când se iau în considerare configurațiile lor electronice.

Figura 1: Valencia de potasiu este 1

Ce este statul de oxidare

Starea de oxidare poate fi definită ca numărul de electroni pe care un anumit atom îl poate pierde, câștiga sau împărtăși cu un alt atom. Pierderea sau câștigul de electroni determină schimbarea încărcării unui atom deoarece electronii sunt încărcați negativ și fiecare încărcare negativă este neutralizată de sarcina pozitivă a protonilor din nucleu. Atunci când un atom pierde sau câștigă electroni, ar exista un dezechilibru al sarcinilor electrice. De aceea, starea de oxidare a acelui atom este sarcina acelui atom. Starea de oxidare poate fi utilizată pentru a descrie încărcarea unui atom care este într-un compus.

Starea de oxidare este dată folosind simbolul pozitiv (+) sau negativ (-) împreună cu un număr. Simbolul descrie încărcarea acelui atom și numărul descrie numărul de electroni care au fost schimbate.

Figura 2: 0 și +2 sunt singurele stări de oxidare ale zincului

Cum se determină starea de oxidare

Starea de oxidare a unui atom este calculată în șapte reguli. Aceste reguli și câteva exemple de stări de oxidare sunt prezentate mai jos.

Regula 1

Starea de oxidare a unui element este întotdeauna zero. Elementele în forma lor elementară sunt, de asemenea, în stare de oxidare zero.

Ex: Starea de oxidare a sodiului (Na) este 0 și cea a hidrogenului (H.₂) Este 0

Regula 2

Încărcarea totală a moleculei sau a ionului ar trebui să fie suma sarcinilor fiecărui atom din compus.

Ex: încărcarea totală KCl este de 0

          Încărcarea (starea de oxidare) a lui K este +1

          Chargeul (starea de oxidare) a lui Cl este -1

Articolul 3

Starea de oxidare a elementelor din grupa 1 este întotdeauna +1.

articolul 4

Starea de oxidare a elementelor din grupa 2 este întotdeauna +2.

Regula 5

Încărcarea negativă este dată atomului cel mai electronegativ comparativ cu ceilalți atomi legați de el.

Ex: Fluorul este cel mai electronegativ element. De aceea, ori de câte ori este într-o legătură cu un alt element, Fluorina este dată -1 stare de oxidare.

Regula 6

Starea de oxidare a hidrogenului (H) este +1.

Dar când este vorba de metale din grupa 1, starea de oxidare a hidrogenului este -1.

Regula 7

Starea de oxidare a oxigenului (O) este -2.

Dar în peroxizi, starea de oxidare a lui O este -1.

Compus	Elementul X	Statul de oxidare al lui X
NH3	X = N	-3
KMnO4	X = Mn	+7
Cr2O72-	X = Cr	+6

Diferența dintre starea de valență și oxidare

Definiție

Valenţă: Valența poate fi definită ca numărul de electroni prezenți în cochilia exterioară a unui anumit element.

Oxidare: Statul de oxidare poate fi definit ca numărul de electroni pe care un anumit atom îl poate pierde, câștiga sau împărtăși cu un alt atom.

Sarcină electrică 

Valenţă: Valenția nu indică încărcarea electrică a unui atom dintr-un compus.

Oxidare: Starea de oxidare indică încărcarea electrică a unui atom dintr-un compus.

lipirea

Valenţă: Valența determină numărul maxim de legături pe care un atom poate avea.

Oxidare: Starea de oxidare nu indică numărul de legături pe care un anumit atom le poate avea.

Elemente pure

Valenţă: Valența unui element pur depinde de numărul de electroni pe care îl are în cochilia ei exterioară a unui atom (un atom în fază gazoasă).

Oxidare: Starea de oxidare a unui element pur este întotdeauna zero.

Concluzie

Starea de valență și oxidare poate avea aceleași valori sau valori diferite. Valency este numărul de electroni prezenți în carcasa exterioară a unui anumit element, în timp ce starea de oxidare este numărul de electroni pe care un element dintr-un anumit compus a pierdut sau a câștigat. Aceasta este diferența principală dintre valența și starea de oxidare.

Referințe:

1. "Stări de oxidare (numere de oxidare)." Stări de oxidare (numere de oxidare) N.p., n.d. Web. Disponibil aici. 06 iulie 2017.
2. "Reguli de atribuire a numerelor de oxidare la elemente". N.p., n.d. Web. Disponibil aici. 06 iulie 2017. 

Datorită fotografiei:

1. "Coaja electronică 019 Potasiu" de Pumbaa (lucrare originală de Greg Robson) - Fișier: Electron shell 019 potassium.png (CC BY-SA 2.0 uk) prin Wikimedia Commons
2. "Coș de electroni 030 zinc" (CC BY-SA 2.0 uk) prin Wikimedia Commons