Степень окисления натрия в соединениях с хлором


Что такое степень окисления

Условный заряд атомов элементов в сложных веществах называется степенью окисления. Значение заряда атомов записывается в окислительно-восстановительных реакциях, чтобы понять, какой элемент является восстановителем, а какой – окислителем.

Степень окисления взаимосвязана с электроотрицательностью, которая показывает возможность атомов принимать или отдавать электроны. Чем выше значение электроотрицательности, тем больше способность атома отнимать электроны в реакциях.


Рис. 1. Ряд электроотрицательности.

Степень окисления может иметь три значения:

  • нулевое – атом находится в состоянии покоя (все простые вещества имеют степень окисления 0);
  • положительное – атом отдаёт электроны и является восстановителем (все металлы, некоторые неметаллы);
  • отрицательное – атом принимает электроны и является окислителем (большинство неметаллов).

Например, степени окисления в реакции натрия с хлором выглядят следующим образом:

В реакции металлов с неметаллами металл всегда является восстановителем, а неметалл – окислителем.

Как определить

Существует таблица, в которой указаны все возможные степени окисления элементов.

Название

Символ

Степень окисления

-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3, +4, +5

1, 0, +1, +3, +5, +7, редко +2 и +4

+2, +3, редко +4 и +6

-1, +1, +5, редко +3, +4

+3, +6, редко +2, +3, +5

+3, +4, +8, редко +2, +6, +7

-1, +1, +5, +7, редко +3, +4

+6, редко +2, +3, +4, +5

+2, +4, +6, +7, редко -1, +1, +3, +5

+3, +4, +6, +8, редко +2

+3, +4, +6, редко +1, +2

+2, +4, +6, редко +1, +3

+3, редко +3, +2, +4, +5

Или использовать на уроках этот вариант таблицы.


Рис. 2. Таблица степеней окисления.

Кроме того, степени окисления химических элементов можно определить по периодической таблице Менделеева:

  • высшая степень (максимально положительная) совпадает с номером группы;
  • для определения минимального значения степени окисления из номера группы вычитается восемь.


Рис. 3. Таблица Менделеева.

Большинство неметаллов имеют положительную и отрицательную степени окисления. Например, кремний находится в IV группе, значит, его максимальная степень окисления +4, а минимальная -4. В соединениях неметаллов (SO3, CO2, SiC) окислителем является неметалл с отрицательной степенью окисления или с большим значением электроотрицательности. Например, в соединении PCl3 фосфор имеет степень окисления +3, хлор -1. Электроотрицательность фосфора – 2,19, хлора – 3,16.

Второе правило не работает для щелочных и щелочноземельных металлов, которые всегда имеют одну положительную степень окисления, равную номеру группы. Исключения составляют магний и бериллий (+1, +2). Также постоянную степень окисления имеют:

  • алюминий (+3);
  • цинк (+2);
  • кадмий (+2).

Остальные металлы имеют непостоянную степень окисления. В большинстве реакций выступают в качестве восстановителя. В редких случаях могут быть окислителями с отрицательной степенью окисления.

Фтор – самый мощный окислитель. Его степень окисления всегда -1.

Что мы узнали?

Из урока 8 класса узнали о степени окисления. Это условная величина, показывающая, сколько электронов может отдать или принять атом в ходе химической реакции. Значение связано с электроотрицательностью. Окислители принимают электроны и имеют отрицательную степень окисления, восстановители отдают электроны и проявляют положительную степень окисления. Большинство металлов – восстановители с постоянной или переменной степенью окисления. Неметаллы могут проявлять свойства окислителя и восстановителя в зависимости от вещества, с которым реагируют.

Свойство HClO HClO2 HClO3 HClO4
Степень окисления +1 +3 +5 +7
Название хлорноватистая (гипохлориты) хлористая (хлориты) хлорноватая (хлораты) хлорная (перхлораты)
Константа диссоциации 3,2 × 10 –8 1,1 × 10 –2 10 1 10 10
Кратность связи Cl-O 1,5 1,67 1,75

С увеличением степени окисления и с увеличением кратности связи происходит ослабление связи О – Н за счет смещения электронной плотности по кратной связи Cl – O, увеличивается подвижность Н + , следовательно, с увеличением степени окисления сила кислот увеличивается.

Какая из кислот является наиболее устойчивой? С увеличением кратности связи Cl – O увеличивается устойчивость аниона, а как следствие этого падает его реакционная способность.

Соединения хлора с положительной степенью окисления проявляют окислительные свойства (стремятся перейти в Cl – ).

Хотя с увеличением степени окисления должны усиливаться окислительные свойства, но решающее значение здесь имеет устойчивость аниона, которая увеличивается. В ряду HClO – HClO4 окислительная активность уменьшается. Максимум окислительных свойств приходится на хлористую кислоту HClO2.

Хлорноватистая кислота HClO в свободном состоянии неустойчива, быстро разлагается на ClO2 и Н2О, поэтому существует только в разбавленных водных растворах. Получают путем взаимодействия газообразного хлора с оксидом ртути (II):

Хлорноватистая кислота – слабая кислота. Раствор хлорноватистой кислоты и гипохлоритов имеют желто-зеленую окраску, резкий запах. В водном растворе HClO диспропорционирует:

В растворе под действием света HClO разлагается:

Прим. наибольший практический интерес представляет смешанный хлорид – гипохлорит кальция CaOCl2 (белильная известь) – смесь Ca(ClO)2, CaCl2, Ca(OH)2, который в промышленности получают взаимодействием хлора с гидроксидом кальция:

Белильная известь широко применялась в качестве дезинцифицирующего и отбеливающего средства, а также для получения хлора и кислорода:

Однако из-за низкого содержания активного хлора (36%) и плохой растворимости в воде ее производство резко сократилось. На смену белильной извести пришли гипохлориты кальция и натрия. Хорошим отбеливающим действием обладает жавелевая вода – раствор, образующийся при насыщении хлором раствора гидроксида натрия.

Соли хлорноватистой кислоты – гипохлориты – являются сильными окислителями. Например:

Гипохлориты более устойчивы, чем хлорноватистая кислота, но при комнатной температуре медленно диспропорционируют:

Хлористая кислота HClO2в свободном виде неустойчива. В разбавленных растворах быстро разлагается:

Водные растворы хлористой кислоты получают обработкой хлорита бария Ba(ClO2)2 разбавленной серной кислотой:

В водном растворе хлористая кислота – кислота средней силы. Хлориты используют для отбеливания.

Соли хлористой кислоты – хлориты. Из солей наибольшее применение находит хлорит натрия, получаемый по реакции:

Хлорноватая кислота HClO3существует только в растворе.

Получают действием разбавленной серной кислоты на раствора соответствующих солей:

В водном растворе хлорноватая кислота – сильная кислота.

Прим. хлорноватая кислота по свойствам похожа на азотную кислоту, в частности ее смесь с соляной кислотой является сильным окислителем.

Соли хлорноватой кислоты – хлораты. При нагревании хлораты диспропорционируют. Например, при нагревании твердого хлората калия при температуре 500 ºС протекает следующая реакция:

В присутствии катализатора хлорат калия разлагается с выделением кислорода:

Твердые хлораты являются сильными окислителями.

В смеси с восстановителями хлораты образуют легко взрывающиеся составы. Бертолетову соль используют в производстве спичек и смеси для фейерверков. Хлорат натрия NaClO3 применяется в качестве средства для борьбы с сорняками.

Прим. В водном растворе окислительная способность хлоратов проявляется только в кислой среде.

Хлорная кислота HClO4Чистая хлорная кислота – бесцветная дымящая на воздухе жидкость, смешивается с водой в любых соотношениях.

Хлорную кислоту получают действием концентрированной соляной кислоты на безводный перхлорат натрия NaClO4:

Хлорид натрия, нерастворимый в концентрированной соляной кислоте, отделяют фильтрованием, а фильтрат концентрируют дистилляцией при пониженной давлении в присутствии концентрированной серной кислоты.

Хлорная кислота взрывоопасна, взрывается при соприкосновении с органическими веществами.

Хлорная кислота – одна из наиболее сильных кислот. При охлаждении раствора образуется кристаллогидрат HClO4 × nH2O (n = 1 – 3). Хлорная кислота является окислителем только в концентрированных растворах. При нагревании легко разлагается:

Соли хлорной кислоты – перхлораты. Перхлорат калия получают нагреванием без катализатора:

Другие перхлораты получают взаимодействием хлорной кислоты с соответствующими основаниями или карбонатами. Большинство перхлоратов хорошо растворимы в воде (кроме KClO4, RbClO4, CsClO4). Безводный перхлорат магния Mg(ClO4)2 сильно поглощает воду, образуя кристаллогидраты. Это один из наиболее сильных осушителей (техническое название ангидрон). После поглощения воды нагреванием может быть обезвожен.

В растворе перхлораты не проявляют окислительных свойств, но в сухом состоянии при повышенной температуре – одни из сильных окислителей.

Нам важно ваше мнение! Был ли полезен опубликованный материал? Да | Нет

Свойства простых веществ:

Свойства сложных веществ:

Особенности протекания реакций:

Возможные степени окисления элементов

Перед тем как начать писать окислительно-восстановительные реакции, необходимо знать какие степени окисления может проявлять тот или иной химический элемент. Рассмотрим степени окисления, знание которых необходимо для успешной сдачи ЕГЭ.

Степень окисления Элементы Примеры соединений Названия соединений
-1 F NaF
OF2		 Фторид натрия
Фторид кислорода
+1 Все металлы 1-ой группы главной подгруппы (Li-Fr) Na2O
KH		 Оксид натрия
Гирид калия
+2 Все металлы 2-ой группы главной подгруппы (Be-Ra), а также Zn и Cd BeO
CaH2		 Оксид бериллия
Гидрид кальция
+3 Al Al2O3
Al(OH)3
Al2(SO4)3		 Оксид алюминия
Гидроксид алюминия
Сульфат алюминия
Степень окисления Примеры соединений Названия соединений Комментарий
0 H2 Водород (простое вещество) В твердом состоянии, как и все газы, образует молекулярную кристаллическую решетку
+1 H2O
H2O2
H2SO4
KOH
NaHSO3		 Вода
Пероксид водорода
Серная кислота
Гидроксид калия
Гидросульфит натрия		 В таких соединениях, как вода, пероксид водорода, все кислоты, основания, кислые соли, все органические соединения
-1 NaH
CaH2		 Гидрид натрия
Гидрид кальция		 Только с металлами водород может проявлять степень окисления -1

Положительные степени окисления кислород проявляет только в соединениях с фтором

Степень окисления Примеры соединений Названия соединений Комментарий
0 S8 Сера Светло-желтый порошок; нерастворим в воде, тяжелее её, но в воде не тонет, плавает на её поверхности, так как ею не смачивается. Молекулы S8 образуют молекулярную кристаллическую решетку. Сера существует в виде нескольких аллотропных модификаций: ромбическая, моноклинная, пластическая.
-2 H2S
CaS		 Сероводородная кислота
Сульфид кальция		 Все сульфиды
-1 FeS2 Персульфид железа (II)
(пирит, серный колчедан, железный колчедан)		 Единственное соединение со ст. ок. -1
+4 SO2
H2SO3
CaSO3		 Оксид серы (IV)
Сернистая кислота
Сульфит кальция		 В таких соединениях как оксид серы (IV), сернистой кислоте и всех её солях
+6 SO3
H2SO4
CaSO4		 Оксид серы (VI)
Серная кислота
Сульфат кальция		 В таких соединениях как оксид серы (VI), серной кислоте и всех её солях
Степень окисления Примеры соединений Названия соединений Комментарий
0 N2 Азот (простое вещество) В твердом состоянии, как и все газы, образует молекулярную кристаллическую решетку
-3 NH3
Na3N
Ca3N2		 Аммиак
Нитрид натрия
Нитрид кальция		 В таких соединениях, как аммиак и все нитриды
-2 N2H4 Гидразин Степени окисления -2 и -1 встречаются только в органических соединениях
-1 NH2OH Гидроксиламин
+1 N2O Оксид азота (I) Азот проявляет положительные степени окисления только в соединениях с кислородом и фтором
+2 NO Оксид азота (II)
+3 N2O3
HNO2
NF3		 Оксид азота (III)
Азотистая кислота
Фторид азота (III)		 В таких соединениях, как оксид азота (III), азотистой кислоте и всех её солях, фториде азота (III)
+4 NO2 Оксид азота (IV) Смешанный оксид азота (IV)
+5 N2O5
HNO3		 Оксид азота (V)
Азотная кислота		 В таких соединениях, как оксид азота (V), азотной кислоте и всех её солях
Степень окисления Примеры соединений Названия соединений Комментарий
0 F2
Cl2
Br2
I2		 Фтор
Хлор
Бром
Йод		 Светло-зеленый газ
Желто-зеленый газ
Темно-красная жидкость
Серо-черные кристаллы
-1 HF
HCl
HBr
HI		 Фтороводород (соли кислоты: фториды)
Хлороводород (соли кислоты: хлориды)
Бромоводород (соли кислоты: бромиды)
Йодоводород (соли кислоты: йодиды)		 Бесцветные ядовитые газы. При растворении в воде образуют соответствующие кислоты.
+1 HClO
HBrO
HIO		 Хлорноватистая кислота (соли: гипохлориты)
Бромноватистая кислота (соли: гипобромиты)
Йодноватистая кислота (соли: гипоиодиты)		 В приведенных кислотах, а также всех их солях
+3 HClO2
HBrO2
HIO2		 Хлористая кислота (соли: хлориты)
Бромистая кислота (соли: бромиты)
Йодистая кислота (соли: иодиты)		 В приведенных кислотах, а также всех их солях
+5 HClO3
HBrO3
HIO3		 Хлорноватая кислота (соли: хлораты)
Бромноватая кислота (соли: броматы)
Йодноватая кислота (соли: иодаты)		 В приведенных кислотах, а также всех их солях
+7 HClO4
HBrO4
HIO4		 Хлорная кислота (соли: перхлораты)
Бромная кислота (соли: перброматы)
Йодная кислота (соли: периодаты)		 В приведенных кислотах, а также всех их солях

* Для фтора только 0 и -1; At также является галогеном, но его не рассматриваем, так как в природе его практически нет.

Степень окисления Примеры соединений Названия соединений Комментарий
0 C Углерод Аллотропные модификации: алмаз, графит, карбин (черный порошок, полимерные цепи -CC-, =С=С=), фуллерены (темные, похожие на сажу, C60-C200)
+2 CO Оксид углерода (II)
(угарный газ)		 В таких соединениях как CO, а также в некоторых органических соединениях
+4 CO2

** В органических соединениях углерод проявляет все степени окисления от -4 (например, CH4) до +3 (например, CH3COOH).

§3.7 Окислительно-восстановительные свойства элементов. Степень окисления.

Передача электронов от атома к атому называется окислением-восстановлением. Окисляется тот атом, который отдает свои электроны, а принимающий электроны – восстанавливается.

Если в результате реакции получается ионное соединение, то положительно заряженный ион образовался из того элемента, который отдал свои электроны, а отрицательный ион – из элемента, который электроны принял .

Например, натрий активно взаимодействует с хлором (внешне это напоминает горение с выделением белого дыма – очень мелких кристаллов NaCl). В образовавшейся соли Na + Cl – натрий заряжен положительно, а хлор отрицательно. Следовательно, натрий окислился, а хлор - восстановился. Чуть позже мы объясним, как легче запомнить новые термины.

Благодаря передаче электронов от атома к атому многие ионы, образующиеся в таких реакциях, имеют электронную конфигурацию инертных газов. Приобретение устойчивых “завершенных” оболочек дает большой выигрыш в энергии. Такие одинаковые электронные оболочки ионов называются изоэлектронными . В первой части таблицы 3-4 собраны ионы, изоэлектронные атому неона (он поставлен первым), в другой части таблицы – ионы, изоэлектронные атому аргона.

Таблица 3-4. Ионы, находящиеся в каждой вертикальной колонке, имеют одинаковое электронное строение, совпадающее с электронной оболочкой одного из инертных газов.

1s 2 2s 2 2p 6

Степень окисления

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6

Степень окисления

В таблице рядом с каждой частицей указана ее степень окисления . Что это такое? Дело в том, что при образовании химических связей во многих случаях электроны могут частично передаваться от менее электроноакцепторных атомов к более электроноакцепторным атомам. Число переданных (или принятых) электронов и называется степенью окисления атома.

Количество отданных или принятых атомом электронов называется степенью окисления атома в молекуле.

Можно продолжить это определение:

При связывании разных атомов степень окисления равна заряду, который приобрел бы атом в этом соединении, если бы оно могло состоять из ионов.

Довольно просто определять степень окисления в ионных соединениях, где сразу видно, откуда и куда перешли электроны. Из табл. 3-4 видно, что знак и величина степени окисления всегда совпадают со знаком и зарядом одноатомных ионов.

Например, при взаимодействии магния с кислородом образуется ионное соединение Mg 2+ O 2– (где 2+ и 2– заряды ионов магния и кислорода, табл. 3-4). Посмотрите видеоопыт из "Единой коллекции цифровых образовательных ресурсов" – горение магния в кислороде.

Степень окисления магния составляет +2, а степень окисления кислорода составляет –2. Точно так же в соединении CaCl 2 степень окисления кальция +2, а степень окисления хлора –1.

Сложнее обстоит дело с полярными ковалентными соединениями. Здесь на помощь приходит знание относительной электроотрицательности элементов. Например, в молекуле воды Н 2 О кислород более электроотрицателен, чем водород, поэтому электроны связей смещены в сторону кислорода. Если бы вода была ионным соединением, то ее формулу можно было бы записать так:

Здесь степени окисления - это условные заряды атомов в молекуле, если считать, будто бы это ионная, а не полярная ковалентная молекула. Тогда степень окисления кислорода в воде составляет -2, а степень окисления водорода +1.

Можно дать еще одно определение степени окисления:

Степень окисления – это условный заряд атома в молекуле или кристалле. Его определяют, условно считая все полярные связи полностью ионнымии.

Кому-то из вас может показаться, что степень окисления – это та же валентность, но только со знаком "+" или "–". На самом деле это не всегда верно. Давайте посчитаем степень окисления в другом соединении водорода и кислорода – перекиси водорода Н 2 О 2 . Структурная и гипотетическая “ионная” формулы этого вещества выглядят так:

Второй заряд "–" не может появиться на атоме кислорода потому, что кислород не в состоянии оттянуть электроны от своего соседа – точно такого же атома кислорода. Вывод: степень окисления кислорода в этом соединении составляет –1 (хотя его валентность по-прежнему II). Степень окисления водорода составляет +1.

Степень окисления и валентность несут разную информацию об атоме в его соединениях. Валентность просто характеризует способность атома образовывать некоторое количество химических связей, а степень окисления описывает смещения электронов при образовании химических связей.

Итак, уточним определение степени окисления с учетом всего того, что было сказано о ковалентных соединениях:

СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ выражают числом частично или полностью смещенных электронов от одного атома к другому в их соединении.

Если атом отдал электроны, его степени окисления приписывается знак “+”, а если атом принял электроны, то знак “–”. Возможна и нулевая степень окисления атома в молекуле, если электроны никуда не смещались или число отданных и принятых электронов одинаково.

Степень окисления – очень важная величина, относящаяся к основным понятиям химии. Фактически, степень окисления описывает состояние атома в соединении.

Есть несколько полезных правил, которые касаются степеней окисления:

1) Степень окисления атома любого элемента в свободном состоянии равна нулю.

Это связано с тем, что в чисто ковалентных двухатомных молекулах электроны не смещены ни к одному из атомов. Если вещество находится в атомном состоянии, то степень окисления его атомов также равна нулю. Примеры молекул, где степени окисления атомов равны нулю: H 2 , Fe, F 2 , Na, O 2 , N 2 , Ar.

2) Степень окисления любого простого одноатомного иона равна его заряду. Примеры:

3) Степень окисления водорода в его соединениях с другими элементами равна +1.

Примеры молекул, где водород имеет степень окисления +1: H 2 O, NH 3 , CH 4 , HF, HCl. Исключение составляют довольно редкие соединения - гидриды металлов (например, LiH), в которых степень окисления водорода равна –1, потому что электроотрицательность металлов меньше, чем у водорода.

4) Степень окисления кислорода равна -2 во всех соединениях, где кислород не образует простой ковалентной связи О—О.

Примеры молекул, где кислород имеет степень окисления –2 (таких соединений кислорода – подавляющее большинство): H 2 O, SO 2 , SO 3 , NO 2 . Положительную степень окисления кислород проявляет только в соединениях с фтором (например, в соединении OF 2 , где степень окисления кислорода равна +2).

5) Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в формуле нейтрального соединения всегда равна нулю.

6) Если в ходе химической реакции степень окисления атома повышается, то говорят, что он ОКИСЛЯЕТСЯ. Если же степень окисления понижается, то говорят, что он ВОССТАНАВЛИВАЕТСЯ.

Эти правила полезны во многих случаях. Посмотрите, например, как c их помощью легко определяется степень окисления элемента с переменной (или неизвестной) валентностью по молекулярной формуле. Допустим, имеется соединение H 2 SO 3 . Спрашивается, какова степень окисления серы? Поскольку степень окисления водорода всегда (+1), а степень окисления кислорода (–2), то нетрудно подсчитать, что положительные и отрицательные степени окисления "уравновесят" друг друга в молекуле H 2 SO 3 тогда, когда степень окисления серы составит (+4). В этом случае алгебраическая сумма всех степеней окисления в молекуле равна нулю:

Действие этого правила можно показать и на примере реакции серы с кислородом, в которой электроны формально переходят от одного атома к другому:

До реакции сера и кислород имели одинаковую – нулевую степень окисления. В результате реакции степень окисления серы повысилась (+4). Значит, сера окислилась .

Степень окисления кислорода понизилась (-2), то есть кислород восстановился . Алгебраическая сумма всех степеней окисления в SO 2 осталась равной нулю.

Подобных реакций с изменением степеней окисления реагирующих атомов – огромное множество. Все вместе они называются окислительно-восстановительными реакциями.

В последующих главах мы рассмотрим эти реакции подробнее, а пока еще раз разберемся в новых терминах.

Просто так трудно запомнить, какой процесс – отдачи или захвата электронов – называется окислением, а какой – восстановлением. Какой атом приобретает отрицательную, а какой – положительную степень окисления.

Рис. 3-11. Не совсем обычная запись уравнения химической реакции: Na + Cl = NaCl (см. текст). Хлор – "отрицательный", он отбирает чужие электроны. Натрий "окислился" – это заметно по его кислой физиономии.

Кому-то из вас поможет рис. 3-11, который рассказывает о реакции между натрием и хлором так, как будто это случилось в "химическом детском саду". В этом “детском саду” порядки такие же, как и в обычном. У Хлора целых 7 игрушек (электронов). Натрию же достался только грузовичок (1 электрон). Тут Хлор увидел у Натрия грузовичок и решил, что именно этой игрушки ему и не хватает! Хлор посильнее, поэтому грузовичок мгновенно оказался у него. А чтобы Натрий не ябедничал (у него такой окислившийся вид!), Хлор предложил поиграть вместе. Какое там! Конечно же, все 8 игрушек Хлор подтащил поближе к себе, а Натрию только и остается, что стоять рядом с “окисленным” видом.

Итак, какова мораль? Хлор, конечно, отрицательный . Он отобрал чужую игрушку-электрон. Теперь у него отрицательная степень окисления. Натрий, безусловно, окислился - вон какой у него “кислый” вид. Но и от Хлора не отходит - игрушек-то больше нет! Чем не картина образования химической связи в типичной окислительно-восстановительной реакции?

Остается только добавить, что восстанавливается в таких реакциях окислитель , а окисляется – восстановитель . В нашей истории хлор – окислитель, а натрий – восстановитель.

Точно так же реагирует с хлором-окислителем металлический калий (востановитель). У калия еще легче "отобрать" электрон, чем у натрия, поскольку его внешняя электронная оболочка находится дальше от ядра. Реакция протекает с выделением белого "дыма" - кристаллов соли KCl (посмотрите видеоопыт из "Единой коллекции цифровых образовательных ресурсов").

3.25. Пользуясь таблицей электроотрицательностей элементов и правилами для определения степеней окисления, определите степени окисления всех атомов в следующих молекулах: HClO 4 , HClO 3 , HClO 2 , HClO, HCl, Cl 2 , NH 3 , PH 3 , H 3 PO 4 , O 2 , O 3 .

** 3.26. Численное значение степени окисления, как вы знаете, может не совпадать с валентностью элемента. Ниже приведены структурные формулы нескольких соединений углерода. Напишите их молекулярные формулы и, пользуясь правилами для определения степеней окисления, определите степени окисления атомов углерода в каждой молекуле:

3.27. Определите степени окисления всех атомов в следующих молекулах: H 2 S, SeO 2 , SO 3 , F 2 O 2 .

Читайте также: