Oksüdatsiooniaste on ühendis oleva aatomi tingimuslik laeng, mis arvutatakse eeldusel, et see koosneb ainult ioonidest. Selle mõiste defineerimisel eeldatakse tinglikult, et siduvad (valents)elektronid lähevad üle elektronegatiivsematele aatomitele (vt Elektronegatiivsus) ja seetõttu koosnevad ühendid justkui positiivselt ja negatiivselt laetud ioonidest. Oksüdatsiooniaste võib olla null, negatiivne ja positiivne väärtus, mis asetatakse tavaliselt ülaosas oleva elemendi sümboli kohale: .

Oksüdatsiooniastme nullväärtus on määratud elementide aatomitele vaba riik, Näiteks: . Oksüdatsiooniastme negatiivseks väärtuseks on need aatomid, mille poole siduv elektronipilv nihkub ( elektronide paar). Fluori puhul kõigis selle ühendites on see -1. Aatomitel, mis loovutavad valentselektrone teistele aatomitele, on positiivne oksüdatsiooniaste. Näiteks leelis- ja leelismuldmetallides on see vastavalt võrdne ja lihtsates ioonides, nagu , K, on ​​see võrdne iooni laenguga. Enamikus ühendites on vesinikuaatomite oksüdatsiooniaste võrdne, kuid metallhüdriidides (nende ühendites vesinikuga) - ja teistes - on see -1. Hapnikku iseloomustab oksüdatsiooniaste -2, kuid näiteks kombinatsioonis fluoriga on see ja peroksiidühendites jne) -1. Mõnel juhul võib seda väärtust väljendada ka murdarvuna: raua puhul raudoksiidis (II, III) on see võrdne .

Aatomite oksüdatsiooniastmete algebraline summa ühendis on null ja kompleksioonis on see iooni laeng. Seda reeglit kasutades arvutame välja näiteks fosfori oksüdatsiooniastme ortofosforhappes. Tähistades selle läbi ning korrutades vesiniku ja hapniku oksüdatsiooniastme nende aatomite arvuga ühendis, saame võrrandi: kust. Samamoodi arvutame kroomi oksüdatsiooniastme ioonis -.

Ühendites on mangaani oksüdatsiooniaste vastavalt.

Kõrgeim oksüdatsiooniaste on selle kõrgeim positiivne väärtus. Enamiku elementide puhul on see võrdne perioodilise süsteemi rühmanumbriga ja on elemendi oluline kvantitatiivne tunnus selle ühendites. Elemendi madalaimat oksüdatsiooniastme väärtust, mis esineb selle ühendites, nimetatakse tavaliselt madalaimaks oksüdatsiooniastmeks; kõik teised on vahepealsed. Seega on väävli kõrgeim oksüdatsiooniaste võrdne, madalaim -2, vahepealne.

Elementide oksüdatsiooniastmete muutumine perioodilise süsteemi rühmade kaupa peegeldab nende muutumise sagedust keemilised omadused kasvava seerianumbriga.

Elementide oksüdatsiooniastme mõistet kasutatakse ainete klassifitseerimisel, kirjeldades nende omadusi, moodustades ühendeid ja nende omadusi. rahvusvahelised tiitlid. Kuid seda kasutatakse eriti laialdaselt redoksreaktsioonide uurimisel. Anorgaanilises keemias kasutatakse sageli "valentsi" mõiste asemel mõistet "oksüdatsiooniaste" (vt valents).

Elektronegatiivsus, nagu ka aatomite muud omadused keemilised elemendid, muutub elemendi järjekorranumbri perioodiliselt suurenedes:

Ülaltoodud graafik näitab põhialarühmade elementide elektronegatiivsuse muutumise perioodilisust sõltuvalt elemendi järjekorranumbrist.

Perioodilisuse tabeli alarühmas allapoole liikudes keemiliste elementide elektronegatiivsus väheneb, mööda perioodi paremale liikudes suureneb.

Elektronegatiivsus peegeldab elementide mittemetallilisust: mida suurem on elektronegatiivsuse väärtus, seda rohkem väljenduvad elemendis mittemetallilised omadused.

Oksüdatsiooni olek

Kuidas arvutada ühendi elemendi oksüdatsiooniastet?

1) Lihtainete keemiliste elementide oksüdatsiooniaste on alati null.

2) Keerulistes ainetes on elemente, millel on pidev oksüdatsiooniaste:

3) On keemilisi elemente, millel on valdav enamiku ühendite oksüdatsiooniaste konstantne. Need elemendid hõlmavad järgmist:

4) Molekuli kõigi aatomite oksüdatsiooniastmete algebraline summa on alati null. Iooni kõigi aatomite oksüdatsiooniastmete algebraline summa on võrdne iooni laenguga.

5) Kõrgeim (maksimaalne) oksüdatsiooniaste on võrdne rühma numbriga. Erandid, mis selle reegli alla ei kuulu, on I rühma sekundaarse alarühma elemendid, VIII rühma sekundaarse alarühma elemendid, samuti hapnik ja fluor.

Keemilised elemendid, mille rühmanumber ei ühti nende kõrgeima oksüdatsiooniastmega (kohustuslik meelde jätta)

6) Metallide madalaim oksüdatsiooniaste on alati null ja mittemetallide madalaim oksüdatsiooniaste arvutatakse valemiga:

mittemetalli madalaim oksüdatsiooniaste = rühmaarv - 8

Eespool esitatud reeglite alusel on võimalik määrata keemilise elemendi oksüdatsiooniastet mis tahes aines.

Elementide oksüdatsiooniastmete leidmine erinevates ühendites

Näide 1

Määrake kõigi väävelhappe elementide oksüdatsiooniaste.

Otsus:

Kirjutame väävelhappe valemi:

Vesiniku oksüdatsiooniaste kõigis kompleksainetes on +1 (v.a metallhüdriidid).

Hapniku oksüdatsiooniaste kõigis kompleksainetes on -2 (v.a peroksiidid ja hapnikufluoriid OF 2). Järjestame teadaolevad oksüdatsiooniastmed:

Tähistame väävli oksüdatsiooniastet kui x:

Väävelhappe molekul, nagu iga aine molekul, on üldiselt elektriliselt neutraalne, kuna. molekuli kõigi aatomite oksüdatsiooniastmete summa on null. Skemaatiliselt saab seda kujutada järgmiselt:

Need. saime järgmise võrrandi:

Lahendame selle:

Seega on väävli oksüdatsiooniaste väävelhappes +6.

Näide 2

Määrake kõigi ammooniumdikromaadi elementide oksüdatsiooniaste.

Otsus:

Kirjutame ammooniumdikromaadi valemi:

Nagu eelmisel juhul, saame korraldada vesiniku ja hapniku oksüdatsiooniastmeid:

Küll aga näeme, et kahe keemilise elemendi, lämmastiku ja kroomi, oksüdatsiooniaste ei ole teada. Seetõttu ei saa me oksüdatsiooniasteid leida samamoodi nagu eelmises näites (ühel kahe muutujaga võrrandil pole unikaalset lahendust).

Pöörame tähelepanu asjaolule, et näidatud aine kuulub soolade klassi ja vastavalt sellele on sellel ioonne struktuur. Siis võime õigusega väita, et ammooniumdikromaadi koostis sisaldab NH 4 + katioone (selle katiooni laengut saab näha lahustuvuse tabelist). Seega, kuna ammooniumdikromaadi valemiühikus on kaks positiivset ühe laenguga NH 4 + katiooni, on dikromaadi iooni laeng -2, kuna aine tervikuna on elektriliselt neutraalne. Need. aine moodustavad NH 4 + katioonid ja Cr 2 O 7 2- anioonid.

Me teame vesiniku ja hapniku oksüdatsiooniastmeid. Teades, et kõigi ioonis olevate elementide aatomite oksüdatsiooniastmete summa on võrdne laenguga, ning tähistades lämmastiku ja kroomi oksüdatsiooniastmeid kui x ja y vastavalt võime kirjutada:

Need. saame kaks sõltumatut võrrandit:

Mille lahendamiseks leiame x ja y:

Seega on ammooniumdikromaadis lämmastiku oksüdatsiooniaste -3, vesinik +1, kroom +6 ja hapniku -2.

Kuidas määrata orgaanilistes ainetes elementide oksüdatsiooniastet, saab lugeda.

Valents

Aatomite valentsust tähistavad rooma numbrid: I, II, III jne.

Aatomi valentsivõimalused sõltuvad suurusest:

1) paarimata elektronid

2) jagamata elektronide paarid valentstasemete orbitaalidel

3) valentstaseme tühjad elektronorbitaalid

Vesinikuaatomi valentsivõimalused

Kujutame vesinikuaatomi elektroonilist graafilist valemit:

Öeldi, et valentsivõimalusi võivad mõjutada kolm tegurit – paaritute elektronide olemasolu, jagamata elektronpaaride olemasolu välistasandil ning vabade (tühjade) orbitaalide olemasolu välistasandil. Näeme välisel (ja ainsal) energiatasemel üht paaritu elektroni. Selle põhjal võib vesiniku valents olla täpselt võrdne I-ga. Esimesel energiatasemel on aga ainult üks alamtase - s, need. välistasandi vesinikuaatomil pole ei jagamata elektronpaare ega tühje orbitaale.

Seega on ainus valents, mida vesinikuaatom võib avaldada, I.

Süsinikuaatomi valentsivõimalused

Mõelge süsinikuaatomi elektroonilisele struktuurile. Põhiolekus on selle välimise taseme elektrooniline konfiguratsioon järgmine:

Need. Põhiseisundis sisaldab ergastamata süsinikuaatomi välimine energiatase 2 paaristamata elektroni. Selles olekus võib selle valentsus olla võrdne II-ga. Süsinikuaatom läheb aga energia edastamisel väga kergesti ergastatud olekusse ja väliskihi elektrooniline konfiguratsioon on sel juhul järgmine:

Kuigi süsinikuaatomi ergastamise protsessis kulub osa energiast, kompenseerib kulu enam kui nelja aatomi moodustumine. kovalentsed sidemed. Sel põhjusel on valents IV süsinikuaatomile palju iseloomulikum. Näiteks süsinikul on süsinikdioksiidi, süsihappe ja absoluutselt kõigi orgaaniliste ainete molekulides IV valents.

Lisaks paaritutele elektronidele ja jagamata elektronpaaridele mõjutab valentsivõimalusi ka valentstaseme vabade () orbitaalide olemasolu. Selliste orbitaalide olemasolu täidetud tasemel viib selleni, et aatom võib toimida elektronpaari aktseptorina, st. moodustavad täiendavaid kovalentseid sidemeid doonor-aktseptor mehhanismi abil. Näiteks vastupidiselt ootustele ei ole süsinikmonooksiidi molekulis CO side mitte kahekordne, vaid kolmekordne, mis on selgelt näidatud järgmisel joonisel:

Lämmastikuaatomi valentsivõimalused

Kirjutame üles lämmastikuaatomi välisenergia taseme elektrongraafilise valemi:

Nagu ülaltoodud illustratsioonist näha, on lämmastikuaatomil normaalses olekus 3 paarita elektroni ja seetõttu on loogiline eeldada, et selle valents võib olla võrdne III-ga. Tõepoolest, ammoniaagi (NH 3), lämmastikhappe (HNO 2), lämmastiktrikloriidi (NCl 3) jne molekulides täheldatakse valentsi kolm.

Eespool öeldi, et keemilise elemendi aatomi valents ei sõltu mitte ainult paaritute elektronide arvust, vaid ka jagamata elektronpaaride olemasolust. Selle põhjuseks on asjaolu, et kovalentne keemiline side võib tekkida mitte ainult siis, kui kaks aatomit varustavad üksteist ühe elektroniga, vaid ka siis, kui üks aatom, millel on jagamata elektronpaar - doonor () annab selle teisele aatomile, millel on vaba ruum. () orbiidi valentsitase (aktseptor). Need. lämmastikuaatomi puhul on valents IV võimalik ka täiendava kovalentse sideme tõttu, mis moodustub doonor-aktseptor mehhanismi kaudu. Nii näiteks täheldatakse ammooniumkatiooni moodustumise ajal nelja kovalentset sidet, millest üks moodustub doonor-aktseptormehhanismi kaudu:

Hoolimata asjaolust, et üks kovalentsetest sidemetest moodustub doonor-aktseptormehhanismi abil, kõik N-H sidemed ammooniumi katioonid on absoluutselt identsed ega erine üksteisest.

V-ga võrdne valents, lämmastikuaatom ei suuda näidata. Selle põhjuseks on asjaolu, et üleminek ergastatud olekusse on lämmastikuaatomi jaoks võimatu, milles kahe elektroni paaristumine toimub ühe neist üleminekuga vabale orbitaalile, mis on energiatasemelt kõige lähemal. Lämmastikuaatomil puudub d-alamtase ning üleminek 3s-orbitaalile on energeetiliselt nii kallis, et energiakulusid uute sidemete teke ei kata. Paljud võivad küsida, milline on siis lämmastiku valentsus näiteks lämmastikhappe HNO 3 või lämmastikoksiidi N 2 O 5 molekulides? Kummalisel kombel on valents seal ka IV, nagu on näha järgmistest struktuurivalemitest:

Joonisel kujutatud punktiirjoon näitab nn delokaliseeritud π -ühendus. Sel põhjusel ei saa NO terminali võlakirju nimetada "pooleteiseks". Sarnaseid poolteiselisi sidemeid leidub ka osooni molekulis O 3 , benseenis C 6 H 6 jne.

Fosfori valentsivõimalused

Kujutame fosfori aatomi välisenergia taseme elektrongraafilist valemit:

Nagu näeme, on põhiolekus fosfori aatomi ja lämmastikuaatomi väliskihi struktuur sama, mistõttu on loogiline eeldada, et nii fosfori aatomi kui ka lämmastikuaatomi puhul on võimalikud valentsid võrdsed. I, II, III ja IV, mida praktikas täheldatakse.

Erinevalt lämmastikust on aga ka fosforiaatomil d- alamtasand 5 vaba orbitaaliga.

Sellega seoses on see võimeline minema ergastatud olekusse, aurutades elektrone 3 s-orbitaalid:

Seega on lämmastikule kättesaamatu fosfori aatomi valents V võimalik. Näiteks fosfori aatomi valents on viis selliste ühendite molekulides nagu fosforhape, fosfor (V) halogeniidid, fosfor (V) oksiid jne.

Hapnikuaatomi valentsivõimalused

Hapnikuaatomi välisenergia taseme elektrongraafiline valem on kujul:

2. tasemel näeme kahte paaritu elektroni ja seetõttu on hapniku puhul võimalik valents II. Tuleb märkida, et seda hapnikuaatomi valentsust täheldatakse peaaegu kõigis ühendites. Eespool arutasime süsinikuaatomi valentsivõimaluste kaalumisel süsinikmonooksiidi molekuli moodustumist. Side CO molekulis on kolmekordne, seetõttu on hapnik seal kolmevalentne (hapnik on elektronpaari doonor).

Tänu sellele, et hapnikuaatomil puudub väline tase d-alamtasandid, elektronide lagunemine s ja p- orbitaalid on võimatu, mistõttu on hapnikuaatomi valentsusvõime piiratud võrreldes selle alarühma teiste elementidega, näiteks väävliga.

Väävliaatomi valentsivõimalused

Väävliaatomi välisenergia tase ergastamata olekus:

Väävliaatomil, nagu ka hapnikuaatomil, on normaalses olekus kaks paaristamata elektroni, seega võime järeldada, et väävli puhul on võimalik valents kaks. Tõepoolest, väävli valents on II, näiteks vesiniksulfiidi molekulis H2S.

Nagu näeme, on välistasandi väävliaatomil d alamtasand vabade orbitaalidega. Sel põhjusel on väävliaatom võimeline erinevalt hapnikust oma valentsivõimet laiendama tänu ergastatud olekutele üleminekul. Niisiis, üksiku elektronpaari lahtisidumisel 3 lk- alamtasand, omandab väävliaatom välise taseme elektroonilise konfiguratsiooni järgmisel kujul:

Selles olekus on väävliaatomil 4 paaristamata elektroni, mis annab meile teada võimalusest, et väävliaatomid näitavad valentsi, mis on võrdne IV-ga. Tõepoolest, väävli molekulides on SO 2, SF 4, SOCl 2 jne valents IV.

Teise üksiku elektronipaari, mis asub punktis 3, lahtisidumisel s- alamtase, omandab väline energiatase järgmise konfiguratsiooni:

Sellises olekus saab juba võimalikuks valentsi VI avaldumine. VI-valentse väävliga ühendite näideteks on SO 3, H 2 SO 4, SO 2 Cl 2 jne.

Samamoodi võime käsitleda ka teiste keemiliste elementide valentsivõimalusi.

Ühendid oksüdatsiooniastmega –2. Olulisemad väävliühendid oksüdatsiooniastmes -2 on vesiniksulfiid ja sulfiidid. Vesiniksulfiid - H 2 S - värvitu gaas iseloomuliku mädavalgu lõhnaga, mürgine. Vesiniksulfiidi molekulil on nurk, sideme nurk on 92º. See moodustub vesiniku otsesel vastasmõjul väävliauruga. Laboris toodetakse vesiniksulfiidi tugevate hapete toimel metallisulfiididele:

Na2S + 2HCl \u003d 2NaCl + H2S

Vesiniksulfiid on tugev redutseerija, mida oksüdeerib isegi vääveloksiid (IV).

2H2S-2 + S +4O2 \u003d 3S 0 + 2H2O

Sõltuvalt tingimustest võivad sulfiidide oksüdatsiooniproduktid olla S, SO 2 või H 2 SO 4:

2KMnO4 + 5H2S-2 + 3H2SO4® 2MnS04 + 5S + K2S04 + 8H20;

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

Õhus ja hapniku atmosfääris põleb vesiniksulfiid, moodustades olenevalt tingimustest väävli või SO 2.

Vesiniksulfiid lahustub vees vähe (2,5 mahuosa H 2 S 1 mahu vee kohta) ja käitub nagu nõrk kahealuseline hape.

H2S H+ + HS-; K 1 \u003d 1 × 10 -7

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

Kahealuselise happena moodustab vesiniksulfiid kahte seeriat sooli: vesiniksulfiide ( happe soolad) ja sulfiidid (keskmised soolad). Näiteks NaHS on vesiniksulfiid ja Na 2 S on naatriumsulfiid.

Enamiku metallide sulfiidid vees on halvasti lahustuvad, värvitud iseloomulike värvidega ja erinevad lahustuvuses hapetes: ZnS - valge, CdS - kollakasoranž, MnS - lihavärvi, HgS, CuS, PbS, FeS - must, SnS - pruun , SnS 2 - kollane. Leelis- ja leelismuldmetallide sulfiidid, samuti ammooniumsulfiid lahustuvad vees hästi. Lahustuvad sulfiidid on tugevalt hüdrolüüsitud.

Na 2 S + H 2 O NaHS + NaOH

Sulfiidid, nagu oksiidid, on aluselised, happelised ja amfoteersed. Peamised omadused on leelis- ja leelismuldmetallide sulfiidid, happelised omadused - mittemetallide sulfiidid. Sulfiidide keemilise olemuse erinevus avaldub hüdrolüüsireaktsioonides ja erineva iseloomuga sulfiidide vastastikmõjus. Hüdrolüüsi käigus moodustavad aluselised sulfiidid aluselise keskkonna, happelised sulfiidid hüdrolüüsitakse pöördumatult, moodustades vastavad happed:

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

Amfoteersed sulfiidid on vees lahustumatud, mõned neist, näiteks alumiinium, raud (III), kroom (III) sulfiidid, on täielikult hüdrolüüsitud:

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

Aluseliste ja happeliste sulfiidide vastasmõjul tekivad tiosoolid. Neile vastavad tiohapped on tavaliselt ebastabiilsed, nende lagunemine sarnaneb hapnikku sisaldavate hapete lagunemisega.

CS 2 + Na 2S \u003d Na2CS 3; Na2CS3 + H2SO4 \u003d H2CS3 + Na2S04;

naatriumtiokarbonaat tiokarbonaat

H 2 CS 3 = H 2 S + CS 2

persulfiidühendid. Väävli kalduvus moodustada homoahelaid realiseerub persulfiidides (polüsulfiidides), mis tekivad sulfiidide lahuste kuumutamisel väävliga:

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

Persulfiide leidub looduses, näiteks laialt levinud mineraalne püriit FeS 2 on raud(II)persulfiid. Mineraalhapete toimel polüsulfiidide lahustele eraldati polüsulfaanid - ebastabiilsed õlitaolised ained koostisega H 2 S n, kus n varieerub vahemikus 2 kuni 23.

Persulfiididel, nagu peroksiididel, on nii oksüdeerivad kui ka redutseerivad omadused ning need on kergesti ebaproportsionaalsed.

Na2S2 + SnS \u003d SnS2 + Na2S; 4FeS 2 + 11O 2 \u003d 2Fe2O3 + 8SO 2;

Na 2 S 2 -1 \u003d S 0 + Na 2 S -2

Ühendid oksüdatsiooniastmega +4. Kõige olulisem on vääveloksiid (IV) - värvitu gaas, millel on terav halb lõhn väävli põletamine. SO 2 molekulil on nurkstruktuur (OSO nurk on 119,5 °):

Tööstuses saadakse SO 2 püriidi röstimisel või väävli põletamisel. labori meetod vääveldioksiidi tootmine - tugevate mineraalhapete mõju sulfitidele.

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

Väävel(IV)oksiid on energeetiline redutseerija

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

kuid koostoimes tugevate redutseerivate ainetega võib see toimida oksüdeeriva ainena:

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

Vääveldioksiid lahustub vees hästi (40 mahuosa 1 mahuosa vee kohta). Vesilahuses dissotsieeruvad hüdraatunud SO2 molekulid osaliselt, moodustades vesiniku katiooni:

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

Sel põhjusel peetakse vääveldioksiidi vesilahust sageli väävelhappe H 2 SO 3 lahuseks, kuigi seda ühendit ei paista tegelikkuses eksisteerivat. Väävelhappe soolad on aga stabiilsed ja neid saab eraldi eraldada:

SO 2 + NaOH \u003d NaHS03; SO 2 + 2NaOH \u003d Na 2 SO 3

naatriumvesiniksulfit naatriumsulfit

Sulfiidi anioonil on trigonaalse püramiidi struktuur, mille ülaosas on väävliaatom. Väävliaatomi üksikpaar on ruumiliselt suunatud; seetõttu muundub anioon, elektronpaari aktiivne doonor, kergesti tetraeedriliseks HSO 3 -ks ja eksisteerib kahe tautomeerse vormina:

Leelismetallide sulfitid lahustuvad vees hästi, suures osas hüdrolüüsitud:

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

Tugevad redutseerivad ained oksüdeeritakse nende lahuste säilitamise ajal atmosfäärihapniku toimel järk-järgult, kuumutamisel on need ebaproportsionaalsed:

2Na2S +4O3 + O2 \u003d 2Na2S +6O4; 4Na2S +4O3 \u003d Na2S-2 + 3Na2S +6O4

Oksüdatsiooniaste +4 esineb halogeniididel ja oksohaliididel:

SF 4 SOF 2 SOCl 2 SOBr 2

Väävel(IV)fluoriid Väävel(IV)oksofluoriid Väävel(IV)oksokloriid Väävel(IV)oksobromiid

Kõigis ülaltoodud molekulides paikneb väävliaatomil üksik elektronpaar, SF 4 on moonutatud tetraeedri (bisfenoidi) kujuga, SOHal 2 on trigonaalne püramiid.

Väävel(IV)fluoriid on värvitu gaas. Väävel(IV)oksokloriid (tionüülkloriid, tionüülkloriid) on terava lõhnaga värvitu vedelik. Neid aineid kasutatakse laialdaselt orgaanilises sünteesis fluoro- ja klooriühendite saamiseks.

Seda tüüpi ühendid on happelised, mida tõendab nende seos veega:

SF 4 + 3H 2O \u003d H2SO3 + 4HF; SOCl2 + 2H2O \u003d H2SO3 + 2HCl.

Ühendid oksüdatsiooniastmega +6:

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

väävel(VI)fluoriid, väävel(VI)dioksodikloriid, väävel(VI)oksiid, väävelhappe sulfaadi anioon

Väävelheksafluoriid on värvitu inertgaas, mida kasutatakse gaasilise dielektrikuna. SF 6 molekul on väga sümmeetriline ja sellel on oktaeedri geomeetria. SO 2 Cl 2 (sulfurüülkloriid, sulfurüülkloriid) on hüdrolüüsi tõttu õhus suitsev värvitu vedelik, mida kasutatakse orgaanilises sünteesis klooriva reagendina:

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

Väävel(VI)oksiid on värvitu vedelik (kp 44,8 °C, st 16,8 °C). Gaasilises olekus on SO3 monomeerse struktuuriga, vedelas olekus valdavalt tsükliliste trimeersete molekulide kujul, tahkes olekus on see polümeer.

Tööstuses saadakse vääveltrioksiid selle dioksiidi katalüütilise oksüdeerimise teel:

2SO 2 + O 2 ¾® 2SO 3

Laboris saab SO 3 saada oleumi - vääveltrioksiidi lahuse väävelhappes - destilleerimisel.

SO 3 on tüüpiline happeline oksiid, mis seob tugevalt vett ja teisi prootoneid sisaldavaid reaktiive:

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

fluoroväävelhape (fluorosulfoonhape)

hape

Väävelhape- H 2 SO 4 - värvitu õline vedelik, nii pl. 10,4 °C, kp. 340 °C (lagunemisega). Vees hästi lahustuv, tugev kahealuseline hape. Kontsentreeritud väävelhape on tugev oksüdeerija, eriti kuumutamisel. See oksüdeerib mittemetalle ja metalle, mis on standardsete elektroodipotentsiaalide jadas vesinikust paremal:

C + 2H 2SO 4 \u003d CO 2 + 2SO 2 + 2H 2O; Cu + 2H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Aktiivsemate metallidega suheldes saab väävelhapet redutseerida näiteks väävliks või vesiniksulfiidiks.

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

Külm kontsentreeritud väävelhape passiveerib palju metalle (raud, plii, alumiinium, kroom), kuna nende pinnale tekib tihe oksiid- või soolakile.

Väävelhape moodustab kaks soolade seeriat: sisaldab sulfaataniooni - SO 4 2- (keskmised soolad) ja sisaldab hüdrosulfaataniooni - HSO 4 - (happesoolad). Sulfaadid lahustuvad üldiselt vees hästi, halvasti lahustuvad BaSO 4, SrSO 4, PbSO 4, Cu 2 SO 4 . Baariumsulfaadi valge peenekristallilise sademe moodustumine baariumkloriidi lahusega kokkupuutel on kvalitatiivne reaktsioon sulfaadi anioonile. Seda reaktsiooni kasutatakse ka väävli kvantitatiivseks määramiseks.

Ba 2+ + SO 4 2- \u003d BaSO 4 ¯

Väävelhappe olulisemad soolad on: Na 2 SO 4 × 10H 2 O - mirabiliit, Glauberi sool - kasutatakse sooda ja klaasi tootmisel; MgSO 4 × 7H 2 O - mõru Epsomi sool - kasutatakse meditsiinis lahtistina, kangaste viimistlemiseks, naha parkimiseks; CaSO 4 × 2H 2 O - kips - kasutatakse meditsiinis ja ehituses; CaSO 4 × 1 / 2H 2 O - alabaster - kasutatakse ehitusmaterjalina; CuSO 4 × 5H 2 O - vasksulfaat - kasutatakse põllumajanduses taimede kaitsmiseks seenhaiguste eest; FeSO 4 × 7H 2 O - raudsulfaat - kasutatakse põllumajanduses mikroväetisena ja veetöötluses koagulaatorina; K 2 SO 4 × Al 2 (SO 4) 3 × 24H 2 O - kaaliummaarjas - kasutatakse naha parkimiseks.

Väävelhappe süntees tööstuses toimub kontaktmeetodil, mille esimene etapp on püriidi röstimine:

4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2

2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3

Kui SO 3 lahustatakse kontsentreeritud väävelhappes, moodustub terve rida polüväävelhappeid. H 2 SO 4, H 2 S 2 O 7, H 2 S 3 O 10, H 2 S 4 O 13 segu on paks õline vedelik, mis suitseb õhus - oleumis. Kui oleum lahjendatakse veega S-O-S ühendused murda ja polüväävelhapped muundatakse vajaliku kontsentratsiooniga väävelhappeks.

Püroväävelhape (kaheväävelhape).- H2S2O7:

Oleumist vabanevad värvitud sulavad kristallid.

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

Püroväävelhappe soolad - pürosulfaadid (disulfaadid) - saadakse hüdrosulfaatide termilisel lagundamisel:

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

Tioväävelhape- H 2 S 2 O 3 - esineb kahes tautomeerses vormis:

Vesilahustes on see ebastabiilne ja laguneb väävli ja SO 2 vabanemisega:

H 2 S 2 O 3 \u003d S¯ + SO 2 + H 2 O

Tioväävelhappe soolad - tiosulfaadid - on stabiilsed ja neid saab saada väävli keetmisel sulfitide vesilahustega:

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

Tiosulfaatide omadused määratakse väävliaatomite olemasoluga kahes erinevas oksüdatsiooniastmes -2 ja +6. Seega määrab väävli olemasolu oksüdatsiooniastmes -2 redutseerivad omadused:

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

Naatriumtiosulfaati kasutatakse laialdaselt fotograafias fiksaatorina ja analüütilises keemias joodi ja joodi vabastavate ainete kvantitatiivseks määramiseks (jodomeetriline analüüs).

Polütioonhapped. Polüväävelhapete tetraeedrilisi struktuuriüksusi saab ühendada väävliaatomite kaudu ja saadakse ühendid üldvalemiga H 2 S x O 6, milles x \u003d 2 - 6.

Polütioonhapped on ebastabiilsed, kuid moodustavad stabiilseid sooli - polütionaate. Näiteks. naatriumtetrationaat moodustub joodi toimel naatriumtiosulfaadi vesilahusele:

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

Peroksoväävelhapped (perväävelhapped).. Polüväävelhapete struktuuriüksusi ühendava silla rolli võib täita peroksiidrühm. Sama rühm on osa monoperväävelhappest:

H2SO5- monoperväävelhape H2S2O8- peroksodiväävelhape

(karohape)

Peroksoväävelhapped hüdrolüüsitakse vesinikperoksiidiks:

H2SO5 + H2O \u003d H2SO4 + H2O2; H2S2O8 + 2H2O \u003d 2H2SO4 + H2O2.

Peroksodiväävelhape saadakse väävelhappe vesilahuse elektrolüüsil:

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

Moodustab sooli - persulfaate. Ammooniumpersulfaati – (NH 4) 2 S 2 O 8 – kasutatakse laboris oksüdeeriva ainena.

Kalkogeenide alarühma kuulub väävel – see on teine ​​element, mis võib moodustada suure hulga maagimaardlaid. Sulfaadid, sulfiidid, oksiidid ja muud väävliühendid on väga laialt levinud, olulised tööstuses ja looduses. Seetõttu käsitleme selles artiklis, mis need on, mis on väävel ise, selle lihtne aine.

Väävel ja selle omadused

Sellel elemendil on perioodilisuse tabelis järgmine asukoht.

1. Kuues rühm, põhialagrupp.
2. Kolmas väike periood.
3. Aatommass - 32,064.
4. Seerianumber on 16, prootoneid ja elektrone on sama palju ning neutroneid on samuti 16.
5. Viitab mittemetallist elementidele.
6. Valemites loetakse seda kui "es", elemendi sulfur nimetust, ladina väävel.

Looduses on neli stabiilset isotoopi massinumbritega 32, 33, 34 ja 36. See element on looduses esinemissageduselt kuuendal kohal. Viitab biogeensetele elementidele, kuna see on osa olulistest orgaanilistest molekulidest.

Aatomi elektrooniline struktuur

Väävliühendite mitmekesisus on tingitud aatomi elektroonilise struktuuri omadustest. Seda väljendatakse järgmise konfiguratsioonivalemiga: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 .

Antud järjekord kajastab ainult elemendi statsionaarset olekut. Samas on teada, et kui aatomile anda lisaenergiat, siis saab elektronide alamtasanditel 3p ja 3s depareerida, millele järgneb veel üks üleminek 3d-le, mis jääb vabaks. Selle tulemusena ei muutu mitte ainult aatomi valents, vaid ka kõik võimalikud oksüdatsiooniastmed. Nende arv kasvab märkimisväärselt, nagu ka arv erinevaid aineid väävliga.

Väävli oksüdatsiooniastmed ühendites

Selle indikaatori jaoks on mitu peamist võimalust. Väävli jaoks on see:

Neist S +2 on kõige haruldasem, ülejäänud on kõikjal laiali. Kogu aine keemiline aktiivsus ja oksüdatsioonivõime sõltuvad ühendites sisalduva väävli oksüdatsiooniastmest. Nii on näiteks -2-ga ühendid sulfiidid. Nendes on element, mida me kaalume, tüüpiline oksüdeeriv aine.

Mida kõrgem on ühendi oksüdatsiooniaste, seda tugevam on aine oksüdatsioonivõime. Seda on lihtne kontrollida, kui meenutada kahte peamist hapet, mida väävel moodustab:

• H2SO3 - väävel;
• H 2 SO 4 - väävelhape.

Viimane on teatavasti palju stabiilsem, tugevam ühend, millel on suures kontsentratsioonis väga tõsine oksüdeerumisvõime.

lihtne aine

Lihtsa ainena on väävel ühtlase korrapärase pikliku kujuga kollased kaunid kristallid. Kuigi see on ainult üks selle vormidest, kuna sellel ainel on kaks peamist. Esimene, monokliiniline või rombiline, on kollane, mida ei saa lahustada vees, vaid ainult orgaanilistes lahustites. Erineb hapruse ja krooni kujul esitatud struktuuri kauni vormi poolest. Sulamistemperatuur on umbes 110 0 С.

Kui aga sellise modifikatsiooni kuumutamisel vahemoment vahele ei jää, siis saab õigel ajal tuvastada ka teise oleku – plastilise väävli. See on kummine viskoosne lahus Pruun, mis edasisel kuumutamisel või kiirel jahutamisel muutub taas rombikujuliseks.

Kui me räägime korduval filtreerimisel saadud keemiliselt puhtast väävlist, siis see on erekollane väike kristall, habras ja vees täiesti lahustumatud. Võimalik süttida kokkupuutel õhus oleva niiskuse ja hapnikuga. Erineb üsna kõrge keemilise aktiivsuse poolest.

Looduses olemine

Looduses leidub looduslikke maardlaid, millest ekstraheeritakse väävliühendeid ja väävel ise lihtainena. Lisaks sisaldab see:

• mineraalides, maakides ja kivimites;
• loomade, taimede ja inimeste kehas, kuna see on osa paljudest orgaanilistest molekulidest;
• sisse maagaasid, nafta ja kivisüsi;
• põlevkivis ja looduslikes vetes.

Võite nimetada mõned väävlirikkaimad mineraalid:

• kinaver;
• püriit;
• sfaleriit;
• antimoniit;
• galena ja teised.

Enamik tänapäeval toodetud väävlist läheb sulfaatide tootmiseks. Teist osa kasutatakse meditsiinilistel eesmärkidel, Põllumajandus, tööstuslikud protsessid ainete tootmiseks.

Füüsikalised omadused

Neid saab kirjeldada mitme punktiga.

1. See ei lahustu vees, süsinikdisulfiidis või tärpentiinis - see lahustub hästi.
2. Pikaajalise hõõrdumise korral koguneb negatiivne laeng.
3. Sulamistemperatuur on 110 0 C.
4. Keemistemperatuur 190 0 С.
5. 300 0 C saavutamisel läheb see vedelaks, kergesti liikuvaks.
6. Puhas aine on võimeline isesüttima, põlemisomadused on väga head.
7. Iseenesest pole sellel praktiliselt mingit lõhna, kuid vesinikväävliühendid eraldavad mädamunade teravat lõhna. Täpselt nagu mõned gaasilised binaarsed esindajad.

Kõnealuse aine füüsikalised omadused on inimestele teada antiikajast peale. Väävel sai oma nime selle süttivuse tõttu. Sõdades kasutati selle ühendi põlemisel tekkivaid lämmatavaid ja mürgiseid aure vaenlaste vastu relvana. Lisaks on väävlit sisaldavad happed alati olnud suure tööstusliku tähtsusega.

Keemilised omadused

Teema: "Väävel ja selle ühendid" kooli keemiakursusel ei võta mitte ühte, vaid mitut tundi. Lõppude lõpuks on neid palju. See on tingitud selle aine keemilisest aktiivsusest. Sellel võib olla nii oksüdeerivaid omadusi tugevamate redutseerivate ainetega (metallid, boor ja teised) kui ka redutseerivaid omadusi enamiku mittemetallide puhul.

Kuid vaatamata sellisele tegevusele toimub tavatingimustes ainult koostoime fluoriga. Kõik teised nõuavad kütmist. On mitmeid ainete kategooriaid, millega väävel võib interakteeruda:

• metallid;
• mittemetallid;
• leelised;
• tugevad oksüdeerivad happed - väävel- ja lämmastikhape.

Väävliühendid: sordid

Nende mitmekesisust seletatakse põhielemendi - väävli - oksüdatsiooniastme ebavõrdse väärtusega. Seega saame selle põhjal eristada mitut peamist tüüpi aineid:

• ühendid oksüdatsiooniastmega -2;

Kui arvestada klasse, mitte valentsiindeksit, siis moodustab see element selliseid molekule nagu:

• happed;
• oksiidid;
• sool;
• binaarsed ühendid mittemetallidega (süsinikdisulfiid, kloriidid);
• orgaanilised ained.

Nüüd kaaluge peamisi ja tooge näiteid.

Ained, mille oksüdatsiooniaste on -2

Väävliühendid 2 on selle konformatsioonid metallidega, samuti:

• süsinik;
• vesinik;
• fosfor;
• räni;
• arseen;
• boor.

Nendel juhtudel toimib see oksüdeeriva ainena, kuna kõik loetletud elemendid on elektropositiivsemad. Vaatame mõnda olulisemat.

1. Süsinikdisulfiid - CS 2 . Läbipaistev vedelik iseloomuliku meeldiva eetri aroomiga. See on mürgine, tule- ja plahvatusohtlik. Seda kasutatakse enamiku õlide, rasvade, mittemetallide, hõbenitraadi, vaikude ja kummide lahustina. Samuti on see oluline osa kunstliku siidi – viskoosi – tootmisel. Tööstuses sünteesitakse seda suurtes kogustes.
2. Vesiniksulfiid ehk vesiniksulfiid - H 2 S. Magusa maitsega värvitu gaas. Lõhn on terav, äärmiselt ebameeldiv, meenutab mädamuna. Mürgine, surub hingamiskeskust alla, kuna seob vaseioone. Seetõttu tekib nende mürgitamisel lämbumine ja surm. Seda kasutatakse laialdaselt meditsiinis, orgaanilises sünteesis, väävelhappe tootmises ja ka energiasäästliku toorainena.
3. Metallsulfiide kasutatakse laialdaselt meditsiinis, sulfaatide tootmisel, värvide tootmisel, fosfori valmistamisel ja mujal. Üldvalem on Me x S y .

Ühendid oksüdatsiooniastmega +4

Väävliühendid 4 on valdavalt oksiid ja selle vastavad soolad ning hape. Kõik need on üsna levinud ühendid, millel on tööstuses teatud väärtus. Need võivad toimida ka oksüdeerivate ainetena, kuid sagedamini on neil redutseerivad omadused.

Väävliühendi oksüdatsiooniastmega +4 valemid on järgmised:

• oksiid-vääveldioksiid SO 2 ;
• hape - väävel H 2 SO 3;
• sooladel on üldine valem Mex(SO3)y.

Üks levinumaid on või anhüdriid. See on värvitu aine, millel on põlenud tiku lõhn. Suurtes klastrites tekib see vulkaanipursete ajal, praegu on teda lõhna järgi lihtne tuvastada.

See lahustub vees, moodustades kergesti laguneva happe - väävli. See käitub nagu tüüpiline sool, mis siseneb sulfitiooni SO 3 2- kujul. See anhüdriid on peamine gaas, mis mõjutab ümbritseva atmosfääri saastumist. See on see, kes mõjutab haridust.Tööstuses kasutatakse seda sulfaatide tootmisel.

Ühendid, milles väävli oksüdatsiooniaste on +6

Nende hulka kuuluvad esiteks väävelanhüdriid ja väävelhape koos nende sooladega:

• sulfaadid;
• hüdrosulfaadid.

Kuna neis sisalduv väävliaatom on sees kõrgeim aste oksüdatsiooni, siis on nende ühendite omadused üsna arusaadavad. Need on tugevad oksüdeerivad ained.

Vääveloksiid (VI) – väävelanhüdriid – on lenduv värvitu vedelik. Iseloomulik- tugev niiskuse imamisvõime. Suitsetab õues. Vees lahustatuna annab see ühe tugevaima mineraalhappe – väävelhappe. kontsentreeritud lahus see on raske õline kergelt kollakas vedelik. Kui anhüdriid lahustatakse väävelhappes, saadakse spetsiaalne ühend, mida nimetatakse oleumiks. Seda kasutatakse tööstuslikult happe tootmisel.

Soolade - sulfaatide - hulgas on sellised ühendid nagu:

• kips CaSO 4 2H 2 O;
• bariit BaSO 4;
• mirabiliit;
• pliisulfaat ja teised.

Neid kasutatakse ehituses, keemilises sünteesis, meditsiinis, optiliste instrumentide ja klaaside valmistamisel ning isegi toiduainetööstuses.

Hüdrosulfaate kasutatakse laialdaselt metallurgias, kus neid kasutatakse räbustina. Samuti aitavad need muuta paljusid keerulisi oksiide lahustuvateks sulfaatvormideks, mida kasutatakse vastavates tööstusharudes.

Väävli uurimine kooli keemiakursusel

Millal on õpilastel parim aeg õppida tundma, mis on väävel, millised on selle omadused, mis on väävliühend? 9. klass on parim periood. See pole päris algus, kui laste jaoks on kõik uus ja arusaamatu. See on kesktee keemiateaduse uurimisel, kui varem rajatud alused aitavad teemat täielikult mõista. Seetõttu on nende küsimustega tegelemiseks ette nähtud lõpetajate klassi teine ​​pool. Samas on kogu teema jagatud mitmeks plokiks, milles on eraldi tund "Väävliühendid. 9. klass".

See on tingitud nende rohkusest. Eraldi käsitletakse ka väävelhappe tööstusliku tootmise küsimust. Üldiselt edasi see teema võtab keskmiselt 3 tundi.

Aga väävlit võetakse õppetööks välja alles 10. klassis, kui mõeldakse mahepõllundusküsimustele. Neid mõjutab ka bioloogia keskkoolis. Lõppude lõpuks on väävel osa sellistest orgaanilistest molekulidest nagu:

• tioalkoholid (tioolid);
• oravad ( tertsiaarne struktuur kus tekivad disulfiidsillad);
• tioaldehüüdid;
• tiofenoolid;
• tioeetrid;
• sulfoonhapped;
• sulfoksiidid ja teised.

Need eraldatakse spetsiaalses väävelorgaaniliste ühendite rühmas. Neil on tähtsust mitte ainult elusolendite bioloogilistes protsessides, vaid ka tööstuses. Näiteks sulfoonhapped on paljude aluseks ravimid(aspiriin, sulfanilamiid või streptotsiid).

Lisaks on väävel selliste ühendite pidev komponent nagu mõned:

• aminohapped;
• ensüümid;
• vitamiinid;
• hormoonid.