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. Съответстващите им тиокиселини обикновено са нестабилни, тяхното разлагане е подобно на разлагането на кислородсъдържащи 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 възстановителни свойстваа също и лесно непропорционални.

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, 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, сулфатен анион на сярна киселина

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) е 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

Чрез взаимодействие с по-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 към 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 селско стопанствоза 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 полисулните киселини се превръщат в сярна киселинанеобходимата 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:

AT водни разтворинестабилен 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 полисулфатните киселини могат да се комбинират чрез серни атоми, което води до съединения обща формула H 2 S x O 6, в което x \u003d 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 полисулфатните 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.

Валентносте сложно понятие. Този термин претърпя значителна трансформация едновременно с развитието на теорията за химическото свързване. Първоначално валентността е способността на атома да свързва или замества определен брой други атоми или атомни групи, за да образува химична връзка.

Количествената мярка за валентността на атома на елемента е броят на водородните или кислородните атоми (тези елементи се считат съответно за едно- и двувалентни), които елементът добавя, за да образува хидрид с формула EH x или оксид с формула E n O m .

И така, валентността на азотния атом в молекулата на амоняка NH3 е три, а на серния атом в молекулата на H2S е две, тъй като валентността на водородния атом е една.

В съединенията Na 2 O, BaO, Al 2 O 3, SiO 2 валентностите на натрий, барий и силиций са съответно 1, 2, 3 и 4.

Концепцията за валентност е въведена в химията преди да стане известна структурата на атома, а именно през 1853 г. от английския химик Франкланд. Вече е установено, че валентността на даден елемент е тясно свързана с броя на външните електрони на атомите, тъй като електроните на вътрешните обвивки на атомите не участват в образуването на химични връзки.

В електронната теория на ковалентната връзка се смята, че атомна валентностсе определя от броя на неговите несдвоени електрони в основно или възбудено състояние, участващи в образуването на общи електронни двойки с електрони на други атоми.

За някои елементи валентността е постоянна стойност. И така, натрият или калият във всички съединения е едновалентен, калцият, магнезият и цинкът са двувалентни, алуминият е тривалентен и т.н. Но повечето химични елементи проявяват променлива валентност, която зависи от природата на партньорския елемент и условията на процеса. И така, желязото може да образува две съединения с хлор - FeCl2 и FeCl3, в които валентността на желязото е съответно 2 и 3.

Степен на окисление- понятие, което характеризира състоянието на елемент в химическо съединениеи поведението му при редокс реакции; числено степента на окисление е равна на формалния заряд, който може да бъде приписан на елемента, въз основа на предположението, че всички електрони на всяка от неговите връзки са преминали към по-електроотрицателния атом.

Електроотрицателност- мярка за способността на атома да придобие отрицателен заряд по време на образуването на химическа връзка или способността на атом в молекула да привлича валентни електрони, участващи в образуването на химическа връзка. Електроотрицателността не е абсолютна стойност и се изчислява по различни методи. Следователно стойностите на електроотрицателността, дадени в различни учебници и справочници, могат да се различават.

Таблица 2 показва електроотрицателността на някои химични елементи по скалата на Сандерсън, а таблица 3 показва електроотрицателността на елементите по скалата на Полинг.

Стойността на електроотрицателността е дадена под символа на съответния елемент. Колкото по-голяма е числената стойност на електроотрицателността на атома, толкова по-електроотрицателен е елементът. Най-електроотрицателен е атомът на флуора, най-малко електроотрицателен е атомът на рубидия. В молекула, образувана от атоми на два различни химични елемента, формалният отрицателен заряд ще бъде върху атома, чиято числена стойност на електроотрицателността ще бъде по-висока. И така, в молекулата на серен диоксид SO 2 електроотрицателността на серния атом е 2,5, а стойността на електроотрицателността на кислородния атом е по-голяма - 3,5. Следователно отрицателният заряд ще бъде върху кислородния атом, а положителният заряд върху серния атом.

В амонячната молекула NH3 стойността на електроотрицателността на азотния атом е 3,0, а на водорода е 2,1. Следователно азотният атом ще има отрицателен заряд, а водородният атом ще има положителен заряд.

Трябва ясно да знаете общите тенденции в електроотрицателността. Тъй като атом от всякакъв химичен елементима тенденция да придобие стабилна конфигурация на външния електронен слой - октетна обвивка на инертен газ, тогава електроотрицателността на елементите в периода нараства, а в групата електроотрицателността обикновено намалява с увеличаване атомно числоелемент. Следователно, например, сярата е по-електроотрицателна от фосфора и силиция, а въглеродът е по-електроотрицателен от силиция.

При съставяне на формули за съединения, състоящи се от два неметала, по-електроотрицателният от тях винаги се поставя отдясно: PCl 3, NO 2. Има някои исторически изключения от това правило, като NH 3 , PH 3 и т.н.

Степента на окисление обикновено се обозначава с арабска цифра (със знак пред цифрата), разположена над символа на елемента, например:

За да се определи степента на окисление на атомите в химичните съединения, се спазват следните правила:

1. Степента на окисление на елементите в прости веществае равно на нула.
2. Алгебричната сума на степените на окисление на атомите в една молекула е нула.
3. Кислородът в съединенията проявява основно степен на окисление –2 (в кислороден флуорид OF 2 + 2, в метални пероксиди като M 2 O 2 –1).
4. Водородът в съединенията показва степен на окисление +1, с изключение на хидридите активни метали, например алкални или алкалоземни, в които степента на окисление на водорода е -1.
5. За едноатомните йони степента на окисление е равна на заряда на йона, например: K + - +1, Ba 2+ - +2, Br - - -1, S 2- - -2 и т.н.
6. В съединения с ковалентна полярна връзка степента на окисление на по-електроотрицателния атом има знак минус, а по-малко електроотрицателния атом има знак плюс.
7. AT органични съединениястепента на окисление на водорода е +1.

Нека илюстрираме горните правила с няколко примера.

Пример 1Определете степента на окисление на елементите в оксиди на калий K 2 O, селен SeO 3 и желязо Fe 3 O 4.

Калиев оксид K 2 O.Алгебричната сума на степените на окисление на атомите в една молекула е нула. Степента на окисление на кислорода в оксидите е –2. Нека означим степента на окисление на калия в неговия оксид като n, тогава 2n + (–2) = 0 или 2n = 2, следователно n = +1, т.е. степента на окисление на калия е +1.

Селенов оксид SeO 3 .Молекулата SeO 3 е електрически неутрална. Общият отрицателен заряд на трите кислородни атома е –2 × 3 = –6. Следователно, за да се изравни този отрицателен заряд до нула, степента на окисление на селена трябва да бъде +6.

Молекула Fe 3 O 4електрически неутрален. Общият отрицателен заряд на четирите кислородни атома е –2 × 4 = –8. За да се изравни този отрицателен заряд, общият положителен заряд на трите железни атома трябва да бъде +8. Следователно един железен атом трябва да има заряд 8/3 = +8/3.

Трябва да се подчертае, че степента на окисление на елемент в съединение може да бъде дробно число. Такива дробни степениокисленията нямат смисъл, когато се обяснява връзката в химично съединение, но могат да се използват за формулиране на уравнения за редокс реакции.

Пример 2Определете степента на окисление на елементите в съединенията NaClO 3, K 2 Cr 2 O 7.

Молекулата NaClO 3 е електрически неутрална. Степента на окисление на натрия е +1, степента на окисление на кислорода е -2. Нека означим степента на окисление на хлора като n, тогава +1 + n + 3 × (–2) = 0, или +1 + n – 6 = 0, или n – 5 = 0, следователно n = +5. Така степента на окисление на хлора е +5.

Молекулата K 2 Cr 2 O 7 е електрически неутрална. Степента на окисление на калия е +1, степента на окисление на кислорода е -2. Нека означим степента на окисление на хрома като n, тогава 2 × 1 + 2n + 7 × (–2) = 0, или +2 + 2n – 14 = 0, или 2n – 12 = 0, 2n = 12, следователно n = +6. По този начин степента на окисление на хрома е +6.

Пример 3Нека определим степени на окисление на сярата в сулфатния йон SO 4 2– . Йонът SO 4 2– има заряд –2. Степента на окисление на кислорода е –2. Нека означим степента на окисление на сярата като n, тогава n + 4 × (–2) = –2, или n – 8 = –2, или n = –2 – (–8), следователно n = +6. Така степента на окисление на сярата е +6.

Трябва да се помни, че степента на окисление понякога не е равна на валентността на даден елемент.

Например степента на окисление на азотния атом в молекулата на амоняка NH 3 или в молекулата на хидразин N 2 H 4 е съответно -3 и -2, докато валентността на азота в тези съединения е три.

Максималното положително състояние на окисление за елементи от основните подгрупи, като правило, е равно на номера на групата (изключения: кислород, флуор и някои други елементи).

Максималната отрицателна степен на окисление е 8 - номерът на групата.

Тренировъчни задачи

1. В кое съединение степента на окисление на фосфора е +5?

1) HPO 3
2) H3PO3
3) Li 3 P
4) AlP

2. Кое съединение има степен на окисление на фосфор -3?

1) HPO 3
2) H3PO3
3) Li3PO4
4) AlP

3. В кое съединение степента на окисление на азота е равна на +4?

1) HNO2
2) N 2 O 4
3) N 2 O
4) HNO3

4. В кое съединение окислителното число на азота е равно на -2?

1) NH3
2) N 2 H 4
3) N 2 O 5
4) HNO2

5. В кое съединение степента на окисление на сярата е равна на +2?

1) Na 2 SO 3
2) SO2
3) SCI2
4) H2SO4

6. В кое съединение степента на окисление на сярата е равна на +6?

1) Na 2 SO 3
2) SO3
3) SCI2
4) H2SO3

7. Във вещества, чиито формули са CrBr 2, K 2 Cr 2 O 7, Na 2 CrO 4, съответно степента на окисление на хрома е

1) +2, +3, +6
2) +3, +6, +6
3) +2, +6, +5
4) +2, +6, +6

8. Минималната отрицателна степен на окисление на химичния елемент обикновено е равна на

1) номер на периода
3) броят на липсващите електрони преди завършването на външния електронен слой

9. Максималното положително състояние на окисление на химичните елементи, разположени в основните подгрупи, обикновено е равно на

1) номер на периода
2) поредният номер на химичния елемент
3) номер на групата
4) общ бройелектрони в елемента

10. Фосфорът проявява максимално положително окислително състояние в съединението

1) HPO 3
2) H3PO3
3) Na 3 P
4) Ca 3 P 2

11. Фосфорът показва най-ниската степен на окисление в съединението

1) HPO 3
2) H3PO3
3) Na3PO4
4) Ca 3 P 2

12. Азотните атоми в амониевия нитрит, които са част от катиона и аниона, показват съответно окислителни степени

1) –3, +3
2) –3, +5
3) +3, –3
4) +3, +5

13. Валентността и степента на окисление на кислорода във водородния прекис, съответно, са

1) II, -2
2) II, -1
3) аз, +4
4) III, -2

14. Валентността и степента на окисление на сярата в пирит FeS2 са съответно

1) IV, +5
2) II, -1
3) II, +6
4) III, +4

15. Валентността и степента на окисление на азотния атом в амониевия бромид, съответно, са

1) IV, -3
2) III, +3
3) IV, -2
4) III, +4

16. Въглеродният атом показва отрицателна степенокисляване във връзка с

1) кислород
2) натрий
3) флуор
4) хлор

17. Проявява постоянна степен на окисление в неговите съединения

1) стронций
2) желязо
3) сяра
4) хлор

18. +3 степен на окисление в техните съединения може да се прояви

1) хлор и флуор
2) фосфор и хлор
3) въглерод и сяра
4) кислород и водород

19. +4 степен на окисление в техните съединения може да се прояви

1) въглерод и водород
2) въглерод и фосфор
3) въглерод и калций
4) азот и сяра

20. Степента на окисление, равна на номера на групата, в неговите съединения показва

1) хлор
2) желязо
3) кислород
4) флуор

Електроотрицателността, подобно на други свойства на атомите на химичните елементи, се променя периодично с увеличаване на поредния номер на елемента:

Графиката по-горе показва периодичността на промяната на електроотрицателността на елементите от основните подгрупи в зависимост от поредния номер на елемента.

Когато се движите надолу по подгрупата на периодичната таблица, електроотрицателността на химичните елементи намалява, когато се движите надясно по периода, тя се увеличава.

Електроотрицателността отразява неметалността на елементите: колкото по-висока е стойността на електроотрицателността, толкова повече се изразяват неметалните свойства на елемента.

Степен на окисление

Как да изчислим степента на окисление на елемент в съединение?

1) Степента на окисление на химичните елементи в простите вещества винаги е нула.

2) Има елементи, които се проявяват в сложни веществапостоянно състояние на окисление:

3) Има химични елементи, които показват постоянно състояние на окисление в по-голямата част от съединенията. Тези елементи включват:

елемент	Степента на окисление в почти всички съединения	Изключения
водород H	+1	Хидриди на алкални и алкалоземни метали, например:
кислород О	-2	Водородни и метални пероксиди: Кислороден флуорид -

4) Алгебричната сума на степените на окисление на всички атоми в една молекула винаги е нула. Алгебричната сума на степените на окисление на всички атоми в един йон е равна на заряда на йона.

5) Най-високата (максимална) степен на окисление е равна на номера на групата. Изключения, които не попадат в това правило, са елементите от вторичната подгрупа на I група, елементите от вторичната подгрупа на VIII група, както и кислородът и флуорът.

Химични елементи, чийто номер на група не съвпада с най-високата им степен на окисление (задължително за запомняне)

6) Най-ниската степен на окисление на металите винаги е нула, а най-ниската степен на окисление на неметалите се изчислява по формулата:

най-ниската степен на окисление на неметал = номер на група - 8

Въз основа на правилата, представени по-горе, е възможно да се установи степента на окисление на химичен елемент във всяко вещество.

Намиране на степента на окисление на елементите в различни съединения

Пример 1

Определете степента на окисление на всички елементи в сярната киселина.

Решение:

Нека напишем формулата за сярна киселина:

Степента на окисление на водорода във всички сложни вещества е +1 (с изключение на металните хидриди).

Степента на окисление на кислорода във всички сложни вещества е -2 (с изключение на пероксиди и кислороден флуорид OF 2). Нека подредим известните степени на окисление:

Нека обозначим степента на окисление на сярата като х:

Молекулата на сярната киселина, подобно на молекулата на всяко вещество, обикновено е електрически неутрална, т.к. сумата от степени на окисление на всички атоми в една молекула е нула. Схематично това може да се изобрази по следния начин:

Тези. получихме следното уравнение:

Нека го решим:

По този начин степента на окисление на сярата в сярната киселина е +6.

Пример 2

Определете степента на окисление на всички елементи в амониевия дихромат.

Решение:

Нека напишем формулата на амониев дихромат:

Както в предишния случай, можем да подредим степените на окисление на водорода и кислорода:

Виждаме обаче, че степени на окисление на два химични елемента наведнъж, азот и хром, са неизвестни. Следователно не можем да намерим степени на окисление по същия начин, както в предишния пример (едно уравнение с две променливи няма уникално решение).

Нека обърнем внимание на факта, че посоченото вещество принадлежи към класа на соли и съответно има йонна структура. Тогава можем с право да кажем, че съставът на амониевия дихромат включва NH 4 + катиони (зарядът на този катион може да се види в таблицата за разтворимост). Следователно, тъй като във формулната единица на амониевия дихромат има два положителни еднократно заредени катиона NH 4 +, зарядът на дихроматния йон е -2, тъй като веществото като цяло е електрически неутрално. Тези. веществото се образува от NH 4 + катиони и Cr 2 O 7 2- аниони.

Знаем степените на окисление на водорода и кислорода. Знаейки, че сумата от степени на окисление на атомите на всички елементи в йона е равна на заряда и обозначавайки степените на окисление на азота и хрома като хи гсъответно можем да напишем:

Тези. получаваме две независими уравнения:

Решавайки кое, намираме хи г:

Така в амониевия дихромат степента на окисление на азота е -3, на водорода +1, на хрома +6 и на кислорода -2.

Как да определите степента на окисление на елементите в органична материяможе да се чете.

Валентност

Валентността на атомите се обозначава с римски цифри: I, II, III и т.н.

Възможностите за валентност на атома зависят от количеството:

1) несдвоени електрони

2) несподелени електронни двойки в орбиталите на валентните нива

3) празни електронни орбитали на валентното ниво

Валентни възможности на водородния атом

Нека изобразим електронната графична формула на водородния атом:

Беше казано, че три фактора могат да повлияят на валентните възможности - наличието на несдвоени електрони, наличието на несподелени електронни двойки на външното ниво и наличието на свободни (празни) орбитали на външното ниво. Виждаме един несдвоен електрон във външното (и единствено) енергийно ниво. Въз основа на това водородът може точно да има валентност, равна на I. Въпреки това, на първото енергийно ниво има само едно подниво - с,тези. водородният атом на външното ниво няма нито неподелени електронни двойки, нито празни орбитали.

По този начин единствената валентност, която водородният атом може да прояви, е I.

Валентни възможности на въглероден атом

Обмисли електронна структуравъглероден атом. В основно състояние електронната конфигурация на външното му ниво е следната:

Тези. В основното състояние външното енергийно ниво на невъзбуден въглероден атом съдържа 2 несдвоени електрона. В това състояние той може да проявява валентност, равна на II. Въпреки това, въглеродният атом много лесно преминава във възбудено състояние, когато му се придаде енергия, и електронната конфигурация на външния слой в този случай приема формата:

Въпреки че в процеса на възбуждане на въглеродния атом се изразходва известна енергия, разходът е повече от компенсиран от образуването на четири ковалентни връзки. Поради тази причина валентност IV е много по-характерна за въглеродния атом. Така например въглеродът има валентност IV в молекулите въглероден двуокис, карбонова киселинаи абсолютно всички органични вещества.

В допълнение към несдвоените електрони и несподелените електронни двойки, наличието на свободни () орбитали на валентното ниво също влияе върху валентните възможности. Наличието на такива орбитали на запълненото ниво води до факта, че атомът може да действа като акцептор на електронна двойка, т.е. образуват допълнителни ковалентни връзки чрез донорно-акцепторния механизъм. Така например, противно на очакванията, в молекулата въглероден окис CO връзката не е двойна, а тройна, което е ясно показано на следната илюстрация:

Валентни възможности на азотния атом

Нека запишем електронно-графичната формула на външното енергийно ниво на азотния атом:

Както може да се види от илюстрацията по-горе, азотният атом в нормалното си състояние има 3 несдвоени електрона и следователно е логично да се предположи, че той може да проявява валентност, равна на III. Наистина, валентност, равна на три, се наблюдава в молекулите на амоняк (NH 3), азотиста киселина (HNO 2), азотен трихлорид (NCl 3) и др.

По-горе беше казано, че валентността на атома на химичния елемент зависи не само от броя на несдвоените електрони, но и от наличието на несподелени електронни двойки. Това се дължи на факта, че ковалентният химическа връзкаможе да се образува не само когато два атома си предоставят един на друг по един електрон, но и когато един атом, който има неподелена двойка електрони - донор () го предоставя на друг атом с празна () орбитала на валентното ниво (акцептор ). Тези. за азотния атом е възможна и валентност IV поради допълнителна ковалентна връзка, образувана от донорно-акцепторния механизъм. Така например при образуването на амониевия катион се наблюдават четири ковалентни връзки, едната от които се образува от донорно-акцепторния механизъм:

Въпреки факта, че една от ковалентните връзки се образува от донорно-акцепторния механизъм, всички N-H връзкив амониевия катион са абсолютно идентични и не се различават един от друг.

Валентност, равна на V, азотният атом не може да покаже. Това се дължи на факта, че преходът към възбудено състояние е невъзможен за азотния атом, при който сдвояването на два електрона става с прехода на един от тях към свободна орбитала, която е най-близката по енергийно ниво. Азотният атом няма д-подниво, а преходът към 3s-орбитала е енергийно толкова скъп, че енергийните разходи не се покриват от образуването на нови връзки. Мнозина може да се чудят каква е тогава валентността на азота, например, в молекулите азотна киселина HNO 3 или азотен оксид N 2 O 5? Колкото и да е странно, валентността там също е IV, както се вижда от следните структурни формули:

Пунктираната линия на илюстрацията показва т.нар делокализиран π -Връзка. Поради тази причина NO терминалните облигации могат да се нарекат „един и половина“. Подобни връзки една и половина се намират и в молекулата на озона O 3, бензена C 6 H 6 и др.

Валентни възможности на фосфора

Нека изобразим електронно-графичната формула на външното енергийно ниво на фосфорния атом:

Както виждаме, структурата на външния слой на фосфорния атом в основно състояние и на азотния атом е една и съща и следователно е логично да очакваме за фосфорния атом, както и за азотния атом, възможните валентности, равни до I, II, III и IV, което се спазва в практиката.

Въпреки това, за разлика от азота, фосфорният атом също има д-подниво с 5 свободни орбитали.

В това отношение той е в състояние да премине във възбудено състояние, запарвайки електрони 3 с-орбитали:

По този начин е възможна валентността V за фосфорния атом, който е недостъпен за азота. Така например фосфорният атом има валентност пет в молекулите на такива съединения като фосфорна киселина, фосфорни (V) халогениди, фосфорен (V) оксид и др.

Валентни възможности на кислородния атом

Електронно-графичната формула на външното енергийно ниво на кислородния атом има формата:

Виждаме два несдвоени електрона на 2-ро ниво и следователно валентност II е възможна за кислорода. Трябва да се отбележи, че тази валентност на кислородния атом се наблюдава в почти всички съединения. По-горе, когато разглеждахме валентните възможности на въглеродния атом, обсъдихме образуването на молекулата на въглеродния окис. Връзката в молекулата на CO е тройна, следователно кислородът е тривалентен там (кислородът е донор на електронна двойка).

Поради факта, че кислородният атом няма външно ниво д-поднива, разпаряване на електрони си п-орбитали е невъзможно, поради което валентните възможности на кислородния атом са ограничени в сравнение с други елементи от неговата подгрупа, например сяра.

Валентни възможности на серния атом

Външното енергийно ниво на серния атом в невъзбудено състояние:

Серният атом, подобно на кислородния атом, има два несдвоени електрона в нормалното си състояние, така че можем да заключим, че е възможна валентност от две за сярата. Наистина, сярата има валентност II, например в молекулата на сероводорода H 2 S.

Както виждаме, серният атом на външното ниво има дподниво със свободни орбитали. Поради тази причина атомът на сярата може да разшири валентните си възможности, за разлика от кислорода, поради прехода към възбудени състояния. И така, при раздвояване на несподелена електронна двойка 3 стр- подниво, серният атом придобива електронната конфигурация на външното ниво със следната форма:

В това състояние серният атом има 4 несдвоени електрона, което ни говори за възможността серните атоми да показват валентност, равна на IV. Наистина, сярата има валентност IV в молекулите SO 2, SF 4, SOCl 2 и т.н.

При раздвояване на втората несподелена електронна двойка, разположена на 3 с- подниво, външното енергийно ниво придобива следната конфигурация:

В такова състояние проявата на валентност VI вече става възможна. Пример за съединения с VI-валентна сяра са SO 3 , H 2 SO 4 , SO 2 Cl 2 и др.

По подобен начин можем да разгледаме валентните възможности на други химични елементи.

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 в 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 се изрази и като дробно число: за желязо в железен оксид (II, III) тя е равна 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 степен на окисление; всички останали са междинни. Да, за сярата най-висока степенокислението е , най-ниското е -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).

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 простите вещества степента на окисление (H 0 2, O 0 2, C 0) не е характерна за елементите. 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, най-ниска степен- проявява силни 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

Когато се образува кристал от обикновена сол, натрият отдава електрони на по-електроотрицателния хлор. Степените на окисление на елементите съвпадат със зарядите на йоните: Na +1 Cl -1 . За молекули, създадени от социализацията и изместването 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 атом 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.