Compuși cu o stare de oxidare de –2. Cei mai importanți compuși ai sulfului în stare de oxidare -2 sunt hidrogenul sulfurat și sulfurile. Hidrogen sulfurat - H 2 S - un gaz incolor cu un miros caracteristic de proteină putrezită, toxic. Molecula de hidrogen sulfurat are o formă unghiulară, unghiul de legătură este de 92º. Se formează prin interacțiunea directă a hidrogenului cu vaporii de sulf. În laborator, hidrogenul sulfurat este produs prin acțiunea acizi tari pentru sulfuri metalice:

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

Hidrogenul sulfurat este un agent reducător puternic, oxidat chiar și de oxidul de sulf (IV).

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

În funcție de condiții, produsele de oxidare a sulfurilor pot fi S, SO 2 sau H 2 SO 4:

2KMn04 + 5H2S-2 + 3H2S04® 2MnS04 + 5S + K2S04 + 8H20;

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

În aer și în atmosferă de oxigen, hidrogenul sulfurat arde, formând sulf sau SO 2, în funcție de condiții.

Hidrogenul sulfurat este ușor solubil în apă (2,5 volume de H 2 S per 1 volum de apă) și se comportă ca un acid dibazic slab.

H2SH++ + HS-; K 1 \u003d 1 × 10 -7

HS - H + + S2-; K 2 \u003d 2,5 × 10 -13

Ca acid dibazic, hidrogenul sulfurat formează două serii de săruri: hidrosulfuri ( săruri acide) și sulfuri (săruri medii). De exemplu, NaHS este hidrosulfură și Na2S este sulfură de sodiu.

Sulfurile majorității metalelor din apă sunt puțin solubile, vopsite în culori caracteristice și diferă ca solubilitate în acizi: ZnS - alb, CdS - galben-portocaliu, MnS - culoarea pulpei, HgS, CuS, PbS, FeS - negru, SnS - maro , SnS 2 - galben. Sulfurile alcaline sunt ușor solubile în apă. metale alcalino-pământoaseși, de asemenea, sulfură de amoniu. Sulfurile solubile sunt puternic hidrolizate.

Na2S + H2O NaHS + NaOH

Sulfurile, ca și oxizii, sunt bazice, acide și amfotere. Principalele proprietăți sunt sulfurile metalelor alcaline și alcalino-pământoase, proprietăți acide- sulfuri nemetalice. Diferența de natură chimică a sulfurilor se manifestă în reacții de hidroliză și în interacțiunea sulfurilor de natură diferită între ele. În timpul hidrolizei, sulfurile bazice formează un mediu alcalin, sulfurile acide sunt hidrolizate ireversibil cu formarea acizilor corespunzători:

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

Sulfurile amfotere sunt insolubile în apă, unele dintre ele, de exemplu, sulfurile de aluminiu, fier (III), crom (III), sunt complet hidrolizate:

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

Când sulfurile bazice și acide interacționează, se formează tiosăruri. Tioacizii corespunzători acestora sunt de obicei instabili, descompunerea lor este similară cu descompunerea acizilor care conțin oxigen.

CS2 + Na2S \u003d Na2CS3; Na 2 CS 3 + H 2 SO 4 \u003d H 2 CS 3 + Na 2 SO 4;

tiocarbonat de sodiu acid tiocarbonic

H2CS3 = H2S + CS2

compuși persulfuri. Tendința sulfului de a forma homolanțuri se realizează în persulfuri (polisulfuri), care se formează prin încălzirea soluțiilor de sulfuri cu sulf:

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

Persulfurile se găsesc în natură, de exemplu, mineralul larg răspândit pirita FeS 2 este persulfura de fier (II). Sub acțiunea acizilor minerali asupra soluțiilor de polisulfuri, s-au izolat polisulfani - substanțe instabile asemănătoare uleiului din compoziția H 2 S n, unde n variază de la 2 la 23.

Persulfurile, ca și peroxizii, prezintă atât proprietăți oxidante, cât și reducătoare și, de asemenea, sunt ușor disproporționate.

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

Compuși cu o stare de oxidare de +4. Cel mai important este oxidul de sulf (IV) - un gaz incolor cu un miros neplăcut ascuțit de sulf ars. Molecula de SO 2 are o structură unghiulară (unghiul OSO este de 119,5 °):

În industrie, SO 2 se obține prin prăjirea piritei sau arderea sulfului. Metoda de laborator pentru obținerea dioxidului de sulf - acțiunea acizilor minerali puternici asupra sulfiților.

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

Oxidul de sulf (IV) este un agent reducător energetic

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

dar, interacționând cu agenți reducători puternici, poate acționa ca un agent oxidant:

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

Dioxidul de sulf este foarte solubil în apă (40 de volume per 1 volum de apă). Într-o soluție apoasă, moleculele de SO2 hidratate se disociază parțial pentru a forma un cation de hidrogen:

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

Din acest motiv, o soluție apoasă de dioxid de sulf este adesea considerată ca o soluție de acid sulfuros - H 2 SO 3, deși acest compus nu pare să existe în realitate. Cu toate acestea, sărurile acidului sulfuros sunt stabile și pot fi izolate individual:

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

hidrosulfit de sodiu sulfit de sodiu

Anionul sulfit are structura unei piramide trigonale cu un atom de sulf în vârf. Perechea singură a atomului de sulf este direcționată spațial; prin urmare, anionul, un donor activ al unei perechi de electroni, se transformă ușor în HSO 3 tetraedric - și există sub forma a două forme tautomerice:

Sulfiții de metale alcaline sunt foarte solubili în apă, în mare parte hidrolizați:

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

Agenții reducători puternici, în timpul depozitării soluțiilor lor, sunt oxidați treptat de oxigenul atmosferic, când sunt încălziți, ei sunt disproporționați:

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

Starea de oxidare +4 apare în halogenuri și oxohalogenuri:

SF 4 SOF 2 SOCl 2 SOBr 2

Fluorura de sulf (IV) Oxofluorura de sulf (IV) Oxoclorură de sulf (IV) Oxobromură de sulf (IV)

În toate moleculele de mai sus, o pereche de electroni singuratică este localizată pe atomul de sulf, SF 4 are forma unui tetraedru distorsionat (bisfenoid), SOHal 2 este o piramidă trigonală.

Fluorura de sulf (IV) este un gaz incolor. Oxoclorura de sulf (IV) (clorura de tionil, clorura de tionil) este un lichid incolor cu un miros înțepător. Aceste substanțe sunt utilizate pe scară largă în sinteza organică pentru a obține compuși organofluorinați și clor.

Compușii de acest tip sunt acizi, așa cum demonstrează relația lor cu apa:

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

Compuși cu o stare de oxidare de +6:

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

fluorură de sulf (VI), dioxodiclorura de sulf (VI), oxid de sulf (VI) acid sulfuric anion sulfat

Hexafluorura de sulf este un gaz inert incolor folosit ca dielectric gazos. Molecula SF 6 este foarte simetrică și are geometria unui octaedru. SO 2 Cl 2 (clorură de sulfuril, clorură de sulfuril) - un lichid incolor care fumează în aer datorită hidrolizei, utilizat în sinteza organică ca reactiv de clorurare:

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

Oxidul de sulf(VI) este un lichid incolor (bp 44,8 °C, p.t. 16,8 °C). În stare gazoasă, SO3 are o structură monomerică; în stare lichidă, există în principal sub formă de molecule trimerice ciclice; în stare solidă, este un polimer.

În industrie, trioxidul de sulf se obține prin oxidarea catalitică a dioxidului său:

2SO 2 + O 2 ¾® 2SO 3

În laborator, SO 3 poate fi obținut prin distilarea oleumului - o soluție de trioxid de sulf în acid sulfuric.

SO 3 este un oxid acid tipic care atașează puternic apa și alți reactivi care conțin protoni:

SO3 + H2O \u003d H2SO4; SO 3 + HF = HOSO 2 F

fluorosulfuric (fluorosulfonic)

acid

Acid sulfuric- H 2 SO 4 - lichid uleios incolor, deci pl. 10,4 °C, p.p. 340 °C (cu descompunere). Liber solubil în apă, acid dibazic puternic. Acidul sulfuric concentrat este un agent oxidant puternic, mai ales atunci când este încălzit. Oxidează nemetale și metalele care se află în seria potențialelor standard ale electrodului la dreapta hidrogenului:

C + 2H2SO4 \u003d CO2 + 2SO2 + 2H2O; Cu + 2H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Interacționând cu mai multe metale active, acidul sulfuric poate fi redus la sulf sau hidrogen sulfurat, de exemplu,

4Zn + 5H2SO4 (conc.) = 4ZnSO4 + H2S + 4H2O

Acidul sulfuric concentrat la rece pasivează multe metale (fier, plumb, aluminiu, crom) datorită formării unei pelicule dense de oxid sau sare pe suprafața lor.

Acidul sulfuric formează două serii de săruri: conţinând anion sulfat - SO 4 2- (săruri medii) şi conţinând anion hidrosulfat - HSO 4 - (săruri acide). Sulfaţii sunt în general bine solubili în apă, slab solubili BaS04, SrS04, PbS04, Cu2S04. Formarea unui precipitat alb-cristalin de sulfat de bariu atunci când este expus la o soluție de clorură de bariu este o reacție calitativă la anionul sulfat. Această reacție este utilizată și pentru determinarea cantitativă a sulfului.

Ba 2+ + SO 4 2- \u003d BaSO 4 ¯

Cele mai importante săruri ale acidului sulfuric sunt: ​​Na 2 SO 4 × 10H 2 O - mirabilite, sarea lui Glauber - folosită la producerea sodei și a sticlei; MgSO 4 × 7H 2 O - sare Epsom amară - folosită în medicină ca laxativ, pentru finisarea țesăturilor, pentru tăbăcirea pieilor; CaSO 4 × 2H 2 O - gips - folosit în medicină și construcții; CaSO 4 ×1 / 2H 2 O - alabastru - este folosit ca material de construcție; CuSO 4 × 5H 2 O - sulfat de cupru - folosit în agricultură pentru a proteja plantele de bolile fungice; FeSO 4 × 7H 2 O - sulfat de fier - este folosit în agricultură ca microîngrășământ și în tratarea apei ca coagulator; K 2 SO 4 × Al 2 (SO 4) 3 × 24H 2 O - alaun de potasiu - folosit pentru tăbăcirea pieilor.

Sinteza acidului sulfuric în industrie se realizează prin metoda de contact, a cărei primă etapă este prăjirea cu pirite:

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

2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3

Când SO 3 este dizolvat în acid sulfuric concentrat, se formează o serie întreagă de acizi polisulfuric. Un amestec de H2SO4, H2S2O7, H2S3O10, H2S4O13 este un lichid gras uleios care fumează în aer - oleum. Când oleum este diluat cu apă Conexiuni S-O-S se rupe și acizii polisulfuric sunt transformați în acid sulfuric de concentrația necesară.

Acid pirosulfuric (două sulfuric).- H2S2O7:

Cristale incolore, fuzibile eliberate din oleum.

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

Se obțin săruri ale acidului pirosulfuric - pirosulfați (disulfați). descompunere termică hidrosulfati:

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

Acid tiosulfuric- H 2 S 2 O 3 - există sub două forme tautomere:

În soluții apoase, este instabil și se descompune cu eliberarea de sulf și SO2:

H 2 S 2 O 3 \u003d S¯ + SO 2 + H 2 O

Sărurile acidului tiosulfuric - tiosulfații - sunt stabile și pot fi obținute prin fierberea sulfului cu soluții apoase de sulfiți:

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

Proprietățile tiosulfaților sunt determinate de prezența atomilor de sulf în două stări de oxidare diferite -2 și +6. Deci prezența sulfului în starea de oxidare -2 determină proprietățile reducătoare:

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

Tiosulfatul de sodiu este utilizat pe scară largă în fotografie ca fixativ și în chimia analitică pentru determinarea cantitativă a iodului și a substanțelor care eliberează iod (analiza iodometrică).

Acizi politionici. Unitățile structurale tetraedrice din acizii polisulfuric pot fi combinate prin atomi de sulf și se obțin compuși cu formula generală H 2 S x O 6, în care x \u003d 2 - 6.

Acizii politionici sunt instabili, dar formează săruri stabile - politionați. De exemplu. Tetrationatul de sodiu se formează prin acțiunea iodului asupra unei soluții apoase de tiosulfat de sodiu:

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

Acizi peroxosulfuric (persulfuric).. Rolul unei punți care leagă unitățile structurale ale acizilor polisulfuric poate fi jucat de o grupare peroxid. Aceeași grupă face parte din acidul monopersulfuric:

H2SO5 - acid monopersulfuric H2S2O8 - acid peroxodisulfuric

(acid caro)

Acizii peroxosulfuric sunt hidrolizați pentru a forma peroxid de hidrogen:

H2SO5 + H2O \u003d H2SO4 + H2O2; H 2 S 2 O 8 + 2H 2 O \u003d 2H 2 SO 4 + H 2 O 2.

Acidul peroxodisulfuric se obține prin electroliza unei soluții apoase de acid sulfuric:

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

Formează săruri - persulfați. Persulfatul de amoniu - (NH 4) 2 S 2 O 8 - este utilizat în laborator ca agent oxidant.

Sarcina formală a unui atom din compuși este o cantitate auxiliară, este de obicei folosită în descrierile proprietăților elementelor din chimie. Această sarcină electrică condiționată este gradul de oxidare. Semnificația sa se schimbă ca urmare a multor procese chimice. Deși sarcina este formală, ea caracterizează în mod viu proprietățile și comportamentul atomilor în reacțiile redox (ORD).

Oxidare și reducere

În trecut, chimiștii foloseau termenul „oxidare” pentru a descrie interacțiunea oxigenului cu alte elemente. Numele reacțiilor provine de la denumirea latină pentru oxigen - Oxigeniu. Mai târziu s-a dovedit că și alte elemente se oxidează. În acest caz, sunt restaurați - atașează electroni. Fiecare atom în timpul formării unei molecule își schimbă structura valenței învelișul de electroni. În acest caz, apare o sarcină formală, a cărei valoare depinde de numărul de electroni dați sau primiți condiționat. Pentru a caracteriza această valoare, a fost folosit anterior termenul chimic englezesc „număr de oxidare”, care înseamnă „număr de oxidare” în traducere. Utilizarea sa se bazează pe presupunerea că electronii de legătură din molecule sau ioni aparțin atomului cu electronegativitate mai mare (EO). Capacitatea de a-și reține electronii și de a-i atrage din alți atomi este bine exprimată în nemetale puternice (halogeni, oxigen). Metalele puternice (sodiu, potasiu, litiu, calciu, alte elemente alcaline și alcalino-pământoase) au proprietăți opuse.

Determinarea gradului de oxidare

Starea de oxidare este sarcina pe care un atom ar dobândi dacă electronii implicați în formarea legăturii ar fi mutați complet la un element mai electronegativ. Există substanțe care nu au o structură moleculară (halogenuri de metale alcaline și alți compuși). În aceste cazuri, starea de oxidare coincide cu sarcina ionului. Sarcina condiționată sau reală arată ce proces a avut loc înainte ca atomii să-și dobândească starea actuală. Un număr de oxidare pozitiv este total electroni care au fost îndepărtați din atomi. Valoarea negativă a stării de oxidare este egală cu numărul de electroni dobândiți. Prin modificarea stării de oxidare element chimic judecă ce se întâmplă cu atomii săi în timpul reacției (și invers). Culoarea substanței determină ce modificări au avut loc în starea de oxidare. Compușii de crom, fier și o serie de alte elemente în care prezintă valențe diferite sunt colorați diferit.

Valori negative, zero și pozitive ale stării de oxidare

Substanțele simple sunt formate din elemente chimice cu aceeași valoare EO. În acest caz, electronii de legătură aparțin tuturor particulelor structurale în mod egal. Prin urmare, în substanțe simple elementele nu au o stare de oxidare (H 0 2, O 0 2, C 0). Când atomii acceptă electroni sau norul general se schimbă în direcția lor, se obișnuiește să se scrie sarcinile cu semnul minus. De exemplu, F-1, O-2, C-4. Donând electroni, atomii capătă o sarcină pozitivă reală sau formală. În oxidul OF 2, atomul de oxigen donează câte un electron la doi atomi de fluor și se află în starea de oxidare O +2. Se crede că într-o moleculă sau într-un ion poliatomic, atomii mai electronegativi primesc toți electronii de legare.

Sulful este un element care prezintă diferite valențe și stări de oxidare.

Elementele chimice ale subgrupelor principale prezintă adesea o valență mai mică, egală cu VIII. De exemplu, valența sulfului în hidrogen sulfurat și sulfuri metalice este II. Elementul se caracterizează prin valențe intermediare și superioare în starea excitată, când atomul renunță la unul, doi, patru sau toți cei șase electroni și prezintă valențe I, II, IV, respectiv VI. Aceleași valori, doar cu semnul minus sau plus, au stările de oxidare ale sulfului:

• în sulfură de fluor dă un electron: -1;
• în hidrogen sulfurat, valoarea cea mai mică: -2;
• în stare intermediară de dioxid: +4;
• în trioxid, acid sulfuric și sulfați: +6.

În starea sa cea mai înaltă de oxidare, sulful acceptă doar electroni; în starea sa cea mai scăzută, prezintă proprietăți reducătoare puternice. Atomii S+4 pot acționa ca agenți reducători sau oxidanți în compuși, în funcție de condiții.

Transferul de electroni în reacții chimice

În formarea unui cristal de clorură de sodiu, sodiul donează electroni clorului mai electronegativ. Stările de oxidare ale elementelor coincid cu sarcinile ionilor: Na +1 Cl -1 . Pentru moleculele create prin socializarea și deplasarea perechilor de electroni către un atom mai electronegativ, este aplicabil doar conceptul de sarcină formală. Dar se poate presupune că toți compușii sunt compuși din ioni. Apoi, atomii, prin atragerea de electroni, capătă o sarcină negativă condiționată, iar prin cedare, dobândesc una pozitivă. În reacții, indicați câți electroni sunt deplasați. De exemplu, în molecula de dioxid de carbon C +4 O - 2 2, indicele indicat în colțul din dreapta sus al simbolului chimic pentru carbon afișează numărul de electroni îndepărtați din atom. Oxigenul din această substanță are o stare de oxidare de -2. Indicele corespunzător când semn chimic O este numărul de electroni adăugați în atom.

Cum se calculează stările de oxidare

Numărarea numărului de electroni donați și adăugați de atomi poate fi consumatoare de timp. Următoarele reguli facilitează această sarcină:

1. În substanțele simple, stările de oxidare sunt zero.
2. Suma oxidării tuturor atomilor sau ionilor dintr-o substanță neutră este zero.
3. Într-un ion complex, suma stărilor de oxidare ale tuturor elementelor trebuie să corespundă sarcinii întregii particule.
4. Un atom mai electronegativ capătă o stare de oxidare negativă, care este scrisă cu semnul minus.
5. Elementele mai puțin electronegative primesc stări de oxidare pozitive, sunt scrise cu semnul plus.
6. Oxigenul prezintă în general o stare de oxidare de -2.
7. Pentru hidrogen, valoarea caracteristică este: +1, în hidruri metalice apare: H-1.
8. Fluorul este cel mai electronegativ dintre toate elementele, starea sa de oxidare este întotdeauna -4.
9. Pentru majoritatea metalelor, numerele de oxidare și valențele sunt aceleași.

Stare de oxidare și valență

Majoritatea compușilor se formează ca rezultat al proceselor redox. Tranziția sau deplasarea electronilor de la un element la altul duce la o schimbare a stării de oxidare și a valenței acestora. Adesea aceste valori coincid. Ca sinonim pentru termenul „stare de oxidare”, poate fi folosită expresia „valență electrochimică”. Dar există excepții, de exemplu, în ionul de amoniu, azotul este tetravalent. În același timp, atomul acestui element se află în starea de oxidare -3. În substanțele organice, carbonul este întotdeauna tetravalent, dar stările de oxidare ale atomului de C din metan CH 4, alcoolul formic CH 3 OH și acidul HCOOH au valori diferite: -4, -2 și +2.

Reacții redox

Procesele redox includ multe dintre cele mai importante procese din industrie, tehnologie, natura animată și neînsuflețită: ardere, coroziune, fermentație, respirație intracelulară, fotosinteză și alte fenomene.

La compilarea ecuațiilor OVR, coeficienții sunt selectați folosind metoda echilibrului electronic, în care sunt operate următoarele categorii:

• stări de oxidare;
• agentul reducător donează electroni și se oxidează;
• agentul de oxidare acceptă electroni și este redus;
• numărul de electroni dați trebuie să fie egal cu numărul celor atașați.

Achiziția de electroni de către un atom duce la scăderea stării sale de oxidare (reducere). Pierderea unuia sau mai multor electroni de către un atom este însoțită de o creștere a numărului de oxidare al elementului ca urmare a reacțiilor. Pentru OVR, curgerea între ionii de electroliți puternici în soluții apoase, nu balanța electronică, ci metoda semireacțiilor este mai des folosită.

Starea de oxidare este sarcina condiționată a unui atom dintr-un compus, calculată din ipoteza că este format numai din ioni. La definirea acestui concept, se presupune în mod condiționat că electronii de legare (de valență) trec la mai mulți atomi electronegativi (vezi Electronegativitatea) și, prin urmare, compușii constau, parcă, din ioni încărcați pozitiv și negativ. Starea de oxidare poate avea valori zero, negative și pozitive, care sunt de obicei plasate deasupra simbolului elementului din partea de sus: .

Valoarea zero a stării de oxidare se atribuie atomilor elementelor în stare liberă, de exemplu: . Valoarea negativă a gradului de oxidare au acei atomi spre care este deplasat norul de electroni de legare (perechea de electroni). Pentru fluor în toți compușii săi, este -1. Atomii care donează electroni de valență altor atomi au o stare de oxidare pozitivă. De exemplu, în metalele alcaline și alcalino-pământoase, este, respectiv, egal cu și În ionii simpli, precum , K, este egal cu sarcina ionului. În majoritatea compușilor, starea de oxidare a atomilor de hidrogen este egală, dar în hidrurile metalice (compușii lor cu hidrogen) - și altele - este -1. Oxigenul este caracterizat printr-o stare de oxidare de -2, dar, de exemplu, în combinație cu fluor va fi, și în compuși peroxid, etc.) -1. În unele cazuri, această valoare poate fi exprimată și număr fracționar: pentru fier în oxid de fier (II, III) este egal cu .

Suma algebrică a stărilor de oxidare ale atomilor dintr-un compus este zero, iar într-un ion complex este sarcina ionului. Folosind această regulă, calculăm, de exemplu, starea de oxidare a fosforului în acidul ortofosforic. Indicând-o prin și înmulțind starea de oxidare a hidrogenului și oxigenului cu numărul atomilor lor din compus, obținem ecuația: de unde. În mod similar, calculăm starea de oxidare a cromului în ionul -.

În compuși, starea de oxidare a manganului va fi, respectiv.

Cea mai mare stare de oxidare este cea mai mare valoare pozitivă a acesteia. Pentru majoritatea elementelor, este egal cu numărul grupului din sistemul periodic și este o caracteristică cantitativă importantă a elementului din compușii săi. Cea mai mică valoare a stării de oxidare a unui element care apare în compușii săi este denumită în mod obișnuit cea mai scăzută stare de oxidare; toate celelalte sunt intermediare. Deci, pentru sulf, cea mai mare stare de oxidare este egală cu cea mai mică -2, intermediară.

Modificarea stărilor de oxidare ale elementelor pe grupe sistem periodic reflectă frecvența schimbării lor proprietăți chimice cu numărul de serie din ce în ce mai mare.

Conceptul de stare de oxidare a elementelor este utilizat în clasificarea substanțelor, descriind proprietățile acestora, formulând compuși și denumirile lor internaționale. Dar este utilizat pe scară largă în studiul reacțiilor redox. Conceptul de „stare de oxidare” este adesea folosit în Chimie anorganicăîn locul conceptului de „valență” (vezi Valence).

Electronegativitatea, ca și alte proprietăți ale atomilor elementelor chimice, se modifică periodic odată cu creșterea numărului ordinal al elementului:

Graficul de mai sus arată periodicitatea modificării electronegativității elementelor principalelor subgrupe, în funcție de numărul ordinal al elementului.

Când se deplasează în jos subgrupul tabelului periodic, electronegativitatea elementelor chimice scade, când se deplasează spre dreapta de-a lungul perioadei, crește.

Electronegativitatea reflectă nemetalicitatea elementelor: cu cât valoarea electronegativității este mai mare, cu atât mai multe proprietăți nemetalice sunt exprimate în element.

Stare de oxidare

Cum se calculează starea de oxidare a unui element dintr-un compus?

1) Starea de oxidare a elementelor chimice din substanțele simple este întotdeauna zero.

2) Există elemente care se manifestă în substanțe complexe stare de oxidare constantă:

3) Există elemente chimice care prezintă o stare de oxidare constantă în marea majoritate a compușilor. Aceste elemente includ:

Element	Starea de oxidare în aproape toți compușii	Excepții
hidrogen H	+1	Hidruri de metale alcaline și alcalino-pământoase, de exemplu:
oxigen O	-2	Hidrogen și peroxizi metalici: fluorura de oxigen -

4) Suma algebrică a stărilor de oxidare ale tuturor atomilor dintr-o moleculă este întotdeauna zero. Suma algebrică a stărilor de oxidare ale tuturor atomilor dintr-un ion este egală cu sarcina ionului.

5) Cea mai mare (maximă) stare de oxidare este egală cu numărul grupului. Excepții care nu se încadrează în această regulă sunt elementele din subgrupul secundar al grupului I, elementele din subgrupul secundar al grupului VIII, precum și oxigenul și fluorul.

Elemente chimice al căror număr de grup nu se potrivește cu cea mai mare stare de oxidare (obligatoriu de memorat)

6) Cea mai joasă stare de oxidare a metalelor este întotdeauna zero și gradul cel mai de jos oxidarea nemetalelor se calculează prin formula:

cea mai scăzută stare de oxidare a unui nemetal = numărul de grup - 8

Pe baza regulilor prezentate mai sus, este posibil să se stabilească gradul de oxidare a unui element chimic în orice substanță.

Găsirea stărilor de oxidare ale elementelor din diverși compuși

Exemplul 1

Determinați stările de oxidare ale tuturor elementelor din acidul sulfuric.

Soluţie:

Să scriem formula acidului sulfuric:

Starea de oxidare a hidrogenului în toate substanțele complexe este +1 (cu excepția hidrurilor metalice).

Starea de oxidare a oxigenului în toate substanțele complexe este -2 (cu excepția peroxizilor și a fluorurii de oxigen OF 2). Să aranjam stările de oxidare cunoscute:

Să notăm starea de oxidare a sulfului ca X:

Molecula de acid sulfuric, ca și molecula oricărei substanțe, este în general neutră din punct de vedere electric, deoarece. suma stărilor de oxidare ale tuturor atomilor dintr-o moleculă este zero. Schematic, aceasta poate fi reprezentată după cum urmează:

Acestea. am obtinut urmatoarea ecuatie:

Hai sa o rezolvam:

Astfel, starea de oxidare a sulfului în acid sulfuric este +6.

Exemplul 2

Determinați starea de oxidare a tuturor elementelor din dicromat de amoniu.

Soluţie:

Să scriem formula dicromatului de amoniu:

Ca și în cazul precedent, putem aranja stările de oxidare ale hidrogenului și oxigenului:

Cu toate acestea, vedem că stările de oxidare a două elemente chimice simultan, azotul și cromul, sunt necunoscute. Prin urmare, nu putem găsi stările de oxidare în același mod ca în exemplul anterior (o ecuație cu două variabile nu are o soluție unică).

Să acordăm atenție faptului că substanța indicată aparține clasei de săruri și, în consecință, are o structură ionică. Apoi putem spune pe bună dreptate că compoziția dicromatului de amoniu include cationi NH 4 + (sarcina acestui cation poate fi văzută în tabelul de solubilitate). Prin urmare, deoarece există doi cationi NH 4 + încărcați individual pozitiv în unitatea de formulă a dicromatului de amoniu, sarcina ionului dicromat este -2, deoarece substanța în ansamblu este neutră din punct de vedere electric. Acestea. substanţa este formată din cationi NH 4 + şi anioni Cr 2 O 7 2-.

Cunoaștem stările de oxidare ale hidrogenului și oxigenului. Știind că suma stărilor de oxidare ale atomilor tuturor elementelor din ion este egală cu sarcina și notând stările de oxidare ale azotului și cromului ca Xși yîn consecință, putem scrie:

Acestea. obținem două ecuații independente:

Rezolvând care, găsim Xși y:

Astfel, în dicromatul de amoniu, stările de oxidare ale azotului sunt -3, hidrogen +1, crom +6 și oxigen -2.

Cum se determină stările de oxidare ale elementelor în materie organică poate fi citit.

Valenţă

Valența atomilor este indicată prin cifre romane: I, II, III etc.

Posibilitățile de valență ale unui atom depind de cantitatea:

1) electroni nepereche

2) perechi de electroni neîmpărțiți în orbitalii nivelurilor de valență

3) orbitali de electroni gol ai nivelului de valență

Posibilitățile de valență ale atomului de hidrogen

Să descriem formula grafică electronică a atomului de hidrogen:

S-a spus că trei factori pot afecta posibilitățile de valență - prezența electronilor nepereche, prezența perechilor de electroni neîmpărțiți la nivelul exterior și prezența orbitalilor liberi (goali) ai nivelului exterior. Vedem un electron nepereche la nivelul de energie exterior (și singurul). Pe baza acestui fapt, hidrogenul poate avea exact o valență egală cu I. Cu toate acestea, la primul nivel de energie există un singur subnivel - s, acestea. atomul de hidrogen de la nivelul exterior nu are nici perechi de electroni neîmpărțiți, nici orbitali goali.

Astfel, singura valență pe care o poate prezenta un atom de hidrogen este I.

Posibilitățile de valență ale unui atom de carbon

Luați în considerare structura electronică a atomului de carbon. În starea de bază, configurația electronică a nivelului său exterior este următoarea:

Acestea. În starea fundamentală, nivelul de energie exterior al unui atom de carbon neexcitat conține 2 electroni nepereche. În această stare, poate prezenta o valență egală cu II. Cu toate acestea, atomul de carbon intră foarte ușor într-o stare excitată atunci când îi este transmisă energie, iar configurația electronică a stratului exterior în acest caz ia forma:

Deși o parte de energie este cheltuită în procesul de excitare a atomului de carbon, cheltuiala este mai mult decât compensată de formarea a patru legaturi covalente. Din acest motiv, valența IV este mult mai caracteristică atomului de carbon. Deci, de exemplu, carbonul are valență IV în molecule dioxid de carbon, acid carbonicși absolut toate substanțele organice.

Pe lângă electronii nepereche și perechile de electroni singuri, prezența orbitalilor () vacante ai nivelului de valență afectează și posibilitățile de valență. Prezența unor astfel de orbitali în nivelul umplut duce la faptul că atomul poate acționa ca un acceptor de perechi de electroni, adică. formează legături covalente suplimentare prin mecanismul donor-acceptor. Deci, de exemplu, contrar așteptărilor, în moleculă monoxid de carbon Legătura de CO nu este dublă, ci triplă, ceea ce este arătat clar în următoarea ilustrație:

Posibilitățile de valență ale atomului de azot

Să notăm formula electron-grafică a nivelului de energie externă al atomului de azot:

După cum se poate vedea din ilustrația de mai sus, atomul de azot în starea sa normală are 3 electroni nepereche și, prin urmare, este logic să presupunem că poate prezenta o valență egală cu III. Într-adevăr, se observă o valență de trei în moleculele de amoniac (NH 3), acid azotat (HNO 2), triclorura de azot (NCl 3) etc.

S-a spus mai sus că valența unui atom al unui element chimic depinde nu numai de numărul de electroni nepereche, ci și de prezența perechilor de electroni neîmpărțiți. Acest lucru se datorează faptului că covalentul legătură chimică poate fi format nu numai atunci când doi atomi se asigură unul altuia cu câte un electron, ci și atunci când un atom care are o pereche de electroni neîmpărțită - un donor () îl oferă altui atom cu un orbital () vacant al nivelului de valență (acceptor). ). Acestea. pentru atomul de azot, valența IV este posibilă și datorită unei legături covalente suplimentare formate de mecanismul donor-acceptor. Deci, de exemplu, patru legături covalente, dintre care una este formată de mecanismul donor-acceptor, sunt observate în timpul formării cationului de amoniu:

În ciuda faptului că una dintre legăturile covalente este formată de mecanismul donor-acceptor, toate Legături N-Hîn cationul de amoniu sunt absolut identice și nu diferă unul de celălalt.

O valență egală cu V, atomul de azot nu este capabil să arate. Acest lucru se datorează faptului că trecerea la o stare excitată este imposibilă pentru atomul de azot, în care împerecherea a doi electroni are loc odată cu trecerea unuia dintre ei la un orbital liber, care este cel mai apropiat nivel de energie. Atomul de azot are nr d-subnivel, iar trecerea la orbitalul 3s este atât de costisitoare din punct de vedere energetic încât costurile energetice nu sunt acoperite prin formarea de noi legături. Mulți se pot întreba, care este atunci valența azotului, de exemplu, în molecule acid azotic HNO 3 sau oxid nitric N 2 O 5? În mod ciudat, valența acolo este și IV, așa cum se poate observa din următoarele formule structurale:

Linia punctată din ilustrație arată așa-numitul delocalizat π -conexiune. Din acest motiv, NU legături terminale nu pot fi numite „una și jumătate”. Legături similare de una și jumătate se găsesc și în molecula de ozon O 3 , benzenul C 6 H 6 etc.

Posibilitățile de valență ale fosforului

Să descriem formula electron-grafică a nivelului de energie externă al atomului de fosfor:

După cum putem vedea, structura stratului exterior al atomului de fosfor în starea fundamentală și a atomului de azot este aceeași și, prin urmare, este logic să ne așteptăm pentru atomul de fosfor, precum și pentru atomul de azot, valențe posibile egale la I, II, III și IV, ceea ce se observă în practică.

Cu toate acestea, spre deosebire de azot, atomul de fosfor are și el d-subnivel cu 5 orbitali liberi.

În acest sens, este capabil să treacă într-o stare excitată, aburând electronii 3 s-orbitali:

Astfel, valența V pentru atomul de fosfor, care este inaccesibil la azot, este posibilă. Deci, de exemplu, un atom de fosfor are o valență de cinci în moleculele unor astfel de compuși precum acidul fosforic, halogenurile de fosfor (V), oxidul de fosfor (V) etc.

Posibilitățile de valență ale atomului de oxigen

Formula electron-grafică a nivelului de energie externă al atomului de oxigen are forma:

Vedem doi electroni nepereche la nivelul 2 și, prin urmare, valența II este posibilă pentru oxigen. Trebuie remarcat faptul că această valență a atomului de oxigen este observată în aproape toți compușii. Mai sus, luând în considerare posibilitățile de valență ale atomului de carbon, am discutat despre formarea moleculei de monoxid de carbon. Legătura din molecula de CO este triplă, prin urmare, oxigenul este trivalent acolo (oxigenul este un donor de pereche de electroni).

Datorită faptului că atomul de oxigen nu are un nivel extern d-subniveluri, deprecierea electronilor sși p- orbitalii este imposibil, motiv pentru care capacitățile de valență ale atomului de oxigen sunt limitate în comparație cu alte elemente din subgrupul său, de exemplu, sulful.

Posibilitățile de valență ale atomului de sulf

Nivelul de energie extern al atomului de sulf în starea neexcitată:

Atomul de sulf, ca și atomul de oxigen, are doi electroni nepereche în starea sa normală, așa că putem concluziona că o valență de doi este posibilă pentru sulf. Într-adevăr, sulful are valența II, de exemplu, în molecula de hidrogen sulfurat H2S.

După cum putem vedea, atomul de sulf de la nivelul exterior are d subnivel cu orbitali liberi. Din acest motiv, atomul de sulf este capabil să-și extindă capacitățile de valență, spre deosebire de oxigen, datorită trecerii la stările excitate. Deci, atunci când decuplați o pereche de electroni singuri 3 p- subnivel, atomul de sulf capătă configurația electronică a nivelului exterior de următoarea formă:

În această stare, atomul de sulf are 4 electroni nepereche, ceea ce ne spune despre posibilitatea ca atomii de sulf să prezinte o valență egală cu IV. Într-adevăr, sulful are valență IV în moleculele SO 2 , SF 4 , SOCl 2 etc.

Când decuplați a doua pereche de electroni singuri situată pe 3 s- subnivel, nivelul energetic extern capătă următoarea configurație:

Într-o astfel de stare, manifestarea valenței VI devine deja posibilă. Un exemplu de compuși cu sulf VI-valent sunt SO 3 , H 2 SO 4 , SO 2 Cl 2 etc.

În mod similar, putem lua în considerare posibilitățile de valență ale altor elemente chimice.

Subgrupul de calcogeni include sulful - acesta este al doilea dintre elementele care se poate forma număr mare zăcăminte de minereu. Sulfații, sulfurile, oxizii și alți compuși ai sulfului sunt foarte răspândiți, importanți în industrie și natură. Prin urmare, în acest articol vom lua în considerare ce sunt acestea, ce este sulful însuși, substanța sa simplă.

Sulful și caracteristicile sale

Acest element are următoarea poziție în tabelul periodic.

1. Al șaselea grup, subgrupul principal.
2. A treia perioadă minoră.
3. Masa atomică - 32.064.
4. Numărul de serie este 16, există același număr de protoni și electroni și există și 16 neutroni.
5. Se referă la elemente nemetalice.
6. În formule se citește „es”, denumirea elementului sulf, latină sulphur.

Există patru izotopi stabili în natură cu numerele de masă 32,33,34 și 36. Acest element este al șaselea ca abundență în natură. Se referă la elementele biogene, deoarece este o parte importantă molecule organice.

Structura electronică a atomului

Compușii cu sulf își datorează diversitatea caracteristicilor structura electronica atom. Se exprimă prin următoarea formulă de configurare: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 .

Ordinea de mai sus reflectă numai stare echilibrată element. Cu toate acestea, se știe că, dacă unui atom i se transmite energie suplimentară, atunci electronii pot fi deviați la subnivelurile 3p și 3s, urmată de o altă tranziție la 3d, care rămâne liberă. Ca urmare, nu numai valența atomului se modifică, ci și toate stările de oxidare posibile. Numărul lor crește semnificativ, la fel și numărul diverse substante cu sulf.

Starile de oxidare ale sulfului in compusi

Există mai multe opțiuni principale pentru acest indicator. Pentru sulf este:

Dintre acestea, S +2 este cel mai rar, restul sunt dispersate peste tot. Activitatea chimică și capacitatea de oxidare a întregii substanțe depind de gradul de oxidare a sulfului din compuși. Deci, de exemplu, compușii cu -2 sunt sulfuri. În ele, elementul pe care îl luăm în considerare este un agent oxidant tipic.

Cu cât valoarea stării de oxidare în compus este mai mare, cu atât abilitățile de oxidare ale substanței vor fi mai pronunțate. Acest lucru este ușor de verificat dacă ne amintim cei doi acizi principali pe care îi formează sulful:

• H2S03 - sulfuros;
• H2SO4 - sulfuric.

Se știe că acesta din urmă este un compus mult mai stabil, puternic, care în concentrație mare are o capacitate foarte serioasă de oxidare.

substanță simplă

Ca o substanță simplă, sulful este galben cristale frumoase de formă uniformă, regulată, alungită. Deși aceasta este doar una dintre formele sale, deoarece există două principale ale acestei substanțe. Primul, monoclinic sau rombic, este galbenul care nu poate fi dizolvat în apă, ci doar în solvenți organici. Diferă în fragilitate și o formă frumoasă a structurii prezentată sub forma unei coroane. Punctul de topire este de aproximativ 110 0 C.

Dacă, totuși, un moment intermediar nu este ratat atunci când o astfel de modificare este încălzită, atunci o altă stare poate fi detectată în timp - sulful plastic. Este o soluție vâscoasă de culoare maro cauciuc, care, după încălzire suplimentară sau răcire bruscă, se transformă din nou într-o formă rombică.

Dacă vorbim de sulf chimic pur, obținut prin filtrare repetată, atunci este vorba de un galben strălucitor de mici cristale, fragile și complet insolubile în apă. Capabil să se aprindă la contactul cu umiditatea și oxigenul din aer. Diferă prin activitatea chimică destul de ridicată.

Fiind în natură

În natură, există zăcăminte naturale din care se extrag compușii sulfului și sulful în sine ca o substanță simplă. În plus, conține:

• în minerale, minereuri și roci;
• în corpul animalelor, plantelor și oamenilor, deoarece face parte din multe molecule organice;
• în gaze naturale, petrol și cărbune;
• în șisturi bituminoase și ape naturale.

Puteți numi unele dintre cele mai bogate minerale în sulf:

• cinabru;
• pirita;
• sfalerit;
• antimonit;
• galena si altele.

Majoritatea sulfului produs astăzi este destinat producției de sulfați. O altă parte este folosită în scopuri medicale, Agricultură, procese industriale de producere a substanțelor.

Proprietăți fizice

Ele pot fi descrise în mai multe puncte.

1. Este insolubil în apă, în disulfură de carbon sau terebentină - se dizolvă bine.
2. Cu frecare prelungită se acumulează o sarcină negativă.
3. Punctul de topire este de 110 0 C.
4. Punct de fierbere 190 0 С.
5. La atingerea temperaturii de 300 0 C, trece într-un lichid, ușor mobil.
6. O substanță pură este capabilă de ardere spontană, proprietățile combustibile sunt foarte bune.
7. În sine, aproape că nu are miros compuși cu hidrogen sulful emană un miros puternic de ouă putrezite. La fel ca niște reprezentanți binari gazoși.

Proprietățile fizice ale substanței în cauză sunt cunoscute oamenilor încă din antichitate. Din cauza combustibilității sale, sulful și-a primit numele. În războaie, fumurile asfixiante și otrăvitoare, care se formează în timpul arderii acestui compus, erau folosite ca armă împotriva inamicilor. În plus, acizii care conțin sulf au avut întotdeauna o importanță industrială deosebită.

Proprietăți chimice

Subiect: „Sulful și compușii săi” la cursul de chimie școlar nu ia o lecție, ci mai multe. La urma urmei, sunt o mulțime. Acest lucru se datorează activității chimice a acestei substanțe. Ea poate apărea ca proprietăți oxidante cu agenți reducători mai puternici (metale, bor etc.) și reducători cu majoritatea nemetalelor.

Cu toate acestea, în ciuda unei astfel de activități, numai interacțiunea cu fluorul are loc în condiții normale. Toate celelalte necesită încălzire. Există mai multe categorii de substanțe cu care sulful poate interacționa:

• metale;
• nemetale;
• alcaline;
• acizi oxidanți puternici - sulfuric și azotic.

Compuși ai sulfului: soiuri

Diversitatea lor se va explica prin valoarea inegală a stării de oxidare a elementului principal - sulful. Deci, putem distinge mai multe tipuri principale de substanțe pe această bază:

• compuși cu o stare de oxidare de -2;

Dacă luăm în considerare clase și nu indicele de valență, atunci acest element formează molecule precum:

• acizi;
• oxizi;
• sare;
• compuși binari cu nemetale (disulfură de carbon, cloruri);
• substante organice.

Acum luați în considerare cele principale și dați exemple.

Substanțe cu o stare de oxidare de -2

Compușii cu sulf 2 sunt conformațiile sale cu metale, precum și cu:

• carbon;
• hidrogen;
• fosfor;
• siliciu;
• arsenic;
• bor.

În aceste cazuri, acționează ca un agent oxidant, deoarece toate elementele enumerate sunt mai electropozitive. Să aruncăm o privire la unele dintre cele mai importante.

1. Disulfură de carbon - CS 2 . Lichid transparent cu o aroma placuta caracteristica de eter. Este toxic, inflamabil și exploziv. Este folosit ca solvent pentru majoritatea tipurilor de uleiuri, grăsimi, nemetale, nitrat de argint, rășini și cauciucuri. De asemenea, este o parte importantă în producția de mătase artificială - viscoză. În industrie, este sintetizat în cantități mari.
2. Hidrogen sulfurat sau hidrogen sulfurat - H 2 S. Un gaz incolor cu gust dulce. Mirosul este ascuțit, extrem de neplăcut, care amintește de un ou putred. Otrăvitor, deprimă centrul respirator, deoarece leagă ionii de cupru. Prin urmare, atunci când sunt otrăviți de ei, au loc sufocarea și moartea. Este utilizat pe scară largă în medicină, sinteza organică, producția de acid sulfuric și, de asemenea, ca materie primă eficientă din punct de vedere energetic.
3. Sulfurile metalice sunt utilizate pe scară largă în medicină, în producția de sulfați, în producția de vopsele, în fabricarea de fosfor și în alte locuri. Formula generală este Me x S y .

Compuși cu o stare de oxidare de +4

Compușii cu sulf 4 sunt predominant un oxid și sărurile sale corespunzătoare și un acid. Toți sunt compuși destul de comuni care au o anumită valoare în industrie. Ele pot acționa și ca agenți de oxidare, dar mai des prezintă proprietăți reducătoare.

Formulele pentru un compus cu sulf cu o stare de oxidare de +4 sunt următoarele:

• oxid - dioxid de sulf SO 2 ;
• acid - H2SO3 sulfuros;
• sarurile au formula generala Mex(SO3)y.

Una dintre cele mai comune este sau anhidrida. Este o substanță incoloră cu miros de chibrit ars. În grupuri mari, se formează în timpul erupțiilor vulcanice; în acest moment este ușor de identificat prin miros.

Se dizolvă în apă cu formarea de acid care se descompune ușor - sulfuros. Se comportă ca o sare tipică, care intră sub formă de ion sulfit SO 3 2-. Această anhidridă este principalul gaz care afectează poluarea atmosferei înconjurătoare. El este cel care afectează educația.În industrie, este folosit în producția de sulfați.

Compuși în care sulful are o stare de oxidare de +6

Acestea includ, în primul rând, anhidrida sulfuric și acidul sulfuric cu sărurile lor:

• sulfați;
• hidrosulfati.

Deoarece atomul de sulf din ele se află în cel mai înalt grad oxidare, atunci proprietățile acestor compuși sunt destul de înțelese. Sunt agenți oxidanți puternici.

Oxidul de sulf (VI) - anhidrida sulfurica - este un lichid incolor volatil. Caracteristică- capacitate puternica de absorbtie a umiditatii. Fumează în aer liber. Când este dizolvat în apă, dă unul dintre cei mai puternici acizi minerali - sulfuric. Soluția sa concentrată este un lichid greu uleios, ușor gălbui. Dacă anhidrida este dizolvată în acid sulfuric, atunci se va obține un compus special numit oleum. Este folosit industrial la producerea acidului.

Printre săruri - sulfați - mare importanță are conexiuni precum:

• gips CaS042H20;
• barită BaS04;
• mirabilitate;
• sulfat de plumb și altele.

Sunt folosite în construcții, sinteza chimică, medicină, fabricarea instrumentelor optice și a ochelarilor și chiar în industria alimentară.

Hidrosulfații sunt folosiți pe scară largă în metalurgie, unde sunt utilizați ca flux. Și, de asemenea, ajută la transformarea multor oxizi complecși în forme de sulfat solubile, care este utilizat în industriile corespunzătoare.

Studiul sulfului la cursul de chimie școlară

Când este cel mai bun moment pentru elevi să învețe despre ce este sulful, care sunt proprietățile sale, ce este un compus cu sulf? Clasa a IX-a este cea mai bună perioadă. Acesta nu este chiar începutul, când totul este nou și de neînțeles pentru copii. Acesta este mijlocul învățării stiinta chimica când bazele puse mai devreme vor ajuta la înțelegerea completă a subiectului. Prin urmare, a doua jumătate a clasei de absolvenți este alocată pentru luarea în considerare a acestor probleme. În același timp, întreaga temă este împărțită în mai multe blocuri, în care există o lecție separată "Compuși ai sulfului. Gradul 9".

Acest lucru se datorează abundenței lor. Problema producției industriale de acid sulfuric este de asemenea luată în considerare separat. În general, pe Acest subiect durează în medie 3 ore.

Dar sulful este scos pentru studiu abia în clasa a X-a, când se iau în considerare aspectele organice. Sunt afectați și în biologie în liceu. La urma urmei, sulful face parte din molecule organice precum:

• tioalcooli (tioli);
• proteine ​​(structură terțiară pe care are loc formarea punților disulfurice);
• tioaldehide;
• tiofenoli;
• tioeteri;
• acizi sulfonici;
• sulfoxizi și altele.

Ele sunt izolate într-un grup special de compuși organosulfurați. Ele sunt importante nu numai în procesele biologice ale ființelor vii, ci și în industrie. De exemplu, acizii sulfonici stau la baza multor medicamente (aspirina, sulfanilamida sau streptocidul).

În plus, sulful este o componentă constantă a unor compuși, cum ar fi:

• aminoacizi;
• enzime;
• vitamine;
• hormoni.