Valenceështë një koncept kompleks. Ky term pësoi një transformim të rëndësishëm njëkohësisht me zhvillimin e teorisë së lidhjes kimike. Fillimisht, valenca ishte aftësia e një atomi për të bashkuar ose zëvendësuar një numër të caktuar atomesh ose grupesh atomike të tjera për të formuar një lidhje kimike.

Një masë sasiore e valencës së atomit të një elementi ishte numri i atomeve të hidrogjenit ose oksigjenit (këto elementë konsideroheshin përkatësisht mono- dhe dyvalentë) që elementi bashkon për të formuar një hidrid të formulës EH x ose një oksid të formulës E. n O m.

Kështu, valenca e atomit të azotit në molekulën e amoniakut NH 3 është e barabartë me tre, dhe atomi i squfurit në molekulën H 2 S është i barabartë me dy, pasi valenca e atomit të hidrogjenit është e barabartë me një.

Në përbërjet Na 2 O, BaO, Al 2 O 3, SiO 2, valencat e natriumit, bariumit dhe silikonit janë përkatësisht 1, 2, 3 dhe 4.

Koncepti i valencës u fut në kimi përpara se struktura e atomit të bëhej e njohur, përkatësisht në 1853 nga kimisti anglez Frankland. Tani është vërtetuar se valenca e një elementi është e lidhur ngushtë me numrin e elektroneve të jashtme të atomeve, pasi elektronet e predhave të brendshme të atomeve nuk marrin pjesë në formimin e lidhjeve kimike.

Në teorinë elektronike të lidhjeve kovalente besohet se valenca e një atomi përcaktohet nga numri i elektroneve të tij të paçiftuara në tokë ose gjendje të ngacmuar, duke marrë pjesë në formimin e çifteve të përbashkëta elektronike me elektronet e atomeve të tjera.

Për disa elementë, valenca është një vlerë konstante. Kështu, natriumi ose kaliumi në të gjitha përbërjet janë njëvalente, kalciumi, magnezi dhe zinku janë dyvalent, alumini është trevalent, etj. Por shumica e elementëve kimikë shfaqin valencë të ndryshueshme, e cila varet nga natyra e elementit partner dhe kushtet e procesit. Kështu, hekuri mund të formojë dy komponime me klorin - FeCl 2 dhe FeCl 3, në të cilat valenca e hekurit është përkatësisht 2 dhe 3.

Gjendja e oksidimit- një koncept që karakterizon gjendjen e një elementi në një përbërje kimike dhe sjelljen e tij në reaksionet redoks; numerikisht, gjendja e oksidimit është e barabartë me ngarkesën formale që mund t'i caktohet një elementi, bazuar në supozimin se të gjitha elektronet në secilën prej lidhjeve të tij janë transferuar në një atom më elektronegativ.

Elektronegativiteti- një masë e aftësisë së një atomi për të marrë një ngarkesë negative kur formon një lidhje kimike ose aftësinë e një atomi në një molekulë për të tërhequr elektronet valente të përfshira në formimin e një lidhjeje kimike. Elektronegativiteti nuk është një vlerë absolute dhe llogaritet me metoda të ndryshme. Prandaj, vlerat e elektronegativitetit të dhëna në tekste të ndryshme shkollore dhe libra referimi mund të ndryshojnë.

Tabela 2 tregon elektronegativitetin e disa elementeve kimike në shkallën Sanderson dhe Tabela 3 tregon elektronegativitetin e elementeve në shkallën Pauling.

Vlera e elektronegativitetit jepet nën simbolin e elementit përkatës. Sa më e lartë të jetë vlera numerike e elektronegativitetit të një atomi, aq më elektronegativ është elementi. Më elektronegativ është atomi i fluorit, më pak elektronegativ është atomi i rubidiumit. Në një molekulë të formuar nga atome të dy elementeve të ndryshëm kimikë, ngarkesa negative formale do të jetë mbi atomin, vlera numerike e elektronegativitetit të të cilit është më e lartë. Kështu, në një molekulë të dioksidit të squfurit SO2, elektronegativiteti i atomit të squfurit është 2.5, dhe elektronegativiteti i atomit të oksigjenit është më i madh - 3.5. Prandaj, ngarkesa negative do të jetë në atomin e oksigjenit, dhe ngarkesa pozitive do të jetë në atomin e squfurit.

Në molekulën e amoniakut NH 3, vlera e elektronegativitetit të atomit të azotit është 3.0 dhe ajo e atomit të hidrogjenit është 2.1. Prandaj, atomi i azotit do të ketë një ngarkesë negative, dhe atomi i hidrogjenit do të ketë një ngarkesë pozitive.

Ju duhet të njihni qartë tendencat e përgjithshme në ndryshimet e elektronegativitetit. Meqenëse një atom i çdo elementi kimik tenton të marrë një konfigurim të qëndrueshëm të shtresës së jashtme elektronike - një guaskë oktet e një gazi inert, elektronegativiteti i elementeve në një periudhë rritet, dhe në një grup elektronegativiteti përgjithësisht zvogëlohet me rritjen e numrit atomik të element. Prandaj, për shembull, squfuri është më elektronegativ në krahasim me fosforin dhe silikonin, dhe karboni është më elektronegativ në krahasim me silikonin.

Kur hartoni formula për komponimet që përbëhen nga dy jometale, më elektronegativi prej tyre vendoset gjithmonë në të djathtë: PCl 3, NO 2. Ka disa përjashtime historike nga ky rregull, për shembull NH 3, PH 3, etj.

Numri i oksidimit zakonisht tregohet nga një numër arab (me një shenjë përpara numrit) i vendosur mbi simbolin e elementit, për shembull:

Për të përcaktuar shkallën e oksidimit të atomeve në përbërjet kimike, ndiqen rregullat e mëposhtme:

1. Gjendja e oksidimit të elementeve në substanca të thjeshta është zero.
2. Shuma algjebrike e gjendjeve të oksidimit të atomeve në një molekulë është zero.
3. Oksigjeni në përbërje shfaq kryesisht një gjendje oksidimi prej –2 (në fluorin e oksigjenit 2 + 2, në peroksidet e metaleve si M 2 O 2 – 1).
4. Hidrogjeni në komponime shfaq një gjendje oksidimi prej + 1, me përjashtim të hidrive të metaleve aktive, për shembull, ato alkaline ose tokësore alkaline, në të cilat gjendja e oksidimit të hidrogjenit është – 1.
5. Për jonet monoatomike, gjendja e oksidimit është e barabartë me ngarkesën e jonit, për shembull: K + - +1, Ba 2+ - +2, Br – - –1, S 2– - –2, etj.
6. Në përbërjet me një lidhje polare kovalente, gjendja e oksidimit të atomit më elektronegativ ka një shenjë minus, dhe atomi më pak elektronegativ ka një shenjë plus.
7. Në përbërjet organike, gjendja e oksidimit të hidrogjenit është +1.

Le të ilustrojmë rregullat e mësipërme me disa shembuj.

Shembulli 1. Përcaktoni shkallën e oksidimit të elementeve në oksidet e kaliumit K 2 O, selenit SeO 3 dhe hekurit Fe 3 O 4.

Oksidi i kaliumit K 2 O. Shuma algjebrike e gjendjeve të oksidimit të atomeve në një molekulë është zero. Gjendja e oksidimit të oksigjenit në okside është –2. Le ta shënojmë gjendjen e oksidimit të kaliumit në oksidin e tij si n, pastaj 2n + (–2) = 0 ose 2n = 2, pra n = +1, d.m.th., gjendja e oksidimit të kaliumit është +1.

Oksidi i selenit SeO 3. Molekula SeO 3 është elektrikisht neutrale. Ngarkesa totale negative e tre atomeve të oksigjenit është –2 × 3 = –6. Prandaj, për të reduktuar këtë ngarkesë negative në zero, gjendja e oksidimit të selenit duhet të jetë +6.

molekula Fe3O4 neutrale elektrike. Ngarkesa totale negative e katër atomeve të oksigjenit është –2 × 4 = –8. Për të barazuar këtë ngarkesë negative, ngarkesa totale pozitive në tre atomet e hekurit duhet të jetë +8. Prandaj, një atom hekuri duhet të ketë një ngarkesë prej 8/3 = +8/3.

Duhet theksuar se gjendja e oksidimit të një elementi në një përbërje mund të jetë një numër i pjesshëm. Gjendje të tilla oksidimi fraksionale nuk kanë kuptim kur shpjegohen lidhjet në një përbërje kimike, por mund të përdoren për të ndërtuar ekuacione për reaksionet redoks.

Shembulli 2. Përcaktoni shkallën e oksidimit të elementeve në përbërjet NaClO 3, K 2 Cr 2 O 7.

Molekula NaClO 3 është elektrikisht neutrale. Gjendja e oksidimit të natriumit është +1, gjendja e oksidimit të oksigjenit është -2. Le ta shënojmë gjendjen e oksidimit të klorit si n, pastaj +1 + n + 3 × (–2) = 0, ose +1 + n – 6 = 0, ose n – 5 = 0, pra n = +5. Kështu, gjendja e oksidimit të klorit është +5.

Molekula K 2 Cr 2 O 7 është elektrikisht neutrale. Gjendja e oksidimit të kaliumit është +1, gjendja e oksidimit të oksigjenit është –2. Le të shënojmë gjendjen e oksidimit të kromit si n, pastaj 2 × 1 + 2n + 7 × (–2) = 0, ose +2 + 2n – 14 = 0, ose 2n – 12 = 0, 2n = 12, pra n = +6. Kështu, gjendja e oksidimit të kromit është +6.

Shembulli 3. Le të përcaktojmë shkallën e oksidimit të squfurit në jonin sulfat SO 4 2–. Joni SO 4 2– ka një ngarkesë prej –2. Gjendja e oksidimit të oksigjenit është -2. Le ta shënojmë gjendjen e oksidimit të squfurit si n, pastaj n + 4 × (–2) = –2, ose n – 8 = –2, ose n = –2 – (–8), pra n = +6. Kështu, gjendja e oksidimit të squfurit është +6.

Duhet mbajtur mend se gjendja e oksidimit ndonjëherë nuk është e barabartë me valencën e një elementi të caktuar.

Për shembull, gjendjet e oksidimit të atomit të azotit në molekulën e amoniakut NH 3 ose në molekulën e hidrazinës N 2 H 4 janë përkatësisht –3 dhe –2, ndërsa valenca e azotit në këto komponime është tre.

Gjendja maksimale pozitive e oksidimit për elementët e nëngrupeve kryesore, si rregull, është e barabartë me numrin e grupit (përjashtim: oksigjen, fluor dhe disa elementë të tjerë).

Gjendja maksimale negative e oksidimit është 8 - numri i grupit.

Detyrat e trajnimit

1. Në cilin përbërës gjendja e oksidimit të fosforit është +5?

1) HPO 3
2) H3PO3
3) Li 3 P
4) AlP

2. Në cilin përbërës gjendja e oksidimit të fosforit është e barabartë me –3?

1) HPO 3
2) H3PO3
3) Li 3 PO 4
4) AlP

3. Në cilin përbërës gjendja e oksidimit të azotit është e barabartë me +4?

1) HNO2
2) N 2 O 4
3) N 2 O
4) HNO3

4. Në cilin përbërës gjendja e oksidimit të azotit është e barabartë me –2?

1) NH 3
2) N 2 H 4
3) N 2 O 5
4) HNO2

5. Në cilin përbërës gjendja e oksidimit të squfurit është +2?

1) Na 2 SO 3
2)SO2
3) SCl 2
4) H2SO4

6. Në cilin përbërës gjendja e oksidimit të squfurit është +6?

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

7. Në substancat formulat e të cilave janë CrBr 2, K 2 Cr 2 O 7, Na 2 CrO 4, gjendja e oksidimit të kromit është përkatësisht e barabartë me

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

8. Gjendja minimale negative e oksidimit të një elementi kimik zakonisht është e barabartë me

1) numri i periudhës
3) numri i elektroneve që mungojnë për të plotësuar shtresën e jashtme elektronike

9. Gjendja maksimale pozitive e oksidimit të elementeve kimike të vendosura në nëngrupet kryesore, si rregull, është e barabartë me

1) numri i periudhës
2) numri serial i elementit kimik
3) numri i grupit
4) numri i përgjithshëm elektronet në një element

10. Fosfori shfaq gjendjen maksimale pozitive të oksidimit në përbërje

1) HPO 3
2) H3PO3
3) Na3P
4) Ca 3 P 2

11. Fosfori shfaq gjendje minimale oksidimi në përbërje

1) HPO 3
2) H3PO3
3) Na 3 PO 4
4) Ca 3 P 2

12. Atomet e azotit në nitritin e amonit, të vendosura në kation dhe anion, shfaqin përkatësisht gjendje oksidimi

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

13. Valenca dhe gjendja e oksidimit të oksigjenit në peroksid hidrogjeni janë përkatësisht të barabarta

1) II, –2
2) II, –1
3) Unë, +4
4) III, –2

14. Valenca dhe shkalla e oksidimit të squfurit në piritin FeS2 janë përkatësisht të barabarta

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

15. Valenca dhe gjendja e oksidimit të atomit të azotit në bromurin e amonit janë përkatësisht të barabarta me

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

16. Atomi i karbonit shfaq shkallë negative oksidimi në kombinim me

1) oksigjen
2) natriumi
3) fluor
4) klor

17. shfaq një gjendje konstante oksidimi në përbërjet e tij

1) stroncium
2) hekuri
3) squfuri
4) klor

18. Gjendja e oksidimit +3 në përbërjet e tyre mund të shfaqet

1) klori dhe fluori
2) fosfor dhe klor
3) karboni dhe squfuri
4) oksigjen dhe hidrogjen

19. Gjendja e oksidimit +4 në përbërjet e tyre mund të shfaqet

1) karboni dhe hidrogjeni
2) karboni dhe fosfori
3) karboni dhe kalciumi
4) azoti dhe squfuri

20. Gjendja e oksidimit e barabartë me numrin e grupit në përbërjet e tij shfaqet

1) klor
2) hekuri
3) oksigjen
4) fluor

Gjendja e oksidimit është ngarkesa e kushtëzuar e një atomi në një përbërje, e llogaritur bazuar në supozimin se përbëhet vetëm nga jone. Gjatë përcaktimit të këtij koncepti, supozohet në mënyrë konvencionale se elektronet e lidhjes (valente) lëvizin në atome më elektronegative (shiko Elektronegativiteti), dhe për këtë arsye komponimet përbëhen nga jone të ngarkuar pozitivisht dhe negativisht. Gjendja e oksidimit mund të jetë zero, negative ose vlerat pozitive, të cilat zakonisht vendosen mbi simbolin e elementit në krye: .

Vlera zero e gjendjes së oksidimit u caktohet atomeve të elementeve të vendosura në shtet i lirë, Për shembull: . Ato atome drejt të cilave zhvendoset reja e elektroneve lidhëse kanë një gjendje oksidimi negativ ( çift ​​elektronik). Për fluorin në të gjitha përbërjet e tij është e barabartë me -1. Atomet që dhurojnë elektrone të valencës tek atomet e tjerë kanë një gjendje oksidimi pozitiv. Për shembull, në metalet alkali dhe alkaline tokësore është përkatësisht e barabartë me dhe në jonet e thjeshta si K, është e barabartë me ngarkesën e jonit. Në shumicën e komponimeve, gjendja e oksidimit të atomeve të hidrogjenit është e barabartë me , por në hidridet e metaleve (përbërjet e tyre me hidrogjen) - dhe të tjerët - është e barabartë me -1. Oksigjeni karakterizohet nga një gjendje oksidimi prej -2, por, për shembull, në kombinim me fluorin do të jetë, dhe në komponimet e peroksidit, etj.) -1. Në disa raste, kjo vlerë mund të shprehet si një fraksion: për hekurin në oksidin e hekurit (II, III) është e barabartë me .

Shuma algjebrike e gjendjeve të oksidimit të atomeve në një përbërje është zero, dhe në një jon kompleks është ngarkesa e jonit. Duke përdorur këtë rregull, ne llogarisim, për shembull, gjendjen e oksidimit të fosforit në acid fosforik. Duke e treguar atë me dhe duke shumëzuar gjendjen e oksidimit të hidrogjenit dhe oksigjenit me numrin e atomeve të tyre në përbërje, marrim ekuacionin: prej nga . Në mënyrë të ngjashme, ne llogarisim gjendjen e oksidimit të kromit në jonin -.

Në komponimet, gjendja e oksidimit të manganit do të jetë në përputhje me rrethanat.

Gjendja më e lartë e oksidimit është vlera më e madhe pozitive e saj. Për shumicën e elementeve, është e barabartë me numrin e grupit në tabelën periodike dhe është një karakteristikë sasiore e rëndësishme e elementit në përbërjet e tij. Vlera më e ulët e gjendjes së oksidimit të një elementi që ndodh në përbërjet e tij zakonisht quhet gjendja më e ulët e oksidimit; të gjitha të tjerat janë të ndërmjetme. Pra, për squfurin, gjendja më e lartë e oksidimit është , më e ulëta është 2 dhe ajo e ndërmjetme është .

Ndryshimet në gjendjet e oksidimit të elementeve sipas grupeve të tabelës periodike pasqyrojnë shpeshtësinë e ndryshimeve të tyre vetitë kimike me rritjen e numrit serik.

Koncepti i gjendjes së oksidimit të elementeve përdoret në klasifikimin e substancave, përshkrimin e vetive të tyre, hartimin e formulave të përbërjeve dhe të tyre. tituj ndërkombëtarë. Por përdoret veçanërisht gjerësisht në studimin e reaksioneve redoks. Koncepti i "gjendjes së oksidimit" përdoret shpesh në kiminë inorganike në vend të konceptit "valencë" (shih Valenca).

Elektronegativiteti, si vetitë e tjera të atomeve të elementeve kimike, ndryshon periodikisht me rritjen e numrit atomik të elementit:

Grafiku i mësipërm tregon periodicitetin e ndryshimeve në elektronegativitetin e elementeve të nëngrupeve kryesore në varësi të numrit atomik të elementit.

Kur lëvizni poshtë një nëngrupi të tabelës periodike, elektronegativiteti i elementeve kimike zvogëlohet, dhe kur lëviz në të djathtë përgjatë periudhës rritet.

Elektronegativiteti pasqyron jometalitetin e elementeve: sa më e lartë të jetë vlera e elektronegativitetit, aq më shumë veti jometalike ka elementi.

Gjendja e oksidimit

Si të llogaritet gjendja e oksidimit të një elementi në një përbërje?

1) Gjendja e oksidimit të elementeve kimike në substanca të thjeshta është gjithmonë zero.

2) Ka elementë që shfaqin një gjendje konstante oksidimi në substanca komplekse:

3) Ka elemente kimike që shfaqin një gjendje konstante oksidimi në shumicën dërrmuese të përbërjeve. Këto elemente përfshijnë:

4) Shuma algjebrike e gjendjeve të oksidimit të të gjithë atomeve në një molekulë është gjithmonë zero. Shuma algjebrike e gjendjeve të oksidimit të të gjithë atomeve në një jon është e barabartë me ngarkesën e jonit.

5) Gjendja më e lartë (maksimale) e oksidimit është e barabartë me numrin e grupit. Përjashtim që nuk bëjnë pjesë në këtë rregull janë elementët e nëngrupit dytësor të grupit I, elementët e nëngrupit dytësor të grupit VIII, si dhe oksigjeni dhe fluori.

Elementet kimike, numri i grupit të të cilëve nuk përputhet me të shkallën më të lartë oksidimi (kërkohet të mbahet mend)

6) Gjendja më e ulët e oksidimit të metaleve është gjithmonë zero, dhe shkallën më të ulët oksidimi i jometaleve llogaritet me formulën:

gjendja më e ulët e oksidimit të jometalit = numri i grupit - 8

Bazuar në rregullat e paraqitura më sipër, mund të vendosni gjendjen e oksidimit të një elementi kimik në çdo substancë.

Gjetja e gjendjeve të oksidimit të elementeve në përbërje të ndryshme

Shembulli 1

Përcaktoni gjendjen e oksidimit të të gjithë elementëve në acidin sulfurik.

Zgjidhja:

Le të shkruajmë formulën e acidit sulfurik:

Gjendja e oksidimit të hidrogjenit në të gjitha substancat komplekse është +1 (përveç hidrideve metalike).

Gjendja e oksidimit të oksigjenit në të gjitha substancat komplekse është -2 (përveç peroksideve dhe fluorit të oksigjenit prej 2). Le të renditim gjendjet e njohura të oksidimit:

Le të shënojmë gjendjen e oksidimit të squfurit si x:

Molekula e acidit sulfurik, si molekula e çdo substance, është përgjithësisht neutrale elektrike, sepse shuma e gjendjeve të oksidimit të të gjithë atomeve në një molekulë është zero. Kjo mund të përfaqësohet skematikisht si më poshtë:

Ato. kemi marrë ekuacionin e mëposhtëm:

Le ta zgjidhim:

Kështu, gjendja e oksidimit të squfurit në acidin sulfurik është +6.

Shembulli 2

Përcaktoni gjendjen e oksidimit të të gjithë elementëve në dikromatin e amonit.

Zgjidhja:

Le të shkruajmë formulën e dikromatit të amonit:

Si në rastin e mëparshëm, ne mund të rregullojmë gjendjet e oksidimit të hidrogjenit dhe oksigjenit:

Megjithatë, ne shohim se gjendjet e oksidimit të dy elementeve kimike në të njëjtën kohë janë të panjohura - azoti dhe kromi. Prandaj, ne nuk mund të gjejmë gjendje oksidimi të ngjashme me shembullin e mëparshëm (një ekuacion me dy ndryshore nuk ka një zgjidhje të vetme).

Le të tërheqim vëmendjen për faktin se kjo substancë i përket klasës së kripërave dhe, në përputhje me rrethanat, ka një strukturë jonike. Atëherë me të drejtë mund të themi se përbërja e dikromatit të amonit përfshin kationet NH 4 + (ngarkesa e këtij kationi mund të shihet në tabelën e tretshmërisë). Rrjedhimisht, meqenëse njësia e formulës së dikromatit të amonit përmban dy katione NH 4 + të ngarkuar pozitivisht, ngarkesa e jonit të dikromatit është e barabartë me -2, pasi substanca në tërësi është elektrikisht neutrale. Ato. substancën e formojnë kationet NH 4 + dhe anionet Cr 2 O 7 2-.

Ne i dimë gjendjet e oksidimit të hidrogjenit dhe oksigjenit. Duke ditur se shuma e gjendjeve të oksidimit të atomeve të të gjithë elementëve në një jon është e barabartë me ngarkesën, dhe duke treguar gjendjet e oksidimit të azotit dhe kromit si x Dhe y në përputhje me rrethanat, ne mund të shkruajmë:

Ato. marrim dy ekuacione të pavarura:

Duke zgjidhur atë, ne gjejmë x Dhe y:

Kështu, në dikromatin e amonit gjendjet e oksidimit të azotit janë -3, hidrogjeni +1, kromi +6 dhe oksigjeni -2.

Mund të lexoni se si të përcaktoni gjendjet e oksidimit të elementeve në substancat organike.

Valence

Valenca e atomeve tregohet me numra romakë: I, II, III, etj.

Aftësitë e valencës së një atomi varen nga sasia:

1) elektrone të paçiftuara

2) çiftet e vetme të elektroneve në orbitalet e niveleve të valencës

3) orbitalet elektronike boshe të nivelit të valencës

Mundësitë e valencës së atomit të hidrogjenit

Le të përshkruajmë formulën grafike elektronike të atomit të hidrogjenit:

Është thënë se tre faktorë mund të ndikojnë në mundësitë e valencës - prania e elektroneve të paçiftuara, prania e çifteve të vetme elektronike në nivelin e jashtëm dhe prania e orbitaleve vakante (boshe) në nivelin e jashtëm. Ne shohim një elektron të paçiftuar në nivelin e jashtëm (dhe të vetëm) të energjisë. Bazuar në këtë, hidrogjeni mund të ketë patjetër një valencë prej I. Megjithatë, në nivelin e parë të energjisë ekziston vetëm një nënnivel - s, ato. Atomi i hidrogjenit në nivelin e jashtëm nuk ka as çifte të vetme elektronesh dhe as orbitale boshe.

Kështu, e vetmja valencë që mund të shfaqë një atom hidrogjeni është I.

Mundësitë e valencës së atomit të karbonit

Le të shqyrtojmë strukturën elektronike të atomit të karbonit. Në gjendjen bazë, konfigurimi elektronik i nivelit të tij të jashtëm është si më poshtë:

Ato. në gjendjen bazë në nivelin e jashtëm energjetik të atomit të karbonit të pangacmuar ka 2 elektrone të paçiftuar. Në këtë gjendje mund të shfaqë një valencë prej II. Sidoqoftë, atomi i karbonit shumë lehtë kalon në një gjendje të ngacmuar kur i jepet energji, dhe konfigurimi elektronik i shtresës së jashtme në këtë rast merr formën:

Përkundër faktit se një sasi e caktuar energjie shpenzohet në procesin e ngacmimit të një atomi karboni, shpenzimi kompensohet më shumë nga formimi i katër lidhje kovalente. Për këtë arsye, valenca IV është shumë më karakteristike për atomin e karbonit. Për shembull, karboni ka valencë IV në molekulat e dioksidit të karbonit, acidit karbonik dhe absolutisht të gjitha substancave organike.

Përveç elektroneve të paçiftuara dhe çifteve të vetme të elektroneve, prania e orbitaleve vakante të nivelit ()valencës ndikon gjithashtu në mundësitë e valencës. Prania e orbitaleve të tilla në nivelin e mbushur çon në faktin se atomi mund të veprojë si pranues i një çifti elektronik, d.m.th. formojnë lidhje kovalente shtesë nëpërmjet një mekanizmi dhurues-pranues. Për shembull, në kundërshtim me pritjet, në molekulën e monoksidit të karbonit CO lidhja nuk është e dyfishtë, por e trefishtë, siç tregohet qartë në ilustrimin e mëposhtëm:

Mundësitë e valencës së atomit të azotit

Le të shkruajmë formulën grafike elektronike për nivelin e energjisë së jashtme të atomit të azotit:

Siç mund të shihet nga ilustrimi i mësipërm, atomi i azotit në gjendjen e tij normale ka 3 elektrone të paçiftëzuara, dhe për këtë arsye është logjike të supozohet se ai është i aftë të shfaqë një valencë prej III. Në të vërtetë, një valencë prej tre vërehet në molekulat e amoniakut (NH 3), acidit azotik (HNO 2), triklorurit të azotit (NCl 3), etj.

U tha më lart se valenca e një atomi të një elementi kimik varet jo vetëm nga numri i elektroneve të paçiftuara, por edhe nga prania e çifteve të vetme të elektroneve. Kjo për faktin se kovalent lidhje kimike mund të formohet jo vetëm kur dy atome sigurojnë njëri-tjetrin me një elektron, por edhe kur një atom ka një palë të vetme elektronesh - dhuruesi () ia siguron atë një atomi tjetër me një orbital (pranues) të nivelit të valencës () vakant. Ato. Për atomin e azotit, valenca IV është gjithashtu e mundur për shkak të një lidhjeje kovalente shtesë të formuar nga mekanizmi dhurues-pranues. Për shembull, katër lidhje kovalente, njëra prej të cilave formohet nga një mekanizëm dhurues-pranues, vërehen gjatë formimit të një kationi të amonit:

Pavarësisht se njëra prej lidhjeve kovalente formohet sipas mekanizmit dhurues-pranues, të gjitha Lidhjet N-H në kationet e amonit janë absolutisht identike dhe nuk ndryshojnë në asnjë mënyrë nga njëri-tjetri.

Atomi i azotit nuk është në gjendje të shfaqë një valencë të barabartë me V. Kjo për faktin se është e pamundur që një atom azoti të kalojë në një gjendje të ngacmuar, në të cilën dy elektrone çiftëzohen me kalimin e njërit prej tyre në një orbital të lirë që është më afër nivelit të energjisë. Atomi i azotit nuk ka d-nënnivel, dhe kalimi në orbitalin 3s është energjikisht aq i shtrenjtë sa që kostot e energjisë nuk mbulohen nga formimi i lidhjeve të reja. Shumë mund të pyesin veten, cila është valenca e azotit, për shembull, në molekulat e acidit nitrik HNO 3 ose oksidit nitrik N 2 O 5? Mjaft e çuditshme, valenca atje është gjithashtu IV, siç mund të shihet nga formulat strukturore të mëposhtme:

Vija me pika në ilustrim tregon të ashtuquajturat të delokalizuara π -lidhje. Për këtë arsye, obligacionet terminale NO mund të quhen "obligacione një e gjysmë". Lidhje të ngjashme një e gjysmë janë të pranishme edhe në molekulën e ozonit O 3, benzenit C 6 H 6, etj.

Mundësitë e valencës së fosforit

Le të përshkruajmë formulën grafike elektronike të nivelit të energjisë së jashtme të atomit të fosforit:

Siç e shohim, struktura e shtresës së jashtme të atomit të fosforit në gjendjen bazë dhe atomit të azotit është e njëjtë, dhe për këtë arsye është logjike të pritet për atomin e fosforit, si dhe për atomin e azotit, valenca të mundshme të barabarta me I, II, III dhe IV, siç vërehet në praktikë.

Sidoqoftë, ndryshe nga azoti, atomi i fosforit gjithashtu ka d-nënnivel me 5 orbitale të lira.

Në këtë drejtim, ai është i aftë të kalojë në një gjendje të ngacmuar, duke avulluar elektronet 3 s-orbitalet:

Kështu, valenca V për atomin e fosforit, i cili është i paarritshëm për azotin, është i mundur. Për shembull, atomi i fosforit ka një valencë prej pesë në molekulat e komponimeve të tilla si acidi fosforik, halidet e fosforit (V), oksidi i fosforit (V), etj.

Mundësitë e valencës së atomit të oksigjenit

Formula grafike elektronike për nivelin e jashtëm të energjisë së një atomi oksigjeni ka formën:

Ne shohim dy elektrone të paçiftuar në nivelin e 2-të, dhe për këtë arsye valenca II është e mundur për oksigjenin. Duhet të theksohet se kjo valencë e atomit të oksigjenit vërehet pothuajse në të gjitha përbërjet. Më lart, kur kemi marrë parasysh aftësitë valore të atomit të karbonit, kemi diskutuar formimin e molekulës së monoksidit të karbonit. Lidhja në molekulën e CO është e trefishtë, prandaj, oksigjeni atje është trevalent (oksigjeni është një dhurues i çiftit elektronik).

Për faktin se atomi i oksigjenit nuk ka një të jashtëm d-nënniveli, çiftimi i elektroneve s Dhe p- orbitalet janë të pamundura, kjo është arsyeja pse aftësitë e valencës së atomit të oksigjenit janë të kufizuara në krahasim me elementët e tjerë të nëngrupit të tij, për shembull, squfurin.

Mundësitë e valencës së atomit të squfurit

Niveli i jashtëm i energjisë i një atomi squfuri në një gjendje të pangacmuar:

Atomi i squfurit, si atomi i oksigjenit, zakonisht ka dy elektrone të paçiftëzuara, kështu që mund të konkludojmë se squfuri mund të ketë një valencë prej dy. Në të vërtetë, squfuri ka valencë II, për shembull, në molekulën e sulfurit të hidrogjenit H 2 S.

Siç e shohim, atomi i squfurit shfaqet në nivelin e jashtëm d-nënnivel me orbitale të lira. Për këtë arsye, atomi i squfurit është në gjendje të zgjerojë aftësitë e tij valente, ndryshe nga oksigjeni, për shkak të kalimit në gjendje të ngacmuara. Kështu, kur çiftohet një çift elektronik i vetëm 3 fq-nënnivel, atomi i squfurit merr konfigurimin elektronik të nivelit të jashtëm të formës së mëposhtme:

Në këtë gjendje, atomi i squfurit ka 4 elektrone të paçiftëzuara, gjë që na tregon se atomet e squfurit mund të shfaqin një valencë prej IV. Në të vërtetë, squfuri ka valencë IV në molekulat SO 2, SF 4, SOCl 2, etj.

Kur çiftoni çiftin e dytë të vetëm elektronik të vendosur në 3 s-nënnivel, niveli i jashtëm i energjisë fiton konfigurimin:

Në këtë gjendje, manifestimi i valencës VI bëhet i mundur. Shembuj të përbërjeve me squfur VI-valent janë SO 3, H 2 SO 4, SO 2 Cl 2, etj.

Në mënyrë të ngjashme, ne mund të konsiderojmë mundësitë e valencës së elementeve të tjerë kimikë.

Komponimet me gjendje oksidimi –2. Komponimet më të rëndësishme të squfurit me gjendje oksidimi -2 janë sulfuri i hidrogjenit dhe sulfidet. Sulfidi i hidrogjenit - H 2 S - është një gaz pa ngjyrë me një erë karakteristike të proteinës së kalbur dhe është toksik. Molekula e sulfurit të hidrogjenit ka një formë këndore, këndi i lidhjes është 92º. Formohet nga ndërveprimi i drejtpërdrejtë i hidrogjenit me avujt e squfurit. Në laborator, sulfidi i hidrogjenit prodhohet nga veprimi i acideve të forta në sulfide metalike:

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

Sulfidi i hidrogjenit është një agjent i fortë reduktues dhe madje mund të oksidohet nga oksidi i squfurit (IV).

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

Në varësi të kushteve, produktet e oksidimit të sulfurit mund të jenë S, SO 2 ose H 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

Në ajër dhe në një atmosferë oksigjeni, sulfuri i hidrogjenit digjet, duke formuar squfur ose SO 2 në varësi të kushteve.

Sulfidi i hidrogjenit është pak i tretshëm në ujë (2,5 vëllime H 2 S për 1 vëllim ujë) dhe sillet si një acid dibazik i dobët.

H2S H + + HS - ; K 1 = 1×10 -7

HS - H + + S 2- ; K 2 = 2,5×10 -13

Si një acid dybazik, sulfuri i hidrogjenit formon dy seri kripërash: hidrosulfide ( kripërat e acidit) dhe sulfide (kripëra mesatare). Për shembull, NaHS është hidrosulfid dhe Na 2 S është sulfid natriumi.

Sulfidet e shumicës së metaleve janë pak të tretshëm në ujë, të ngjyrosura në ngjyra karakteristike dhe ndryshojnë në tretshmëri në acide: ZnS - e bardhë, CdS - e verdhë-portokalli, MnS - me ngjyrë mishi, HgS, CuS, PbS, FeS - e zezë, SnS - kafe. , SnS 2 - e verdhë. Sulfidet e metaleve alkali dhe alkaline tokësore, si dhe sulfuri i amonit, janë shumë të tretshëm në ujë. Sulfidet e tretshme hidrolizohen shumë.

Na 2 S + H 2 O NaHS + NaOH

Sulfidet, si oksidet, janë bazike, acidike dhe amfoterike. Vetitë kryesore shfaqen nga sulfidet e metaleve alkaline dhe tokësore alkaline, vetitë acidike shfaqen nga sulfidet e jometaleve. Dallimi në natyrën kimike të sulfideve manifestohet në reaksionet e hidrolizës dhe në bashkëveprimin e sulfideve të natyrave të ndryshme me njëri-tjetrin. Sulfidet bazë pas hidrolizës formojnë një mjedis alkalik, ato acide hidrolizohen në mënyrë të pakthyeshme me formimin e acideve përkatëse:

SiS 2 + 3H 2 O = H 2 SiO 3 + 2H 2 S

Sulfidet amfoterike janë të patretshme në ujë, disa prej tyre, për shembull, sulfidet e aluminit, hekurit (III), kromit (III), hidrolizohen plotësisht:

Al 2 S 3 + 3H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2 S

Kur sulfidet bazike dhe ato acide ndërveprojnë, formohen tiosalte. Tioacidet përkatëse janë zakonisht të paqëndrueshme, dekompozimi i tyre është i ngjashëm me dekompozimin e acideve që përmbajnë oksigjen.

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

tiokarbonat natriumi acidi tiokarbonik

H 2 CS 3 = H 2 S + CS 2

Komponimet persulfide. Tendenca e squfurit për të formuar homozinxhirë realizohet në persulfidet (polisulfidet), të cilat formohen kur nxehen tretësirat e sulfurit me squfur:

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

Persulfidet gjenden natyrshëm, për shembull, piriti mineral i përhapur FeS 2 është persulfidi i hekurit (II). Kur ekspozohen ndaj zgjidhjeve të polisulfideve të acideve minerale, izolohen polisulfanet - substanca të paqëndrueshme të ngjashme me vajin e përbërjes H 2 S n, ku n ndryshon nga 2 në 23.

Persulfidet, si peroksidet, shfaqin veti oksiduese dhe reduktuese, dhe gjithashtu janë lehtësisht joproporcionale.

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

Komponimet me gjendje oksidimi +4. Më i rëndësishmi është oksidi i squfurit (IV) - një gaz pa ngjyrë me një të mprehtë erë e pakëndshme djegia e squfurit. Molekula e SO2 ka një strukturë këndore (këndi OSO është 119.5°):

Në industri, SO 2 prodhohet nga pjekja e piritit ose djegia e squfurit. Metoda laboratorike marrja e dioksidit të squfurit - veprimi i acideve të forta minerale në sulfite.

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

Oksidi i squfurit (IV) është një agjent reduktues energjie

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

por, duke ndërvepruar me agjentë të fortë reduktues, ai mund të veprojë si një agjent oksidues:

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

Dioksidi i squfurit është shumë i tretshëm në ujë (40 vëllime për 1 vëllim ujë). Në një tretësirë ​​ujore, molekulat e hidratuara të SO2 shpërndahen pjesërisht për të formuar një kation hidrogjeni:

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

Për këtë arsye, një tretësirë ​​ujore e dioksidit të squfurit shpesh konsiderohet si një zgjidhje e acidit sulfurik - H 2 SO 3, megjithëse në realitet kjo përbërje me sa duket nuk ekziston. Megjithatë, kripërat e acidit sulfurik janë të qëndrueshme dhe mund të izolohen individualisht:

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

hidrosulfit natriumi sulfit natriumi

Anioni i sulfitit ka një strukturë piramidale trigonale me një atom squfuri në majë. Çifti i vetëm i atomit të squfurit është i drejtuar nga hapësira, prandaj anioni, një dhurues aktiv i një çifti elektronik, shndërrohet lehtësisht në HSO 3 tetraedral - dhe ekziston në formën e dy formave tautomere:

Sulfitet e metaleve alkali janë shumë të tretshëm në ujë dhe hidrolizohen kryesisht:

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

Agjentët e fortë reduktues, kur ruajnë tretësirat e tyre, oksidohen gradualisht nga oksigjeni atmosferik dhe kur nxehen ato bëhen joproporcionale:

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

Gjendja e oksidimit +4 ndodh në halide dhe oksohalide:

SF 4 SOF 2 SOCl 2 SOBr 2

fluor squfuri (IV), oksofluorid squfuri (IV), oksoklorur squfuri (IV), oksobromid squfuri (IV)

Në të gjitha molekulat e mësipërme, një çift elektronik i vetëm lokalizohet në atomin e squfurit, SF 4 ka formën e një tetraedri të shtrembëruar (bisphenoid), SOHal 2 ka formën e një piramide trigonale.

Fluori i squfurit (IV) është një gaz pa ngjyrë. Oksokloruri i squfurit (IV) (klorur tionil, klorur tionil) është një lëng pa ngjyrë me erë të fortë. Këto substanca përdoren gjerësisht në sintezën organike për të marrë komponimet e fluorit dhe organoklorit.

Komponimet e këtij lloji janë acid në natyrë, siç dëshmohet nga marrëdhënia e tyre me ujin:

SF4 + 3H2O = H2SO3 + 4HF; SOCl 2 + 2H 2 O = H 2 SO 3 + 2HCl.

Komponimet me gjendje oksidimi +6:

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

fluor squfuri (VI), dioksodiklorur squfuri (VI), oksid squfuri (VI), acid sulfurik, anion sulfat

Heksafluoridi i squfurit është një gaz inert pa ngjyrë që përdoret si dielektrik i gaztë. Molekula SF 6 është shumë simetrike dhe ka një gjeometri tetëedrale. SO 2 Cl 2 (klorur sulfurik, klorur sulfurik) është një lëng pa ngjyrë që tymi në ajër për shkak të hidrolizës, i përdorur në sintezën organike si një reagent klorinues:

SO 2 Cl 2 + 2H 2 O = H 2 SO 4 + 2HCl

Oksidi i squfurit (VI) është një lëng pa ngjyrë (bp 44,8 °C, mp 16,8 °C). Në gjendje të gaztë, SO 3 ka një strukturë monomerike, në gjendje të lëngshme kryesisht ekziston në formën e molekulave trimerike ciklike, dhe në gjendje të ngurtë është një polimer.

Në industri, trioksidi i squfurit prodhohet nga oksidimi katalitik i dioksidit të tij:

2SO 2 + O 2 ¾® 2SO 3

Në laborator, SO 3 mund të merret duke distiluar oleum - një zgjidhje e trioksidit të squfurit në acid sulfurik.

SO 3 është një oksid tipik acid, duke shtuar fuqishëm ujë dhe reagentë të tjerë që përmbajnë proton:

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

fluorsulfur (fluorosulfonik)

acid

Acidi sulfurik- H 2 SO 4 - lëng vajor pa ngjyrë, m.p. 10,4 °C, bp. 340 °C (me dekompozim). Pafundësisht i tretshëm në ujë, një acid dibazik i fortë. Acidi sulfurik i koncentruar është një agjent i fuqishëm oksidues, veçanërisht kur nxehet. Ai oksidon jometalet dhe metalet që janë në serinë e potencialeve standarde të elektrodës në të djathtë të hidrogjenit:

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

Duke ndërvepruar me metale më aktive, acidi sulfurik mund të reduktohet në squfur ose sulfur hidrogjeni, për shembull,

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

Acidi sulfurik i përqendruar në të ftohtë pasivizon shumë metale (hekur, plumb, alumin, krom) për shkak të formimit të një filmi të dendur oksid ose kripë në sipërfaqen e tyre.

Acidi sulfurik formon dy seri kripërash: ato që përmbajnë anionin sulfat - SO 4 2- (kripëra mesatare) dhe ato që përmbajnë anionin hidrosulfat - HSO 4 - (kripërat acide). Sulfatet janë përgjithësisht shumë të tretshëm në ujë BaSO 4 , SrSO 4 , PbSO 4 , Cu 2 SO 4 janë pak të tretshëm. Formimi i një precipitati të bardhë, imët kristalor të sulfatit të bariumit kur ekspozohet ndaj një tretësire të klorurit të bariumit është një reagim cilësor ndaj anionit sulfat. Ky reaksion përdoret edhe për përcaktimin sasior të squfurit.

Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ¯

Kripërat më të rëndësishme të acidit sulfurik janë: Na 2 SO 4 × 10H 2 O - mirabilite, kripa e Glauber - përdoret në prodhimin e sodës dhe qelqit; MgSO 4 × 7H 2 O - kripë e hidhur Epsom - përdoret në mjekësi si laksativ, për mbarimin e pëlhurave, për rrezitje lëkure; CaSO 4 × 2H 2 O - gips - përdoret në mjekësi dhe ndërtim; CaSO 4 ×1/2H 2 O - alabaster - përdoret si material ndërtimi; CuSO 4 × 5H 2 O - sulfat bakri - përdoret në bujqësia për të mbrojtur bimët nga sëmundjet kërpudhore; FeSO 4 × 7H 2 O - sulfat hekuri - përdoret në bujqësi si mikropleh dhe në pastrimin e ujit si koagulues; K 2 SO 4 ×Al 2 (SO 4) 3 ×24H 2 O - alum kaliumi - përdoret për rrezitje të lëkurës.

Sinteza e acidit sulfurik në industri kryhet me metodën e kontaktit, faza e parë e së cilës është pjekja e piritit:

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

2SO2 + O2 = 2SO3

Kur SO 3 tretet në acid sulfurik të përqendruar, formohet një seri e tërë acidesh polisulfurike. Një përzierje e H 2 SO 4, H 2 S 2 O 7, H 2 S 3 O 10, H 2 S 4 O 13 është një lëng i trashë vajor që tymos në ajër - oleum. Kur oleumi hollohet me ujë, lidhjet S-O-S thyhen dhe acidet polisulfurik shndërrohen në acid sulfurik përqendrimi i kërkuar.

Acidi pirosulfurik (dissulfurik).- H 2 S 2 O 7:

Kristale të pangjyrë, të shkrirë që ndahen nga oleumi.

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

Kripërat e acidit pirosulfurik - pirosulfatet (disulfatet) - fitohen nga dekompozimi termik i hidrosulfateve:

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

Acidi tiosulfurik- H 2 S 2 O 3 - ekziston në dy forma tautomerike:

Në tretësirat ujore është i paqëndrueshëm dhe dekompozohet me çlirimin e squfurit dhe SO 2:

H 2 S 2 O 3 = S¯ + SO 2 + H 2 O

Kripërat e acidit tiosulfurik - tiosulfatet - janë të qëndrueshme dhe mund të përftohen duke zier squfurin me tretësirat ujore të sulfiteve:

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

Vetitë e tiosulfateve përcaktohen nga prania e atomeve të squfurit në dy gjendje të ndryshme oksidimi -2 dhe +6. Pra, prania e squfurit në gjendjen e oksidimit -2 përcakton vetitë reduktuese:

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

Tiosulfati i natriumit përdoret gjerësisht në fotografi si fiksues dhe në kiminë analitike për përcaktimin sasior të jodit dhe substancave që çlirojnë jod (analiza jodometrike).

Acidet politionike. Njësitë strukturore tetraedrale në acidet polisulfurike mund të kombinohen përmes atomeve të squfurit për të formuar komponime formulë e përgjithshme H 2 S x O 6, në të cilën x = 2 – 6.

Acidet politionike janë të paqëndrueshme, por formojnë kripëra të qëndrueshme - polithionate. Për shembull. Tetrationati i natriumit formohet nga veprimi i jodit në një tretësirë ​​ujore të tiosulfatit të natriumit:

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

Acidet peroksosulfurike (persulfurike).. Roli i një ure që lidh njësitë strukturore të acideve polisulfurike mund të luhet nga grupi i peroksidit. I njëjti grup është pjesë e acidit monosulfurik:

H2SO5- acid monosulfurik H2S2O8 - acid peroksodisulfurik

(Karo acid)

Acidet peroksosulfurik hidrolizohen për të formuar peroksid hidrogjeni:

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

Acidi peroksidisulfurik prodhohet nga elektroliza tretësirë ​​ujore acid sulfurik:

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

Formon kripëra - persulfate. Persulfati i amonit - (NH 4) 2 S 2 O 8 - përdoret në kushte laboratorike si agjent oksidues.