Zlúčeniny s oxidačným stavom –2. Najdôležitejšie zlúčeniny síry v oxidačnom stupni -2 sú sírovodík a sulfidy. Sírovodík - H 2 S - bezfarebný plyn s charakteristickým zápachom hnijúcej bielkoviny, toxický. Molekula sírovodíka má uhlový tvar, väzbový uhol je 92°. Vzniká priamou interakciou vodíka s parami síry. V laboratóriu sa sírovodík vyrába pôsobením o silné kyseliny pre sulfidy kovov:

Na2S + 2HCl \u003d 2NaCl + H2S

Sírovodík je silné redukčné činidlo, oxidované dokonca aj oxidom síry (IV).

2H2S -2 + S +4 O2 \u003d 3S 0 + 2H20

V závislosti od podmienok môžu byť produktmi oxidácie sulfidu S, S02 alebo H2S04:

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

H2S-2 + 4Br2 + 4H20 = H2S +404 + 8HBr

Na vzduchu a v kyslíkovej atmosfére horí sírovodík, pričom vzniká v závislosti od podmienok síra alebo SO 2 .

Sírovodík je mierne rozpustný vo vode (2,5 objemu H 2 S na 1 objem vody) a správa sa ako slabá dvojsýtna kyselina.

H2SH+ + HS-; K 1 \u003d 1 × 10 -7

HS - H++ S2-; K 2 \u003d 2,5 × 10 -13

Ako dvojsýtna kyselina tvorí sírovodík dve série solí: hydrosulfidy ( kyslé soli) a sulfidy (stredné soli). Napríklad NaHS je hydrosulfid a Na2S je sulfid sodný.

Sulfidy väčšiny kovov vo vode sú ťažko rozpustné, farbené charakteristickými farbami a líšia sa rozpustnosťou v kyselinách: ZnS - biely, CdS - žltooranžový, MnS - mäsový, HgS, CuS, PbS, FeS - čierny, SnS - hnedý , SnS 2 - žltá. Alkalické sulfidy sú ľahko rozpustné vo vode. kovy alkalických zemín a tiež sulfid amónny. Rozpustné sulfidy sú vysoko hydrolyzované.

Na2S + H20 NaHS + NaOH

Sulfidy, podobne ako oxidy, sú zásadité, kyslé a amfotérne. Hlavnými vlastnosťami sú sulfidy alkalických kovov a kovov alkalických zemín, kyslé vlastnosti- nekovové sulfidy. Rozdiel v chemickej povahe sulfidov sa prejavuje v hydrolytických reakciách a vo vzájomnej interakcii sulfidov rôznej povahy. Pri hydrolýze tvoria zásadité sulfidy alkalické prostredie, kyslé sulfidy sa nevratne hydrolyzujú za vzniku zodpovedajúcich kyselín:

SiS2 + 3H20 \u003d H2Si03 + 2H2S

Amfotérne sulfidy sú nerozpustné vo vode, niektoré z nich, napríklad sulfidy hliníka, železa (III), chrómu (III), sú úplne hydrolyzované:

Al2S3 + 3H20 \u003d 2Al (OH)3 + 3H2S

Pri interakcii zásaditých a kyslých sulfidov vznikajú tiosoli. Tiokyseliny im zodpovedajúce sú zvyčajne nestabilné, ich rozklad je podobný rozkladu kyselín obsahujúcich kyslík.

CS2 + Na2S \u003d Na2CS3; Na2CS3 + H2S04 \u003d H2CS3 + Na2S04;

tiokarbonát sodný kyselina tiokarbónová

H2CS3 = H2S + CS2

persulfidové zlúčeniny. Tendencia síry vytvárať homoreťazce sa realizuje v persulfidoch (polysulfidoch), ktoré vznikajú zahrievaním roztokov sulfidov so sírou:

Na2S + (n-1) S \u003d Na2S n

Persulfidy sa nachádzajú v prírode, napríklad rozšírený minerál pyrit FeS 2 je persulfid železitý. Pôsobením minerálnych kyselín na roztoky polysulfidov boli izolované polysulfány - nestabilné olejovité látky zloženia H2Sn, kde n kolíše od 2 do 23.

Persulfidy, podobne ako peroxidy, vykazujú oxidačné aj redukčné vlastnosti a sú tiež ľahko disproporčné.

Na2S2 + SnS \u003d SnS2 + Na2S; 4FeS2 + 1102 \u003d 2Fe203 + 8S02;

Na2S2-1 \u003d S0 + Na2S-2

Zlúčeniny s oxidačným stavom +4. Najdôležitejší je oxid sírový (IV) - bezfarebný plyn s ostrým nepríjemným zápachom horiacej síry. Molekula SO 2 má uhlovú štruktúru (uhol OSO je 119,5 °):

V priemysle sa SO 2 získava pražením pyritu alebo spaľovaním síry. Laboratórna metóda získavania oxidu siričitého – pôsobenie silných minerálnych kyselín na siričitany.

Na2S03 + 2HCl \u003d 2NaCl + SO2 + H20

Oxid sírový (IV) je energetické redukčné činidlo

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

ale pri interakcii so silnými redukčnými činidlami môže pôsobiť ako oxidačné činidlo:

2H2S + S + 402 \u003d 3S 0 + 2H20

Oxid siričitý je vysoko rozpustný vo vode (40 objemov na 1 objem vody). Vo vodnom roztoku sa hydratované molekuly S02 čiastočne disociujú za vzniku vodíkového katiónu:

SO2 × H20 H + + HSO 3 - 2H + + SO 3 2-

Z tohto dôvodu sa vodný roztok oxidu siričitého často považuje za roztok kyseliny sírovej - H 2 SO 3, aj keď sa zdá, že táto zlúčenina v skutočnosti neexistuje. Soli kyseliny sírovej sú však stabilné a možno ich izolovať jednotlivo:

S02 + NaOH \u003d NaHS03; S02 + 2NaOH \u003d Na2S03

hydrosiričitan sodný siričitan sodný

Siričitanový anión má štruktúru trigonálnej pyramídy s atómom síry na vrchu. Osamelý pár atómu síry je priestorovo orientovaný, preto sa anión, aktívny donor elektrónového páru, ľahko transformuje na tetraedrický HSO 3 - a existuje vo forme dvoch tautomérnych foriem:

Siričitany alkalických kovov sú vysoko rozpustné vo vode, prevažne hydrolyzované:

SO32- + H20 HSO3 - + OH -

Silné redukčné činidlá sa pri skladovaní svojich roztokov postupne oxidujú vzdušným kyslíkom, pri zahriatí disproporčne:

2Na2S +403 + O2 \u003d 2Na2S +604; 4Na2S +403 \u003d Na2S-2 + 3Na2S +604

Oxidačný stav +4 sa objavuje v halogenidoch a oxohalogenidoch:

SF4SOF2SOCl2SOBr2

Fluorid sírový oxofluorid sírový Oxochlorid sírový Oxobromid sírový

Vo všetkých vyššie uvedených molekulách je na atóme síry lokalizovaný osamelý elektrónový pár, SF 4 má tvar skresleného štvorstenu (bisfenoidu), SOHal 2 je trigonálna pyramída.

Fluorid sírový (IV) je bezfarebný plyn. Oxochlorid sírový (tionylchlorid, tionylchlorid) je bezfarebná kvapalina so štipľavým zápachom. Tieto látky sú široko používané v organickej syntéze na získanie organofluórových a chlórových zlúčenín.

Zlúčeniny tohto typu sú kyslé, čo dokazuje ich vzťah k vode:

SF4 + 3H20 \u003d H2S03 + 4HF; SOCI2 + 2H20 \u003d H2S03 + 2HCl.

Zlúčeniny s oxidačným stavom +6:

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

fluorid sírový, dioxodichlorid sírový, oxid sírový kyselina sírová síranový anión

Hexafluorid sírový je bezfarebný inertný plyn používaný ako plynné dielektrikum. Molekula SF 6 je vysoko symetrická a má geometriu oktaédra. SO 2 Cl 2 (sulfurylchlorid, sulfurylchlorid) je bezfarebná kvapalina dymiaca vo vzduchu v dôsledku hydrolýzy, používaná v organickej syntéze ako chloračné činidlo:

S02Cl2 + 2H20 \u003d H2S04 + 2HCl

Oxid sírový je bezfarebná kvapalina (teplota varu 44,8 °C, teplota topenia 16,8 °C). V plynnom stave má SO 3 monomérnu štruktúru, v kvapalnom stave sa vyskytuje najmä vo forme cyklických trimérnych molekúl, v pevnom stave je to polymér.

V priemysle sa oxid sírový získava katalytickou oxidáciou jeho oxidu:

2SO2 + O2 ¾® 2SO 3

V laboratóriu možno SO 3 získať destiláciou olea - roztoku oxidu sírového v kyseline sírovej.

SO 3 je typický kyslý oxid, ktorý energicky viaže vodu a ďalšie činidlá obsahujúce protón:

S03 + H20 \u003d H2S04; SO3 + HF = HOSO2F

fluórsírová (fluórsulfónová)

kyselina

Kyselina sírová- H 2 SO 4 - bezfarebná olejovitá kvapalina, tak pl. 10,4 °C, b.v. 340 °C (s rozkladom). Voľne rozpustný vo vode, silná dvojsýtna kyselina. Koncentrovaná kyselina sírová je silné oxidačné činidlo, najmä pri zahrievaní. Oxiduje nekovy a kovy, ktoré sú v sérii štandardných elektródových potenciálov napravo od vodíka:

C + 2H2S04 \u003d C02 + 2S02 + 2H20; Cu + 2H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + SO 2 + 2 H 2 O

Interakcia s viacerými aktívne kovy kyselina sírová sa môže redukovať napríklad na síru alebo sírovodík,

4Zn + 5H2S04 (konc.) = 4ZnS04 + H2S + 4H20

Studená koncentrovaná kyselina sírová pasivuje mnohé kovy (železo, olovo, hliník, chróm) vďaka vytvoreniu hustého filmu oxidu alebo soli na ich povrchu.

Kyselina sírová tvorí dva rady solí: obsahujúce síranový anión - SO 4 2- (stredné soli) a obsahujúce hydrosíranový anión - HSO 4 - (kyselinové soli). Sírany sú všeobecne dobre rozpustné vo vode, slabo rozpustný BaSO 4, SrSO 4, PbSO 4, Cu 2 SO 4. Tvorba bielej jemne kryštalickej zrazeniny síranu bárnatého pri vystavení roztoku chloridu bárnatého je kvalitatívnou reakciou na síranový anión. Táto reakcia sa používa aj na kvantitatívne stanovenie síry.

Ba 2+ + SO 4 2- \u003d BaSO 4 ¯

Najdôležitejšie soli kyseliny sírovej sú: Na 2 SO 4 × 10H 2 O - mirabilit, Glauberova soľ - používa sa pri výrobe sódy a skla; MgSO 4 × 7H 2 O - horká epsomská soľ - používa sa v medicíne ako preháňadlo, na konečnú úpravu látok, na činenie kože; CaSO 4 × 2H 2 O - sadra - používa sa v medicíne a stavebníctve; CaSO 4 ×1 / 2H 2 O - alabaster - sa používa ako stavebný materiál; CuSO 4 × 5H 2 O – síran meďnatý – používa sa v poľnohospodárstve na ochranu rastlín pred hubovými chorobami; FeSO 4 × 7H 2 O - síran železitý - sa používa v poľnohospodárstve ako mikrohnojivo a pri úprave vody ako koagulátor; K 2 SO 4 × Al 2 (SO 4) 3 × 24H 2 O - kamenec draselný - používa sa na činenie koží.

Syntéza kyseliny sírovej v priemysle sa uskutočňuje kontaktnou metódou, ktorej prvou fázou je praženie pyritu:

4FeS2 + 1102 = 2Fe203 + 8SO2

2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3

Keď sa SO 3 rozpustí v koncentrovanej kyseline sírovej, vytvorí sa celý rad polysírových kyselín. Zmes H 2 SO 4, H 2 S 2 O 7, H 2 S 3 O 10, H 2 S 4 O 13 je hustá olejovitá kvapalina dymiaca na vzduchu - oleum. Keď sa oleum zriedi vodou S-O-S spojenia rozbijú a kyseliny polysírové sa premenia na kyselinu sírovú požadovanej koncentrácie.

Kyselina pyrosírová (dvojsírová).- H2S207:

Bezfarebné, taviteľné kryštály uvoľnené z olea.

S03 + H2S04 \u003d H2S20 7

Získavajú sa soli kyseliny pyrosírovej – pyrosírany (disulfáty). tepelný rozklad hydrosulfáty:

KHS04 \u003d K2S207 + H20

Kyselina tiosírová- H 2 S 2 O 3 - existuje v dvoch tautomérnych formách:

Vo vodných roztokoch je nestabilný a rozkladá sa za uvoľňovania síry a SO 2:

H2S203 \u003d S¯ + SO2 + H20

Soli kyseliny tiosírovej - tiosírany - sú stabilné a možno ich získať varením síry s vodnými roztokmi siričitanov:

Na2S203 + S \u003d Na2S203

Vlastnosti tiosíranov sú určené prítomnosťou atómov síry v dvoch rôznych oxidačných stupňoch -2 a +6. Takže prítomnosť síry v oxidačnom stave -2 určuje redukčné vlastnosti:

Na2S03S -2 + Cl2 + H20 \u003d Na2S +604 + S0 + 2HCl

Tiosíran sodný je široko používaný vo fotografii ako fixátor a v analytickej chémii na kvantitatívne stanovenie jódu a látok uvoľňujúcich jód (jodometrická analýza).

Polytionové kyseliny. Tetraedrické štruktúrne jednotky v kyselinách polysírových sa môžu kombinovať prostredníctvom atómov síry a získajú sa zlúčeniny všeobecného vzorca H2S x O6, v ktorých x \u003d 2 - 6.

Polytionové kyseliny sú nestabilné, ale tvoria stabilné soli - polytionáty. Napríklad. tetrationát sodný vzniká pôsobením jódu na vodný roztok tiosíranu sodného:

Na2S203 + I2 = Na2S406 + 2NaI

Kyseliny peroxosírové (persírové).. Úlohu mostíka spájajúceho štruktúrne jednotky polysírových kyselín môže zohrávať peroxidová skupina. Rovnaká skupina je súčasťou kyseliny monoperoxosírovej:

H2SO5 - kyselina monopersírová H2S208 - kyselina peroxodisírová

(karo kyselina)

Kyseliny peroxosírové sa hydrolyzujú za vzniku peroxidu vodíka:

H2S05 + H20 \u003d H2S04 + H202; H2S208 + 2H20 \u003d 2H2S04 + H202.

Kyselina peroxodisírová sa získava elektrolýzou vodného roztoku kyseliny sírovej:

2HS04 - - 2e - \u003d H2S20 8

Tvorí soli - persírany. Persíran amónny - (NH 4) 2 S 2 O 8 - sa používa v laboratóriu ako oxidačné činidlo.

Formálny náboj atómu v zlúčeninách je pomocná veličina, zvyčajne sa používa pri popisoch vlastností prvkov v chémii. Tento podmienený elektrický náboj je stupňom oxidácie. Jeho význam sa mení v dôsledku mnohých chemické procesy. Hoci je náboj formálny, živo charakterizuje vlastnosti a správanie atómov v redoxných reakciách (ORD).

Oxidácia a redukcia

V minulosti chemici používali termín „oxidácia“ na opis interakcie kyslíka s inými prvkami. Názov reakcií pochádza z latinského názvu kyslíka – Oxygenium. Neskôr sa ukázalo, že oxidujú aj iné prvky. V tomto prípade sú obnovené - pripájajú elektróny. Každý atóm počas tvorby molekuly mení štruktúru svojej valencie elektrónový obal. V tomto prípade sa objaví formálny náboj, ktorého hodnota závisí od počtu podmienene daných alebo prijatých elektrónov. Na charakterizáciu tejto hodnoty sa predtým používal anglický chemický výraz „oxidačné číslo“, čo v preklade znamená „oxidačné číslo“. Jeho použitie je založené na predpoklade, že väzbové elektróny v molekulách alebo iónoch patria atómu s vyššou elektronegativitou (EO). Schopnosť zadržiavať svoje elektróny a priťahovať ich z iných atómov je dobre vyjadrená u silných nekovov (halogény, kyslík). Silné kovy (sodík, draslík, lítium, vápnik, iné alkalické prvky a prvky alkalických zemín) majú opačné vlastnosti.

Stanovenie stupňa oxidácie

Oxidačný stav je náboj, ktorý by atóm získal, keby sa elektróny podieľajúce sa na tvorbe väzby úplne presunuli na elektronegatívnejší prvok. Existujú látky, ktoré nemajú molekulárnu štruktúru (halogenidy alkalických kovov a iné zlúčeniny). V týchto prípadoch sa oxidačný stav zhoduje s nábojom iónu. Podmienený alebo skutočný náboj ukazuje, aký proces prebehol predtým, ako atómy nadobudli svoj súčasný stav. Kladné oxidačné číslo je Celkom elektróny, ktoré boli odstránené z atómov. Záporná hodnota oxidačného stavu sa rovná počtu získaných elektrónov. Zmenou oxidačného stavu chemický prvok posúdiť, čo sa deje s jeho atómami počas reakcie (a naopak). Farba látky určuje, aké zmeny v oxidačnom stave nastali. Zlúčeniny chrómu, železa a mnohých ďalších prvkov, v ktorých vykazujú rôzne mocenstvo, sú sfarbené odlišne.

Záporné, nulové a pozitívne hodnoty oxidačného stavu

Jednoduché látky sú tvorené chemickými prvkami s rovnakou hodnotou EO. V tomto prípade väzbové elektróny patria ku všetkým štruktúrnym časticiam rovnako. Preto v jednoduché látky prvky nemajú oxidačný stav (H 0 2, O 0 2, C 0). Keď atómy prijímajú elektróny alebo sa všeobecný oblak posúva v ich smere, je zvykom písať náboje so znamienkom mínus. Napríklad F-1, O-2, C-4. Darovaním elektrónov získavajú atómy skutočný alebo formálny kladný náboj. V oxide OF 2 daruje atóm kyslíka každý jeden elektrón dvom atómom fluóru a je v oxidačnom stave O +2. Predpokladá sa, že v molekule alebo polyatómovom ióne, elektronegatívnejšie atómy prijímajú všetky väzbové elektróny.

Síra je prvok, ktorý vykazuje rôzne valencie a oxidačné stavy.

Chemické prvky hlavných podskupín často vykazujú nižšiu valenciu rovnú VIII. Napríklad mocnosť síry v sírovodíku a sulfidoch kovov je II. Prvok je charakterizovaný strednými a vyššími valenciami v excitovanom stave, keď sa atóm vzdáva jedného, ​​dvoch, štyroch alebo všetkých šiestich elektrónov a vykazuje valencie I, II, IV, VI. Rovnaké hodnoty, len so znamienkom mínus alebo plus, majú oxidačné stavy síry:

• v sulfide fluóru dáva jeden elektrón: -1;
• v sírovodíku najnižšia hodnota: -2;
• v prechodnom stave oxidu: +4;
• v oxide trioxide, kyseline sírovej a síranoch: +6.

Vo svojom najvyššom oxidačnom stave síra prijíma iba elektróny, v najnižšom stave vykazuje silné redukčné vlastnosti. Atómy S +4 môžu pôsobiť ako redukčné alebo oxidačné činidlá v zlúčeninách v závislosti od podmienok.

Prenos elektrónov pri chemických reakciách

Pri tvorbe kryštálov chloridu sodného daruje sodík elektróny elektronegatívnejšiemu chlóru. Oxidačné stavy prvkov sa zhodujú s nábojmi iónov: Na +1 Cl -1. Pre molekuly vytvorené socializáciou a premiestnením elektrónových párov na elektronegatívnejší atóm je použiteľný iba koncept formálneho náboja. Dá sa však predpokladať, že všetky zlúčeniny sú zložené z iónov. Potom atómy priťahovaním elektrónov získajú podmienený záporný náboj a rozdávaním získajú kladný náboj. V reakciách uveďte, koľko elektrónov je vytesnených. Napríklad v molekule oxidu uhličitého C +4 O - 2 2 index uvedený v pravom hornom rohu chemickej značky uhlíka zobrazuje počet elektrónov odstránených z atómu. Kyslík v tejto látke má oxidačný stav -2. Zodpovedajúci index kedy chemický znak O je počet pridaných elektrónov v atóme.

Ako vypočítať oxidačné stavy

Počítanie počtu elektrónov darovaných a pridaných atómami môže byť časovo náročné. Nasledujúce pravidlá uľahčujú túto úlohu:

1. V jednoduchých látkach sú oxidačné stavy nulové.
2. Súčet oxidácií všetkých atómov alebo iónov v neutrálnej látke je nula.
3. V komplexnom ióne musí súčet oxidačných stavov všetkých prvkov zodpovedať náboju celej častice.
4. Elektronegatívny atóm získa negatívny oxidačný stav, ktorý sa zapíše so znamienkom mínus.
5. Menej elektronegatívne prvky dostávajú kladné oxidačné stavy, píšu sa so znamienkom plus.
6. Kyslík vo všeobecnosti vykazuje oxidačný stav -2.
7. Pre vodík je charakteristická hodnota: +1, v hydridoch kovov sa vyskytuje: H-1.
8. Fluór je najviac elektronegatívny zo všetkých prvkov, jeho oxidačný stav je vždy -4.
9. Pre väčšinu kovov sú oxidačné čísla a valencie rovnaké.

Oxidačný stav a valencia

Väčšina zlúčenín vzniká ako výsledok redoxných procesov. Prechod alebo premiestnenie elektrónov z jedného prvku na druhý vedie k zmene ich oxidačného stavu a valencie. Tieto hodnoty sa často zhodujú. Ako synonymum pre výraz "oxidačný stav" možno použiť slovné spojenie "elektrochemická valencia". Existujú však výnimky, napríklad v amónnom ióne je dusík štvormocný. Atóm tohto prvku je zároveň v oxidačnom stave -3. V organických látkach je uhlík vždy štvormocný, ale oxidačné stavy atómu C v metáne CH 4, mravčom alkohole CH 3 OH a kyseline HCOOH majú rôzne hodnoty: -4, -2 a +2.

Redoxné reakcie

Redoxné procesy zahŕňajú mnohé z najdôležitejších procesov v priemysle, technológii, živej a neživej prírode: spaľovanie, koróziu, fermentáciu, vnútrobunkové dýchanie, fotosyntézu a ďalšie javy.

Pri zostavovaní rovníc OVR sa koeficienty vyberajú pomocou metódy elektronickej rovnováhy, v ktorej sa operujú tieto kategórie:

• oxidačné stavy;
• redukčné činidlo daruje elektróny a je oxidované;
• oxidačné činidlo prijíma elektróny a redukuje sa;
• počet daných elektrónov sa musí rovnať počtu pripojených.

Získavanie elektrónov atómom vedie k zníženiu jeho oxidačného stavu (redukcia). Strata jedného alebo viacerých elektrónov atómom je sprevádzaná zvýšením oxidačného čísla prvku v dôsledku reakcií. Pre OVR sa častejšie využíva prúdenie medzi iónmi silných elektrolytov vo vodných roztokoch, nie elektronická rovnováha, ale metóda polovičných reakcií.

Oxidačný stav je podmienený náboj atómu v zlúčenine, vypočítaný za predpokladu, že pozostáva iba z iónov. Pri definovaní tohto pojmu sa podmienečne predpokladá, že väzbové (valenčné) elektróny prechádzajú na viac elektronegatívnych atómov (pozri Elektronegativita), a preto zlúčeniny pozostávajú, ako keby, z kladne a záporne nabitých iónov. Oxidačný stav môže mať nulové, záporné a kladné hodnoty, ktoré sú zvyčajne umiestnené nad symbolom prvku v hornej časti: .

Atómom prvkov vo voľnom stave sa priraďuje nulová hodnota oxidačného stavu, napríklad: . Zápornú hodnotu stupňa oxidácie majú tie atómy, ku ktorým sa posúva väzobný elektrónový oblak (elektrónový pár). Pre fluór vo všetkých jeho zlúčeninách je to -1. Atómy, ktoré darujú valenčné elektróny iným atómom, majú kladný oxidačný stav. Napríklad v alkalických kovoch a kovoch alkalických zemín sa rovná a V jednoduchých iónoch, ako je K, sa rovná náboju iónu. Vo väčšine zlúčenín je oxidačný stav atómov vodíka rovnaký, ale v hydridoch kovov (ich zlúčeniny s vodíkom) - a iných - je -1. Kyslík je charakterizovaný oxidačným stavom -2, ale napríklad v kombinácii s fluórom bude a v peroxidových zlúčeninách atď.) -1. V niektorých prípadoch môže byť táto hodnota vyjadrená a zlomkové číslo: pre železo v oxide železa (II, III) sa rovná .

Algebraický súčet oxidačných stavov atómov v zlúčenine je nula a v komplexnom ióne je to náboj iónu. Pomocou tohto pravidla vypočítame napríklad oxidačný stav fosforu v kyseline ortofosforečnej. Označením a vynásobením oxidačného stavu vodíka a kyslíka počtom ich atómov v zlúčenine dostaneme rovnicu: odkiaľ. Podobne vypočítame oxidačný stav chrómu v ióne -.

V zlúčeninách bude oxidačný stav mangánu, resp.

Najvyšší oxidačný stav je jeho najvyššia kladná hodnota. Pre väčšinu prvkov sa rovná číslu skupiny v periodickom systéme a je dôležitou kvantitatívnou charakteristikou prvku v jeho zlúčeninách. Najnižšia hodnota oxidačného stavu prvku, ktorý sa vyskytuje v jeho zlúčeninách, sa bežne nazýva najnižší oxidačný stav; všetky ostatné sú stredné. Takže pre síru je najvyšší oxidačný stav rovný, najnižší -2, stredný.

Zmena oxidačných stavov prvkov podľa skupín periodický systém odráža frekvenciu ich zmeny chemické vlastnosti so zvyšujúcim sa sériovým číslom.

Pojem oxidačný stav prvkov sa používa pri klasifikácii látok, popise ich vlastností, formulovaní zlúčenín a ich medzinárodných názvoch. Ale je obzvlášť široko používaný pri štúdiu redoxných reakcií. Pojem „oxidačný stav“ sa často používa v anorganická chémia namiesto pojmu „valencia“ (pozri Valencia).

Elektronegativita, podobne ako iné vlastnosti atómov chemických prvkov, sa periodicky mení so zvyšovaním poradového čísla prvku:

Vyššie uvedený graf ukazuje periodicitu zmeny elektronegativity prvkov hlavných podskupín v závislosti od poradového čísla prvku.

Pri pohybe nadol po podskupine periodickej tabuľky elektronegativita chemických prvkov klesá, pri pohybe doprava pozdĺž periódy sa zvyšuje.

Elektronegativita odráža nemetalitu prvkov: čím vyššia je hodnota elektronegativity, tým viac nekovových vlastností je vyjadrených v prvku.

Oxidačný stav

Ako vypočítať oxidačný stav prvku v zlúčenine?

1) Oxidačný stav chemických prvkov v jednoduchých látkach je vždy nulový.

2) Existujú prvky, ktoré sa prejavujú v komplexné látky konštantný oxidačný stav:

3) Existujú chemické prvky, ktoré vykazujú konštantný oxidačný stav v prevažnej väčšine zlúčenín. Tieto prvky zahŕňajú:

Prvok	Oxidačný stav takmer všetkých zlúčenín	Výnimky
vodík H	+1	Hydridy alkalických kovov a kovov alkalických zemín, napríklad:
kyslík O	-2	Peroxidy vodíka a kovov: Fluorid kyslíku -

4) Algebraický súčet oxidačných stavov všetkých atómov v molekule je vždy nula. Algebraický súčet oxidačných stavov všetkých atómov v ióne sa rovná náboju iónu.

5) Najvyšší (maximálny) oxidačný stav sa rovná číslu skupiny. Výnimky, ktoré nespadajú pod toto pravidlo, sú prvky sekundárnej podskupiny skupiny I, prvky sekundárnej podskupiny skupiny VIII, ako aj kyslík a fluór.

Chemické prvky, ktorých číslo skupiny sa nezhoduje s ich najvyšším oxidačným stavom (povinné zapamätať si)

6) Najnižší oxidačný stav kovov je vždy nula, a najnižší stupeň oxidácia nekovov sa vypočíta podľa vzorca:

najnižší oxidačný stav nekovu = číslo skupiny - 8

Na základe vyššie uvedených pravidiel je možné stanoviť stupeň oxidácie chemického prvku v akejkoľvek látke.

Zisťovanie oxidačných stavov prvkov v rôznych zlúčeninách

Príklad 1

Určte oxidačné stavy všetkých prvkov v kyseline sírovej.

Riešenie:

Napíšme vzorec pre kyselinu sírovú:

Oxidačný stav vodíka vo všetkých komplexných látkach je +1 (okrem hydridov kovov).

Oxidačný stav kyslíka vo všetkých zložitých látkach je -2 (okrem peroxidov a fluoridu kyslíka OF 2). Zoraďme známe oxidačné stavy:

Označme oxidačný stav síry ako X:

Molekula kyseliny sírovej, podobne ako molekula akejkoľvek látky, je vo všeobecnosti elektricky neutrálna, pretože. súčet oxidačných stavov všetkých atómov v molekule je nula. Schematicky to možno znázorniť takto:

Tie. dostali sme nasledujúcu rovnicu:

Poďme to vyriešiť:

Oxidačný stav síry v kyseline sírovej je teda +6.

Príklad 2

Určte oxidačný stav všetkých prvkov v dichrómane amónnom.

Riešenie:

Napíšme vzorec dvojchrómanu amónneho:

Rovnako ako v predchádzajúcom prípade môžeme usporiadať oxidačné stavy vodíka a kyslíka:

Vidíme však, že oxidačné stavy dvoch chemických prvkov naraz, dusíka a chrómu, nie sú známe. Preto nemôžeme nájsť oxidačné stavy rovnakým spôsobom ako v predchádzajúcom príklade (jedna rovnica s dvoma premennými nemá jednoznačné riešenie).

Venujme pozornosť skutočnosti, že uvedená látka patrí do triedy solí, a preto má iónovú štruktúru. Potom môžeme právom povedať, že zloženie dvojchrómanu amónneho zahŕňa katióny NH 4 + (náboj tohto katiónu je možné vidieť v tabuľke rozpustnosti). Preto, keďže v jednotke vzorca dvojchrómanu amónneho sú dva kladne nabité katióny NH4+, náboj dvojchrómanu je -2, pretože látka ako celok je elektricky neutrálna. Tie. látka je tvorená katiónmi NH 4 + a aniónmi Cr 2 O 7 2-.

Poznáme oxidačné stavy vodíka a kyslíka. Vedieť, že súčet oxidačných stavov atómov všetkých prvkov v ióne sa rovná náboju, a oxidačné stavy dusíka a chrómu označovať ako X a r podľa toho môžeme napísať:

Tie. dostaneme dve nezávislé rovnice:

Riešenie, ktoré nájdeme X a r:

V dichrómane amónnom sú teda oxidačné stavy dusíka -3, vodík +1, chróm +6 a kyslík -2.

Ako určiť oxidačné stavy prvkov v organickej hmoty sa dá čítať.

Valence

Valencia atómov je označená rímskymi číslicami: I, II, III atď.

Valenčné možnosti atómu závisia od množstva:

1) nepárové elektróny

2) nezdieľané elektrónové páry v orbitáloch valenčných hladín

3) prázdne elektrónové orbitály valenčnej hladiny

Valenčné možnosti atómu vodíka

Znázornime elektronický grafický vzorec atómu vodíka:

Hovorilo sa, že valenčné možnosti môžu ovplyvniť tri faktory – prítomnosť nespárovaných elektrónov, prítomnosť nezdieľaných elektrónových párov na vonkajšej úrovni a prítomnosť prázdnych (prázdnych) orbitálov vonkajšej úrovne. Vo vonkajšej (a jedinej) energetickej hladine vidíme jeden nepárový elektrón. Na základe toho môže mať vodík presne valenciu rovnajúcu sa I. Avšak na prvej energetickej úrovni existuje iba jedna podúroveň - s, tie. atóm vodíka na vonkajšej úrovni nemá ani nezdieľané elektrónové páry, ani prázdne orbitály.

Jediná valencia, ktorú môže atóm vodíka vykazovať, je teda I.

Valenčné možnosti atómu uhlíka

Zvážte elektrónovú štruktúru atómu uhlíka. V základnom stave je elektronická konfigurácia jeho vonkajšej úrovne nasledovná:

Tie. V základnom stave obsahuje vonkajšia energetická hladina nevybudeného atómu uhlíka 2 nepárové elektróny. V tomto stave môže vykazovať valenciu rovnajúcu sa II. Atóm uhlíka však veľmi ľahko prechádza do excitovaného stavu, keď je mu odovzdaná energia a elektronická konfigurácia vonkajšej vrstvy má v tomto prípade podobu:

Aj keď sa určitá energia vynaloží v procese excitácie atómu uhlíka, výdavky sú viac ako kompenzované vytvorením štyroch Kovalentné väzby. Z tohto dôvodu je valencia IV oveľa charakteristickejšia pre atóm uhlíka. Takže napríklad uhlík má v molekulách valenciu IV oxid uhličitý, kyselina uhličitá a úplne všetky organické látky.

Okrem nepárových elektrónov a osamelých elektrónových párov ovplyvňuje valenčné možnosti aj prítomnosť voľných () orbitálov valenčnej hladiny. Prítomnosť takýchto orbitálov na zaplnenej úrovni vedie k tomu, že atóm môže pôsobiť ako akceptor elektrónového páru, t.j. vytvárajú ďalšie kovalentné väzby mechanizmom donor-akceptor. Teda napríklad oproti očakávaniam v molekule oxid uhoľnatý CO väzba nie je dvojitá, ale trojitá, čo je jasne znázornené na nasledujúcom obrázku:

Valenčné možnosti atómu dusíka

Zapíšme si elektrónový vzorec vonkajšej energetickej hladiny atómu dusíka:

Ako je možné vidieť na obrázku vyššie, atóm dusíka má vo svojom normálnom stave 3 nepárové elektróny, a preto je logické predpokladať, že môže vykazovať valenciu rovnajúcu sa III. V skutočnosti sa v molekulách amoniaku (NH 3), kyseliny dusnej (HNO 2), chloridu dusitého (NCl 3) atď.

Vyššie bolo povedané, že valencia atómu chemického prvku závisí nielen od počtu nespárovaných elektrónov, ale aj od prítomnosti nezdieľaných elektrónových párov. Je to spôsobené tým, že kovalentná chemická väzba môže vzniknúť nielen vtedy, keď si dva atómy navzájom poskytnú jeden elektrón, ale aj vtedy, keď jeden atóm, ktorý má nezdieľaný elektrónový pár - donor (), ho poskytne inému atómu s prázdnym () orbitálom valenčnej hladiny (akceptorom ). Tie. pre atóm dusíka je valencia IV tiež možná vďaka ďalšej kovalentnej väzbe vytvorenej mechanizmom donor-akceptor. Napríklad pri tvorbe amónneho katiónu sa pozorujú štyri kovalentné väzby, z ktorých jedna je tvorená donorovo-akceptorovým mechanizmom:

Napriek tomu, že jednu z kovalentných väzieb tvorí mechanizmus donor-akceptor, všetky NH väzby v amónnom katióne sú absolútne identické a navzájom sa nelíšia.

Valencia rovnajúca sa V, atóm dusíka nie je schopný ukázať. Je to spôsobené tým, že prechod do excitovaného stavu je nemožný pre atóm dusíka, v ktorom dochádza k párovaniu dvoch elektrónov s prechodom jedného z nich na voľný orbitál, ktorý je energeticky najbližší. Atóm dusíka nemá č d-podúroveň, a prechod na 3s-orbitál je energeticky taký nákladný, že náklady na energiu nepokryje tvorba nových väzieb. Mnohí sa možno čudujú, aká je potom mocnosť dusíka napríklad v molekulách kyselina dusičná HNO 3 alebo oxid dusnatý N 2 O 5? Napodiv, valencia je tiež IV, ako je možné vidieť z nasledujúcich štruktúrnych vzorcov:

Bodkovaná čiara na obrázku znázorňuje tzv delokalizované π -spojenie. Z tohto dôvodu sa NO terminálne väzby môžu nazývať "jeden a pol". Podobné jeden a pol väzby sa nachádzajú aj v molekule ozónu O 3, benzéne C 6 H 6 atď.

Valenčné možnosti fosforu

Znázornime elektrónový vzorec úrovne vonkajšej energie atómu fosforu:

Ako vidíme, štruktúra vonkajšej vrstvy atómu fosforu v základnom stave a atómu dusíka je rovnaká, a preto je logické očakávať pre atóm fosforu, ako aj pre atóm dusíka, že možné valencie sa rovnajú až I, II, III a IV, čo sa v praxi dodržiava.

Na rozdiel od dusíka má však aj atóm fosforu d-podúroveň s 5 voľnými orbitálmi.

V tomto ohľade je schopný prejsť do excitovaného stavu, naparovať elektróny 3 s- orbitály:

Je teda možná valencia V pre atóm fosforu, ktorý je pre dusík neprístupný. Takže napríklad atóm fosforu má v molekulách takých zlúčenín, ako je kyselina fosforečná, halogenidy fosforu (V), oxid fosforečný (V) atď.

Valenčné možnosti atómu kyslíka

Elektrón-grafický vzorec úrovne vonkajšej energie atómu kyslíka má tvar:

Vidíme dva nepárové elektróny na 2. úrovni, a preto je pre kyslík možná valencia II. Treba poznamenať, že táto valencia atómu kyslíka sa pozoruje takmer vo všetkých zlúčeninách. Vyššie, pri zvažovaní valenčných možností atómu uhlíka sme diskutovali o tvorbe molekuly oxidu uhoľnatého. Väzba v molekule CO je trojitá, preto je tam kyslík trojmocný (kyslík je donorom elektrónového páru).

Vzhľadom na to, že atóm kyslíka nemá vonkajšiu úroveň d-podúrovne, deparácia elektrónov s a p- orbitály je nemožné, a preto sú valenčné schopnosti atómu kyslíka obmedzené v porovnaní s inými prvkami jeho podskupiny, napríklad sírou.

Valenčné možnosti atómu síry

Vonkajšia energetická hladina atómu síry v neexcitovanom stave:

Atóm síry, podobne ako atóm kyslíka, má vo svojom normálnom stave dva nepárové elektróny, takže môžeme konštatovať, že pre síru je možná dvojmocnosť. V skutočnosti má síra valenciu II, napríklad v molekule sírovodíka H2S.

Ako vidíme, atóm síry na vonkajšej úrovni má d podúrovni s prázdnymi orbitálmi. Z tohto dôvodu je atóm síry schopný rozširovať svoje valenčné schopnosti, na rozdiel od kyslíka, vďaka prechodu do excitovaných stavov. Takže pri zrušení párovania osamelého elektrónového páru 3 p- podúroveň, atóm síry nadobúda elektrónovú konfiguráciu vonkajšej úrovne nasledujúcej formy:

V tomto stave má atóm síry 4 nepárové elektróny, čo nám hovorí o možnosti, že atómy síry vykazujú valenciu rovnú IV. V skutočnosti má síra valenciu IV v molekulách SO 2, SF 4, SOCl 2 atď.

Pri zrušení párovania druhého osamelého elektrónového páru umiestneného na 3 s- podúroveň, úroveň vonkajšej energie nadobúda nasledujúcu konfiguráciu:

V takomto stave je už možný prejav valencie VI. Príkladom zlúčenín s VI-valentnou sírou sú S03, H2S04, S02Cl2 atď.

Podobne môžeme uvažovať o valenčných možnostiach iných chemických prvkov.

Do podskupiny chalkogénov patrí síra - to je druhý z prvkov, ktorý je schopný tvoriť veľké číslo ložiská rudy. Veľmi rozšírené sú sírany, sulfidy, oxidy a iné zlúčeniny síry, dôležité v priemysle a prírode. Preto v tomto článku zvážime, čo sú, čo je samotná síra, jej jednoduchá látka.

Síra a jej vlastnosti

Tento prvok má v periodickom systéme nasledujúce postavenie.

1. Šiesta skupina, hlavná podskupina.
2. Tretie menšie obdobie.
3. Atómová hmotnosť - 32,064.
4. Sériové číslo je 16, počet protónov a elektrónov je rovnaký a neutrónov je tiež 16.
5. Vzťahuje sa na nekovové prvky.
6. Vo vzorcoch sa číta ako „es“, názov prvku síra, latinsky síra.

V prírode existujú štyri stabilné izotopy s hmotnostnými číslami 32, 33, 34 a 36. Tento prvok je šiestym najrozšírenejším v prírode. Vzťahuje sa na biogénne prvky, pretože je súčasťou dôležitých organické molekuly.

Elektrónová štruktúra atómu

Zlúčeniny síry vďačia za svoju rozmanitosť vlastnostiam elektronická štruktúra atóm. Vyjadruje sa nasledujúcim konfiguračným vzorcom: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 .

Vyššie uvedené poradie odráža iba ustálený stav prvok. Je však známe, že ak sa atómu udelí dodatočná energia, potom sa elektróny môžu znehodnotiť na podúrovniach 3p a 3s, po čom nasleduje ďalší prechod na 3d, ktorý zostáva voľný. V dôsledku toho sa mení nielen valencia atómu, ale aj všetky možné oxidačné stavy. Ich počet sa výrazne zvyšuje, rovnako ako počet rôzne látky so sírou.

Oxidačné stavy síry v zlúčeninách

Pre tento indikátor existuje niekoľko hlavných možností. Pre síru je to:

Z nich je S +2 najvzácnejší, zvyšok je rozptýlený všade. Chemická aktivita a oxidačná schopnosť celej látky závisí od stupňa oxidácie síry v zlúčeninách. Takže napríklad zlúčeniny s -2 sú sulfidy. V nich je prvok, o ktorom uvažujeme, typickým oxidačným činidlom.

Čím vyššia je hodnota oxidačného stavu v zlúčenine, tým výraznejšie budú oxidačné schopnosti látky. Dá sa to ľahko overiť, ak si spomenieme na dve hlavné kyseliny, ktoré tvorí síra:

• H2SO3 - sírová;
• H 2 SO 4 - sírová.

Je známe, že posledne menovaná je oveľa stabilnejšia, silnejšia zlúčenina, ktorá má vo vysokej koncentrácii veľmi vážnu schopnosť oxidovať.

jednoduchá látka

Ako jednoduchá látka je síra žlté krásne kryštály rovnomerného, ​​pravidelného, ​​pretiahnutého tvaru. Aj keď je to len jedna z jeho foriem, pretože existujú dve hlavné časti tejto látky. Prvá, jednoklonná alebo kosoštvorcová, je žltá, ktorú nemožno rozpustiť vo vode, ale iba v organických rozpúšťadlách. Líši sa krehkosťou a krásnou formou štruktúry prezentovanej vo forme koruny. Teplota topenia je asi 110 °C.

Ak však pri zahrievaní takejto modifikácie nedôjde k prechodnému momentu, môže sa včas zistiť ďalší stav - plastická síra. Ide o gumovitý hnedý viskózny roztok, ktorý sa ďalším zahriatím alebo náhlym ochladením opäť zmení na kosoštvorcový tvar.

Ak hovoríme o chemicky čistej síre získanej opakovanou filtráciou, potom ide o svetložlté malé kryštály, krehké a úplne nerozpustné vo vode. Schopný vznietiť sa pri kontakte s vlhkosťou a kyslíkom vo vzduchu. Líšia sa pomerne vysokou chemickou aktivitou.

Byť v prírode

V prírode existujú prírodné ložiská, z ktorých sa získavajú zlúčeniny síry a samotná síra ako jednoduchá látka. Okrem toho obsahuje:

• v mineráloch, rudách a horninách;
• v tele zvierat, rastlín a ľudí, keďže je súčasťou mnohých organických molekúl;
• v zemných plynoch, rope a uhlí;
• v ropných bridliciach a prírodných vodách.

Môžete vymenovať niektoré z najbohatších minerálov na síru:

• rumelka;
• pyrit;
• sfalerit;
• antimonit;
• galenit a ďalšie.

Väčšina dnes vyprodukovanej síry ide na výrobu síranov. Ďalšia časť sa používa na lekárske účely, poľnohospodárstvo, priemyselné procesy na výrobu látok.

Fyzikálne vlastnosti

Možno ich popísať v niekoľkých bodoch.

1. Je nerozpustný vo vode, v sírouhlíku alebo terpentíne – dobre sa rozpúšťa.
2. Pri dlhšom trení sa hromadí záporný náboj.
3. Teplota topenia je 1100 C.
4. Bod varu 190 0 С.
5. Pri dosiahnutí 300 0 C prechádza do kvapaliny, ľahko pohyblivej.
6. Čistá látka je schopná samovznietenia, horľavé vlastnosti sú veľmi dobré.
7. Sama o sebe však nemá takmer žiadnu vôňu zlúčeniny vodíka síra vydáva silný zápach zhnitých vajec. Rovnako ako niektorí plynní binárni zástupcovia.

Fyzikálne vlastnosti predmetnej látky sú ľuďom známe už od staroveku. Síra dostala svoje meno pre svoju horľavosť. Vo vojnách sa ako zbraň proti nepriateľom používali dusivé a jedovaté výpary, ktoré vznikajú pri spaľovaní tejto zlúčeniny. Okrem toho kyseliny obsahujúce síru mali vždy veľký priemyselný význam.

Chemické vlastnosti

Téma: "Síra a jej zlúčeniny" v školskom kurze chémie netrvá jednu hodinu, ale niekoľko. Koniec koncov, je ich veľa. Je to spôsobené chemickou aktivitou tejto látky. Môže sa javiť ako oxidačné vlastnosti so silnejšími redukčnými činidlami (kovy, bór atď.) a redukčnými s väčšinou nekovov.

Napriek takejto aktivite však za normálnych podmienok dochádza len k interakcii s fluórom. Všetky ostatné vyžadujú vykurovanie. Existuje niekoľko kategórií látok, s ktorými môže síra interagovať:

• kovy;
• nekovy;
• alkálie;
• silné oxidačné kyseliny – sírová a dusičná.

Zlúčeniny síry: odrody

Ich rôznorodosť bude vysvetlená nerovnakou hodnotou oxidačného stavu hlavného prvku - síry. Na tomto základe teda môžeme rozlíšiť niekoľko hlavných typov látok:

• zlúčeniny s oxidačným stavom -2;

Ak vezmeme do úvahy triedy a nie index valencie, potom tento prvok tvorí molekuly, ako napríklad:

• kyseliny;
• oxidy;
• soľ;
• binárne zlúčeniny s nekovmi (sírouhlík, chloridy);
• organické látky.

Teraz zvážte hlavné a uveďte príklady.

Látky s oxidačným stavom -2

Zlúčeniny síry 2 sú jej konformácie s kovmi, ako aj s:

• uhlík;
• vodík;
• fosfor;
• kremík;
• arzén;
• bór.

V týchto prípadoch pôsobí ako oxidačné činidlo, pretože všetky uvedené prvky sú elektropozitívnejšie. Poďme sa pozrieť na niektoré z najdôležitejších.

1. Sirouhlík - CS2. Priehľadná kvapalina s charakteristickou príjemnou vôňou éteru. Je toxický, horľavý a výbušný. Používa sa ako rozpúšťadlo pre väčšinu druhov olejov, tukov, nekovov, dusičnanu strieborného, ​​živíc a kaučukov. Je dôležitou súčasťou aj pri výrobe umelého hodvábu – viskózy. V priemysle sa syntetizuje vo veľkých množstvách.
2. Sírovodík alebo sírovodík - H 2 S. Bezfarebný plyn sladkej chuti. Vôňa je ostrá, mimoriadne nepríjemná, pripomínajúca zhnité vajce. Jedovatý, tlmí dýchacie centrum, pretože viaže ióny medi. Preto pri otrave nimi dochádza k uduseniu a smrti. Je široko používaný v medicíne, organickej syntéze, výrobe kyseliny sírovej a tiež ako energeticky efektívna surovina.
3. Sulfidy kovov sa široko používajú v medicíne, pri výrobe síranov, pri výrobe farieb, pri výrobe fosforu a na iných miestach. Všeobecný vzorec je Me x S y .

Zlúčeniny s oxidačným stavom +4

Zlúčeniny síry 4 sú prevažne oxid a jeho zodpovedajúce soli a kyselina. Všetky z nich sú pomerne bežné zlúčeniny, ktoré majú určitú hodnotu v priemysle. Môžu pôsobiť aj ako oxidačné činidlá, ale častejšie vykazujú redukčné vlastnosti.

Vzorce pre zlúčeninu síry s oxidačným stavom +4 sú nasledovné:

• oxid - oxid siričitý SO 2 ;
• kyselina - sírová H 2 SO 3;
• soli majú všeobecný vzorec Mex(SO3)y.

Jedným z najbežnejších je anhydrid. Je to bezfarebná látka s vôňou spálenej zápalky. Vo veľkých zhlukoch vzniká pri sopečných erupciách, v tejto chvíli je ľahké ho identifikovať podľa čuchu.

Vo vode sa rozpúšťa za vzniku ľahko rozložiteľnej kyseliny – sírovej. Správa sa ako typická soľná forma, ktorá vstupuje vo forme sulfitového iónu SO 3 2-. Tento anhydrid je hlavným plynom, ktorý ovplyvňuje znečistenie okolitej atmosféry. Je to on, kto ovplyvňuje vzdelávanie.V priemysle sa používa pri výrobe síranov.

Zlúčeniny, v ktorých má síra oxidačný stav +6

Patria sem predovšetkým anhydrid kyseliny sírovej a kyselina sírová s ich soľami:

• sírany;
• hydrosulfáty.

Keďže atóm síry v nich je in najvyšší stupeň oxidácii, potom sú vlastnosti týchto zlúčenín celkom pochopiteľné. Sú to silné oxidačné činidlá.

Oxid sírový (VI) - anhydrid kyseliny sírovej - je prchavá bezfarebná kvapalina. Funkcia- silná schopnosť absorbovať vlhkosť. Vonku sa fajčí. Po rozpustení vo vode dáva jednu z najsilnejších minerálnych kyselín – sírovú. Jeho koncentrovaný roztok je ťažká olejovitá mierne žltkastá kvapalina. Ak sa anhydrid rozpustí v kyseline sírovej, získa sa špeciálna zlúčenina nazývaná oleum. Priemyselne sa využíva pri výrobe kys.

Medzi soli - sírany - veľký význam má spojenia ako:

• sadra CaS04 2H20;
• baryt BaS04;
• mirabilit;
• síran olovnatý a iné.

Používajú sa v stavebníctve, chemickej syntéze, medicíne, výrobe optických prístrojov a okuliarov a dokonca aj v potravinárskom priemysle.

Hydrosírany sú široko používané v metalurgii, kde sa používajú ako tavivo. A tiež pomáhajú premieňať mnohé komplexné oxidy na rozpustné sulfátové formy, ktoré sa používajú v príslušných priemyselných odvetviach.

Štúdium síry v školskom kurze chémie

Kedy je najlepší čas, aby sa žiaci dozvedeli, čo je síra, aké sú jej vlastnosti, čo je to zlúčenina síry? 9. ročník je najlepšie obdobie. Toto nie je úplný začiatok, keď je všetko nové a pre deti nepochopiteľné. Toto je stred v učení chemická veda keď už skôr položené základy pomôžu plne pochopiť tému. Na posúdenie týchto otázok je preto vyčlenená druhá polovica maturitného ročníka. Zároveň je celá téma rozdelená do niekoľkých blokov, v ktorých je samostatná lekcia "Zlúčeniny síry. 9. ročník".

Je to spôsobené ich hojnosťou. Samostatne sa posudzuje aj problematika priemyselnej výroby kyseliny sírovej. Vo všeobecnosti, na táto téma trvá v priemere 3 hodiny.

Ale síra sa vyberá na štúdium iba v 10. ročníku, keď sa berú do úvahy organické otázky. Ovplyvňuje ich aj biológia na strednej škole. Koniec koncov, síra je súčasťou takých organických molekúl, ako sú:

• tioalkoholy (tioly);
• proteíny (terciárna štruktúra, na ktorej dochádza k tvorbe disulfidových mostíkov);
• tioaldehydy;
• tiofenoly;
• tioétery;
• sulfónové kyseliny;
• sulfoxidy a iné.

Sú izolované v špeciálnej skupine organosírnych zlúčenín. Sú dôležité nielen v biologických procesoch živých bytostí, ale aj v priemysle. Napríklad sulfónové kyseliny sú základom mnohých liekov (aspirín, sulfanilamid alebo streptocid).

Okrem toho je síra stálou zložkou zlúčenín, ako sú niektoré:

• aminokyseliny;
• enzýmy;
• vitamíny;
• hormóny.