Junginiai, kurių oksidacijos laipsnis –2. Svarbiausi sieros junginiai, esantys oksidacijos būsenoje -2, yra sieros vandenilis ir sulfidai. Vandenilio sulfidas - H 2 S - bespalvės dujos, turinčios būdingą puvimo baltymo kvapą, toksiškos. Vandenilio sulfido molekulė yra kampinės formos, jungties kampas yra 92º. Jis susidaro tiesiogiai sąveikaujant vandeniliui su sieros garais. Laboratorijoje vandenilio sulfidas gaminamas veikiant stiprios rūgštys metalų sulfidams:

Na 2S + 2HCl \u003d 2NaCl + H2S

Vandenilio sulfidas yra stiprus reduktorius, oksiduojamas net sieros oksidu (IV).

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

Priklausomai nuo sąlygų, sulfido oksidacijos produktai gali būti S, SO 2 arba H 2 SO 4:

2KMnO4 + 5H2S-2 + 3H2SO4® 2MnSO4 + 5S + K2SO4 + 8H2O;

H2S-2 + 4Br2 + 4H2O = H2S +4O4 + 8HBr

Vandenilio sulfidas dega ore ir deguonies atmosferoje, sudarydamas sierą arba SO 2, priklausomai nuo sąlygų.

Vandenilio sulfidas mažai tirpsta vandenyje (2,5 tūrio H 2 S 1 tūriui vandens) ir elgiasi kaip silpna dvibazė rūgštis.

H 2 S H + + HS - ; K 1 \u003d 1 × 10 -7

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

Vandenilio sulfidas, kaip dvibazinė rūgštis, sudaro dvi druskų serijas: hidrosulfidus ( rūgščių druskos) ir sulfidai (vidutinės druskos). Pavyzdžiui, NaHS yra hidrosulfidas, o Na 2 S yra natrio sulfidas.

Daugumos metalų sulfidai vandenyje yra sunkiai tirpūs, nudažyti būdingomis spalvomis ir skiriasi tirpumu rūgštyse: ZnS – balta, CdS – geltonai oranžinė, MnS – kūno spalvos, HgS, CuS, PbS, FeS – juoda, SnS – ruda. , SnS 2 - geltona. Šarminiai sulfidai lengvai tirpsta vandenyje. šarminių žemių metalai taip pat amonio sulfidas. Tirpieji sulfidai labai hidrolizuojasi.

Na 2 S + H 2 O NaHS + NaOH

Sulfidai, kaip ir oksidai, yra baziniai, rūgštiniai ir amfoteriniai. Pagrindinės savybės yra šarminių ir šarminių žemių metalų sulfidai, rūgščių savybių- nemetalų sulfidai. Cheminės sulfidų prigimties skirtumai pasireiškia hidrolizės reakcijose ir skirtingos prigimties sulfidų tarpusavio sąveikoje. Hidrolizės metu baziniai sulfidai sudaro šarminę terpę, rūgštiniai sulfidai negrįžtamai hidrolizuojasi, susidarant atitinkamoms rūgštims:

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

Amfoteriniai sulfidai netirpsta vandenyje, kai kurie iš jų, pavyzdžiui, aliuminio, geležies (III), chromo (III) sulfidai, yra visiškai hidrolizuoti:

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

Sąveikaujant baziniams ir rūgščiams sulfidams, susidaro tiosalus. Jas atitinkančios tiorūgštys dažniausiai yra nestabilios, jų skilimas panašus į deguonies turinčių rūgščių skaidymą.

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;

natrio tiokarbonatas tiokarbonato rūgštis

H 2 CS 3 = H 2 S + CS 2

persulfido junginiai. Sieros polinkis sudaryti homograndines realizuojamas persulfiduose (polisulfiduose), kurie susidaro kaitinant sulfidų tirpalus su siera:

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

Persulfidai randami gamtoje, pavyzdžiui, plačiai paplitęs mineralinis piritas FeS 2 yra geležies(II) persulfidas. Mineralinėms rūgštims veikiant polisulfidų tirpalus, buvo išskirti polisulfanai - nestabilios į aliejų panašios medžiagos, kurių sudėtis H 2 S n, kur n svyruoja nuo 2 iki 23.

Persulfidai, kaip ir peroksidai, pasižymi ir oksiduojančiomis, ir redukuojančiomis savybėmis, be to, yra lengvai neproporcingi.

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

Junginiai, kurių oksidacijos laipsnis +4. Svarbiausias yra sieros oksidas (IV) – bespalvės dujos, turinčios aštrų nemalonų degančios sieros kvapą. SO 2 molekulė turi kampinę struktūrą (OSO kampas yra 119,5 °):

Pramonėje SO 2 gaunamas skrudinant piritą arba deginant sierą. Laboratorinis sieros dioksido gavimo metodas – stiprių mineralinių rūgščių poveikis sulfitams.

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

Sieros (IV) oksidas yra energingas reduktorius

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

tačiau sąveikaudamas su stipriais reduktoriais jis gali veikti kaip oksidatorius:

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

Sieros dioksidas gerai tirpsta vandenyje (40 tūrių 1 tūriui vandens). Vandeniniame tirpale hidratuotos SO 2 molekulės dalinai disocijuoja, sudarydamos vandenilio katijoną:

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

Dėl šios priežasties vandeninis sieros dioksido tirpalas dažnai laikomas sieros rūgšties – H 2 SO 3 – tirpalu, nors panašu, kad šio junginio realybėje nėra. Tačiau sieros rūgšties druskos yra stabilios ir gali būti atskirtos atskirai:

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

natrio hidrosulfitas natrio sulfitas

Sulfito anijonas turi trigonalinės piramidės struktūrą, kurios viršuje yra sieros atomas. Vieniša sieros atomo pora yra nukreipta į erdvę, todėl anijonas, aktyvus elektronų poros donoras, lengvai virsta tetraedrine HSO 3 ir egzistuoja dviejų tautomerinių formų pavidalu:

Šarminių metalų sulfitai gerai tirpsta vandenyje, daugiausia hidrolizuojami:

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

Stiprūs reduktoriai, laikant jų tirpalus, palaipsniui oksiduojasi atmosferos deguonimi, kaitinant neproporcingai:

2Na 2S +4 O 3 + O 2 \u003d 2Na 2 S +6 O 4; 4Na2S +4O3 \u003d Na2S-2 + 3Na2S +6O4

+4 oksidacijos būsena atsiranda halogeniduose ir oksohalogeniduose:

SF 4 SOF 2 SOCl 2 SOBr 2

Sieros(IV) fluoridas Sieros(IV) oksofluoridas Sieros(IV) oksochloridas Sieros(IV) oksobromidas

Visose pirmiau minėtose molekulėse vieniša elektronų pora yra lokalizuota ant sieros atomo, SF 4 turi iškreipto tetraedro (bisfenoido) formą, SOHal 2 yra trigonalinė piramidė.

Sieros (IV) fluoridas yra bespalvės dujos. Sieros (IV) oksochloridas (tionilchloridas, tionilchloridas) yra bespalvis aštraus kvapo skystis. Šios medžiagos plačiai naudojamos organinėje sintezėje organiniams fluoro ir chloro junginiams gauti.

Šio tipo junginiai yra rūgštūs, kaip rodo jų ryšys su vandeniu:

SF 4 + 3H 2 O \u003d H 2 SO 3 + 4HF; SOCl 2 + 2H 2 O \u003d H 2 SO 3 + 2HCl.

Junginiai, kurių oksidacijos laipsnis yra +6:

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

sieros (VI) fluoridas, sieros (VI) dioksodichloridas, sieros (VI) oksidas sieros rūgštis sulfato anijonas

Sieros heksafluoridas yra bespalvės inertinės dujos, naudojamos kaip dujinis dielektrikas. SF 6 molekulė yra labai simetriška ir turi oktaedro geometriją. SO 2 Cl 2 (sulfurilchloridas, sulfurilchloridas) yra bespalvis skystis, rūkantis ore dėl hidrolizės, naudojamas organinėje sintezėje kaip chlorinimo reagentas:

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

Sieros (VI) oksidas yra bespalvis skystis (vir. 44,8 °C, lyd. 16,8 °C). Dujinėje būsenoje SO 3 turi monomerinę struktūrą; skystoje būsenoje jis daugiausia egzistuoja ciklinių trimerinių molekulių pavidalu; kietoje būsenoje jis yra polimeras.

Pramonėje sieros trioksidas gaunamas kataliziškai oksiduojant jo dioksidą:

2SO 2 + O 2 ¾® 2SO 3

Laboratorijoje SO 3 galima gauti distiliuojant oleumą – sieros trioksido tirpalą sieros rūgštyje.

SO 3 yra tipiškas rūgštinis oksidas, kuris stipriai sujungia vandenį ir kitus protonų turinčius reagentus:

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

fluorosulfatas (fluorsulfoninis)

rūgšties

Sieros rūgštis- H 2 SO 4 - bespalvis aliejinis skystis, todėl pl. 10,4 °C, vir. p. 340 °C (su irimu). Gerai tirpsta vandenyje, stipri dvibazinė rūgštis. Koncentruota sieros rūgštis yra stiprus oksidatorius, ypač kaitinamas. Jis oksiduoja nemetalus ir metalus, kurie yra standartinių elektrodų potencialų serijoje dešinėje nuo vandenilio:

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

Bendravimas su daugiau aktyvieji metalai, pavyzdžiui, sieros rūgštis gali būti redukuota iki sieros arba vandenilio sulfido,

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

Šalta koncentruota sieros rūgštis pasyvina daugelį metalų (geležį, šviną, aliuminį, chromą), nes ant jų paviršiaus susidaro tanki oksido arba druskos plėvelė.

Sieros rūgštis sudaro dvi druskų serijas: turinčią sulfato anijoną - SO 4 2- (vidutinės druskos) ir turinčią hidrosulfato anijoną - HSO 4 - (rūgščių druskos). Sulfatai paprastai gerai tirpsta vandenyje, blogai tirpsta BaSO 4 , SrSO 4 , PbSO 4 , Cu 2 SO 4 . Baltų smulkiai kristalinių bario sulfato nuosėdų susidarymas veikiant bario chlorido tirpalui yra kokybinė reakcija į sulfato anijoną. Ši reakcija taip pat naudojama kiekybiniam sieros nustatymui.

Ba 2+ + SO 4 2- \u003d BaSO 4 ¯

Svarbiausios sieros rūgšties druskos: Na 2 SO 4 × 10H 2 O – mirabilitas, Glauberio druska – naudojama sodos ir stiklo gamyboje; MgSO 4 × 7H 2 O – karčioji Epsom druska – naudojama medicinoje kaip vidurius laisvinanti priemonė, audiniams apdailai, odai rauginti; CaSO 4 × 2H 2 O - gipsas - naudojamas medicinoje ir statybose; CaSO 4 × 1 / 2H 2 O - alebastras - naudojamas kaip statybinė medžiaga; CuSO 4 × 5H 2 O – vario sulfatas – naudojamas žemės ūkyje augalams apsaugoti nuo grybelinių ligų; FeSO 4 × 7H 2 O – geležies sulfatas – naudojamas žemės ūkyje kaip mikrotrąšos ir vandens valymui kaip koaguliatorius; K 2 SO 4 × Al 2 (SO 4) 3 × 24H 2 O – kalio alūnas – naudojamas odos rauginti.

Sieros rūgšties sintezė pramonėje atliekama kontaktiniu metodu, kurio pirmasis etapas yra pirito skrudinimas:

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

2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3

Kai SO 3 ištirpsta koncentruotoje sieros rūgštyje, susidaro visa eilė polisieros rūgščių. H 2 SO 4, H 2 S 2 O 7, H 2 S 3 O 10, H 2 S 4 O 13 mišinys yra tirštas aliejinis skystis, rūkantis ore – oleume. Kai oleumas skiedžiamas vandeniu S-O-S jungtys lūžta ir polisieros rūgštys paverčiamos reikiamos koncentracijos sieros rūgštimi.

Pirosieros (dviejų sieros) rūgštis- H2S2O7:

Bespalviai lydieji kristalai, išsiskiriantys iš oleumo.

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

Gaunamos pirosulfato rūgšties druskos – pirosulfatai (disulfatai). terminis skilimas hidrosulfatai:

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

Tiosieros rūgštis- H 2 S 2 O 3 - egzistuoja dviem tautomerinėmis formomis:

Vandeniniuose tirpaluose jis yra nestabilus ir suyra, kai išsiskiria siera ir SO 2:

H 2 S 2 O 3 \u003d S¯ + SO 2 + H 2 O

Tiosulfato rūgšties druskos – tiosulfatai – yra stabilios ir jas galima gauti verdant sierą vandeniniais sulfitų tirpalais:

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

Tiosulfatų savybes lemia dviejų skirtingų oksidacijos būsenų –2 ir +6 sieros atomai. Taigi sieros buvimas oksidacijos būsenoje -2 lemia redukcines savybes:

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

Natrio tiosulfatas plačiai naudojamas fotografijoje kaip fiksatorius ir analitinėje chemijoje jodo ir jodą išskiriančių medžiagų kiekybiniam nustatymui (jodometrinė analizė).

Politioninės rūgštys. Tetraedriniai struktūriniai vienetai polisieros rūgštyse gali būti sujungti per sieros atomus ir gaunami bendrosios formulės H 2 S x O 6 junginiai, kuriuose x \u003d 2 - 6.

Politioninės rūgštys yra nestabilios, tačiau sudaro stabilias druskas – politionatus. Pavyzdžiui. natrio tetrationatas susidaro jodui veikiant vandeninį natrio tiosulfato tirpalą:

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

Peroksosieros (persieros) rūgštys. Tilto, jungiančio polisieros rūgščių struktūrinius vienetus, vaidmenį gali atlikti peroksido grupė. Ta pati grupė yra monopersieros rūgšties dalis:

H 2 SO 5 - monopersieros rūgštis H 2 S 2 O 8 - peroksodisulfuro rūgštis

(karo rūgštis)

Peroksosieros rūgštys yra hidrolizuojamos ir susidaro vandenilio peroksidas:

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

Peroksodisieros rūgštis gaunama elektrolizės būdu iš vandeninio sieros rūgšties tirpalo:

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

Sudaro druskas – persulfatus. Amonio persulfatas – (NH 4) 2 S 2 O 8 – naudojamas laboratorijoje kaip oksidatorius.

Formalusis atomo krūvis junginiuose yra pagalbinis dydis, jis dažniausiai naudojamas aprašant elementų savybes chemijoje. Šis sąlyginis elektros krūvis yra oksidacijos laipsnis. Jo reikšmė keičiasi dėl daugelio cheminiai procesai. Nors krūvis yra formalus, jis ryškiai apibūdina atomų savybes ir elgesį redokso reakcijose (ORD).

Oksidacija ir redukcija

Anksčiau chemikai vartojo terminą „oksidacija“, apibūdindami deguonies sąveiką su kitais elementais. Reakcijų pavadinimas kilęs iš lotyniško deguonies pavadinimo – Oxygenium. Vėliau paaiškėjo, kad oksiduojasi ir kiti elementai. Tokiu atveju jie atkuriami – pririša elektronus. Kiekvienas atomas formuojantis molekulei keičia savo valentingumo struktūrą elektronų apvalkalas. Tokiu atveju atsiranda formalus krūvis, kurio reikšmė priklauso nuo sąlyginai duotų ar gautų elektronų skaičiaus. Šiai vertei apibūdinti anksčiau buvo naudojamas angliškas cheminis terminas „oxidation number“, kuris vertime reiškia „oksidacijos skaičius“. Jo naudojimas grindžiamas prielaida, kad molekulėse arba jonų jungtyse esantys elektronai priklauso didesnio elektronegatyvumo (EO) atomui. Gebėjimas išlaikyti savo elektronus ir pritraukti juos iš kitų atomų yra gerai išreikštas stipriuose nemetaluose (halogenuose, deguonyje). Stiprieji metalai (natris, kalis, litis, kalcis, kiti šarminiai ir šarminių žemių elementai) pasižymi priešingomis savybėmis.

Oksidacijos laipsnio nustatymas

Oksidacijos būsena yra krūvis, kurį atomas įgytų, jei elektronai, dalyvaujantys sudarant ryšį, būtų visiškai perkelti į labiau elektronegatyvų elementą. Yra medžiagų, kurios neturi molekulinės struktūros (šarminių metalų halogenidai ir kiti junginiai). Tokiais atvejais oksidacijos būsena sutampa su jono krūviu. Sąlyginis arba realus krūvis parodo, koks procesas vyko prieš atomams įgyjant dabartinę būseną. Teigiamas oksidacijos skaičius yra viso elektronai, kurie buvo pašalinti iš atomų. Neigiama oksidacijos būsenos reikšmė lygi įgytų elektronų skaičiui. Pasikeitus oksidacijos būsenai cheminis elementas spręsti, kas vyksta su jo atomais reakcijos metu (ir atvirkščiai). Nuo medžiagos spalvos priklauso, kokie oksidacijos būklės pokyčiai įvyko. Chromo, geležies ir daugelio kitų elementų junginiai, kuriuose jie turi skirtingą valentingumą, yra skirtingos spalvos.

Neigiamos, nulinės ir teigiamos oksidacijos būsenos reikšmės

Paprastas medžiagas sudaro cheminiai elementai, turintys tą pačią EO vertę. Šiuo atveju jungiantys elektronai vienodai priklauso visoms struktūrinėms dalelėms. Todėl į paprastos medžiagos elementai neturi oksidacijos būsenos (H 0 2, O 0 2, C 0). Kai atomai priima elektronus arba bendras debesis pasislenka jų kryptimi, įprasta krūvius rašyti su minuso ženklu. Pavyzdžiui, F -1, O -2, C -4. Dovanodami elektronus, atomai įgyja realų arba formalų teigiamą krūvį. OF 2 okside deguonies atomas paaukoja po vieną elektroną dviem fluoro atomams ir yra O +2 oksidacijos būsenoje. Manoma, kad molekulėje arba poliatominiame jone daugiau elektronneigiamų atomų gauna visus rišančius elektronus.

Siera yra elementas, pasižymintis skirtingu valentingumu ir oksidacijos būsena.

Pagrindinių pogrupių cheminiai elementai dažnai pasižymi mažesniu valentiškumu, lygiu VIII. Pavyzdžiui, sieros vandenilio ir metalų sulfidų valentingumas yra II. Elementui būdingi tarpiniai ir aukštesni valentai sužadintoje būsenoje, kai atomas atiduoda vieną, du, keturis arba visus šešis elektronus ir atitinkamai pasižymi I, II, IV, VI valentomis. Tos pačios vertės, tik su minuso arba pliuso ženklu, turi sieros oksidacijos būsenas:

• fluoro sulfide duoda vieną elektroną: -1;
• vandenilio sulfide, mažiausia reikšmė: -2;
• dioksido tarpinėje būsenoje: +4;
• triokside, sieros rūgštyje ir sulfatuose: +6.

Aukščiausioje oksidacijos būsenoje siera priima tik elektronus, o žemiausioje būsenoje ji pasižymi stipriomis redukuojančiomis savybėmis. S+4 atomai gali veikti kaip redukuojantys arba oksiduojantys agentai junginiuose, priklausomai nuo sąlygų.

Elektronų perdavimas cheminėse reakcijose

Kai susidaro paprastosios druskos kristalas, natris atiduoda elektronus labiau elektronegatyviam chlorui. Elementų oksidacijos būsenos sutampa su jonų krūviais: Na +1 Cl -1 . Molekulėms, sukurtoms elektronų poroms socializuojant ir perkeliant į labiau elektronegatyvų atomą, taikoma tik formalaus krūvio samprata. Tačiau galima daryti prielaidą, kad visi junginiai yra sudaryti iš jonų. Tada atomai, pritraukdami elektronus, įgyja sąlyginį neigiamą krūvį, o atiduodami – teigiamą. Reakcijoje nurodykite, kiek elektronų yra pasislinkusių. Pavyzdžiui, anglies dioksido molekulėje C +4 O - 2 2 anglies cheminio simbolio viršutiniame dešiniajame kampe nurodytas indeksas rodo elektronų, pašalintų iš atomo, skaičių. Šios medžiagos deguonies oksidacijos būsena yra -2. Atitinkamas indeksas, kai cheminis ženklas O yra pridėtų elektronų skaičius atome.

Kaip apskaičiuoti oksidacijos būseną

Skaičiuoti elektronų skaičių, kurį dovanoja ir prideda atomai, gali prireikti daug laiko. Šios taisyklės palengvina užduotį:

1. Paprastose medžiagose oksidacijos laipsniai yra lygūs nuliui.
2. Visų neutralioje medžiagoje esančių atomų arba jonų oksidacijos suma lygi nuliui.
3. Sudėtingame jone visų elementų oksidacijos būsenų suma turi atitikti visos dalelės krūvį.
4. Labiau elektronegatyvus atomas įgyja neigiamą oksidacijos būseną, kuri rašoma minuso ženklu.
5. Mažiau elektronegatyvūs elementai gauna teigiamas oksidacijos būsenas, jie rašomi pliuso ženklu.
6. Deguonies oksidacijos būsena paprastai yra -2.
7. Vandenilio charakteristikos reikšmė yra: +1, metalų hidriduose ji būna: H-1.
8. Fluoras yra elektronegatyviausias iš visų elementų, jo oksidacijos laipsnis visada yra -4.
9. Daugumos metalų oksidacijos skaičiai ir valentiniai skaičiai yra vienodi.

Oksidacijos būsena ir valentingumas

Dauguma junginių susidaro dėl redokso procesų. Elektronų perėjimas arba poslinkis iš vieno elemento į kitą lemia jų oksidacijos būsenos ir valentingumo pasikeitimą. Dažnai šios vertės sutampa. Kaip termino „oksidacijos būsena“ sinonimą galima naudoti frazę „elektrocheminis valentingumas“. Tačiau yra išimčių, pavyzdžiui, amonio jonuose azotas yra keturiavalentis. Tuo pačiu metu šio elemento atomas yra oksidacijos būsenoje -3. Organinėse medžiagose anglis visada yra keturvalentė, tačiau C atomo oksidacijos būsenos metane CH 4, skruzdžių alkoholyje CH 3 OH ir rūgštyje HCOOH skiriasi: -4, -2 ir +2.

Redokso reakcijos

Redokso procesai apima daugelį svarbiausių pramonės, technologijų, gyvosios ir negyvosios gamtos procesų: degimą, koroziją, fermentaciją, tarpląstelinį kvėpavimą, fotosintezę ir kitus reiškinius.

Sudarant OVR lygtis koeficientai parenkami naudojant elektroninio balanso metodą, kuriame veikia šios kategorijos:

• oksidacijos būsenos;
• reduktorius atiduoda elektronus ir oksiduojasi;
• oksidatorius priima elektronus ir redukuojamas;
• duotų elektronų skaičius turi būti lygus prijungtų elektronų skaičiui.

Atomui įsisavinus elektronus, sumažėja jo oksidacijos būsena (redukcija). Kai atomas praranda vieną ar daugiau elektronų, dėl reakcijų padidėja elemento oksidacijos skaičius. OVR, tekant tarp stiprių elektrolitų jonų vandeniniuose tirpaluose, dažniau naudojamas ne elektroninis balansas, o pusinių reakcijų metodas.

Oksidacijos būsena yra sąlyginis junginio atomo krūvis, apskaičiuotas darant prielaidą, kad jį sudaro tik jonai. Apibrėžiant šią sąvoką, sąlyginai daroma prielaida, kad rišantys (valentingi) elektronai pereina prie daugiau elektronneigiamų atomų (žr. Elektronegatyvumas), todėl junginiai tarsi susideda iš teigiamai ir neigiamai įkrautų jonų. Oksidacijos būsena gali turėti nulį, neigiamą ir teigiamą reikšmes, kurios paprastai pateikiamos virš elemento simbolio viršuje: .

Nulinė oksidacijos būsenos reikšmė priskiriama laisvosios būsenos elementų atomams, pvz.: . Neigiama oksidacijos laipsnio reikšmė turi tuos atomus, kurių link pasislenka rišantis elektronų debesis (elektronų pora). Fluorui visuose jo junginiuose jis yra -1. Atomai, kurie dovanoja valentinius elektronus kitiems atomams, turi teigiamą oksidacijos būseną. Pavyzdžiui, šarminiuose ir šarminiuose žemės metaluose jis yra atitinkamai lygus, o paprastuose joniuose, pvz., K, jis yra lygus jono krūviui. Daugumoje junginių vandenilio atomų oksidacijos būsena yra lygi, tačiau metalų hidriduose (jų junginiuose su vandeniliu) – ir kituose – –1. Deguoniui būdinga -2 oksidacijos būsena, bet, pavyzdžiui, kartu su fluoru jis bus, o peroksido junginiuose ir kt.) -1. Kai kuriais atvejais ši vertė gali būti išreikšta ir trupmeninis skaičius: geležies okside (II, III) lygi .

Junginyje esančių atomų oksidacijos būsenų algebrinė suma lygi nuliui, o kompleksiniame jone – jono krūvis. Naudodami šią taisyklę, apskaičiuojame, pavyzdžiui, fosforo oksidacijos būseną ortofosforo rūgštyje. Pažymėję jį per ir padauginę vandenilio bei deguonies oksidacijos būseną iš jų atomų skaičiaus junginyje, gauname lygtį: iš kur. Panašiai apskaičiuojame chromo oksidacijos būseną jone -.

Junginiuose mangano oksidacijos būsena bus atitinkamai.

Aukščiausia oksidacijos būsena yra didžiausia teigiama vertė. Daugeliui elementų jis yra lygus grupės skaičiui periodinėje sistemoje ir yra svarbi kiekybinė elemento charakteristika jo junginiuose. Mažiausia elemento oksidacijos laipsnio reikšmė, kuri būna jo junginiuose, paprastai vadinama žemiausia oksidacijos laipsniu; visi kiti yra tarpiniai. Taigi sieros didžiausia oksidacijos būsena yra lygi, mažiausia -2, tarpinė.

Elementų oksidacijos būsenų kaita pagal grupes periodinė sistema atspindi jų kaitos dažnumą cheminės savybės su didėjančiu serijos numeriu.

Elementų oksidacijos laipsnio sąvoka vartojama klasifikuojant medžiagas, apibūdinant jų savybes, formuojant junginius ir jų tarptautinius pavadinimus. Tačiau jis ypač plačiai naudojamas tiriant redokso reakcijas. Sąvoka „oksidacijos būsena“ dažnai vartojama neorganinė chemija vietoj „valencijos“ sąvokos (žr. Valence).

Elektronegatyvumas, kaip ir kitos cheminių elementų atomų savybės, periodiškai keičiasi didėjant elemento eilės skaičiui:

Aukščiau pateiktame grafike parodytas pagrindinių pogrupių elementų elektronegatyvumo kitimo dažnis, priklausomai nuo elemento eilės skaičiaus.

Judant žemyn periodinės lentelės pogrupiu, cheminių elementų elektronegatyvumas mažėja, judant į dešinę išilgai periodo – didėja.

Elektronegatyvumas atspindi elementų nemetališkumą: kuo didesnė elektronegatyvumo reikšmė, tuo labiau išreiškiamos nemetalinės elemento savybės.

Oksidacijos būsena

Kaip apskaičiuoti junginio elemento oksidacijos laipsnį?

1) Paprastų medžiagų cheminių elementų oksidacijos laipsnis visada lygus nuliui.

2) Yra elementų, kurie pasireiškia sudėtingos medžiagos pastovi oksidacijos būsena:

3) Yra cheminių elementų, kurių daugumos junginių oksidacijos būsena yra pastovi. Šie elementai apima:

Elementas	Beveik visų junginių oksidacijos būsena	Išimtys
vandenilis H	+1	Šarminių ir šarminių žemių metalų hidridai, pavyzdžiui:
deguonis O	-2	Vandenilio ir metalų peroksidai: deguonies fluoridas -

4) Visų molekulėje esančių atomų oksidacijos būsenų algebrinė suma visada lygi nuliui. Visų jonų atomų oksidacijos būsenų algebrinė suma lygi jono krūviui.

5) Aukščiausia (maksimali) oksidacijos būsena yra lygi grupės skaičiui. Išimtys, kurioms ši taisyklė netaikoma, yra I grupės antrinio pogrupio elementai, VIII grupės antrinio pogrupio elementai, taip pat deguonis ir fluoras.

Cheminiai elementai, kurių grupės numeris neatitinka didžiausios oksidacijos būsenos (privaloma įsiminti)

6) Žemiausia metalų oksidacijos būsena visada lygi nuliui, ir žemiausias laipsnis Nemetalų oksidacija apskaičiuojama pagal formulę:

žemiausia nemetalo oksidacijos būsena = grupės skaičius – 8

Remiantis aukščiau pateiktomis taisyklėmis, galima nustatyti cheminio elemento oksidacijos laipsnį bet kurioje medžiagoje.

Elementų oksidacijos būsenų nustatymas įvairiuose junginiuose

1 pavyzdys

Nustatykite visų sieros rūgšties elementų oksidacijos laipsnius.

Sprendimas:

Parašykime sieros rūgšties formulę:

Vandenilio oksidacijos laipsnis visose sudėtingose ​​medžiagose yra +1 (išskyrus metalų hidridus).

Deguonies oksidacijos laipsnis visose sudėtingose ​​medžiagose yra -2 (išskyrus peroksidus ir deguonies fluoridą OF 2). Išdėstykime žinomas oksidacijos būsenas:

Sieros oksidacijos būseną pažymėkime kaip x:

Sieros rūgšties molekulė, kaip ir bet kurios medžiagos molekulė, paprastai yra elektriškai neutrali, nes. visų molekulėje esančių atomų oksidacijos būsenų suma lygi nuliui. Schematiškai tai gali būti pavaizduota taip:

Tie. gavome tokią lygtį:

Išspręskime:

Taigi sieros oksidacijos laipsnis sieros rūgštyje yra +6.

2 pavyzdys

Nustatykite visų amonio dichromato elementų oksidacijos laipsnį.

Sprendimas:

Parašykime amonio dichromato formulę:

Kaip ir ankstesniu atveju, mes galime išdėstyti vandenilio ir deguonies oksidacijos būsenas:

Tačiau matome, kad dviejų cheminių elementų – azoto ir chromo – oksidacijos būsenos nežinomos. Todėl negalime rasti oksidacijos būsenų taip pat, kaip ankstesniame pavyzdyje (viena lygtis su dviem kintamaisiais neturi unikalaus sprendimo).

Atkreipkime dėmesį į tai, kad nurodyta medžiaga priklauso druskų klasei ir atitinkamai turi joninę struktūrą. Tada galime pagrįstai teigti, kad amonio dichromato sudėtis apima NH 4 + katijonus (šio katijono krūvį galima pamatyti tirpumo lentelėje). Todėl, kadangi amonio dichromato formulės vienete yra du teigiami vieną krūvį turintys NH 4 + katijonai, dichromato jono krūvis yra -2, nes visa medžiaga yra elektriškai neutrali. Tie. medžiagą sudaro NH 4 + katijonai ir Cr 2 O 7 2- anijonai.

Žinome vandenilio ir deguonies oksidacijos būsenas. Žinant, kad visų jonų elementų atomų oksidacijos būsenų suma yra lygi krūviui, ir nurodant azoto bei chromo oksidacijos būsenas kaip x ir y atitinkamai galime rašyti:

Tie. gauname dvi nepriklausomas lygtis:

Kurį išspręsdami randame x ir y:

Taigi amonio dichromate azoto oksidacijos būsenos yra -3, vandenilio +1, chromo +6 ir deguonies -2.

Kaip nustatyti elementų oksidacijos būsenas organinės medžiagos galima perskaityti.

Valencija

Atomų valentingumas žymimas romėniškais skaitmenimis: I, II, III ir kt.

Atomo valentingumo galimybės priklauso nuo kiekio:

1) nesuporuoti elektronai

2) nepasidalintos elektronų poros valentinių lygių orbitose

3) tuščios valentinio lygio elektronų orbitalės

Vandenilio atomo valentingumo galimybės

Pavaizduokime elektroninę grafinę vandenilio atomo formulę:

Teigiama, kad valentingumo galimybes gali paveikti trys veiksniai – nesuporuotų elektronų buvimas, nepasidalintų elektronų porų buvimas išoriniame lygyje ir laisvų (tuščių) išorinio lygio orbitalių buvimas. Išoriniame (ir vieninteliame) energijos lygyje matome vieną nesuporuotą elektroną. Remiantis tuo, vandenilio valentingumas gali būti lygus I. Tačiau pirmajame energijos lygyje yra tik vienas polygis - s, tie. vandenilio atomas išoriniame lygyje neturi nei nepasidalintų elektronų porų, nei tuščių orbitų.

Taigi vienintelis vandenilio atomo valentingumas yra I.

Anglies atomo valentingumo galimybės

Apsvarstykite anglies atomo elektroninę struktūrą. Pagrindinėje būsenoje išorinio lygio elektroninė konfigūracija yra tokia:

Tie. Esant pagrindinei būsenai, nesužadinto anglies atomo išoriniame energijos lygyje yra 2 nesuporuoti elektronai. Šioje būsenoje jo valentingumas gali būti lygus II. Tačiau anglies atomas labai lengvai pereina į sužadinimo būseną, kai jam perduodama energija, o išorinio sluoksnio elektroninė konfigūracija šiuo atveju yra tokia:

Nors anglies atomo sužadinimo procese išeikvojama šiek tiek energijos, sąnaudas daugiau nei kompensuoja keturių kovalentiniai ryšiai. Dėl šios priežasties IV valentas yra daug labiau būdingas anglies atomui. Taigi, pavyzdžiui, anglies molekulėse yra IV valentingumas anglies dvideginis, anglies rūgšties ir absoliučiai visos organinės medžiagos.

Be nesuporuotų elektronų ir nepasidalintų elektronų porų, valentingumo lygio laisvų () orbitų buvimas taip pat turi įtakos valentingumo galimybėms. Tokių orbitalių buvimas užpildytame lygyje lemia tai, kad atomas gali veikti kaip elektronų poros akceptorius, t.y. donoro-akceptoriaus mechanizmu sudaro papildomus kovalentinius ryšius. Taigi, pavyzdžiui, priešingai nei tikėtasi, molekulėje smalkės CO jungtis yra ne dviguba, o triguba, kas aiškiai parodyta šioje iliustracijoje:

Azoto atomo valentingumo galimybės

Užrašykime azoto atomo išorinės energijos lygio elektrongrafinę formulę:

Kaip matyti iš aukščiau esančios iliustracijos, azoto atomas normalioje būsenoje turi 3 nesuporuotus elektronus, todėl logiška manyti, kad jo valentingumas yra lygus III. Iš tiesų, amoniako (NH 3), azoto rūgšties (HNO 2), azoto trichlorido (NCl 3) ir kt. molekulėse stebimas trijų valentingumas.

Aukščiau buvo pasakyta, kad cheminio elemento atomo valentingumas priklauso ne tik nuo nesuporuotų elektronų skaičiaus, bet ir nuo nepasidalintų elektronų porų buvimo. Taip yra dėl to, kad kovalentinis cheminis ryšys gali susidaryti ne tik tada, kai du atomai aprūpina vienas kitą po vieną elektroną, bet ir kai vienas atomas, turintis nepasidalintą elektronų porą – donoras () suteikia jį kitam atomui su laisva () valentinio lygio orbitale (akceptorius). ). Tie. azoto atomui IV valentingumas galimas ir dėl papildomo kovalentinio ryšio, susidarančio donoro-akceptoriaus mechanizmu. Taigi, pavyzdžiui, formuojantis amonio katijonui, stebimos keturios kovalentinės jungtys, iš kurių vieną sudaro donoro-akceptoriaus mechanizmas:

Nepaisant to, kad vieną iš kovalentinių ryšių sudaro donoro-akceptoriaus mechanizmas, visi N-H ryšiai amonio katijonai yra visiškai identiški ir nesiskiria vienas nuo kito.

Azoto atomas negali parodyti valentingumo, lygaus V. Taip yra dėl to, kad azoto atomui neįmanoma pereiti į sužadintą būseną, kai dviejų elektronų poravimas įvyksta vienam iš jų pereinant į laisvą orbitą, kuri yra artimiausia energijos lygiui. Azoto atomas neturi d-sublygio, o perėjimas prie 3s-orbitalės energetiškai yra toks brangus, kad energijos sąnaudos nepadengiamos formuojant naujas jungtis. Daugeliui gali kilti klausimas, koks tada yra azoto valentingumas, pavyzdžiui, molekulėse azoto rūgštis HNO 3 ar azoto oksidas N 2 O 5? Kaip bebūtų keista, valentingumas ten taip pat yra IV, kaip matyti iš šių struktūrinių formulių:

Punktyrinė linija iliustracijoje rodo vadinamąjį delokalizuotas π - ryšys. Dėl šios priežasties JOKIŲ terminalų obligacijų galima vadinti „pusantro“. Panašios pusantros jungtys taip pat randamos ozono molekulėje O 3 , benzene C 6 H 6 ir kt.

Fosforo valentingumo galimybės

Pavaizduokime fosforo atomo išorinės energijos lygio elektrongrafinę formulę:

Kaip matome, pagrindinės būsenos fosforo atomo ir azoto atomo išorinio sluoksnio struktūra yra vienoda, todėl logiška tikėtis, kad fosforo atomo, kaip ir azoto atomo, galimi valentai bus vienodi. iki I, II, III ir IV, kas pastebima praktikoje.

Tačiau, skirtingai nuo azoto, fosforo atomas taip pat turi d-poaukštis su 5 laisvomis orbitalėmis.

Šiuo atžvilgiu jis gali pereiti į sužadintą būseną, garuodamas elektronus 3 s- orbitos:

Taigi fosforo atomo, kuris yra nepasiekiamas azotui, valentingumas V yra įmanomas. Taigi, pavyzdžiui, fosforo atomo valentingumas yra penkis tokių junginių molekulėse kaip fosforo rūgštis, fosforo (V) halogenidai, fosforo (V) oksidas ir kt.

Deguonies atomo valentingumo galimybės

Deguonies atomo išorinės energijos lygio elektroninė grafinė formulė yra tokia:

2-ajame lygyje matome du nesuporuotus elektronus, todėl deguoniui galimas II valentingumas. Reikėtų pažymėti, kad šis deguonies atomo valentingumas stebimas beveik visuose junginiuose. Aukščiau, svarstydami anglies atomo valentingumo galimybes, aptarėme anglies monoksido molekulės susidarymą. CO molekulėje ryšys yra trigubas, todėl deguonis ten yra trivalentis (deguonis yra elektronų poros donoras).

Dėl to, kad deguonies atomas neturi išorinio lygio d-polygiai, elektronų irimas s ir p- orbitos neįmanoma, todėl deguonies atomo valentingumo galimybės yra ribotos, palyginti su kitais jo pogrupio elementais, pavyzdžiui, siera.

Sieros atomo valentingumo galimybės

Išorinis sieros atomo energijos lygis nesužadintoje būsenoje:

Sieros atomas, kaip ir deguonies atomas, turi du nesuporuotus elektronus normalioje būsenoje, todėl galime daryti išvadą, kad sieros valentingumas yra du. Iš tiesų, sieros valentingumas II, pavyzdžiui, vandenilio sulfido molekulėje H2S.

Kaip matome, sieros atomas išoriniame lygyje turi d polygis su laisvomis orbitomis. Dėl šios priežasties sieros atomas gali išplėsti savo valentingumo galimybes, skirtingai nei deguonis, dėl perėjimo į sužadintas būsenas. Taigi, atsiejant vienišą elektronų porą 3 p- polygis, sieros atomas įgyja tokios formos išorinio lygio elektroninę konfigūraciją:

Šioje būsenoje sieros atomas turi 4 nesuporuotus elektronus, o tai rodo, kad sieros atomai gali turėti valentiškumą, lygų IV. Iš tiesų, siera turi IV valentingumą molekulėse SO 2, SF 4, SOCl 2 ir kt.

Atjungiant antrąją vienišą elektronų porą, esančią 3 s- polygis, išorinis energijos lygis įgyja tokią konfigūraciją:

Esant tokiai būsenai, jau tampa įmanoma VI valentingumo pasireiškimas. Junginių su VI-valente siera pavyzdžiai yra SO 3 , H 2 SO 4 , SO 2 Cl 2 ir kt.

Panašiai galime apsvarstyti ir kitų cheminių elementų valentingumo galimybes.

Į chalkogenų pogrupį įeina siera – tai antrasis iš elementų, galinčių susidaryti didelis skaičius rūdos telkiniai. Sulfatai, sulfidai, oksidai ir kiti sieros junginiai yra labai paplitę, svarbūs pramonėje ir gamtoje. Todėl šiame straipsnyje mes apsvarstysime, kas jie yra, kas yra pati siera, jos paprasta medžiaga.

Siera ir jos savybės

Šis elementas periodinėje sistemoje turi tokią padėtį.

1. Šeštoji grupė, pagrindinis pogrupis.
2. Trečias mažas periodas.
3. Atominė masė - 32,064.
4. Serijos numeris yra 16, yra tiek pat protonų ir elektronų, taip pat yra 16 neutronų.
5. Nurodo nemetalinius elementus.
6. Formulėse jis skaitomas kaip "es", elemento sieros pavadinimas, lotyniškas siera.

Gamtoje yra keturi stabilūs izotopai, kurių masės skaičiai yra 32, 33, 34 ir 36. Šis elementas yra šeštas pagal gausumą gamtoje. Nurodo biogeninius elementus, nes tai yra svarbių elementų dalis organinės molekulės.

Atomo elektroninė struktūra

Sieros junginių įvairovę lemia savybės elektroninė struktūra atomas. Jis išreiškiamas tokia konfigūracijos formule: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 .

Aukščiau pateikta tvarka atspindi tik pastovi būsena elementas. Tačiau žinoma, kad jei atomui suteikiama papildomos energijos, elektronai gali būti sugadinti 3p ir 3s sublygiuose, o po to įvyksta dar vienas perėjimas prie 3d, kuris lieka laisvas. Dėl to kinta ne tik atomo valentingumas, bet ir visos galimos oksidacijos būsenos. Jų skaičius gerokai didėja, taip pat daugėja įvairių medžiagų su siera.

Sieros oksidacijos būsenos junginiuose

Yra keletas pagrindinių šio rodiklio parinkčių. Dėl sieros tai yra:

Iš jų S +2 yra rečiausias, likusieji yra visur išsibarstę. Visos medžiagos cheminis aktyvumas ir oksidacinis gebėjimas priklauso nuo sieros oksidacijos laipsnio junginiuose. Taigi, pavyzdžiui, junginiai su -2 yra sulfidai. Juose elementas, kurį mes svarstome, yra tipiškas oksidatorius.

Kuo didesnė junginio oksidacijos būsena, tuo ryškesni bus medžiagos oksidaciniai gebėjimai. Tai lengva patikrinti, jei prisiminsime dvi pagrindines rūgštis, kurias sudaro siera:

• H 2 SO 3 - sieros;
• H 2 SO 4 – sieros.

Yra žinoma, kad pastarasis yra daug stabilesnis, stipresnis junginys, kuris didelėje koncentracijoje turi labai rimtą savybę oksiduotis.

paprasta medžiaga

Kaip paprasta medžiaga, siera yra geltoni gražūs tolygios, taisyklingos, pailgos formos kristalai. Nors tai tik viena iš jo formų, nes yra dvi pagrindinės šios medžiagos. Pirmoji, monoklininė arba rombinė, yra geltona, kuri negali ištirpti vandenyje, o tik organiniuose tirpikliuose. Skiriasi trapumu ir gražia karūnos formos struktūros forma. Lydymosi temperatūra yra apie 110 0 C.

Jei vis dėlto kaitinant tokią modifikaciją nepraleidžiamas tarpinis momentas, tai laiku galima aptikti kitą būseną – plastikinę sierą. Tai gumos rudos spalvos klampus tirpalas, kuris toliau kaitinant ar staigiai atvėsus vėl virsta rombo forma.

Jei mes kalbame apie chemiškai gryną sierą, gautą pakartotinai filtruojant, tai yra ryškiai geltoni maži kristalai, trapūs ir visiškai netirpūs vandenyje. Gali užsidegti susilietus su oro drėgme ir deguonimi. Skiriasi gana dideliu cheminiu aktyvumu.

Buvimas gamtoje

Gamtoje yra gamtinių telkinių, iš kurių išgaunami sieros junginiai ir pati siera kaip paprasta medžiaga. Be to, jame yra:

• mineraluose, rūdose ir uolienose;
• gyvūnų, augalų ir žmonių organizme, nes yra daugelio organinių molekulių dalis;
• gamtinėse dujose, naftoje ir anglies;
• naftinguose skalūnuose ir natūraliuose vandenyse.

Galite įvardyti kai kuriuos turtingiausius sieros mineralus:

• cinobaras;
• piritas;
• sfaleritas;
• antimonitas;
• galena ir kt.

Didžioji dalis šiandien pagaminamos sieros patenka į sulfatų gamybą. Kita dalis naudojama medicinos reikmėms, Žemdirbystė, pramoniniai medžiagų gamybos procesai.

Fizinės savybės

Juos galima apibūdinti keliais punktais.

1. Netirpsta vandenyje, anglies disulfide ar terpentine – gerai tirpsta.
2. Esant ilgalaikei trinčiai, kaupiasi neigiamas krūvis.
3. Lydymosi temperatūra yra 110 0 C.
4. Virimo temperatūra 190 0 С.
5. Pasiekęs 300 0 C, pereina į skystą, lengvai judantį.
6. Gryna medžiaga gali savaime užsidegti, degumo savybės yra labai geros.
7. Tačiau savaime jis beveik neturi kvapo vandenilio junginiai siera skleidžia stiprų supuvusių kiaušinių kvapą. Visai kaip kai kurie dujiniai dvejetainiai atstovai.

Nagrinėjamos medžiagos fizinės savybės žmonėms buvo žinomos nuo antikos laikų. Dėl savo degumo siera gavo savo pavadinimą. Karuose dusinantys ir nuodingi dūmai, kurie susidaro degant šiam junginiui, buvo naudojami kaip ginklas prieš priešus. Be to, sieros turinčios rūgštys taip pat visada buvo labai svarbios pramonėje.

Cheminės savybės

Tema: „Siera ir jos junginiai“ mokykliniame chemijos kurse trunka ne vieną pamoką, o kelias. Juk jų daug. Taip yra dėl šios medžiagos cheminio aktyvumo. Ji gali pasirodyti kaip oksidacinės savybės su stipresniais reduktoriais (metalais, boru ir kt.), o redukuojančiais su dauguma nemetalų.

Tačiau nepaisant tokio aktyvumo, normaliomis sąlygomis vyksta tik sąveika su fluoru. Visiems kitiems reikia šildymo. Yra keletas medžiagų, su kuriomis siera gali sąveikauti, kategorijų:

• metalai;
• nemetalai;
• šarmai;
• stipriai oksiduojančios rūgštys – sieros ir azoto.

Sieros junginiai: veislės

Jų įvairovę paaiškins nevienoda pagrindinio elemento – sieros – oksidacijos būsena. Taigi, šiuo pagrindu galime išskirti keletą pagrindinių medžiagų tipų:

• junginiai, kurių oksidacijos laipsnis yra -2;

Jei atsižvelgsime į klases, o ne į valentingumo indeksą, tada šis elementas sudaro tokias molekules kaip:

• rūgštys;
• oksidai;
• druskos;
• dvejetainiai junginiai su nemetalais (anglies disulfidas, chloridai);
• organinių medžiagų.

Dabar apsvarstykite pagrindinius ir pateikite pavyzdžių.

Medžiagos, kurių oksidacijos laipsnis yra -2

Sieros junginiai 2 yra jo konformacijos su metalais, taip pat su:

• anglis;
• vandenilis;
• fosforo;
• silicio;
• arsenas;
• boro.

Tokiais atvejais jis veikia kaip oksidatorius, nes visi išvardyti elementai yra labiau elektropozityvūs. Pažvelkime į keletą svarbesnių.

1. Anglies disulfidas - CS 2 . Skaidrus skystis su būdingu maloniu eterio aromatu. Jis yra toksiškas, degus ir sprogus. Jis naudojamas kaip tirpiklis daugeliui aliejų, riebalų, nemetalų, sidabro nitrato, dervų ir gumos. Tai taip pat svarbi dalis gaminant dirbtinį šilką – viskozę. Pramonėje jis sintetinamas dideliais kiekiais.
2. Sieros vandenilis arba vandenilio sulfidas – H 2 S. Bespalvės saldaus skonio dujos. Kvapas aštrus, itin nemalonus, primena supuvusį kiaušinį. Nuodingas, slopina kvėpavimo centrą, nes suriša vario jonus. Todėl jais apsinuodijus įvyksta uždusimas ir mirtis. Jis plačiai naudojamas medicinoje, organinėje sintezėje, sieros rūgšties gamyboje, taip pat kaip energiją taupanti žaliava.
3. Metalų sulfidai plačiai naudojami medicinoje, sulfatų gamyboje, dažų gamyboje, fosforo gamyboje ir kitose vietose. Bendroji formulė yra Me x S y .

Junginiai, kurių oksidacijos laipsnis +4

Sieros junginiai 4 daugiausia yra oksidas ir atitinkamos jo druskos bei rūgštis. Visi jie yra gana paplitę junginiai, turintys tam tikrą vertę pramonėje. Jie taip pat gali veikti kaip oksidatoriai, tačiau dažniau pasižymi redukuojančiomis savybėmis.

Sieros junginio, kurio oksidacijos laipsnis yra +4, formulės yra šios:

• oksidas - sieros dioksidas SO 2 ;
• rūgštis - sieros H 2 SO 3;
• druskos turi bendroji formulė Mex(SO3)y.

Vienas iš labiausiai paplitusių yra arba anhidridas. Tai bespalvė medžiaga, turinti pridegusio degtuko kvapą. Didelėse klasteriuose jis susidaro ugnikalnių išsiveržimų metu, šiuo metu jį lengva atpažinti pagal kvapą.

Jis ištirpsta vandenyje, susidarant lengvai suyrančia rūgštimi – sieringa. Jis elgiasi taip, kaip susidaro tipiška druska, kuri patenka į sulfito joną SO 3 2-. Šis anhidridas yra pagrindinės dujos, darančios įtaką supančios atmosferos taršai. Tai jis daro įtaką švietimui.Pramonėje jis naudojamas sulfatų gamyboje.

Junginiai, kuriuose sieros oksidacijos laipsnis yra +6

Tai visų pirma sieros anhidridas ir sieros rūgštis su jų druskomis:

• sulfatai;
• hidrosulfatai.

Kadangi sieros atomas juose yra aukščiausias laipsnis oksidacija, tada šių junginių savybės yra gana suprantamos. Jie yra stiprūs oksidatoriai.

Sieros oksidas (VI) – sieros rūgšties anhidridas – yra lakus bespalvis skystis. Funkcija- stipri drėgmės sugėrimo geba. Rūko lauke. Ištirpinus vandenyje, gaunama viena stipriausių mineralinių rūgščių – sieros. Jo koncentruotas tirpalas yra sunkus aliejingas šiek tiek gelsvas skystis. Jei anhidridas ištirpinamas sieros rūgštyje, gaunamas specialus junginys, vadinamas oleumu. Jis naudojamas pramonėje rūgščių gamyboje.

Tarp druskų - sulfatai - didelę reikšmę turi tokius ryšius kaip:

• gipso CaSO 4 2H 2 O;
• baritas BaSO 4;
• mirabilitas;
• švino sulfatas ir kt.

Jie naudojami statybose, cheminėje sintezėje, medicinoje, optinių prietaisų ir akinių gamyboje ir net maisto pramonėje.

Hidrosulfatai plačiai naudojami metalurgijoje, kur jie naudojami kaip srautas. Taip pat jie padeda daug sudėtingų oksidų paversti tirpiais sulfatais, kurie naudojami atitinkamose pramonės šakose.

Sieros tyrimas mokykliniame chemijos kurse

Kada mokiniams tinkamiausias laikas sužinoti, kas yra siera, kokios jos savybės, kas yra sieros junginys? 9 klasė yra geriausias laikotarpis. Tai dar ne pati pradžia, kai vaikams viskas nauja ir nesuprantama. Tai mokymosi vidurys chemijos mokslas kai anksčiau padėti pamatai padės iki galo suprasti temą. Todėl šiems klausimams svarstyti skiriama antroji abiturientų pusė. Tuo pačiu visa tema suskirstyta į kelis blokus, kuriuose yra atskira pamoka "Sieros junginiai. 9 klasė".

Taip yra dėl jų gausos. Atskirai nagrinėjamas ir sieros rūgšties pramoninės gamybos klausimas. Apskritai, ant Ši tema trunka vidutiniškai 3 valandas.

Bet siera studijoms išvežama tik 10 klasėje, kai svarstomi organiniai klausimai. Jie taip pat yra paveikti biologijos vidurinėje mokykloje. Galų gale, siera yra tokių organinių molekulių dalis kaip:

• tioalkoholiai (tioliai);
• baltymai (tretinė struktūra, ant kurios susidaro disulfidiniai tilteliai);
• tioaldehidai;
• tiofenoliai;
• tioeterių;
• sulfoninės rūgštys;
• sulfoksidai ir kt.

Jie išskiriami specialioje sieros organinių junginių grupėje. Jie svarbūs ne tik gyvų būtybių biologiniuose procesuose, bet ir pramonėje. Pavyzdžiui, sulfonrūgštys yra daugelio vaistų (aspirino, sulfanilamido ar streptocido) pagrindas.

Be to, siera yra nuolatinis junginių, tokių kaip kai kurie:

• amino rūgštys;
• fermentai;
• vitaminai;
• hormonai.