Найвищий ступінь окислення сірки. Валентні можливості атома сірки

Електронегативність, як і інші властивості атомів хімічних елементів, змінюється із збільшенням порядкового номера елемента періодично:

Графік вище показує періодичність зміни електронегативності елементів основних підгруп залежно від порядкового номера елемента.

При русі вниз по підгрупі таблиці Менделєєва електронегативність хімічних елементів зменшується, під час руху праворуч за періодом зростає.

Електронегативність відбиває неметаллічність елементів: що вище значення електронегативності, то більше в елемента виражені неметалеві властивості.

Ступінь окислення

Як розрахувати ступінь окислення елемента сполуки?

1) Ступінь окиснення хімічних елементів у простих речовинах завжди дорівнює нулю.

2) Існують елементи, що виявляють у складних речовинах постійний ступінь окислення:

3) Існують хімічні елементи, які виявляють у переважній більшості сполук постійний ступінь окислення. До таких елементів відносяться:

Елемент

Ступінь окислення практично у всіх сполуках

Винятки

водень H +1 Гідриди лужних та лужноземельних металів, наприклад:
кисень O -2 Пероксиди водню та металів:

Фторид кисню

4) Алгебраїчна сума ступенів окислення всіх атомів у молекулі завжди дорівнює нулю. Алгебраїчна сума ступенів окислення всіх атомів в іоні дорівнює заряду іона.

5) Вища (максимальна) ступінь окислення дорівнює номеру групи. Винятки, які не підпадають під це правило, - елементи побічної підгрупи І групи, елементи побічної підгрупи VIII групи, а також кисень і фтор.

Хімічні елементи, номер групи яких не збігається з їх вищим ступенем окиснення (обов'язкові для запам'ятовування)

6) Нижчий ступінь окиснення металів завжди дорівнює нулю, а нижчий ступінь окиснення неметалів розраховується за формулою:

нижчий ступінь окислення неметалу = № групи − 8

Відштовхуючись від наведених вище правил, можна встановити ступінь окислення хімічного елемента в будь-якій речовині.

Знаходження ступенів окислення елементів у різних сполуках

Приклад 1

Визначте ступеня окиснення всіх елементів у сірчаній кислоті.

Рішення:

Запишемо формулу сірчаної кислоти:

Ступінь окиснення водню у всіх складних речовинах +1 (крім гідридів металів).

Ступінь окислення кисню у всіх складних речовинах дорівнює -2 (крім пероксидів та фториду кисню OF 2). Розставимо відомі ступені окислення:

Позначимо ступінь окислення сірки як x:

Молекула сірчаної кислоти, як і молекула будь-якої речовини, загалом електронейтральна, т.к. сума ступенів окиснення всіх атомів у молекулі дорівнює нулю. Схематично це можна зобразити так:

Тобто. ми отримали наступне рівняння:

Вирішимо його:

Таким чином, ступінь окислення сірки у сірчаній кислоті дорівнює +6.

Приклад 2

Визначте ступінь окислення всіх елементів дихромату амонію.

Рішення:

Запишемо формулу дихромату амонію:

Як і в попередньому випадку, ми можемо розставити ступені окислення водню та кисню:

Проте бачимо, що невідомі ступеня окислення відразу в двох хімічних елементів — азоту і хрому. Тому знайти ступеня окислення аналогічно попередньому прикладу ми можемо (одне рівняння з двома змінними немає єдиного рішення).

Звернемо увагу на те, що вказана речовина відноситься до класу солей і, відповідно, має іонну будову. Тоді справедливо можна сказати, що до складу дихромату амонію входять катіони NH 4 + (заряд даного катіону можна подивитися у таблиці розчинності). Отже, так як у формульній одиниці дихромату амонію два позитивні однозарядні катіони NH 4 + , заряд дихромат-іона дорівнює -2, оскільки речовина в цілому електронейтрально. Тобто. речовина утворена катіонами NH 4 + та аніонами Cr 2 O 7 2- .

Ми знаємо ступеня окислення водню та кисню. Знаючи, що сума ступенів окиснення атомів всіх елементів в іоні дорівнює заряду, і позначивши ступеня окиснення азоту та хрому як xі yвідповідно, ми можемо записати:

Тобто. ми отримуємо два незалежні рівняння:

Вирішуючи які, знаходимо xі y:

Таким чином, у дихроматі амонію ступеня окиснення азоту -3, водню +1, хрому +6, а кисню -2.

Як визначати ступеня окиснення елементів в органічних речовинах можна почитати.

Валентність

Валентність атомів позначається римськими цифрами: І, ІІ, ІІІ тощо.

Валентні можливості атома залежать від кількості:

1) неспарених електронів

2) неподілених електронних пар на орбіталях валентних рівнів

3) порожніх електронних орбіталей валентного рівня

Валентні можливості атома водню

Зобразимо електронно-графічну формулу атома водню:

Було сказано, що на валентні можливості можуть впливати три фактори – наявність неспарених електронів, наявність неподілених електронних пар на зовнішньому рівні та наявність вакантних (порожніх) орбіталей зовнішнього рівня. Ми бачимо на зовнішньому (і єдиному) енергетичному рівні один неспарений електрон. Виходячи з цього, водень може точно мати валентність, що дорівнює I. Однак на першому енергетичному рівні є лише один підрівень — s,тобто. атом водню на зовнішньому рівні немає як неподілених електронних пар, і порожніх орбіталей.

Таким чином, єдина валентність, яку може виявляти атом водню, дорівнює I.

Валентні можливості атома вуглецю

Розглянемо електронну будову атома вуглецю. В основному стані електронна конфігурація його зовнішнього рівня виглядає так:

Тобто. в основному стані на зовнішньому енергетичному рівні незбудженого атома вуглецю знаходиться 2 неспарені електрони. У такому стані він може виявляти валентність, що дорівнює II. Однак атом вуглецю дуже легко переходить у збуджений стан при повідомленні йому енергії, і електронна конфігурація зовнішнього шару в цьому випадку набуває вигляду:

Незважаючи на те, що на процес збудження атома вуглецю витрачається деяка кількість енергії, витрати з надлишком компенсуються при утворенні чотирьох ковалентних зв'язків. Тому валентність IV набагато більш характерна для атома вуглецю. Так, наприклад, валентність IV вуглець має на молекулах вуглекислого газу, вугільної кислоти і всіх органічних речовин.

Крім неспарених електронів та неподілених електронних пар на валентні можливості також впливає наявність вакантних () орбіталей валентного рівня. Наявність таких орбіталей на рівні, що заповнюється призводить до того, що атом може виконувати роль акцептора електронної пари, тобто. утворювати додаткові ковалентні зв'язки за донорно-акцепторним механізмом. Так, наприклад, всупереч очікуванням, у молекулі чадного газу CO зв'язок не подвійний, а потрійний, що наочно показано на наступній ілюстрації:

Валентні можливості атома азоту

Запишемо електронно-графічну формулу зовнішнього енергетичного рівня атома азоту:

Як видно з ілюстрації вище, атом азоту у своєму звичайному стані має 3 неспарені електрони, у зв'язку з чим логічно припустити про його здатність виявляти валентність, рівну III. Дійсно, валентність, що дорівнює трьом, спостерігається в молекулах аміаку (NH 3), азотистої кислоти (HNO 2), трихлористого азоту (NCl 3) і т.д.

Вище було сказано, що валентність атома хімічного елемента залежить від кількості неспарених електронів, а й від наявності неподілених електронних пар. Пов'язано це з тим, що ковалентний хімічний зв'язок може утворитися не тільки, коли два атоми надають один одному по одному електрону, але також і тоді, коли один атом, що має неподілену пару електронів — донор() надає її іншому атому з вакантною орбіталлю () валентного рівня (акцептор). Тобто. для атома азоту можлива також валентність IV за рахунок додаткового ковалентного зв'язку, утвореного за донорно-акцепторним механізмом. Так, наприклад, чотири ковалентні зв'язки, одна з яких утворена за донорно-акцепторним механізмом, спостерігається при утворенні катіону амонію:

Незважаючи на те, що один з ковалентних зв'язків утворюється за донорно-акцепторним механізмом, всі зв'язки N-H в катіоні амонію абсолютно ідентичні і нічим один від одного не відрізняються.

Валентність, що дорівнює V, атом азоту виявляти не здатний. Пов'язано це з тим, що для атома азоту неможливий перехід у збуджений стан, при якому відбувається розпарювання двох електронів з переходом одного з них на вільну орбіталь, найближчу за рівнем енергії. Атом азоту не має d-підрівня, а перехід на 3s-орбіталь енергетично настільки витратний, що витрати енергії не покриваються утворенням нових зв'язків. Багато хто може поставити питання, а яка ж тоді валентність у азоту, наприклад, в молекулах азотної кислоти HNO 3 або оксиду азоту N 2 O 5 ? Як не дивно, валентність там теж IV, що видно з наведених нижче структурних формул:

Пунктирною лінією на ілюстрації зображено так звану справакалізована π -зв'язок. Тому кінцеві зв'язки NO можна назвати «полуторними». Аналогічні полуторні зв'язки є також молекулі озону O 3 , бензолу C 6 H 6 тощо.

Валентні можливості фосфору

Зобразимо електронно-графічну формулу зовнішнього енергетичного рівня атома фосфору:

Як бачимо, будова зовнішнього шару в атома фосфору переважно стані і атома азоту однаково, у зв'язку з чим логічно очікувати атома фосфору як і, як й у атома азоту, можливих валентностей, рівних I, II, III і IV, як і спостерігається практично.

Однак, на відміну від азоту, атом фосфору має на зовнішньому енергетичному рівні ще й d-підрівень з 5-ма вакантними орбіталями.

У зв'язку з цим він здатний переходити в збуджений стан, розпарюючи електрони 3 s-орбіталі:

Таким чином, недоступна азоту валентність V для атома фосфору можлива. Так, наприклад, валентність, що дорівнює п'яти, атом фосфору має в молекулах таких сполук, як фосфорна кислота, галогеніди фосфору (V), оксид фосфору (V) і т.д.

Валентні можливості атома кисню

Електронно-графічна формула зовнішнього енергетичного рівня атома кисню має вигляд:

Ми бачимо на 2-му рівні два неспарені електрони, у зв'язку з чим для кисню можлива валентність II. Слід зазначити, що ця валентність атома кисню спостерігається практично у всіх сполуках. Вище під час розгляду валентних можливостей атома вуглецю ми обговорили утворення молекули чадного газу. Зв'язок у молекулі CO потрійний, отже, кисень там тривалентний (кисень — донор електронної пари).

Через те, що атом кисню не має на зовнішньому рівні d-підрівня, розпарювання електронів sі p-орбіталей неможливо, через що валентні можливості атома кисню обмежені порівняно з іншими елементами його підгрупи, наприклад сіркою.

Валентні можливості атома сірки

Зовнішній енергетичний рівень атома сірки у незбудженому стані:

У атома сірки, як і в атома кисню, у звичайному стані два неспарені електрони, тому ми можемо зробити висновок про те, що для сірки можлива валентність, що дорівнює двом. І справді, валентність II сірка має, наприклад, в молекулі сірководню H 2 S.

Як бачимо, у атома сірки зовнішньому рівні з'являється d-підрівень із вакантними орбіталями. Тому атом сірки здатний розширювати свої валентні можливості на відміну від кисню за рахунок переходу в збуджені стани. Так, при розпаруванні неподіленої електронної пари 3 p-підрівня атом сірки набуває електронної конфігурації зовнішнього рівня наступного виду:

У такому стані атом сірки має 4 неспарені електрони, що говорить нам про можливість прояву атомами сірки валентності, що дорівнює IV. Дійсно, валентність IV сірка має молекулах SO 2 , SF 4 , SOCl 2 і т.д.

При розпарюванні другої неподіленої електронної пари, розташованої на 3 s-підрівні, зовнішній енергетичний рівень набуває конфігурації:

У такому стані стає можливим прояв валентності VI. Прикладом сполук з VI-валентною сіркою є SO 3 H 2 SO 4 SO 2 Cl 2 і т.д.

Аналогічно можна розглянути валентні можливості решти хімічних елементів.

З'єднання зі ступенем окиснення -2.Найбільш важливими сполуками сер ступеня окислення -2 є сірководень та сульфіди. Сірководень – H 2 S – безбарвний газ з характерним запахом гниючого білка, токсичний. Молекула сірководню має кутову форму, валентний кут дорівнює 92 º. Утворюється за безпосередньої взаємодії водню з парами сірки. У лабораторії сірководень отримують дією сильних кислот на сульфіди металів:

Na 2 S + 2HCl = 2NaCl + H 2 S

Сірководень сильний відновник, окислюється навіть оксидом сірки (IV).

2H 2 S -2 + S +4 O 2 = 3S 0 + 2H 2 O

Залежно від умов продуктами окислення сульфідів можуть бути S, SO 2 або Н 2 SO 4:

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

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

На повітрі та в атмосфері кисню сірководень горить, утворюючи сірку або SO2 залежно від умов.

У воді сірководень мало розчинний (2,5 об'єму H 2 S на 1 об'єм води) і поводиться як слабка двоосновна кислота.

H 2 S H++ HS-; До 1 = 1×10 -7

HS - H++ S 2-; До 2 = 2,5 10 -13

Як двоосновна кислота сірководень утворює два ряди солей: гідросульфіди (кислі солі) та сульфіди (середні солі). Наприклад, NaNS - гідросульфід і Na 2 S - сульфід натрію.

Сульфіди більшості металів у воді малорозчинні, забарвлені в характерні кольори і відрізняються розчинністю в кислотах: ZnS - білий, CdS - жовто-оранжевий, MnS - тілесного кольору, HgS, CuS, PbS, FeS - чорні, SnS - бурий, SnS 2 жовтий. У воді добре розчиняються сульфіди лужних та лужноземельних металів, а також сульфід амонію. Розчинні сульфіди сильно гідролізовані.

Na 2 S + H 2 Про NaHS + NaOH

Сульфіди, як і оксиди, бувають основними, кислотними та амфотерними. Основні властивості виявляють сульфіди лужних та лужноземельних металів, кислотні властивості – сульфіди неметалів. Відмінність хімічної природи сульфідів проявляється у реакціях гідролізу і за взаємодії сульфідів різної природи між собою. Основні сульфіди при гідролізі утворюють лужне середовище, кислотні гідролізуються необоротно з утворенням відповідних кислот:

SiS 2 + 3H 2 О = H 2 SiO 3 + 2H 2 S

Амфотерні сульфіди у воді нерозчинні, деякі з них, наприклад, сульфіди алюмінію, заліза(III), хрому(III) повністю гідролізуються:

Аl 2 S 3 + 3H 2 О = 2Al(OH) 3 + 3H 2 S

При взаємодії основних та кислотних сульфідів утворюються тіосоли. Тіокислоти, що відповідають їм, зазвичай нестійкі, їх розкладання аналогічно розкладання кисневмісних кислот.

СS 2 + Na 2 S = Na 2 CS 3; Na 2 CS 3 + H 2 SO 4 = H 2 CS 3 + Na 2 SO 4;

тіокарбонат натрію тіокутна кислота

H 2 CS 3 = H 2 S + CS 2

Персульфідні сполуки.Тенденція сірки утворювати гомоцепи реалізується в персульфіди (полісульфіди), які утворюються при нагріванні розчинів сульфідів з сіркою:

Na 2 S + (n-1) S = Na 2 S n

Персульфіди зустрічаються в природі, наприклад, поширений мінерал пірит FeS 2 являє собою персульфід заліза(II). При дії на розчини полісульфідів мінеральних кислот виділено полісульфани - нестійкі маслоподібні речовини складу H 2 S n де n змінюється від 2 до 23.

Персульфіди подібно до пероксидів виявляють як окислювальні, так і відновлювальні властивості, а також легко диспропорціонують.

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

Na 2 S 2 -1 = S 0 + Na 2 S -2

З'єднання зі ступенем окиснення +4.Найбільше значення має оксид сірки (IV) - безбарвний газ із різким неприємним запахом сірки, що горить. Молекула SO 2 має кутову будову (кут OSO дорівнює 119,5°):

У промисловості SO 2 одержують випалом піриту або спалюванням сірки. Лабораторний метод отримання діоксиду сірки – дія сильних мінеральних кислот на сульфіти.

Na 2 SO 3 + 2HCl = 2NaCl + SO 2 + H 2 O

Оксид сірки(IV) є енергійним відновником

S +4 O 2 + Cl 2 = S +6 O 2 Cl 2 ,

Проте, взаємодіючи з сильними відновниками, може у ролі окислювача:

2H 2 S + S +4 O 2 = 3S 0 + 2H 2 O

Діоксид сірки добре розчинний у воді (40 об'ємів на 1 об'єм води). У водному розчині гідратовані молекули SO 2 частково дисоціюють з утворенням катіону водню:

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

З цієї причини водний розчин діоксиду сірки часто розглядають як розчин сірчистої кислоти - H 2 SO 3 хоча реально це з'єднання, мабуть, не існує. Тим не менш, солі сірчистої кислоти стійкі і можуть бути виділені в індивідуальному вигляді:

SO 2 + NaOH = NaHSO 3; SO 2 + 2NaOH = Na 2 SO 3

гідросульфіт натрію сульфіт натрію

Сульфіт-аніон має структуру тригональної піраміди з атомом сірки у вершині. Неподілена пара атома сірки просторово спрямована, тому аніон – активний донор електронної пари, що легко переходить у тетраедричний HSO 3 - і існує у вигляді двох таутомерних форм:

Сульфіти лужних металів добре розчиняються у воді, значною мірою гідролізовані:

SO 3 2- + H 2 Про HSO 3 - + ВІН -

Сильні відновники при зберіганні їх розчинів поступово окислюються киснем повітря, при нагріванні диспропорціонують:

2Na 2 S +4 O 3 + О 2 = 2Na 2 S +6 O 4; 4Na 2 S +4 O 3 = Na 2 S -2 + 3Na 2 S +6 O 4

Ступінь окислення +4 проявляється в галогеніди та оксогалогеніди:

SF 4 SOF 2 SOCl 2 SOBr 2

фторид сірки(IV) оксофторид сірки(IV) оксохлорид сірки(IV) оксобромід сірки(IV)

У всіх наведених молекулах на атомі сірки локалізована неподілена електронна пара, SF 4 має форму спотвореного тетраедра (бісфеноїд), SOHal 2 – тригональної піраміди.

Фторид сірки(IV) - безбарвний газ. Оксохлорид сірки (IV) (хлористий тіоніл, тіонілхлорид) – безбарвна рідина з різким запахом. Ці речовини широко застосовуються в органічному синтезі для одержання фтор- та хлорорганічних сполук.

Сполуки даного типу мають кислотний характер, про що свідчить їхнє ставлення до води:

SF 4 + 3H 2 О = H 2 SO 3 + 4HF; SOCl 2 + 2H 2 О = H 2 SO 3 + 2HCl.

З'єднання зі ступенем окиснення +6:

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

фторид сірки(VI) діоксодихлорид сірки(VI) оксид сірки(VI) сірчана кислота сульфат-аніон

Гксафторид сірки - безбарвний інертний газ, застосовується як газоподібний діелектрик. Молекула SF 6 є високосиметричною, має геометрію октаедра. SO 2 Cl 2 (хлористий сульфурил, сульфурилхлорид) - безбарвна рідина, що димиться на повітрі внаслідок гідролізу, застосовується в органічному синтезі як хлоруючий реагент:

SO 2 Cl 2 + 2H 2 О = H 2 SO 4 + 2HCl

Оксид сірки (VI) - безбарвна рідина (т. кип. 44,8 ° С, т.пл. 16,8 ° С). У газоподібному стані SO 3 має мономерну будову, в рідкому - переважно існує у вигляді циклічних тримерних молекул, у твердому стані - полімер.

У промисловості триоксид сірки одержують каталітичним окисленням її діоксиду:

2SO 2 + O 2 ¾® 2SO 3

У лабораторії SO 3 можна отримати перегонкою олеуму - розчину триоксиду сірки у сірчаній кислоті.

SO 3 - типовий кислотний оксид, що енергійно приєднує воду та інші протоновмісні реагенти:

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

фторсерна (фторсульфонова)

кислота

Сірчана кислота- H 2 SO 4 – безбарвна масляниста рідина, т.пл. 10,4 ° С, т.кип. 340 ° С (з розкладанням). Необмежено розчинна у воді, сильна двоосновна кислота. Концентрована сірчана кислота – енергійний окисник, особливо при нагріванні. Вона окислює неметали і метали, що стоять у ряді стандартних електродних потенціалів правіше водню:

C + 2H 2 SO 4 = CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O; Cu + 2H 2 SO 4 = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Взаємодіючи з більш активними металами, сірчана кислота може відновлюватися до сірки або сірководню, наприклад,

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

Холодна концентрована сірчана кислота пасивує багато металів (залізо, свинець, алюміній, хром) за рахунок утворення на поверхні щільної оксидної або сольової плівки.

Сірчана кислота утворює два ряди солей: містять сульфат-аніон - SO 4 2- (середні солі) і гідросульфат-аніон - HSO 4 - (кислі солі). Сульфати переважно добре розчиняються у воді, поганорозчинні BaSO 4 , SrSO 4 , PbSO 4 , Cu 2 SO 4 . Утворення білого дрібнокристалічного осаду сульфату барію при дії на розчин хлориду барію є якісною реакцією на сульфат-аніон. Ця реакція застосовується і кількісного визначення сірки.

2+ + SO 4 2- = SO 4 ¯

Найважливішими солями сірчаної кислоти є: Na 2 SO 4 ×10H 2 O - мірабіліт, глауберова сіль - застосовується при виробництві соди та скла; MgSO 4 ×7H 2 O - гірка англійська сіль - застосовується в медицині як проносне для обробки тканин, при дубленні шкіри; CaSO 4 ×2H 2 O - гіпс - застосовується в медицині та будівництві; CaSO 4 ×1/2H 2 O – алебастр – застосовується як будівельний матеріал; CuSO 4 ×5H 2 O – мідний купорос – використовується в сільському господарстві для захисту рослин від грибкових захворювань; FeSO 4 ×7H 2 O - залізний купорос - застосовується в сільському господарстві як мікродобрива та при очищенні води як коагулятор; K 2 SO 4 ×Al 2 (SO 4) 3 ×24H 2 O - алюмокалієві галун - застосовуються для дублення шкір.

Синтез сірчаної кислоти в промисловості здійснюється контактним методом, першою стадією якого є випал піриту:

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

2SO 2 + O 2 = 2SO 3

При розчиненні SO 3 концентрованої сірчаної кислоти утворюється ціла серія полісерних кислот. Суміш H 2 SO 4 , H 2 S 2 O 7 , H 2 S 3 O 10 , H 2 S 4 O 13 – густа масляниста рідина, що димить на повітрі – олеум. При розведенні олеуму водою зв'язку S-O-S розриваються і полісіркові кислоти перетворюються на сірчану кислоту необхідної концентрації.

Піросерна (двосерна) кислота- H 2 S 2 O 7:

Безбарвні легкоплавкі кристали, що виділяються з олеуму.

SO 3 + H 2 SO 4 = H 2 S 2 O 7

Солі піросерної кислоти - піросульфати (дисульфати) - одержують термічним розкладанням гідросульфатів:

KHSO 4 = K 2 S 2 O 7 + H 2 O

Тіосерна кислота- H 2 S 2 O 3 – існує у двох таутомерних формах:

У водних розчинах нестійка і розпадається з виділенням сірки та SO 2:

H 2 S 2 O 3 = S + SO 2 + H 2 O

Солі тіосерної кислоти - тіосульфати - стійкі та можуть бути отримані кип'ятінням сірки з водними розчинами сульфітів:

Na 2 SO 3 + S = Na 2 S 2 O 3

Властивості тіосульфатів визначається присутністю атомів сірки у двох різних ступенях окиснення –2 та +6. Так наявність сірки у ступені окислення –2 обумовлює відновлювальні властивості:

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

Тіосульфат натрію широко застосовується у фотоделі як закріплювач та в аналітичній хімії для кількісного визначення йоду та речовин, що виділяють йод (йодометричний аналіз).

Політіонові кислоти. Тетраедричні структурні ланки в полісерних кислотах можуть об'єднуватися через атоми сірки, при цьому утворюються сполуки загальної формули H 2 S x O 6 , в якій x = 2 – 6.

Політіонові кислоти нестійкі, але утворюють стійкі солі - політіонати. Наприклад. тетратіонат натрію утворюється при дії йоду на водний розчин тіосульфату натрію:

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

Пероксосерні (надсерні) кислоти. Роль містка, що поєднує структурні одиниці полісерних кислот, може грати пероксидне угруповання. Ця ж група входить до складу мононадсерної кислоти:

H 2 SO 5 - мононадсерна кислота H 2 S 2 O 8 - пероксодисерна кислота

(кислота Каро)

Пероксосерні кислоти гідролізуються з утворенням перекису водню:

H 2 SO 5 + H 2 O = H 2 SO 4 + H 2 O 2; H 2 S 2 O 8 + 2H 2 O = 2H 2 SO 4 + H 2 O 2 .

Пероксодисерна кислота виходить при електролізі водного розчину сірчаної кислоти:

2HSO 4 - - 2e - = H 2 S 2 O 8

Утворює солі – персульфати. Персульфат амонію - (NH 4) 2 S 2 O 8 - застосовується у лабораторних умовах як окислювач.

Валентністьє складним поняттям. Цей термін зазнав значної трансформації одночасно з розвитком теорії хімічного зв'язку. Спочатку валентністю називали здатність атома приєднувати або заміщати певну кількість інших атомів або атомних груп з утворенням хімічного зв'язку.

Кількісним мірою валентності атома елемента вважали число атомів водню або кисню (дані елементи вважали відповідно одно-і двовалентними), які приєднує елемент, утворюючи гідрид формули ЕH x або оксид формули Е n O m .

Так, валентність атома азоту в молекулі аміаку NH 3 дорівнює трьом, а атома сірки в молекулі H 2 S дорівнює двом, оскільки валентність атома водню дорівнює одному.

У сполуках Na 2 O, BaO, Al 2 O 3 , SiO 2 валентності натрію, барію та кремнію відповідно дорівнюють 1, 2, 3 та 4.

Поняття про валентність було введено в хімію до того, як стала відома будова атома, а саме в 1853 англійським хіміком Франклендом. Нині встановлено, що валентність елемента тісно пов'язані з числом зовнішніх електронів атомів, оскільки електрони внутрішніх оболонок атомів беруть участь у освіті хімічних зв'язків.

В електронній теорії ковалентного зв'язку вважають, що валентність атомавизначається числом його неспарених електронів у основному чи збудженому стані, що у освіті загальних електронних пар з електронами інших атомів.

Для деяких елементів валентність є постійною величиною. Так, натрій або калій у всіх сполуках одновалентні, кальцій, магній і цинк – двовалентні, алюміній – тривалентний і т. д. Але більшість хімічних елементів виявляють змінну валентність, яка залежить від природи елемента – партнера та умов протікання процесу. Так, залізо може утворювати з хлором дві сполуки - FeCl 2 і FeCl 3 в яких валентність заліза дорівнює відповідно 2 і 3.

Ступінь окислення- поняття, що характеризує стан елемента в хімічній сполукі та її поведінку в окисно-відновних реакціях; чисельно ступінь окислення дорівнює формальному заряду, який можна приписати елементу, виходячи з припущення, що всі електрони кожного зв'язку перейшли до більш електронегативного атома.

Електронегативність- міра здатності атома до придбання негативного заряду при утворенні хімічного зв'язку або здатність атома в молекулі притягувати себе валентні електрони, що у освіті хімічного зв'язку. Електронегативність не є абсолютною величиною та розраховується різними методами. Тому значення електронегативності, що наводяться в різних підручниках і довідниках, можуть відрізнятися.

У таблиці 2 наведено електронегативність деяких хімічних елементів за шкалою Сандерсона, а таблиці 3 - електронегативність елементів за шкалою Полінга.

Значення електронегативності наведено під символом відповідного елемента. Чим більше чисельне значення електронегативності атома, тим паче електронегативним є елемент. Найбільш електронегативним є атом фтору, найменш електронегативним – атом рубідія. У молекулі, утвореній атомами двох різних хімічних елементів, формальний негативний заряд буде в атома, чисельне значення електронегативності якого буде вище. Так, у молекулі діоксиду сірки SO 2 електронегативність атома сірки дорівнює 2,5, а значення електронегативності атома кисню більше – 3,5. Отже, негативний заряд буде на атомі кисню, а позитивний – на атомі сірки.

У молекулі аміаку NH 3 значення електронегативності атома азоту дорівнює 3,0 а водню - 2,1. Тому негативний заряд у атома азоту, а позитивний - у атома водню.

Слід чітко знати загальні тенденції зміни електронегативності. Оскільки атом будь-якого хімічного елемента прагне придбати стійку конфігурацію зовнішнього електронного шару - октетну оболонку інертного газу, то електронегативність елементів у період збільшується, а групі електронегативність у загальному випадку зменшується зі збільшенням атомного номера елемента. Тому, наприклад, сірка більш електронегативна порівняно з фосфором і кремнієм, а вуглець більш електронегативний порівняно з кремнієм.

При складанні формул сполук, що складаються з двох неметалів, більш електронегативний їх завжди ставлять правіше: PCl 3 , NO 2 . З цього правила є деякі виключення, що історично склалися, наприклад NH 3 , PH 3 і т.д.

Ступінь окислення зазвичай позначають арабською цифрою (зі знаком перед цифрою), розташованої над символом елемента, наприклад:

Для визначення ступеня окиснення атомів у хімічних сполуках керуються такими правилами:

  1. Ступінь окиснення елементів у простих речовинах дорівнює нулю.
  2. Алгебраїчна сума ступенів окиснення атомів у молекулі дорівнює нулю.
  3. Кисень у сполуках виявляє головним чином ступінь окислення, що дорівнює –2 (у фториді кисню OF 2 + 2, у пероксидах металів типу M 2 O 2 –1).
  4. Водень у сполуках виявляє ступінь окиснення + 1, за винятком гідридів активних металів, наприклад, лужних або лужноземельних, у яких ступінь окиснення водню дорівнює – 1.
  5. У одноатомних іонів ступінь окислення дорівнює заряду іона, наприклад: K + - +1, Ba 2+ - +2, Br - - -1, S 2 - - -2 і т.д.
  6. У з'єднаннях з ковалентним полярним зв'язком ступінь окислення більш електронегативного атома має знак мінус, а менш електронегативного - знак плюс.
  7. В органічних сполуках ступінь окиснення водню дорівнює +1.

Проілюструємо вищенаведені правила декількома прикладами.

приклад 1.Визначити ступінь окислення елементів в оксидах калію K 2 O, селен SeO 3 і заліза Fe 3 O 4 .

Оксид калію K2O.Алгебраїчна сума ступенів окиснення атомів у молекулі дорівнює нулю. Ступінь окиснення кисню в оксидах дорівнює -2. Позначимо ступінь окислення калію в його оксиді за n, тоді 2n + (–2) = 0 або 2n = 2, звідси n = +1, тобто ступінь окислення калію дорівнює +1.

Оксид селену SeO 3 .Молекула SeO 3 електронейтральна. Сумарний негативний заряд трьох атомів кисню становить –2×3 = –6. Отже, щоб зрівняти цей негативний заряд до нуля, ступінь окислення селену має дорівнювати +6.

Молекула Fe 3 O 4електронейтральна. Сумарний негативний заряд чотирьох атомів кисню становить –2×4 = –8. Щоб зрівняти цей негативний заряд, сумарний позитивний заряд на трьох атомах заліза має дорівнювати +8. Отже, одному атомі заліза має бути заряд 8/3 = +8/3.

Слід наголосити, що ступінь окислення елемента в з'єднанні може бути дробовим числом. Такі дробові ступені окислення немає сенсу при поясненні зв'язку в хімічному поєднанні, але можуть бути використані для складання рівнянь окислювально-відновних реакцій.

приклад 2.Визначити ступінь окислення елементів у сполуках NaClO 3 , K 2 Cr 2 O 7 .

Молекула NaClO 3 електронейтральна. Ступінь окиснення натрію дорівнює +1, ступінь окиснення кисню дорівнює -2. Позначимо ступінь окислення хлору за n, тоді +1 + n + 3 × (–2) = 0, або +1 + n – 6 = 0, або n – 5 = 0, звідси n = +5. Таким чином, ступінь окиснення хлору дорівнює +5.

Молекула K2Cr2O7 електронейтральна. Ступінь окислення калію дорівнює +1, ступінь окислення кисню дорівнює -2. Позначимо ступінь окислення хрому за n, тоді 2 × 1 + 2n + 7 × (–2) = 0, або +2 + 2n – 14 = 0, або 2n – 12 = 0, 2n = 12, звідси n = +6. Таким чином, ступінь окислення хрому дорівнює +6.

приклад 3.Визначимо ступеня окислення сірки у сульфат-іоні SO 4 2– . Іон SO 4 2 має заряд -2. Ступінь окиснення кисню дорівнює -2. Позначимо ступінь окислення сірки за n, тоді n + 4 × (–2) = –2, або n – 8 = –2, або n = –2 – (–8), звідси n = +6. Таким чином, ступінь окислення сірки дорівнює +6.

Слід пам'ятати, що рівень окислення іноді не дорівнює валентності даного елемента.

Наприклад, ступеня окислення атома азоту в молекулі аміаку NH 3 або в молекулі гідразину N 2 H 4 рівні -3 і -2 відповідно, тоді як валентність азоту в цих сполуках дорівнює трьом.

Максимальний позитивний ступінь окислення для елементів головних підгруп, як правило, дорівнює номеру групи (виключення: кисень, фтор та деякі інші елементи).

Максимальний негативний ступінь окислення дорівнює 8 – номер групи.

Тренувальні завдання

1. У якому поєднанні ступінь окислення фосфору дорівнює +5?

1) HPO 3
2) H 3 PO 3
3) Li 3 P
4) AlP

2. У якому поєднанні ступінь окислення фосфору дорівнює –3?

1) HPO 3
2) H 3 PO 3
3) Li 3 PO 4
4) AlP

3. У якому поєднанні ступінь окиснення азоту дорівнює +4?

1) HNO 2
2) N 2 O 4
3) N 2 O
4) HNO 3

4. У якому поєднанні ступінь окиснення азоту дорівнює -2?

1) NH 3
2) N 2 H 4
3) N 2 O 5
4) HNO 2

5. У якому поєднанні ступінь окислення сірки дорівнює +2?

1) Na 2 SO 3
2) SO 2
3) SCl 2
4) H 2 SO 4

6. У якому поєднанні ступінь окислення сірки дорівнює +6?

1) Na 2 SO 3
2) SO 3
3) SCl 2
4) H 2 SO 3

7. У речовинах, формули яких CrBr 2 , K 2 Cr 2 O 7 , Na 2 CrO 4 , ступінь окислення хрому відповідно дорівнює

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

8. Мінімальний негативний ступінь окислення хімічного елемента, як правило, дорівнює

1) номер періоду
3) числу електронів, які відсутні до завершення зовнішнього електронного шару

9. Максимальний позитивний ступінь окислення хімічних елементів, розташованих у головних підгрупах, як правило, дорівнює

1) номер періоду
2) порядковий номер хімічного елемента
3) номер групи
4) загальному числу електронів в елементі

10. Фосфор виявляє максимальний позитивний ступінь окислення у поєднанні

1) HPO 3
2) H 3 PO 3
3) Na 3 P
4) Ca 3 P 2

11. Фосфор виявляє мінімальний ступінь окислення у поєднанні

1) HPO 3
2) H 3 PO 3
3) Na 3 PO 4
4) Ca 3 P 2

12. Атоми азоту в нітриті амонію, що перебувають у складі катіону та аніону, виявляють ступеня окислення відповідно

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

13. Валентність і ступінь окислення кисню в перекисі водню відповідно дорівнюють

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

14. Валентність і ступінь окислення сірки у піриті FeS2 відповідно дорівнюють

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

15. Валентність і ступінь окислення атома азоту в броміді амонію відповідно дорівнюють

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

16. Атом вуглецю виявляє негативний ступінь окислення у поєднанні з

1) киснем
2) натрієм
3) фтором
4) хлором

17. Постійний ступінь окислення у своїх сполуках виявляє

1) стронцій
2) залізо
3) сірка
4) хлор

18. Ступінь окислення +3 у своїх сполуках можуть виявляти

1) хлор та фтор
2) фосфор та хлор
3) вуглець і сірка
4) кисень та водень

19. Ступінь окислення +4 у своїх сполуках можуть виявляти

1) вуглець та водень
2) вуглець та фосфор
3) вуглець та кальцій
4) азот та сірка

20. Ступінь окислення, рівну номеру групи, у своїх сполуках виявляє

1) хлор
2) залізо
3) кисень
4) фтор

Підгрупа халькогенів включає сірку - це другий з елементів, який здатний утворювати велику кількість рудних родовищ. Сульфати, сульфіди, оксиди та інші сполуки сірки є дуже поширеними, важливими в промисловості та природі. Тому в цій статті ми розглянемо, якими вони бувають, що являє собою сірку, її просту речовину.

Сірка та її характеристика

Цей елемент має таке положення в періодичній системі.

  1. Шоста група, головна підгрупа.
  2. Третій малий період.
  3. Атомна маса – 32,064.
  4. Порядковий номер - 16, протонів та електронів стільки ж, нейтронів також 16.
  5. Належить до елементів-неметалів.
  6. У формулах читається, як "ес", назва елемента сірка, латинська sulfur.

У природі зустрічаються чотири стабільні ізотопи з масовими числами 32,33,34 і 36. Даний елемент шостий за поширеністю в природі. Належить до біогенних елементів, оскільки входить до складу важливих органічних молекул.

Електронна будова атома

Сполуки сірки зобов'язані своєю різноманітністю особливостям електронної будови атома. Воно виражається наступною конфігураційною формулою: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 .

Наведений порядок відбиває лише стаціонарне стан елемента. Однак відомо, що якщо атому повідомити додаткову енергію, то можливе розпарювання електронів на 3р та 3s-підрівні, з наступним черговим переходом на 3d, який залишається вільним. У результаті змінюється як валентність атома, а й усі можливі ступеня окислення. Їх кількість значно збільшується, так само, як і кількість різних речовин за участю сірки.

Ступені окислення сірки у сполуках

Можна виділити кілька основних варіантів цього показника. Для сірки це:

З них рідко зустрічається S +2 , інші розосереджені повсюдно. Від ступеня окислення сірки у сполуках залежить хімічна активність та окислювальна здатність усієї речовини. Так, наприклад, з'єднання -2 - це сульфіди. Вони розглядається нами елемент типовий окислювач.

Чим вище значення ступеня окислення в поєднанні, тим більш вираженими здібностями, що окислюють, буде мати речовину. У цьому легко переконатися, якщо згадати дві основні кислоти, які утворює сірка:

  • H 2 SO 3 - сірчиста;
  • H 2 SO 4 – сірчана.

Відомо, що остання набагато більш стабільне, сильне з'єднання, що володіє високою концентрацією дуже серйозною здатністю до окислення.

Проста речовина

Як проста речовина сірка є жовтими красивими кристалами рівної правильної подовженої форми. Хоча це лише одна з її форм, тому що є дві основні цієї речовини. Перша, моноклінна або ромбічна - це і є жовте не здатне розчинятися у воді, а лише в органічних розчинниках. Відрізняється крихкістю та красивою формою структури, представленої у вигляді корони. Температура плавлення – близько 110 0 С.

Якщо ж не пропустити проміжний момент при нагріванні такої модифікації, можна вчасно виявити інший стан - пластичну сірку. Вона є гумоподібним тягучим розчином коричневого кольору, який при подальшому нагріванні або різкому охолодженні знову переходить у ромбічну форму.

Якщо ж говорити про хімічно чисту сірку, отриману шляхом багаторазових фільтрацій, то вона є яскраво-жовтими невеликими кристалами, крихкими і зовсім нерозчинними у воді. Здатні займатися при контакті з вологою та киснем повітря. Вирізняються досить високою хімічною активністю.

Знаходження у природі

У природі зустрічаються природні родовища, з яких видобуваються сполуки сірки і вона як проста речовина. Крім того, вона міститься:

  • у мінералах, рудах та гірських породах;
  • в організмі тварин, рослин та людини, тому що входить до складу багатьох органічних молекул;
  • у природних газах, нафті та вугіллі;
  • у горючих сланцях та природних водах.

Можна назвати кілька найбагатших на сірку мінералів:

  • кіновар;
  • пірит;
  • сфалерит;
  • антимоніт;
  • галеніт та інші.

Більшість одержуваної сьогодні сірки йде на сірчанокисле виробництво. Ще одна частина використовується для медичних цілей, сільського господарства, промислових процесів виробництва речовин.

Фізичні властивості

Їх можна описати кількома пунктами.

  1. У воді нерозчинна, у сірковуглецю чи скипидарі – добре розчиняється.
  2. При тривалому терті накопичує негативний заряд.
  3. Температура плавлення становить 1100С.
  4. Температура кипіння 190°С.
  5. При досягненні 300 0 З перетворюється на рідина, легкоподвижная.
  6. Чиста речовина здатна самозайматися горючими властивостями дуже хороші.
  7. Сама собою запах практично немає, проте водневі сполуки сірки видають різкий запах тухлих яєць. Як і деякі газоподібні бінарні представники.

Фізичні властивості аналізованої речовини були відомі людям з давніх-давен. Саме за свою горючість сірка отримала таку назву. У війнах використовували задушливі та отруйні випари, які формуються при згорянні цієї сполуки як зброю проти ворогів. Крім того, кислоти за участю сірки завжди мали важливе промислове значення.

Хімічні властивості

Тема: "Сірка та її сполуки" у шкільному курсі хімії займає не один урок, а кілька. Адже їх дуже багато. Це хімічної активністю даної речовини. Вона може виявляти як окислювальні властивості з сильнішими відновниками (метали, бор та інші), і відновлювальні з більшістю неметалів.

Однак, незважаючи на таку активність, тільки з фтором взаємодія йде за звичайних умов. Для решти потрібно нагрівання. Можна позначити кілька категорій речовин, з якими здатна взаємодіяти сірка:

  • метали;
  • неметали;
  • луги;
  • сильні окислювальні кислоти - сірчана та азотна.

Сполуки сірки: різновиди

Різноманітність їх пояснюється різним значенням ступеня окислення основного елемента - сірки. Так, можна виділити кілька основних типів речовин за цією ознакою:

  • сполуки зі ступенем окиснення -2;

Якщо ж розглядати класи, а чи не показник валентності, цей елемент утворює такі молекули, як:

  • кислоти;
  • оксиди;
  • солі;
  • бінарні сполуки з неметалами (сірковуглець, хлориди);
  • органічні речовини.

Тепер розглянемо основні їх і наведемо приклади.

Речовини зі ступенем окиснення -2

З'єднання сірки 2 - це її конформації з металами, а також:

  • вуглецем;
  • воднем;
  • фосфором;
  • кремнієм;
  • миш'яком;
  • бором.

У цих випадках вона виступає в ролі окислювача, тому що всі перелічені елементи є більш електропозитивними. Розглянемо особливо важливі їх.

  1. Сірковуглець - CS 2 . Прозора рідина із характерним приємним ароматом ефіру. Є токсичною, вогненебезпечною речовиною, що вибухає. Використовується як розчинник, причому для більшості видів олій, жирів, неметалів, нітрату срібла, смол та каучуків. Також є важливою частиною у виробництві штучного шовку – віскози. У промисловості синтезується у великих кількостях.
  2. Сірководень або сульфід водню - H 2 S. Газ, що не має забарвлення та солодкий на смак. Запах різкий, вкрай неприємний, нагадує тухле яйце. Отруйний, пригнічує дихальний центр, оскільки пов'язує іони міді. Тому при отруєнні їм настає ядуха і смерть. Широко використовується в медицині, органічних синтезах, виробництві сірчаної кислоти, а також як енергетично вигідна сировина.
  3. Сульфіди металів знаходять широке застосування в медицині, сірчанокислому виробництві, одержанні фарб, виготовленні люмінофорів та інших місцях. Загальна формула - Me x S y.

З'єднання зі ступенем окиснення +4

Сполуки сірки 4 - це переважно оксид та відповідні йому солі та кислота. Всі вони є досить поширеними сполуками, що мають певне значення у промисловості. Можуть виступати і як окислювачі, але найчастіше виявляють відновлювальні властивості.

Формули з'єднання сірки зі ступенем окиснення +4 наступні:

  • оксид - сірчистий газ SO 2;
  • кислота - сірчиста H 2 SO 3 ;
  • солі мають загальну формулу Me x (SO3) y.

Одним із найпоширеніших є або ангідрид. Він є безбарвною речовиною, що володіє запахом горілого сірника. У великих скупченнях формується при виверженні вулканів, його в цей момент легко визначити запахом.

Розчиняється у воді з утворення кислоти, що легко розкладається, - сірчистої. Поводиться, як типовий утворює солі, які входить у вигляді сульфіт-іона SO 3 2- . Цей ангідрид – основний газ, який впливає на забруднення навколишньої атмосфери. Саме він впливає на освіту. У промисловості використовується в сірчанокислому виробництві.

З'єднання, в яких у сірки ступінь окислення +6

До таких відносяться, перш за все, сірчаний ангідрид та сірчана кислота зі своїми солями:

  • сульфатами;
  • гідросульфат.

Так як атом сірки в них перебуває у вищому ступені окислення, то і властивості цих сполук цілком зрозумілі. Вони сильні окисники.

Оксид сірки (VI) - сірчаний ангідрид - є летючою безбарвною рідиною. Характерна риса - сильна вологопоглинальна здатність. На відкритому повітрі димить. При розчиненні у воді дає одну з найсильніших мінеральних кислот – сірчану. Концентрований розчин її є важкою маслянистою злегка жовтуватою рідиною. Якщо ж ангідрид розчинити в сірчаній кислоті, то вийде особлива сполука, яка називається олеум. Він використовується у промисловості під час виробництва кислоти.

Серед солей - сульфатів - велике значення має такі сполуки, як:

  • гіпс CaSO 4 ·2H 2 O;
  • барит BaSO 4;
  • мірабіліт;
  • сульфат свинцю та інші.

Вони знаходять застосування у будівництві, хімічних синтезах, медицині, виготовленні оптичних приладів та скла і навіть харчової промисловості.

Гідросульфати знаходять широке застосування в металургії, де використовуються як флюс. А також саме вони допомагають переводити багато складних окислів у розчинні сульфатні форми, що використовується у відповідних виробництвах.

Вивчення сірки у шкільному курсі хімії

Коли найкраще відбувається засвоєння учнями знань про те, що таке сірка, які її властивості, що є сполукою сірки? 9 клас – найкращий період. Це вже не початок, коли для дітей все нове і незрозуміле. Це середина у вивченні хімічної науки, коли основи, закладені раніше, допоможуть повністю вникнути у тему. Тому на розгляд цих питань виділяється саме друге півріччя випускного класу. При цьому вся тема поділяється на кілька блоків, в яких окремо стоїть урок "Сполуки сірки. 9 клас".

Це їх численністю. Також окремо розглядається питання про виробництво сірчаної кислоти у промисловості. Загалом на цю тему приділяється в середньому 3 години.

А ось сірки виносяться на вивчення лише у 10 класі, коли розглядаються питання органіки. Також торкаються вони і біології у старших класах. Адже сірка входить до складу таких органічних молекул, як:

  • тіоспирти (тіоли);
  • білки (третинна структура, на якій відбувається формування дисульфідних містків);
  • тіоальдегіди;
  • тіофеноли;
  • тіоефіри;
  • сульфонові кислоти;
  • сульфоксиди та інші.

Їх виділяють у особливу групу сераорганічних сполук. Вони мають важливе значення у біологічних процесах живих істот, а й у промисловості. Наприклад, сульфонові кислоти – основа багатьох лікарських препаратів (аспірин, сульфаніламід або стрептоцид).

Крім того, сірка є постійним компонентом таких сполук, як деякі:

  • амінокислоти;
  • ферменти;
  • вітаміни;
  • гормони.


Останні матеріали розділу:

Перше ополчення у смутні часи презентація
Перше ополчення у смутні часи презентація

Слайд 1Смутний час Слайд 2На початку XVII століття Російська держава була охоплена пожежею громадянської війни та глибокою кризою. Сучасники...

Слова паразити у дитячій мові
Слова паразити у дитячій мові

Однією з найважливіших проблем сучасного суспільства є проблема мови. Ні для кого не секрет, що останнім часом наша мова зазнала...

Презентація для уроків літературного читання у початковій школі про Е
Презентація для уроків літературного читання у початковій школі про Е

Слайд 2 04.11.2009р. Н.С. Папулова 2 Олена Олександрівна Благініна. (1903-1989) – російський поет, перекладач. Слайд 3 Дочка багажного касира на...