Вищий ступінь окислення сірки. Як розрахувати ступінь окислення елемента сполуки? Сполуки сірки: різновиди
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.
- Шоста група, головна підгрупа.
- Третій малий період.
- Атомна маса – 32,064.
- Порядковий номер - 16, протонів та електронів стільки ж, нейтронів також 16.
- Належить до елементів-неметалів.
- 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.
- У воді нерозчинна, у сірковуглецю чи скипидарі – добре розчиняється.
- При тривалому терті накопичує негативний заряд.
- Температура плавлення становить 1100С.
- Температура кипіння 190°С.
- При досягненні 300 0 З перетворюється на рідина, легкоподвижная.
- Чиста речовина здатна самозайматися горючими властивостями дуже хороші.
- 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.
- 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.
- 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.
- 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.
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 їх 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.
Ступінь окислення - умовний заряд атома у поєднанні, обчислений виходячи з припущення, що воно складається лише з іонів. При визначенні цього поняття умовно вважають, що сполучні (валентні) електрони переходять до електронегативніших атомів (див. Електронегативність), а тому з'єднання складаються як би з позитивно і негативно заряджених іонів. Ступінь окислення може мати нульове, негативне та позитивне значення, які зазвичай ставляться над символом елемента зверху: .
Нульове значення ступеня окислення приписується атомам елементів, що у вільному стані, например: . Негативне значення ступеня окислення мають ті атоми, у бік яких зміщується сполучна електронна хмара (електронна пара). У фтору у всіх його сполуках вона дорівнює -1. Позитивний ступінь окислення мають атоми, що віддають валентні електрони іншим атомам. Наприклад, у лужних і лужноземельних металів вона відповідно дорівнює і У простих іонах, подібних до , вона дорівнює заряду іона. У більшості сполук ступінь окислення атомів водню дорівнює , але в гідридах металів (з'єднаннях їх з воднем) - та інших - вона дорівнює -1. Для кисню характерна ступінь окислення -2, але, наприклад, у поєднанні з фтором вона буде , а в перекисних сполуках та ін) -1. У деяких випадках ця величина може бути виражена і дрібним числом: для заліза в оксиді заліза (II, III) вона дорівнює .
Алгебраїчна сума ступенів окислення атомів у поєднанні дорівнює нулю, а в складному іоні - заряду іона. За допомогою цього правила обчислимо, наприклад, ступінь окислення фосфору в ортофосфорної кислоти. Позначивши її через і помноживши ступінь окислення для водню та кисню на число їх атомів у поєднанні, отримаємо рівняння: звідки . Аналогічно обчислюємо ступінь окислення хрому в іоні.
У сполуках ступінь окислення марганцю буде відповідно.
Найвищий ступінь окислення - це найбільше позитивне значення. Для більшості елементів вона дорівнює номеру групи в періодичній системі та є важливою кількісною характеристикою елемента у його сполуках. Найменше значення ступеня окиснення елемента, яке зустрічається в його сполуках, прийнято називати нижчим ступенем окиснення; решта - проміжними. Так, для сірки вищий ступінь окислення дорівнює , нижча -2, проміжна .
Зміна ступенів окислення елементів за групами періодичної системи відбиває періодичність зміни їх хімічних властивостей із зростанням порядкового номера.
Поняття ступеня окислення елементів використовується при класифікації речовин, опис їх властивостей, складанні формул сполук та їх міжнародних назв. Але особливо широко воно застосовується щодо окислювально-відновних реакцій. Поняття «ступінь окислення» часто використовують у неорганічній хімії замість поняття «валентність» (див. Валентність).
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:
- Ступінь окиснення елементів у простих речовинах дорівнює нулю.
- Алгебраїчна сума ступенів окиснення атомів у молекулі дорівнює нулю.
- 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).
- Водень у сполуках виявляє ступінь окиснення + 1, за винятком гідридів активних металів, наприклад, лужних або лужноземельних, у яких ступінь окиснення водню дорівнює – 1.
- У одноатомних іонів ступінь окислення дорівнює заряду іона, наприклад: K + - +1, Ba 2+ - +2, Br - - -1, S 2 - - -2 і т.д.
- У з'єднаннях з ковалентним полярним зв'язком ступінь окислення більш електронегативного атома має знак мінус, а менш електронегативного - знак плюс.
- 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 рівень окислення атома азоту в броміді амонію відповідно рівні
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
