Формалният заряд на атома в съединенията е спомагателна величина, обикновено се използва при описания на свойствата на елементите в химията. Този условен електрически заряд е степента на окисление. Значението му се променя в резултат на много химически процеси. Въпреки че зарядът е формален, той ясно характеризира свойствата и поведението на атомите в редокс реакции (ORD).

Окисление и редукция

В миналото химиците са използвали термина "окисляване", за да опишат взаимодействието на кислорода с други елементи. Наименованието на реакциите идва от латинското наименование на кислорода - Oxygenium. По-късно се оказа, че и други елементи се окисляват. В този случай те се възстановяват - прикрепват електрони. Всеки атом по време на образуването на молекула променя структурата на своята валентност електронна обвивка. В този случай се появява формален заряд, чиято стойност зависи от броя на условно дадените или получените електрони. За характеризиране на тази стойност преди това е използван английският химичен термин "окислително число", което в превод означава "окислително число". Използването му се основава на предположението, че свързващите електрони в молекулите или йоните принадлежат на атома с по-висока електроотрицателност (EO). Способността да задържат своите електрони и да ги привличат от други атоми е добре изразена в силните неметали (халогени, кислород). Силните метали (натрий, калий, литий, калций, други алкални и алкалоземни елементи) имат противоположни свойства.

Определяне на степента на окисление

Степента на окисление е зарядът, който атомът би придобил, ако електроните, участващи в образуването на връзката, бяха напълно изместени към по-електроотрицателен елемент. Има вещества, които нямат молекулярна структура (халогениди на алкални метали и други съединения). В тези случаи степента на окисление съвпада със заряда на йона. Условният или реалният заряд показва какъв процес е протекъл преди атомите да придобият сегашното си състояние. Положително окислително число е обща сумаелектрони, които са били отстранени от атомите. Отрицателната стойност на степента на окисление е равна на броя на придобитите електрони. Чрез промяна на степента на окисление на химичния елемент се съди какво се случва с неговите атоми по време на реакцията (и обратно). Цветът на веществото определя какви промени в степента на окисление са настъпили. Съединенията на хрома, желязото и редица други елементи, в които те проявяват различна валентност, са оцветени по различен начин.

Отрицателни, нулеви и положителни стойности на степен на окисление

Простите вещества се образуват от химични елементи с еднаква стойност на EO. В този случай свързващите електрони принадлежат еднакво на всички структурни частици. Следователно, в прости веществаелементите нямат степен на окисление (H 0 2, O 0 2, C 0). Когато атомите приемат електрони или общият облак се измества в тяхната посока, обичайно е зарядите да се записват със знак минус. Например F -1, O -2, C -4. Отдавайки електрони, атомите придобиват реален или формален положителен заряд. В OF 2 оксид кислородният атом отдава по един електрон на два флуорни атома и е в състояние на окисление O +2. Смята се, че в една молекула или многоатомен йон по-електроотрицателните атоми получават всички свързващи електрони.

Сярата е елемент, който проявява различни валентности и степени на окисление.

Химичните елементи от основните подгрупи често проявяват по-ниска валентност, равна на VIII. Например валентността на сярата в сероводорода и металните сулфиди е II. Елементът се характеризира с междинни и по-високи валентности във възбудено състояние, когато атомът отдава един, два, четири или всичките шест електрона и проявява съответно I, II, IV, VI валенции. Същите стойности, само със знак минус или плюс, имат степени на окисление на сярата:

• във флуорен сулфид дава един електрон: -1;
• в сероводород, най-ниската стойност: -2;
• в междинно състояние на диоксид: +4;
• в триоксид, сярна киселина и сулфати: +6.

В най-високото си състояние на окисление сярата приема само електрони; в най-ниското си състояние тя проявява силна възстановителни свойства. Атомите S +4 могат да действат като редуциращи или окислителни агенти в съединения, в зависимост от условията.

Пренос на електрони при химични реакции

При образуването на кристал на натриев хлорид натрият отдава електрони на по-електроотрицателния хлор. Степените на окисление на елементите съвпадат със зарядите на йоните: Na +1 Cl -1 . За молекули, създадени чрез социализация и изместване на електронни двойки към по-електроотрицателен атом, е приложима само концепцията за формален заряд. Но може да се приеме, че всички съединения са съставени от йони. Тогава атомите, привличайки електрони, придобиват условен отрицателен заряд, а отдавайки, придобиват положителен. В реакциите посочете колко електрони са изместени. Например, в молекула въглероден диоксид C +4 O - 2 2, индексът, посочен в горния десен ъгъл на химически символвъглеродът показва броя на електроните, отстранени от атома. Кислородът в това вещество има степен на окисление -2. Съответният индекс с химичен знак О е броят на добавените електрони в атома.

Как да изчислим степени на окисление

Преброяването на броя на електроните, дарени и добавени от атомите, може да отнеме много време. Следните правила улесняват тази задача:

1. В простите вещества степента на окисление е нула.
2. Сумата от окисляването на всички атоми или йони в неутрално вещество е нула.
3. В комплексния йон сумата от степени на окисление на всички елементи трябва да съответства на заряда на цялата частица.
4. По-електроотрицателният атом придобива отрицателна степен на окисление, което се записва със знак минус.
5. По-малко електроотрицателни елементи получават положителни степени на окисление, те се записват със знак плюс.
6. Кислородът обикновено показва степен на окисление -2.
7. За водорода характерната стойност е: +1, в металните хидриди се среща: H-1.
8. Флуорът е най-електроотрицателният от всички елементи, неговата степен на окисление винаги е -4.
9. За повечето метали окислителните числа и валентностите са еднакви.

Степен на окисление и валентност

Повечето съединения се образуват в резултат на редокс процеси. Преходът или изместването на електрони от един елемент към друг води до промяна в тяхното окислително състояние и валентност. Често тези стойности съвпадат. Като синоним на термина "степен на окисление" може да се използва фразата "електрохимична валентност". Но има изключения, например в амониевия йон азотът е четиривалентен. В същото време атомът на този елемент е в степен на окисление -3. В органичните вещества въглеродът винаги е четиривалентен, но степента на окисление на С атома в метан CH 4, мравчен алкохол CH 3 OH и киселина HCOOH има различни стойности: -4, -2 и +2.

Редокс реакции

Редокс процесите включват много от най-важните процеси в индустрията, технологиите, живата и неживата природа: горене, корозия, ферментация, вътреклетъчно дишане, фотосинтеза и други явления.

При съставянето на уравненията на OVR коефициентите се избират по метода на електронния баланс, при който се оперират следните категории:

• степени на окисление;
• редукторът отдава електрони и се окислява;
• окислителят приема електрони и се редуцира;
• броят на дадените електрони трябва да е равен на броя на прикрепените.

Придобиването на електрони от атома води до намаляване на неговото окислително състояние (редукция). Загубата на един или повече електрони от атома е придружена от увеличаване на степента на окисление на елемента в резултат на реакции. За OVR, протичащи между йони на силни електролити във водни разтвори, по-често се използва не електронният баланс, а методът на полуреакциите.

Съединения със степен на окисление –2.Най-важните серни съединения в степен на окисление -2 са сероводородът и сулфидите. Сероводород - H 2 S - безцветен газ с характерна миризма на гниещ протеин, токсичен. Молекулата на сероводорода има ъглова форма, ъгълът на връзката е 92º. Образува се от директното взаимодействие на водород със серни пари. В лабораторията сероводородът се получава чрез действието на силни киселиниза метални сулфиди:

Na 2 S + 2HCl \u003d 2NaCl + H 2 S

Сероводородът е силен редуциращ агент, който се окислява дори от серен оксид (IV).

2H 2 S -2 + S +4 O 2 \u003d 3S 0 + 2H 2 O

В зависимост от условията, продуктите на сулфидното окисляване могат да бъдат S, SO 2 или H 2 SO 4:

2KMnO 4 + 5H 2 S -2 + 3H 2 SO 4 ® 2MnSO 4 + 5S + K 2 SO 4 + 8H 2 O;

H 2 S -2 + 4Br 2 + 4H 2 O = H 2 S +4 O 4 + 8HBr

Във въздуха и в кислородна атмосфера сероводородът изгаря, образувайки сяра или SO 2, в зависимост от условията.

Сероводородът е слабо разтворим във вода (2,5 обема H 2 S на 1 обем вода) и се държи като слаба двуосновна киселина.

H2SH++HS-; K 1 \u003d 1 × 10 -7

HS - H++ S 2-; K 2 \u003d 2,5 × 10 -13

Като двуосновна киселина сероводородът образува две серии соли: хидросулфиди ( киселинни соли) и сулфиди (средни соли). Например, NaHS е хидросулфид, а Na2S е натриев сулфид.

Сулфидите на повечето метали във вода са умерено разтворими, боядисани в характерни цветове и се различават по разтворимост в киселини: ZnS - бял, CdS - жълто-оранжев, MnS - телесен цвят, HgS, CuS, PbS, FeS - черен, SnS - кафяв , SnS 2 - жълто. Алкалните сулфиди са лесно разтворими във вода. алкалоземни металиа също и амониев сулфид. Разтворимите сулфиди са силно хидролизирани.

Na 2 S + H 2 O NaHS + NaOH

Сулфидите, подобно на оксидите, са основни, киселинни и амфотерни. Основните свойства са сулфиди на алкални и алкалоземни метали, киселинни свойства- неметални сулфиди. Разликата в химическата природа на сулфидите се проявява в реакциите на хидролиза и във взаимодействието на сулфиди от различно естество един с друг. По време на хидролизата основните сулфиди образуват алкална среда, киселинните сулфиди се хидролизират необратимо с образуването на съответните киселини:

SiS 2 + 3H 2 O \u003d H 2 SiO 3 + 2H 2 S

Амфотерните сулфиди са неразтворими във вода, някои от тях, например сулфиди на алуминий, желязо (III), хром (III), са напълно хидролизирани:

Al 2 S 3 + 3H 2 O \u003d 2Al (OH) 3 + 3H 2 S

При взаимодействие на основни и киселинни сулфиди се образуват тиосолите. Съответните тиокиселини обикновено са нестабилни и тяхното разлагане е подобно на това на кислородсъдържащите киселини.

CS 2 + Na 2 S \u003d Na 2 CS 3; Na 2 CS 3 + H 2 SO 4 \u003d H 2 CS 3 + Na 2 SO 4;

натриев тиокарбонат тиокарбонова киселина

H 2 CS 3 = H 2 S + CS 2

персулфидни съединения.Склонността на сярата да образува хомовериги се реализира в персулфиди (полисулфиди), които се образуват чрез нагряване на разтвори на сулфиди със сяра:

Na 2 S + (n-1) S \u003d Na 2 S n

Персулфидите се срещат в природата, например широко разпространеният минерал пирит FeS 2 е железен (II) персулфид. Под действието на минерални киселини върху разтвори на полисулфиди се изолират полисулфани - нестабилни маслоподобни вещества със състав H 2 S n, където n варира от 2 до 23.

Персулфидите, подобно на пероксидите, проявяват както окислителни, така и редуциращи свойства, а също така лесно диспропорционални.

Na 2 S 2 + SnS \u003d SnS 2 + Na 2 S; 4FeS 2 + 11O 2 \u003d 2Fe 2 O 3 + 8SO 2;

Na 2 S 2 -1 \u003d S 0 + Na 2 S -2

Съединения със степен на окисление +4.Най-важен е серен оксид (IV) - безцветен газ с остра неприятна миризма на горяща сяра. Молекулата SO 2 има ъглова структура (ъгълът на OSO е 119,5 °):

В промишлеността SO 2 се получава чрез изпичане на пирит или изгаряне на сяра. Лабораторен метод за получаване на серен диоксид - действието на силни минерални киселини върху сулфити.

Na 2 SO 3 + 2HCl \u003d 2NaCl + SO 2 + H 2 O

Серният (IV) оксид е енергиен редуциращ агент

S +4 O 2 + Cl 2 \u003d S +6 O 2 Cl 2,

но, взаимодействайки със силни редуциращи агенти, той може да действа като окислител:

2H 2 S + S + 4 O 2 \u003d 3S 0 + 2H 2 O

Серният диоксид е силно разтворим във вода (40 обема на 1 обем вода). Във воден разтвор хидратираните SO 2 молекули частично се дисоциират, за да образуват водороден катион:

SO 2 × H 2 O H + + HSO 3 - 2H + + SO 3 2-

Поради тази причина водният разтвор на серен диоксид често се счита за разтвор на сярна киселина - H 2 SO 3, въпреки че това съединение изглежда не съществува в действителност. Въпреки това, солите на сярната киселина са стабилни и могат да бъдат изолирани индивидуално:

SO 2 + NaOH \u003d NaHSO 3; SO 2 + 2NaOH \u003d Na 2 SO 3

натриев хидросулфит натриев сулфит

Сулфитният анион има структура на триъгълна пирамида със серен атом на върха. Самотната двойка на серния атом е пространствено насочена; следователно анионът, активен донор на електронна двойка, лесно се трансформира в тетраедричен HSO 3 - и съществува под формата на две тавтомерни форми:

Сулфитите на алкалните метали са силно разтворими във вода, до голяма степен хидролизирани:

SO 3 2- + H 2 O HSO 3 - + OH -

Силните редуциращи агенти по време на съхранение на техните разтвори постепенно се окисляват от атмосферния кислород, при нагряване те диспропорционират:

2Na 2 S +4 O 3 + O 2 \u003d 2Na 2 S +6 O 4; 4Na 2 S +4 O 3 \u003d Na 2 S -2 + 3Na 2 S +6 O 4

Степента на окисление +4 се появява в халогениди и оксохалогениди:

SF 4 SOF 2 SOCl 2 SOBr 2

Серен (IV) флуорид Серен (IV) оксофлуорид Серен (IV) оксохлорид Серен (IV) оксобромид

Във всички горепосочени молекули една самотна електронна двойка е локализирана върху серния атом, SF 4 има формата на изкривен тетраедър (бисфеноид), SOHal 2 е тригонална пирамида.

Серният (IV) флуорид е безцветен газ. Серният (IV) оксохлорид (тионилхлорид, тионилхлорид) е безцветна течност с остра миризма. Тези вещества се използват широко в органичния синтез за получаване на органофлуорни и хлорни съединения.

Съединенията от този тип са киселинни, както се вижда от връзката им с водата:

SF4 + 3H2O \u003d H2SO3 + 4HF; SOCl2 + 2H2O \u003d H2SO3 + 2HCl.

Съединения със степен на окисление +6:

SF 6 SO 2 Cl 2 SO 3 H 2 SO 4 2-

серен (VI) флуорид, серен (VI) диоксодихлорид, серен (VI) оксид сярна киселинасулфатен анион

Серният хексафлуорид е безцветен инертен газ, използван като газообразен диелектрик. Молекулата SF 6 е силно симетрична и има геометрията на октаедър. SO 2 Cl 2 (сулфурилхлорид, сулфурилхлорид) - безцветна течност, димяща във въздуха поради хидролиза, използвана в органичния синтез като хлориращ реагент:

SO 2 Cl 2 + 2H 2 O \u003d H 2 SO 4 + 2HCl

Серният (VI) оксид е безцветна течност (т.к. 44,8 °C, т.т. 16,8 °C). В газообразно състояние SO 3 има мономерна структура; в течно състояние съществува главно под формата на циклични тримерни молекули; в твърдо състояние той е полимер.

В промишлеността серен триоксид се получава чрез каталитично окисление на неговия диоксид:

2SO 2 + O 2 ¾® 2SO 3

В лабораторията SO 3 може да се получи чрез дестилация на олеум - разтвор на серен триоксид в сярна киселина.

SO 3 е типичен киселинен оксид, който енергично свързва вода и други съдържащи протони реагенти:

SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4; SO 3 + HF = HOSO 2 F

флуоросулфурен (флуоросулфонов)

киселина

Сярна киселина- H 2 SO 4 - безцветна маслена течност, т.н. 10,4 °С, т.к. 340 °C (с разлагане). Свободно разтворим във вода, силна двуосновна киселина. Концентрираната сярна киселина е силен окислител, особено при нагряване. Той окислява неметали и метали, които са в серията от стандартни електродни потенциали вдясно от водорода:

C + 2H 2 SO 4 \u003d CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O; Cu + 2H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Взаимодействайки с повече активни метали, сярната киселина може да се редуцира до сяра или сероводород, например,

4Zn + 5H 2 SO 4 (конц.) = 4ZnSO 4 + H 2 S + 4H 2 O

Студената концентрирана сярна киселина пасивира много метали (желязо, олово, алуминий, хром) поради образуването на плътен оксиден или солев филм върху тяхната повърхност.

Сярната киселина образува две серии соли: съдържащи сулфатен анион - SO 4 2- (средни соли) и съдържащи хидросулфатен анион - HSO 4 - (киселинни соли). Сулфатите обикновено са добре разтворими във вода, слабо разтворими BaSO 4 , SrSO 4 , PbSO 4 , Cu 2 SO 4 . Образуването на бяла финокристална утайка от бариев сулфат при излагане на разтвор на бариев хлорид е качествена реакция на сулфатния анион. Тази реакция се използва и за количествено определяне на сярата.

Ba 2+ + SO 4 2- \u003d BaSO 4 ¯

Най-важните соли на сярната киселина са: Na 2 SO 4 × 10H 2 O - мирабилит, глауберова сол - използва се в производството на сода и стъкло; MgSO 4 × 7H 2 O - горчива английска сол - използва се в медицината като слабително средство, за довършителни работи на тъкани, за дъбене на кожи; CaSO 4 × 2H 2 O - гипс - използва се в медицината и строителството; CaSO 4 × 1 / 2H 2 O - алабастър - използва се като строителен материал; CuSO 4 × 5H 2 O - меден сулфат - използва се в селското стопанство за защита на растенията от гъбични заболявания; FeSO 4 × 7H 2 O - железен сулфат - използва се в селското стопанство като микротор и при обработката на водата като коагулатор; K 2 SO 4 × Al 2 (SO 4) 3 × 24H 2 O - калиева стипца - използва се за дъбене на кожа.

Синтезът на сярна киселина в промишлеността се извършва чрез контактен метод, чийто първи етап е печене на пирит:

4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2

2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3

Когато SO 3 се разтвори в концентрирана сярна киселина, се образува цяла серия от полисерни киселини. Смес от H 2 SO 4, H 2 S 2 O 7, H 2 S 3 O 10, H 2 S 4 O 13 е гъста мазна течност, димяща във въздуха - олеум. Когато олеумът се разрежда с вода S-O-S връзкиразрушават се и полисерните киселини се превръщат в сярна киселина с необходимата концентрация.

Пиросярна (двусерна) киселина- H 2 S 2 O 7:

Безцветни, топими кристали, отделени от олеума.

SO 3 + H 2 SO 4 \u003d H 2 S 2 O 7

Получават се соли на пиросярната киселина - пиросулфати (дисулфати). термично разлаганехидросулфати:

KHSO 4 \u003d K 2 S 2 O 7 + H 2 O

Тиосярна киселина- H 2 S 2 O 3 - съществува в две тавтомерни форми:

Във водни разтвори той е нестабилен и се разлага с отделяне на сяра и SO 2:

H 2 S 2 O 3 \u003d S¯ + SO 2 + H 2 O

Солите на тиосулфатната киселина - тиосулфатите - са стабилни и могат да бъдат получени чрез кипене на сяра с водни разтвори на сулфити:

Na 2 SO 3 + S \u003d Na 2 S 2 O 3

Свойствата на тиосулфатите се определят от наличието на серни атоми в две различни степени на окисление -2 и +6. Така наличието на сяра в степен на окисление -2 определя редуциращите свойства:

Na 2 SO 3 S -2 + Cl 2 + H 2 O \u003d Na 2 S +6 O 4 + S 0 + 2HCl

Натриевият тиосулфат се използва широко във фотографията като фиксатор и в аналитичната химия за количествено определяне на йод и вещества, освобождаващи йод (йодометричен анализ).

Политионови киселини. Тетраедричните структурни единици в полисерните киселини могат да се комбинират чрез серни атоми и се получават съединения с общата формула H 2 S x O 6, в която x = 2 - 6.

Политионовите киселини са нестабилни, но образуват стабилни соли - политионати. Например. натриевият тетратионат се образува при действието на йод върху воден разтвор на натриев тиосулфат:

Na 2 S 2 O 3 + I 2 = Na 2 S 4 O 6 + 2NaI

Пероксосулфурни (надсярни) киселини. Пероксидната група може да играе ролята на мост, свързващ структурните единици на полисерните киселини. Същата група е част от моноперсярна киселина:

H 2 SO 5 - моноперсярна киселина H 2 S 2 O 8 - пероксодисярна киселина

(карова киселина)

Пероксосулфурните киселини се хидролизират до водороден прекис:

H 2 SO 5 + H 2 O \u003d H 2 SO 4 + H 2 O 2; H 2 S 2 O 8 + 2 H 2 O \u003d 2H 2 SO 4 + H 2 O 2.

Пероксодисярната киселина се получава чрез електролиза на воден разтвор на сярна киселина:

2HSO 4 - - 2e - \u003d H 2 S 2 O 8

Образува соли - персулфати. Амониевият персулфат - (NH 4) 2 S 2 O 8 - се използва в лабораторията като окислител.

Степента на окисление е условният заряд на атом в съединение, изчислен при предположението, че то се състои само от йони. При дефинирането на тази концепция условно се приема, че свързващите (валентни) електрони преминават към по-електроотрицателни атоми (виж Електроотрицателност), поради което съединенията се състоят от положително и отрицателно заредени йони. Степента на окисление може да има нулеви, отрицателни и положителни стойности, които обикновено се поставят над символа на елемента в горната част: .

Нулевата стойност на степента на окисление се приписва на атомите на елементите в свободно състояние, например: . Отрицателна стойност на степента на окисление имат тези атоми, към които се измества свързващият електронен облак (електронна двойка). За флуора във всички негови съединения е -1. Атомите, които даряват валентни електрони на други атоми, имат положително състояние на окисление. Например при алкални и алкалоземни метали той е съответно равен на и В прости йони, като , K, е равен на заряда на йона. В повечето съединения степента на окисление на водородните атоми е еднаква, но в металните хидриди (техните съединения с водород) - и други - е -1. Кислородът се характеризира със степен на окисление -2, но например в комбинация с флуор ще бъде, а в пероксидни съединения и др.) -1. В някои случаи тази стойност може да бъде изразена и дробно число: за желязо в железен оксид (II, III) е равно на .

Алгебричната сума на степените на окисление на атомите в едно съединение е нула, а в комплексния йон това е зарядът на йона. Използвайки това правило, ние изчисляваме например степента на окисление на фосфора в ортофосфорната киселина. Означавайки го чрез и умножавайки степента на окисление за водорода и кислорода по броя на техните атоми в съединението, получаваме уравнението: откъде. По същия начин изчисляваме степента на окисление на хрома в йона -.

В съединенията степента на окисление на мангана ще бъде съответно.

Най-високата степен на окисление е най-високата му положителна стойност. За повечето елементи той е равен на номера на групата в периодичната система и е важна количествена характеристика на елемента в неговите съединения. Най-ниска стойностстепента на окисление на даден елемент, която се среща в неговите съединения, обикновено се нарича най-ниската степенокисление; всички останали са междинни. И така, за сярата най-високото ниво на окисление е равно на, най-ниското -2, междинно.

Промяна в степента на окисление на елементите по групи периодична системаотразява честотата на тяхната промяна химични свойствас нарастващ сериен номер.

Концепцията за степента на окисление на елементите се използва при класификацията на веществата, описвайки техните свойства, формулирайки съединения и техните международни имена. Но особено широко се използва при изследване на окислително-редукционните реакции. Концепцията за "степен на окисление" често се използва в неорганична химиявместо понятието "валентност" (виж Валентност).

Подгрупата на халкогените включва сяра - това е вторият от елементите, който е в състояние да образува голямо числорудни находища. Сулфатите, сулфидите, оксидите и други серни съединения са много разпространени, важни в индустрията и природата. Ето защо в тази статия ще разгледаме какви са те, какво представлява самата сяра, нейното просто вещество.

Сяра и нейните характеристики

Този елемент има следната позиция в периодичната таблица.

1. Шестата група, основната подгрупа.
2. Трети минорен период.
3. Атомна маса - 32.064.
4. Поредният номер е 16, има същия брой протони и електрони и има също 16 неутрона.
5. Отнася се за неметални елементи.
6. Във формулите се чете като "es", името на елемента сяра, лат. sulfur.

В природата има четири стабилни изотопа с масови числа 32, 33, 34 и 36. Този елемент е шестият най-разпространен в природата. Отнася се за биогенни елементи, тъй като е част от важен органични молекули.

Електронната структура на атома

Серните съединения дължат своето разнообразие на характеристиките на електронната структура на атома. Изразява се със следната конфигурационна формула: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 .

Горният ред отразява само стабилно състояниеелемент. Известно е обаче, че ако на атом се придаде допълнителна енергия, тогава електроните могат да бъдат разпарени на поднивата 3p и 3s, последвано от друг преход към 3d, който остава свободен. В резултат на това се променя не само валентността на атома, но и всички възможни степени на окисление. Броят им се увеличава значително, както и броят различни веществасъс сяра.

Степените на окисление на сярата в съединенията

Има няколко основни опции за този индикатор. За сярата е:

От тях S +2 е най-рядък, останалите са разпръснати навсякъде. Химическата активност и окислителната способност на цялото вещество зависи от степента на окисляване на сярата в съединенията. Така например съединения с -2 са сулфиди. При тях елементът, който разглеждаме, е типичен окислител.

Колкото по-висока е степента на окисление в съединението, толкова по-изразени ще бъдат окислителните способности на веществото. Това е лесно да се провери, ако си припомним двете основни киселини, които образува сярата:

• H 2 SO 3 - сярна;
• H 2 SO 4 - сярна.

Известно е, че последният е много по-стабилно, силно съединение, което във висока концентрация има много сериозна способност да се окислява.

просто вещество

Като просто вещество сярата е жълти красиви кристали с равномерна, правилна, удължена форма. Въпреки че това е само една от неговите форми, тъй като има две основни от това вещество. Първият, моноклинен или ромбичен, е жълтият, който не се разтваря във вода, а само в органични разтворители. Различава се в крехкостта и красивата форма на структурата, представена под формата на корона. Точката на топене е около 110 0 С.

Ако обаче не се пропусне междинен момент при нагряване на такава модификация, тогава може да се открие навреме друго състояние - пластична сяра. Това е гуменокафяв вискозен разтвор, който при допълнително нагряване или внезапно охлаждане отново се превръща в ромбична форма.

Ако говорим за химически чиста сяра, получена чрез многократно филтриране, тогава тя е ярко жълти малки кристали, крехки и напълно неразтворими във вода. Способен да се запали при контакт с влага и кислород във въздуха. Различават се в доста висока химическа активност.

Да бъдеш сред природата

В природата има естествени находища, от които се извличат серни съединения и самата сяра като просто вещество. Освен това съдържа:

• в минерали, руди и скали;
• в тялото на животните, растенията и хората, тъй като е част от много органични молекули;
• в природни газове, нефт и въглища;
• в нефтени шисти и природни води.

Можете да посочите някои от най-богатите на сяра минерали:

• цинобър;
• пирит;
• сфалерит;
• антимонит;
• галенит и др.

По-голямата част от произведената днес сяра отива за производство на сулфат. Друга част се използва за медицински цели, селско стопанство, промишлени процеси за производство на вещества.

Физически свойства

Те могат да бъдат описани в няколко точки.

1. Неразтворим е във вода, въглероден дисулфид или терпентин - разтваря се добре.
2. При продължително триене се натрупва отрицателен заряд.
3. Точката на топене е 110 0 С.
4. Точка на кипене 190 0 С.
5. При достигане на 300 0 С преминава в течност, лесно подвижна.
6. Чистото вещество е способно на спонтанно запалване, горимите свойства са много добри.
7. Само по себе си обаче почти няма миризма водородни съединениясярата излъчва силна миризма на развалени яйца. Точно като някои газообразни бинарни представители.

Физическите свойства на въпросното вещество са известни на хората от древността. За своята горимост сярата получи името си. Във войни задушливи и отровни изпарения, които се образуват при изгарянето на това съединение, са използвани като оръжие срещу враговете. В допълнение, киселините, съдържащи сяра, винаги са били от голямо промишлено значение.

Химични свойства

Тема: "Сярата и нейните съединения" в училищния курс по химия отнема не един урок, а няколко. Все пак има много от тях. Това се дължи на химическата активност на това вещество. Той може да проявява както окислителни свойства с по-силни редуциращи агенти (метали, бор и други), така и редуциращи свойства с повечето неметали.

Въпреки това, въпреки тази активност, при нормални условия се осъществява само взаимодействие с флуор. Всички останали изискват отопление. Има няколко категории вещества, с които сярата може да взаимодейства:

• метали;
• неметали;
• алкали;
• силни окислителни киселини - сярна и азотна.

Серни съединения: разновидности

Тяхното разнообразие ще се обясни с различната стойност на степента на окисление на основния елемент - сярата. И така, можем да различим няколко основни типа вещества на тази основа:

• съединения със степен на окисление -2;

Ако вземем предвид класовете, а не индекса на валентност, тогава този елемент образува молекули като:

• киселини;
• оксиди;
• сол;
• бинарни съединения с неметали (въглероден дисулфид, хлориди);
• органични вещества.

Сега помислете за основните и дайте примери.

Вещества със степен на окисление -2

Серните съединения 2 са неговите конформации с метали, както и с:

• въглерод;
• водород;
• фосфор;
• силиций;
• арсен;
• бор.

В тези случаи той действа като окислител, тъй като всички изброени елементи са по-електроположителни. Нека да разгледаме някои от по-важните.

1. Въглероден дисулфид - CS 2 . Прозрачна течност с характерен приятен аромат на етер. Той е токсичен, запалим и експлозивен. Използва се като разтворител за повечето видове масла, мазнини, неметали, сребърен нитрат, смоли и каучук. Също така е важна част при производството на изкуствена коприна - вискоза. В промишлеността се синтезира в големи количества.
2. Сероводород или сероводород - H 2 S. Безцветен газ със сладък вкус. Миризмата е остра, изключително неприятна, напомняща на развалено яйце. Отровен, потиска дихателния център, тъй като свързва медните йони. Затова при отравяне с тях настъпва задушаване и смърт. Намира широко приложение в медицината, органичния синтез, производството на сярна киселина, а също и като енергийно ефективна суровина.
3. Металните сулфиди се използват широко в медицината, в производството на сулфати, в производството на бои, в производството на фосфор и на други места. Общата формула е Me x S y .

Съединения със степен на окисление +4

Серните съединения 4 са предимно оксид и съответните му соли и киселина. Всички те са доста често срещани съединения, които имат определена стойност в индустрията. Те могат да действат и като окислители, но по-често проявяват редуциращи свойства.

Формулите за сярно съединение със степен на окисление +4 са както следва:

• оксид - серен диоксид SO 2 ;
• киселина - сярна H 2 SO 3;
• соли имат обща формула Mex(SO3)y.

Един от най-често срещаните е или анхидрид. Това е безцветно вещество с мирис на изгорял кибрит. В големи клъстери се образува по време на вулканични изригвания, в този момент е лесно да се идентифицира по миризма.

Разтваря се във вода с образуването на лесно разлагаща се киселина - сярна. Той се държи като типична солна форма, която влиза под формата на сулфитен йон SO 3 2-. Този анхидрид е основният газ, който влияе върху замърсяването на околната атмосфера. Той е този, който засяга образованието.В промишлеността се използва в производството на сулфат.

Съединения, в които сярата има степен на окисление +6

Те включват, на първо място, серен анхидрид и сярна киселина с техните соли:

• сулфати;
• хидросулфати.

Тъй като серният атом в тях е в най-високата степенокисление, тогава свойствата на тези съединения са съвсем разбираеми. Те са силни окислители.

Серен оксид (VI) - серен анхидрид - е летлива безцветна течност. Особеност- силна способност за абсорбиране на влага. Пуши на открито. При разтваряне във вода дава една от най-силните минерални киселини – сярната. Неговият концентриран разтвор е тежка мазна леко жълтеникава течност. Ако анхидридът се разтвори в сярна киселина, тогава ще се получи специално съединение, наречено олеум. Използва се промишлено при производството на киселина.

Сред солите - сулфати - голямо значениеима връзки като:

• гипс CaSO 4 2H 2 O;
• барит BaSO 4 ;
• мирабилит;
• оловен сулфат и др.

Използват се в строителството, химическия синтез, медицината, производството на оптични инструменти и очила и дори в хранително-вкусовата промишленост.

Хидросулфатите се използват широко в металургията, където се използват като флюс. Освен това помагат за превръщането на много сложни оксиди в разтворими сулфатни форми, които се използват в съответните индустрии.

Изучаването на сярата в училищния курс по химия

Кога е най-доброто време учениците да научат какво е сярата, какви са нейните свойства, какво е сярно съединение? 9-ти клас е най-добрият период. Това не е самото начало, когато всичко е ново и неразбираемо за децата. Това е средата в ученето химическа наукакогато основите, поставени по-рано, ще помогнат за пълното разбиране на темата. Следователно за разглеждане на тези въпроси е отделена втората половина на випуска. В същото време цялата тема е разделена на няколко блока, в които има отделен урок "Сярни съединения. 9 клас".

Това се дължи на тяхното изобилие. Отделно се разглежда и въпросът за промишленото производство на сярна киселина. Като цяло, на тази темаотнема средно 3 часа.

Но сярата се изважда за изучаване само в 10 клас, когато се разглеждат органичните въпроси. Засягат се и по биология в гимназията. В крайна сметка сярата е част от такива органични молекули като:

• тиоалкохоли (тиоли);
• протеини (третична структура, върху която се образуват дисулфидни мостове);
• тиоалдехиди;
• тиофеноли;
• тиоетери;
• сулфонови киселини;
• сулфоксиди и др.

Те са изолирани в специална група органосерни съединения. Те са важни не само в биологичните процеси на живите същества, но и в индустрията. Например сулфоновите киселини са в основата на много лекарства (аспирин, сулфаниламид или стрептоцид).

В допълнение, сярата е постоянен компонент на съединения като някои:

• аминокиселини;
• ензими;
• витамини;
• хормони.