Энергетика химических процессов

Строение атома.

В результате проведенных исследований было установлено, что в атоме каждого элемента (кроме ₁H) присутствуют протоны, нейтроны и электроны, причем протоны и нейтроны сосредоточены в ядре атома, а электроны - на его периферии (в электронной оболочке). Число протонов в ядре равно числу электронов в оболочке атома и отвечает порядковому номеру этого элемента в Периодической системе. Электронная оболочка атома представляет собой сложную систему. Она делится на подоболочки с разной энергией (энергетические уровни); уровни, в свою очередь, подразделяются на подуровни, а подуровни включают атомные орбитали, которые могут различаться формой и размерами (обозначаются буквами s, p, d, f и др.). Квантовая механика – наука изучающая законы движения микрообъектов. Микро – очень малые массы и линейные размеры (электрон, протон), Макро – очень больших масс. Следует иметь в виду, что закономерность движения объектов в микромире существенно отличаются от привычных нам закрыть движения объектов в макромире. Эти отличия могут быть сформулированы в виде 3-х основных сложений квантовой механики: 1) Принцип квантования – В микросистемах энергия поглощается и выделяется непрерывно и дискретно (в виде отдельных порций – квантов). Энергия кванта – E=hv. Зависимость энергии излучения от длины излучения – спектр. Опытным путём установлено, что спектр атома имеет дискретную природу, состоит из большого количества узких светящихся линий, разделёнными чёрными промежутками, внутри которых атом не поглощает и не выделяет энергию. Микрообъекты выделяют и поглощают энергию ступенчато, причём передвигаться между ступеньками этих лестниц только скачком, поглощая или выделяя hV (квант) в точности равной разницы энергии 2-х ступенек (квантовый резонанс, «совпадение частот»). 2) Корпускулярно волновой дуализм (двойственный) - принцип, согласно которому любой объект может проявлять как волновые(длина волны, фаза, энергия), так и корпускулярные (масса, линейные размеры, импульс) свойства. Любой микрообъект обладает двойственной природой. Электронный ветер доказывает, что электрон имеет импульс и массу, а с другой стороны поток электронов ведут себя как волна, которую можно зафиксировать радио приёмником. Соотношение «Луи де Бойля»: . Волновая функция: – мельчайший объем пространства, характеризует вероятность нахождения электрона в пространстве. Область пространства, в которой вероятно нахождение электрона в атоме – орбиталь. Описать её можно при помощи набора целочисленных параметров – квантовые числа. Множественность линий наблюдаемой в спектре атомов свидетельствует о том, что электрон принимает участие в разных видах движения, каждому из которых соответствует своя энергия. Электрон в атоме находится на орбитале, которые отличаются друг от друга своими размерами (радиус, форма, направление в пространстве). Главное квантовое число – n=1,2,3….., характеризует систему основ энергетических уровней атома, а так же размеры (радиус) электронного облака. Орбитальное квантовое число – =0,1,2,3….. (n-1), где n – главное квантовое число. Характеризует систему основных энергетических подуровней атома, а так же форму электронного облака.

Для
=0 s- подуровень, s- орбиталь – орбиталь сфера
=1 p- подуровень, p- орбиталь – орбиталь гантель
=2 d- подуровень, d- орбиталь – орбиталь сложной формыs- облако p – облака
f-подуровень, f-орбиталь – орбиталь еще более сложной формы

d - облака

Магнитное квантовое число – характеризует разрешённую ориентацию в пространстве (направление) орбиталей разной формы. m= - …0…+

Номер периода – n, Порядковый номер – заряд ядра и общее число электронов в атоме, Номер группы – число электронов на валютном слое.

Правило минимума энергии – В любой системе наиболее устойчивой является состояние с наименьшей энергией. Следствие: Нельзя заполнять электронами орбитали с более высокой энергией, не заполнив предварительно орбитали с низкой энергией.

1S < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 5d » 4f < 6p < 7s.

Запрет Паули - В атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором всех квантовых числа. Следствие: Одна орбиталь может вместить в себе максимум 2 электрона, при чём их спиновые квантовые числа должны быть противоположны.

Правило Хунда – В пределах электронного подуровняэлектроны располагаются так, чтобы их суммарный спин был максимальный. Следствие: Орбитали подуровня заполняются электронами сначала по одному, затем по второму.

************************************************************************************* Периодический закон

Номер периода – n, Порядковый номер – заряд ядра и общее число электронов в атоме, Номер группы – число электронов на валютном слое.S-элементы (жёлтый) – укоторых заполняется электронами S-орбиталь.P-элементы(розовый) – P-орбиталь, d-элементы (морская волна) – d-орбиталь, f-элементы (голубой) –f-орбиталь. Валентная оболочка для атома является важной, так как именно она отвечает за всю совокупность химических и физических свойств элемента. Группы - вертикальные столбцы элементов с одинаковым числом валентных электронов, равным номеру группы. Различают главные и побочные подгруппы. Главные подгруппы состоят из элементов малых и больших периодов, валентные электроны которых расположены на внешних ns- и np- подуровнях. Металлические свойства рассматриваются, как способность атомов элементов легко отдавать электроны, а неметаллические - присоединять электроны из-за стремления атомов приобрести устойчивую конфигурацию с заполненными подуровнями. По группам справа налево металлические свойства ослабевают, а сверху в низ – усиливаются.

Периодический закон – Свойства элементов, а так же свойства и формы соединения элементов находиться в периодической зависимости от величины заряда их атомных ядер. Свойства должны не только повторяться, но и закономерно изменяться.

Периодически изменяющиеся свойства элементов: 1) Радиус атома: Расстояние от ядра до области вероятного нахождения электрона последнего квантового числа. Вдоль по периоду радиус атома уменьшается, по сколько растёт заряд ядра, растёт и количество электронов в валентной оболочке. По группам сверху вниз радиус – увеличивается, так как увеличивается количество квантовых слоёв. 2) Энергия ионизации – это энергия, которую нужно затратить для того чтобы оторвать электрон от невозбуждённого атома, чтобы превратить его в положительный. Является мерой восстановительных свойств. Вдоль по периоду – возрастает, так как радиус уменьшается, а притяжение увеличивается, поэтому значит надо затратить больше , чтобы её преодолеть. В группах сверху вниз уменьшается, так как увеличивается радиус, а притяжение становится меньше, а восстановительные свойства увеличиваются. 3) Сродство электронов – энергия выделения(поглощения) при присоединение электрона к нейтральному атому. 4) Электро-отрицательность ОЭО – полу сумма и , способность элемента оттягивать электронную область, мера их восстановительных свойств. Электро-отрицательность- по периоду увеличивается, а в подгруппе уменьшается.

************************************************************************************* Химическая связь

Химическая связь – форма совместного существования атомов в молекулах, кристаллах и других состояний вещества. Она образуется, так как она энергетически выгодна. По своей природе она представляет собой электростатическую силу притяжения между отрицательно заряженными электронами и положительно заряженными ядрами.

Кривые потенциальной энергии межатомного взаимодействия. Разрыхление – силы притяжения и отталкивания совпадают по направлению отталкивания. Равенство сил притяжения и отталкивания (образуют химические связи) – фундаментальные параметры хим связи, а именно, - энергия химической связи (которая образуется при образование связи, либо с противоположным знаком, та энергия которую может затратить, чтобы связь разорвать). - длина химической связи(межъядерное расстояние). Ковалентная связь – понимают химическую связь по средствам общих электронных пар локализованных в пространстве между ядрами. Существует два основных механизма образования К.С.,а именно, обменный и донорно-акцепторный механизм. Обменный механизм – при нём связывающая электронная пара образуется при перекрыванииорбиталей атомов содержащие не спаренные электроны. Донорно-акцепторный механизм – при нём происходит перекрывание орбитали атома содержащий пару электронов (донор) и орбитали атома не содержащий электроны (пустой атом – акцептор). (акцептор)и (донор) Свойства химической связи не зависит от механизма его образования. Характерной особенностью К.С.: направленность, насыщаемость, полярность, поляризуемость. А) Направленность связи - обусловливает молекулярное строение органических веществ и геометрическую форму их молекул. Углы между двумя связями называют валентными. Б)Насыщаемость – способность атомов образовывать ограниченное число ковалентных связей. 1)Степень окисления – формальный электрический заряд, который возник бы на атоме, если бы соединение состояло из ионов. Базис (молекула должна быть нейтральной, а характер степени окисления – насыщаемость). 2)Валентность – понимают число двух центровых и двух электронных связей, которых может дать элемент.Способность элементов образовывать химические связи определяется количеством его валентных орбиталей, способных разместить на себе электронные пар, а вовсе не количеством валентных электронов. В)Полярностьсвязи обусловлена неравномерным распределением электронной плотности вследствие различий в электро-отрицательностях атомов. По этому признаку ковалентные связи подразделяются на неполярные и полярные. Г) Поляризуемостьсвязи выражается в смещении электронов связи под влиянием внешнего электрического поля, в том числе и другой реагирующей частицы. Поляризуемость определяется подвижностью электронов. Электроны тем подвижнее, чем дальше они находятся от ядер.
σ-Связь – ковалентная связь, возникающая при перекрывание орбиталями вдоль линии соединения центра атомов. π-Связь – ковалентная связь,возникающая при перекрывание орбиталями не вдоль, а перпендикулярно линии соединения центра атомов. Ковалентная связь называется неполярной, если ковалентная связь образуется между атомами различных элементов, то общее электронное облако смещено в сторону одного из атомов. В этом случае ковалентная связь является полярной. Теория локализированных электронных пар – теория позволяющая предсказать геометрическую структуру молекулы. Суть: если в молекуле более, чем одна электронная пара, то эти пары располагаются в пространстве так, чтобы отталкивание было минимальным, арасстояние – максимальным. 1 пара – линейная; 2 пары – линейная, но пары направлены в различные стороны ; 3 пары – треугольная структура ; 4 пары – тетраэдр ; 5 пар – треугольная би-пирамида; 6 пар – октаэдр. Ионная связь – химическая связь по средствам электростатического взаимодействия заряженных частиц (ионов), с положительным зарядом – катионы (с отрицательным – анионы), возникшие в процессах ионизации нейтральных атомов. Ионная связь не насыщаема и не направлена. Структура – твёрдые кристаллические (октаэдрическая и тетраэдрическая координация ионов) вещества. Характерная черта ионов кристалла – большая хрупкость, не способность сопротивляться пластичности.Можно представить как частный случай Ковалентной связи (если атомы с большой разностью в электро-отрицательности). Металлическая связь - связь реализуется в металлах. Высокая тепло и электропроводность, высокая пластичность.Атомы металлов являются электронно дефицитными, то есть количество электронов меньше, чем пустых орбиталей.Можно представить частным случаем ковалентной связи, если решётку катионов представить в виде электронного облака, которое свободно перемещается по всему объёму металла, при условии её делокализации. Водородная связь – обязана своим возникновением, способностям положительно заряженного иона проникать в электронную оболочку соседних атомов, образующие химические связи по донорно-акцепторному механизму. Пример – вода.************************************************************************************

Энергетика химических процессов

Энергетика химических процессов – наука, изучающая энергетические эффекты химических реакций. Любая химическая реакция сопровождается тем или иным значение теплового эффекта. Реакции входе которых выделяется тепло – экзотермические, поглощается – эндотермические. Энергия – способность совершать работу. Смысл любой науки – совершение работы, превратить в конкретно полезную для человека. Основной закон энергетики – закон сохранения энергии.Энергия не возникает не из чего и не исчезает бесследно, она только переходит из одного вида в другой. Тенденции взаимодействия любых объектов: 1) Объединительная - Стремление простых объединяться в более сложные; 2) Разъединительная (наоборот). Химические противоположности: + и -, притяжение и отталкивание, металл и неметалл, донор и акцептор, восстановитель и окислитель, основание и кислота. Химический процесс – сгусток противоречий, для этого необходимо, чтобы 2 объекта столкнулись, а старые химические связи в исходных веществах должны быть разрушены (эндотермический процесс); только после этого возможны новые химические связи в продуктах(экзотермический процесс). Внутренняя энергия – совокупность всех видов энергии движения частиц внутри системы за исключением потенциальной и кинетической, как единого целого. Внутренняя энергия – хаотичные столкновения, колебания, вращения. Энтальпия (порядок) – стремление простых объединяться в сложные. H = U + PV – энтальпия (внутренняя энергия расширения системы, мера работоспособности системы). - тепловой эффект химической реакции. В термодинамической системе выделяющуюся теплоту химического процесса условились считать отрицательной (экзотермический процесс, ΔH < 0), а поглощение системой теплоты соответствует эндотермическому процессу, ΔH > 0. Можно рассчитать по закону Гесса: , Частный случай закона сохранения энергии; Тепловой эффект сложного многостадийного процесса зависит от начального состояния (исходное вещество) и конечного состояния (продукт реакции) и не зависит от числа промежуточных стадий процессов. Энтальпией образования химических соединения называют энтальпию реакции образования одного моля сложноговещества из простых веществ. В качестве простых веществ выбирают химические элементы в их естественном фазовом и химическом состоянии пристандартных условиях (P = 101,325 кПа) и взяты для температуры T = 298 K. Термохимические уравнения - это химические уравнения, в которых указан тепловой эффект.Стандартные тепловые данные есть в справочнике.Под энтальпией гидратации — ΔHгидр, понимается теплота, которая выделяется при переходе 1 моля ионов из вакуума в раствор. Энергия связи (для данного состояния системы) — разность между полной энергией связанного состояния системы тел или частиц и энергией состояния, в котором эти тела или частицы бесконечно удалены друг от друга и находятся в состоянии покоя:

Энтальпийные диаграммы. Сведения, с которыми мы имели дело в рассмотренном выше примере, могут быть представлены в графической форме с помощью энтальпийной диаграммы (рис. 5.10). Верхний уровень на этой диаграмме называется исходным уровнем. Он соответствует значению энтальпии Н° = 0 и условно изображает свободные элементы в их стандартных состояниях. Для эндотермических реакций исходный уровень оказывается расположенным в нижней части диаграммы. На энтальпийной диаграмме коноды изображаются наклонными прямыми. Поскольку на графиках изобар коноды располагаются горизонтально, т.е. положение их легко определить, а на энтальпийной диаграмме - наклонно под разными углами к оси абсцисс, то для удобства построений энтальпийную диаграмму обычно совмещают с графиком изобарных температурных кривых. Энтропия (степень беспорядка или степень свободы) – охарактеризовывает разъединительную тенденцию, то есть - есть не только объединение, но и разъединение объектов. Энтропия зависит от: 1) Температуры системы, чем больше, тем выше беспорядок. 2) Объем – чем больше, тем выше беспорядок. 3) Давление и агрегатное состояние. Изобарно изотермический потенциал. Энергия Гиббса.- суммарный эффект энтальпийного и энтропийного фактора. , кроме того . Процесс возможен, если. наиболее вероятна экзотермические процессы, ведущие с увеличение объёма системы (взрыв).. – принципиально не возможен (жареный лёд . – Химическоеравновесие.

*************************************************************************************Химическое равновесие – особое состояние обратимой химической реакции, при которой скорость прямой реакции становиться равной скорости обратимой, при этом . Большинство реакцией –обратимы, поэтому состояние химического равновесия для них актуально, поэтому нужно научиться этим состоянием управлять. Р еакции, которые протекают только в одном направлении и завершаются полным превращением исходных реагирующих веществ в конечные вещества, называются необратимыми.Обратимыми называются такие реакции, которые одновременно протекают в двух взаимно противоположных направлениях.Необратимые реакции протекают до полного расходования одного из исходных веществ, т. е. если одно из получающихся веществ выпадает в осадок или выделяется в виде газа. Условия для этого: температура, концентрация, катализаторы, давление. , в условии равновесия - Закон действующих масс: - константа химического равновесия (В условии химического равновесия, отношение произведений концентраций продуктов реакции с произведением концентрации произведённого вещества, в степенях их стехиометрических коэффициентов – есть величина постоянная, и называется - константа химического равновесия). Для реакции, протекающей в изобарно-изотермических условиях, в некотором неравновесном исходном состоянии энергии Гиббса или химические потенциалы реагирующих веществ и продуктов реакции в общем случае не одинаковы, их разность (ΔG_T) может быть рассчитана по уравнению:

где — отношение парциальных давлений участников реакции в исходном состоянии в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам; R — универсальная газовая постоянная. Это уравнение называют уравнением изотермы химической реакции. Оно позволяет рассчитать изменение энергии Гиббса при протекании процесса и определить направление протекания реакции:

при π < K_p Δ G < 0 — реакция идёт в прямом направлении, слева направо;

при π = K_p Δ G = 0 — реакция достигла равновесного состояния;

при π > K_p Δ G > 0 — реакция идёт в обратном направлении.

Химическим равновесием можно управлять. Алгоритмом этого управления служит принципЛеШателье: Если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, произвести какую-либо внешнее воздействие (температура, концентрация, давление), то в системе протекут такие процессы, уменьшающие эффект внешнего воздействия. В результате возникнет колебательный процесс, который вновь приведёт систему состояние равновесия. Для того чтобы затормозить прямую реакцию, нужно увеличить , для этого достаточно ввести в систему один из продуктов данной реакции. Для того чтобы сдвинуть реакцию вправо, необходимо увеличить концентрацию исходных веществ (А и В). Электролитическая диссоциация (константа ионизации) слабых электролитов, согласно теории Аррениуса, является обратимой реакцией, то есть схематически её можно представить уравнениями (для одновалентных ионов):

KA ↔ K⁺ + A⁻, где: KA — недиссоциированное соединение; K⁺ — катион; A⁻ — анион.

Константу равновесия такой реакции можно выразить уравнением:

,

где:

[KA] — концентрация недиссоциированного соединения в растворе;

[K⁺] — концентрация катионов в растворе;

[A⁻] — концентрация анионов в растворе.

Константу равновесия применительно к реакции диссоциации называют константой диссоциации.

Вода является очень слабым электролитом: лишь незначительная часть молекул воды диссоциирует на ионы: H₂O ↔ H⁺ + OH¯ Экспериментально установлено, что произведение концентраций ионов H⁺ и OH¯ в воде и разбавленных водных растворах электролитов является величиной постоянной и называется ионным произведением воды (K_w) КИП.

K_w = [H⁺] + [OH¯] = 10^-14,

[H⁺] = [OH¯] = 10^-7 моль/л

Для удобства условились выражать кислотность раствора как отрицательный логарифм концентрации водородных ионов. Эту величину называют водородным показателем и обозначают pH.pH = -lg[H⁺] мера, характеризующая химическую среду. В зависимости от соотношения концентраций ионов H⁺ и OH¯ различают три вида реакции среды:

кислая среда: [H⁺] > [OH¯]; [H⁺] > 10^-7 моль/л; pH< 7;

нейтральная среда: [H⁺] = [OH¯] = 10^-7 моль/л; pH = 7;

щелочная среда: [H⁺] < [OH¯]; [H⁺] < 10^-7 моль/л; pH>7;

Индикаторы – изменяют свою окраску в зависимости от pH среды, наиболее частые: Лакмус – кислота(красный) – щелочь(синий) – нейтральная среда(фиолетовый); Метилоранж – кислота(красный) – щёлочь(жёлтый) – нейтральная среда(оранжевый); Фенолфталеин – кислота(бесцветный) –щёлочь(малиновый) –нейтральная ср.(бесцветный) ************************************************************************************* Химическая кинематика – наука изучающая скорости и механизм протекания реакций. Скорость химических реакций – изменение концентрации реагирующего вещества за единицу времени. , где С – концентрация (число частиц на единицу объёма для гомогенных реакций, или число частиц приходящихся на единицу площади разделов фаз для гетерогенных реакций). Скорость химических реакций зависит от: 1) химической природы реагирующих веществ;, 2) зависит от концентрации ( при увеличение концентрации скорость, как правило, увеличивается, так как при увеличении числа концентрации- возрастает их вероятность столкновения между собой); 3) зависит от температуры (при увеличении температуры, скорость химической реакции тоже увеличивается, увеличивается степень беспорядка (энтропия) и увеличивается вероятность столкновения частиц между собой); 4) зависит от наличия в системе особых веществ, катализаторов – резко увеличивающие или затормаживающие химическую реакцию. Для произвольной химической реакции aA +bB + cC = dD + eE + fF + … в рамках теории столкновения, закон скорости можно записать: v = k[A]^a[B]^b[C]^с k – константа скорости химической реакции при концентрации реагирующего вещества 1 единица. , где z – общее число столкновений в данной системе, – энергия активации, энтропия активации. Активирующий комплекс – одной из узловых понятий теории Столкновений является представления о активирующем комплексе, возникающий в момент столкновения реагирующих частиц между собой (и потому его существование весьма кратковременно) и характеризующийся тем, что старые химические связи в исходных веществах начинают разрываться, но ещё не полностью разорваны, а новые химические связи начинают образовывается, но ещё не полностью образовались. Энергия активации – энергия для того чтобы привести реагирующую систему в состояние активирующего комплекса. Активация всегда выше начального состояния, так как для разрыва старых связей нужно затрачивать энергию. Чем больше , тем меньше .Энтропия активации – Характеризующие число геометрически правильных столкновений, необходимых для реализации данного переходного состояния. Геометрически правильное столкновение

необходимо для того чтобы произошло перекрывание орбиталей реагирующих частиц (сигма, пи связей). Механизмы химических реакций: 1) Молекулярный – механизм между молекулами: СН₂=СН₂+Br-Br СН₂Br- СН₂Brпоскольку молекулы обладают прочной ковалентной связью, нужно затратить , поэтому молекулярная реакции протекают медленно, поэтому они управляемы. 2) Ионная -между заряженными частицами ионами. Na⁺OH^-+ H⁺Cl^- Na⁺Cl^-+H₂Oналичие зарядов здорово облегчает столкновения с подходящими партнёрами, поэтому имеет низкую – реакции протекают мгновенно. 3 ) Радикальные –с участием свободными радикалами, наличие не спаренных электронов. ещё ниже, реакции протекают супер мгновенно. Катализ – явление ускорения или замедления скоростей химических реакции под действием особых веществ – катализаторов. Катализатор хоть и принимает участие в элементарном акте химической реакции, изменяет тем самым её путь, однако, в состав конечного продукта не входит. Если катализатор находиться в одной фазе (газ-газ, жидкость-жидкость) – гомогенный катализ, а если в разных фазах – гетерогенный катализ. Общий механизм действия катализа: При введение в систему katпуть реакции усложняется, она становится многостадийной. 1) A+K A-K; 2)A-K+B A-B+K; катализатор хоть и усложняет путь реакции, но при этом происходит снижение . Катализатор – которые уменьшают скорость называются – ингибиторами (резко увеличивает ). Очень важным свойством катализаторов является их селективность – избирательность действий, катализаторы направляют химическую реакцию только по одному пути и создаёт правильное геометрическое столкновение. Наибольший эффект катализаторов – биокатализатор, ферменты.

************************************************************************************* Реакция ионного (двойного) обмена — одна из видов химической реакции, характеризующаяся выделением в продукты реакции воды, газа или осадка.Химические реакции в растворах электролитов (кислот, оснований и солей) протекают при участии ионов. Если такие реакции не сопровождаются изменением степеней окисления, они называются реакциями двойного обмена (Правило Бертолле). Комплексными называют соединения, в узлах кристаллов которых находятся комплексные частицы (нейтральные и заряженные - положительно или отрицательно), способные к самостоятельному существованию в растворе. Они состоят из более простых частиц также способных к самостоятельному существованию в растворе. Условия, при которых реакции двойного обмена
протекают до конца (односторонне): 1) Если в результате реакции выделяется малодиссоциирующее вещество – вода. 2) Если в результате реакции выделяется нерастворимое в воде вещество. 3) Если в результате реакции выделяется газообразное вещество.

Гидролиз – реакция обменного разложения вещества водой. Суть как изменить pH воды при растворение в не того или иного вещества, в воде не безразличной что в ней разведено!

5 основных случаев гидролиза: 1) Солей сильного основания и сильной кислоты, не протекает не по катионы и не по аниону, среда нейтральная рН=7 2)Слабое основание сильной кислоты, протекает только по катиону, возникает кислая среда рН<7, число стадий на одну меньше заряда катиона. 3) Гидролиз солей сильного основания слабых кислот, обратима по аниону, с образованием щелочной среды рН>7, число стадий на одну меньше заряда аниона. 4)Слабого основания слабой кислоты – протекает необратимо до конца с образованием слабого основания и слабой кислоты, в тех же степенях окисления, что и исходное уравнение соединения. В воде практически не растворимы, для них диссоциацию писать не нужно. 5) Гидролиз ковалентных соединений – протекает необратимо до конца с образованием 2х кислот в тех же самых степенях окисления, что и в исходном соединение.