Oksidacijos laipsnio junginiai –2. Svarbiausi sieros junginiai, kurių oksidacijos laipsnis -2, yra sieros vandenilis ir sulfidai. Vandenilio sulfidas – H 2 S – yra bespalvės dujos, turinčios būdingą puvimo baltymo kvapą ir yra toksiškos. Vandenilio sulfido molekulė yra kampinės formos, jungties kampas yra 92º. Susidaro tiesioginės vandenilio sąveikos su sieros garais. Laboratorijoje vandenilio sulfidas gaminamas stiprioms rūgštims veikiant metalų sulfidus:

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

Vandenilio sulfidas yra stiprus reduktorius ir netgi gali būti oksiduojamas sieros (IV) oksidu.

2H2S-2 + S +4O2 = 3S 0 + 2H2O

Priklausomai nuo sąlygų, sulfido oksidacijos produktai gali būti S, SO 2 arba H 2 SO 4:

2KMnO4 + 5H2S-2 + 3H2SO4® 2MnSO4 + 5S + K2SO4 + 8H2O;

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

Ore ir deguonies atmosferoje vandenilio sulfidas dega, priklausomai nuo sąlygų sudarydamas sierą arba SO 2.

Vandenilio sulfidas mažai tirpsta vandenyje (2,5 tūrio H 2 S 1 tūriui vandens) ir elgiasi kaip silpna dvibazė rūgštis.

H 2 S H + + HS - ; K 1 = 1 × 10 -7

HS-H++S2-; K 2 = 2,5 × 10 -13

Kaip dvibazinė rūgštis, vandenilio sulfidas sudaro dvi druskų serijas: hidrosulfidus (rūgščių druskos) ir sulfidus (vidutinės druskos). Pavyzdžiui, NaHS yra hidrosulfidas, o Na 2 S yra natrio sulfidas.

Daugumos metalų sulfidai mažai tirpsta vandenyje, yra būdingų spalvų ir skiriasi tirpumu rūgštyse: ZnS – balta, CdS – geltonai oranžinė, MnS – kūno spalvos, HgS, CuS, PbS, FeS – juoda, SnS – ruda. , SnS 2 - geltona. Šarminių ir šarminių žemių metalų sulfidai, taip pat amonio sulfidas gerai tirpsta vandenyje. Tirpieji sulfidai yra labai hidrolizuoti.

Na 2 S + H 2 O NaHS + NaOH

Sulfidai, kaip ir oksidai, yra baziniai, rūgštiniai ir amfoteriniai. Pagrindinės savybės pasižymi šarminių ir šarminių žemių metalų sulfidai, rūgštinės – nemetalų sulfidai. Cheminės sulfidų prigimties skirtumas pasireiškia hidrolizės reakcijose ir skirtingos prigimties sulfidų tarpusavio sąveikoje. Baziniai sulfidai hidrolizės metu sudaro šarminę aplinką, rūgštiniai negrįžtamai hidrolizuojasi, susidarant atitinkamoms rūgštims:

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

Amfoteriniai sulfidai netirpsta vandenyje, kai kurie iš jų, pavyzdžiui, aliuminio, geležies (III), chromo (III) sulfidai yra visiškai hidrolizuoti:

Al 2S3 + 3H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S

Sąveikaujant baziniams ir rūgštiniams sulfidams, susidaro tiosalus. Atitinkamos tiorūgštys dažniausiai yra nestabilios, jų skilimas panašus į deguonies turinčių rūgščių skilimą.

CS2 + Na2S = Na2CS3; Na2CS3 + H2SO4 = H2CS3 + Na2SO4;

natrio tiokarbonatas tiokarbonato rūgštis

H 2 CS 3 = H 2 S + CS 2

Persulfido junginiai. Sieros polinkis sudaryti homograndines realizuojamas persulfiduose (polisulfiduose), kurie susidaro kaitinant sulfidų tirpalus su siera:

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

Persulfidai atsiranda natūraliai, pavyzdžiui, plačiai paplitęs mineralinis piritas FeS 2 yra geležies (II) persulfidas. Veikiant mineralinių rūgščių polisulfidų tirpalams, išskiriami polisulfanai - nestabilios į aliejų panašios medžiagos, kurių sudėtis H 2 S n, kur n svyruoja nuo 2 iki 23.

Persulfidai, kaip ir peroksidai, turi ir oksiduojančių, ir redukuojančių savybių, taip pat yra lengvai neproporcingi.

Na2S2 + SnS = SnS2 + Na2S; 4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2;

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

Junginiai, kurių oksidacijos laipsnis +4. Svarbiausias yra sieros(IV) oksidas – bespalvės dujos, turinčios aštrų, nemalonų degančios sieros kvapą. SO2 molekulė turi kampinę struktūrą (OSO kampas yra 119,5°):

Pramonėje SO 2 gaunamas skrudinant piritą arba deginant sierą. Laboratorinis sieros dioksido gamybos metodas yra stiprių mineralinių rūgščių poveikis sulfitams.

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

Sieros (IV) oksidas yra energingas reduktorius

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

tačiau sąveikaudamas su stipriais reduktoriais jis gali veikti kaip oksidatorius:

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

Sieros dioksidas gerai tirpsta vandenyje (40 tūrių 1 tūriui vandens). Vandeniniame tirpale hidratuotos SO2 molekulės dalinai disocijuoja ir sudaro vandenilio katijoną:

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

Dėl šios priežasties vandeninis sieros dioksido tirpalas dažnai laikomas sieros rūgšties – H 2 SO 3 tirpalu, nors iš tikrųjų šio junginio, matyt, nėra. Tačiau sieros rūgšties druskos yra stabilios ir gali būti atskirtos atskirai:

SO2 + NaOH = NaHS03; SO 2 + 2NaOH = Na 2 SO 3

natrio hidrosulfitas natrio sulfitas

Sulfito anijonas turi trigonalinę piramidės struktūrą, kurios viršūnėje yra sieros atomas. Vieniša sieros atomo pora yra nukreipta į erdvę, todėl anijonas, aktyvus elektronų poros donoras, lengvai virsta tetraedriniu HSO 3 - ir egzistuoja dviejų tautomerinių formų pavidalu:

Šarminių metalų sulfitai labai gerai tirpsta vandenyje ir daugiausia hidrolizuojasi:

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

Stiprūs reduktoriai, laikant jų tirpalus, palaipsniui oksiduojasi atmosferos deguonimi, o kaitinant tampa neproporcingi:

2Na2S +4O3 + O2 = 2Na2S +6O4; 4Na2S +4O3 = Na2S-2 + 3Na2S +6O4

Oksidacijos būsena +4 būna halogeniduose ir oksohalogeniduose:

SF 4 SOF 2 SOCl 2 SOBr 2

sieros (IV) fluoridas, sieros (IV) oksofluoridas, sieros (IV) oksochloridas, sieros (IV) oksobromidas

Visose aukščiau išvardintose molekulėse vieniša elektronų pora yra lokalizuota ant sieros atomo, SF 4 turi iškreipto tetraedro (bisfenoido) formą, SOHal 2 turi trigonės piramidės formą.

Sieros (IV) fluoridas yra bespalvės dujos. Sieros (IV) oksochloridas (tionilchloridas, tionilchloridas) yra bespalvis aštraus kvapo skystis. Šios medžiagos plačiai naudojamos organinėje sintezėje, siekiant gauti fluoro ir organinių chloro junginių.

Šio tipo junginiai yra rūgštingi, kaip rodo jų ryšys su vandeniu:

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

Junginiai, kurių oksidacijos laipsnis +6:

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

sieros (VI) fluoridas, sieros (VI) dioksodichloridas, sieros (VI) oksidas, sieros rūgštis, sulfato anijonas

Sieros heksafluoridas yra bespalvės inertinės dujos, naudojamos kaip dujinis dielektrikas. SF 6 molekulė yra labai simetriška ir turi oktaedrinę geometriją. SO 2 Cl 2 (sulfurilchloridas, sulfurilchloridas) yra bespalvis skystis, kuris dėl hidrolizės garuoja ore, naudojamas organinėje sintezėje kaip chlorinimo reagentas:

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

Sieros oksidas (VI) yra bespalvis skystis (vir. 44,8 °C, t.p. 16,8 °C). Dujinėje būsenoje SO 3 turi monomerinę struktūrą, skystoje būsenoje daugiausia egzistuoja ciklinių trimerinių molekulių pavidalu, o kietoje būsenoje – polimeras.

Pramonėje sieros trioksidas gaminamas kataliziškai oksiduojant jo dioksidą:

2SO 2 + O 2 ¾® 2SO 3

Laboratorijoje SO 3 galima gauti distiliuojant oleumą – sieros trioksido tirpalą sieros rūgštyje.

SO 3 yra tipiškas rūgštinis oksidas, intensyviai pridedant vandens ir kitų protonų turinčių reagentų:

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

fluorsiera (fluorsulfoninė)

rūgšties

Sieros rūgštis- H 2 SO 4 - bespalvis aliejinis skystis, lyd. 10,4 °C, vir. 340 °C (su irimu). Neribotai tirpsta vandenyje, stipri dvibazinė rūgštis. Koncentruota sieros rūgštis yra stiprus oksidatorius, ypač kaitinamas. Jis oksiduoja nemetalus ir metalus, kurie yra standartinių elektrodų potencialų serijoje dešinėje nuo vandenilio:

C + 2H2SO4 = CO2 + 2SO2 + 2H2O; Cu + 2H 2 SO 4 = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Sąveikaujant su aktyvesniais metalais, sieros rūgštis gali būti redukuota iki sieros arba vandenilio sulfido, pavyzdžiui,

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

Šalta koncentruota sieros rūgštis pasyvina daugelį metalų (geležies, švino, aliuminio, chromo), nes jų paviršiuje susidaro tanki oksido arba druskos plėvelė.

Sieros rūgštis sudaro dvi druskų serijas: turinčias sulfato anijoną - SO 4 2- (vidutinės druskos) ir tas, kuriose yra hidrosulfato anijonas - HSO 4 - (rūgščių druskos). Sulfatai paprastai gerai tirpsta vandenyje BaSO 4, SrSO 4, PbSO 4, Cu 2 SO 4. Baltų, smulkiai kristalinių bario sulfato nuosėdų susidarymas veikiant bario chlorido tirpalui yra kokybinė reakcija į sulfato anijoną. Ši reakcija taip pat naudojama kiekybiniam sieros nustatymui.

Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ¯

Svarbiausios sieros rūgšties druskos yra: Na 2 SO 4 ×10H 2 O – mirabilitas, Glauberio druska – naudojama sodos ir stiklo gamyboje; MgSO 4 × 7H 2 O – karčioji Epsom druska – naudojama medicinoje kaip vidurius laisvinanti priemonė, audiniams apdailai, odai rauginti; CaSO 4 ×2H 2 O - gipsas - naudojamas medicinoje ir statybose; CaSO 4 ×1/2H 2 O - alebastras - naudojamas kaip statybinė medžiaga; CuSO 4 ×5H 2 O – vario sulfatas – naudojamas žemės ūkyje augalams apsaugoti nuo grybelinių ligų; FeSO 4 × 7H 2 O – geležies sulfatas – naudojamas žemės ūkyje kaip mikrotrąšos ir vandens valymui kaip koaguliatorius; K 2 SO 4 ×Al 2 (SO 4) 3 ×24H 2 O – kalio alūnas – naudojamas odų rauginimui.

Sieros rūgšties sintezė pramonėje atliekama kontaktiniu metodu, kurio pirmasis etapas yra pirito skrudinimas:

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

2SO2 + O2 = 2SO3

Kai SO 3 ištirpsta koncentruotoje sieros rūgštyje, susidaro visa eilė polisieros rūgščių. H 2 SO 4, H 2 S 2 O 7, H 2 S 3 O 10, H 2 S 4 O 13 mišinys yra tirštas aliejingas skystis, kuris rūko ore – oleume. Skiedžiant oleumą vandeniu, S-O-S ryšiai nutrūksta ir polisieros rūgštys paverčiamos reikiamos koncentracijos sieros rūgštimi.

Pirosieros (disulfuro) rūgštis- H2S2O7:

Bespalviai, tirpstantys kristalai, atsiskiriantys nuo oleumo.

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

Pirosulfato rūgšties druskos – pirosulfatai (disulfatai) – gaunamos termiškai skaidant hidrosulfatus:

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

Tiosieros rūgštis- H 2 S 2 O 3 – egzistuoja dviem tautomerinėmis formomis:

Vandeniniuose tirpaluose jis yra nestabilus ir suyra išskirdamas sierą ir SO 2:

H 2 S 2 O 3 = S¯ + SO 2 + H 2 O

Tiosulfato rūgšties druskos – tiosulfatai – yra stabilios ir jas galima gauti verdant sierą vandeniniais sulfitų tirpalais:

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

Tiosulfatų savybes lemia dviejų skirtingų oksidacijos būsenų –2 ir +6 – sieros atomai. Taigi sieros buvimas oksidacijos būsenoje –2 lemia redukcines savybes:

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

Natrio tiosulfatas plačiai naudojamas fotografijoje kaip fiksatorius ir analitinėje chemijoje kiekybiniam jodo ir jodą išskiriančių medžiagų nustatymui (jodometrinė analizė).

Politioninės rūgštys. Tetraedriniai struktūriniai vienetai polisieros rūgštyse gali būti sujungti per sieros atomus, todėl susidaro junginiai, kurių bendra formulė H 2 S x O 6, kurioje x = 2 – 6.

Politioninės rūgštys yra nestabilios, tačiau sudaro stabilias druskas – politionatus. Pavyzdžiui. Natrio tetrationatas susidaro jodui veikiant vandeninį natrio tiosulfato tirpalą:

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

Peroksosieros (persieros) rūgštys. Tilto, jungiančio polisieros rūgščių struktūrinius vienetus, vaidmenį gali atlikti peroksido grupė. Ta pati grupė yra monosieros rūgšties dalis:

H2SO5- monosieros rūgštis H2S2O8 - peroksodisulfuro rūgštis

(karo rūgštis)

Peroksosieros rūgštys hidrolizuojasi ir susidaro vandenilio peroksidas:

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

Peroksidisieros rūgštis gaunama elektrolizės būdu iš vandeninio sieros rūgšties tirpalo:

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

Sudaro druskas – persulfatus. Amonio persulfatas – (NH 4) 2 S 2 O 8 – naudojamas laboratorinėmis sąlygomis kaip oksidatorius.

Į chalkogenų pogrupį įeina siera – tai antrasis elementas, galintis sudaryti daugybę rūdos telkinių. Sulfatai, sulfidai, oksidai ir kiti sieros junginiai yra labai paplitę ir svarbūs pramonėje bei gamtoje. Todėl šiame straipsnyje apžvelgsime, kas jie yra, kas yra pati siera, jos paprasta medžiaga.

Siera ir jos savybės

Šis elementas periodinėje lentelėje užima tokią vietą.

1. Šeštoji grupė, pagrindinis pogrupis.
2. Trečias mažas laikotarpis.
3. Atominė masė - 32,064.
4. Serijos numeris yra 16, yra tiek pat protonų ir elektronų, taip pat yra 16 neutronų.
5. Nurodo nemetalinius elementus.
6. Formulėse jis skaitomas kaip "es", elemento sieros pavadinimas, lotyniškas siera.

Gamtoje aptinkami keturi stabilūs izotopai, kurių masės skaičiai yra 32, 33, 34 ir 36. Šis elementas yra šeštas pagal gausumą gamtoje. Jis priklauso biogeniniams elementams, nes yra svarbių organinių molekulių dalis.

Elektroninė atomo struktūra

Sieros junginių įvairovę lemia elektroninės atomo struktūros ypatumai. Jis išreiškiamas tokia konfigūracijos formule: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4.

Pateikta tvarka atspindi tik stacionarią elemento būseną. Tačiau žinoma, kad jei atomui suteikiama papildomos energijos, galimas elektronų poravimas 3p ir 3s sublygiuose, o po to sekantis perėjimas į 3d, kuris lieka laisvas. Dėl to kinta ne tik atomo valentingumas, bet ir visos galimos oksidacijos būsenos. Jų skaičius žymiai padidėja, kaip ir įvairių medžiagų, kuriose yra siera, skaičius.

Sieros oksidacijos būsenos junginiuose

Yra keletas pagrindinių šio rodiklio parinkčių. Dėl sieros tai yra:

Iš jų S +2 yra rečiausias, likusieji yra visur išsibarstę. Visos medžiagos cheminis aktyvumas ir oksidacinis gebėjimas priklauso nuo sieros oksidacijos laipsnio junginiuose. Pavyzdžiui, junginiai su -2 yra sulfidai. Juose elementas, kurį mes svarstome, yra tipiškas oksidatorius.

Kuo aukštesnė junginio oksidacijos būsena, tuo ryškesni bus medžiagos oksidaciniai gebėjimai. Tai lengva suprasti, jei prisimenate dvi pagrindines sieros formuojančias rūgštis:

• H 2 SO 3 - sieros;
• H 2 SO 4 - siera.

Yra žinoma, kad pastarasis yra daug stabilesnis, stipresnis junginys, kuris didelėmis koncentracijomis turi labai rimtą savybę oksiduotis.

Paprasta medžiaga

Kaip paprasta medžiaga, siera atrodo kaip gražūs geltoni lygių, taisyklingų, pailgos formos kristalai. Nors tai tik viena iš jo formų, nes yra du pagrindiniai šios medžiagos tipai. Pirmasis, monoklininis arba rombinis, yra geltonos spalvos ir negali ištirpti vandenyje, o tik organiniuose tirpikliuose. Jis išsiskiria savo trapumu ir gražia struktūra, pateikta karūnos pavidalu. Lydymosi temperatūra yra apie 110 0 C.

Jei kaitinant tokią modifikaciją nepraleidžiate tarpinio momento, tuomet galite laiku aptikti kitą būseną – plastikinę sierą. Tai guminis, klampus rudos spalvos tirpalas, kuris toliau kaitinant ar staigiai atvėsus vėl virsta rombo pavidalu.

Jei kalbame apie chemiškai gryną sierą, gautą pakartotinai filtruojant, tai yra ryškiai geltoni maži kristalai, trapūs ir visiškai netirpi vandenyje. Gali užsidegti susilietus su oro drėgme ir deguonimi. Jie išsiskiria gana dideliu cheminiu aktyvumu.

Buvimas gamtoje

Gamtoje yra natūralių telkinių, iš kurių sieros junginiai ir pati siera išgaunami kaip paprasta medžiaga. Be to, jame yra:

• mineraluose, rūdose ir uolienose;
• gyvūnų, augalų ir žmonių organizme, nes yra daugelio organinių molekulių dalis;
• gamtinėse dujose, naftoje ir anglies;
• naftinguose skalūnuose ir natūraliuose vandenyse.

Štai keletas mineralų, kuriuose gausu sieros:

• cinobaras;
• piritas;
• sfaleritas;
• stibnitas;
• galena ir kt.

Didžioji dalis šiandien pagaminamos sieros patenka į sieros rūgšties gamybą. Kita dalis naudojama medicinos reikmėms, žemės ūkyje, pramoniniuose procesuose medžiagų gamybai.

Fizinės savybės

Juos galima apibūdinti keliais punktais.

1. Jis netirpsta vandenyje, bet tirpsta anglies disulfide arba terpentine.
2. Esant ilgalaikei trinčiai, jis kaupia neigiamą krūvį.
3. Lydymosi temperatūra yra 110 0 C.
4. Virimo temperatūra 190 0 C.
5. Pasiekęs 300 0 C virsta skysčiu, lengvai judančiu.
6. Gryna medžiaga gali savaime užsidegti ir turi labai geras degimo savybes.
7. Savaime jis praktiškai neturi kvapo, tačiau sieros vandenilio junginiai skleidžia aštrų supuvusių kiaušinių kvapą. Visai kaip kai kurie dujiniai dvejetainiai atstovai.

Nagrinėjamos medžiagos fizinės savybės žmonėms buvo žinomos nuo seniausių laikų. Dėl savo degumo siera gavo savo pavadinimą. Karuose dusinantys ir nuodingi dūmai, kurie susidaro degant šiam junginiui, buvo naudojami kaip ginklas prieš priešus. Be to, sieros turinčios rūgštys visada turėjo svarbią pramoninę reikšmę.

Cheminės savybės

Tema: „Siera ir jos junginiai“ mokykliniame chemijos kurse užima ne vieną pamoką, o kelias. Juk jų daug. Taip yra dėl šios medžiagos cheminio aktyvumo. Jis gali pasižymėti oksidacinėmis savybėmis naudojant stipresnius redukuojančius agentus (metalus, borą ir kt.), ir redukuojančias savybes su daugeliu nemetalų.

Tačiau nepaisant šios veiklos, sąveika vyksta tik su fluoru normaliomis sąlygomis. Visiems kitiems reikia šildymo. Yra keletas medžiagų, su kuriomis siera gali sąveikauti, kategorijų:

• metalai;
• nemetalai;
• šarmai;
• stipriai oksiduojančios rūgštys – sieros ir azoto.

Sieros junginiai: veislės

Jų įvairovė bus paaiškinta nevienodu pagrindinio elemento – sieros – oksidacijos laipsniu. Taigi, šiuo pagrindu galime išskirti keletą pagrindinių medžiagų tipų:

• junginiai, kurių oksidacijos laipsnis -2;

Jei atsižvelgsime į klases, o ne į valentingumo rodiklį, tada šis elementas sudaro tokias molekules kaip:

• rūgštys;
• oksidai;
• druskos;
• dvejetainiai junginiai su nemetalais (anglies disulfidas, chloridai);
• organinių medžiagų.

Dabar pažvelkime į pagrindinius ir pateikime pavyzdžių.

Medžiagos, kurių oksidacijos laipsnis -2

Sieros junginiai 2 yra jo konformacijos su metalais, taip pat su:

• anglis;
• vandenilis;
• fosforo;
• silicio;
• arsenas;
• boro

Tokiais atvejais jis veikia kaip oksidatorius, nes visi išvardyti elementai yra labiau elektropozityvūs. Pažvelkime į keletą svarbiausių.

1. Anglies disulfidas – CS 2. Skaidrus skystis su būdingu maloniu eterio aromatu. Yra toksiškas, degus ir sprogus. Jis naudojamas kaip tirpiklis daugeliui aliejų, riebalų, nemetalų, sidabro nitrato, dervų ir gumos. Tai taip pat svarbi dalis gaminant dirbtinį šilką – viskozę. Pramonėje jis sintetinamas dideliais kiekiais.
2. Vandenilio sulfidas arba vandenilio sulfidas – H 2 S. Dujos, kurios yra bespalvės ir saldaus skonio. Kvapas aitrus, itin nemalonus, primena supuvusį kiaušinį. Nuodingas, slopina kvėpavimo centrą, nes suriša vario jonus. Todėl apsinuodijus įvyksta uždusimas ir mirtis. Plačiai naudojamas medicinoje, organinėse sintezėse, sieros rūgšties gamyboje, taip pat kaip energetiškai naudinga žaliava.
3. Metalų sulfidai plačiai naudojami medicinoje, sieros rūgšties gamyboje, dažų gamyboje, fosforo gamyboje ir kitose vietose. Bendroji formulė yra Me x S y.

Junginiai, kurių oksidacijos laipsnis +4

Sieros junginiai 4 daugiausia yra oksidas ir atitinkamos jo druskos bei rūgštis. Visi jie yra gana paplitę junginiai, turintys tam tikrą reikšmę pramonėje. Jie taip pat gali veikti kaip oksidatoriai, tačiau dažniau pasižymi redukuojančiomis savybėmis.

Sieros junginių, kurių oksidacijos laipsnis +4, formulės yra šios:

• oksidas – sieros dioksidas SO 2;
• rūgštis - sieros H 2 SO 3;
• druskos turi bendrą formulę Me x (SO 3) y.

Vienas iš labiausiai paplitusių yra arba anhidridas. Tai bespalvė medžiaga, turinti pridegusio degtuko kvapą. Didelėse sankaupose susidaro ugnikalnių išsiveržimų metu, šiuo metu jis lengvai atpažįstamas pagal kvapą.

Jis ištirpsta vandenyje ir susidaro lengvai skylanti rūgštis – sieringa. Ji elgiasi kaip tipinė druska, į kurią patenka SO 3 2- sulfito jonų pavidalu. Šis anhidridas yra pagrindinės dujos, darančios įtaką supančios atmosferos taršai. Būtent ši medžiaga turi įtakos susidarymui Pramonėje ji naudojama sieros rūgšties gamyboje.

Junginiai, kuriuose sieros oksidacijos laipsnis yra +6

Tai visų pirma sieros anhidridas ir sieros rūgštis su jų druskomis:

• sulfatai;
• hidrosulfatai.

Kadangi sieros atomas juose yra aukščiausios oksidacijos būsenos, šių junginių savybės yra gana paaiškinamos. Jie yra stiprūs oksidatoriai.

Sieros oksidas (VI) – sieros rūgšties anhidridas – lakus, bespalvis skystis. Būdingas bruožas yra stiprus drėgmės sugėrimas. Rūko lauke. Ištirpinus vandenyje, gaunama viena stipriausių mineralinių rūgščių – sieros rūgštis. Jo koncentruotas tirpalas yra sunkus, riebus, šiek tiek gelsvas skystis. Jei anhidridas ištirpinamas sieros rūgštyje, gaunamas specialus junginys, vadinamas oleumu. Pramoniniu būdu jis naudojamas rūgšties gamyboje.

Tarp druskų - sulfatų - didelę reikšmę turi šie junginiai:

• gipso CaSO 4 · 2H 2 O;
• baritas BaSO 4;
• mirabilitas;
• švino sulfatas ir kt.

Jie pritaikomi statybose, cheminėje sintezėje, medicinoje, optinių instrumentų ir stiklo gamyboje ir net maisto pramonėje.

Vandenilio sulfatai plačiai naudojami metalurgijoje, kur jie naudojami kaip srautas. Be to, jie padeda daug sudėtingų oksidų paversti tirpiais sulfatais, kurie naudojami atitinkamose pramonės šakose.

Sieros studijavimas mokyklos chemijos kurse

Kada mokiniams tinkamiausias laikas sužinoti, kas yra siera, kokios jos savybės, kas yra sieros junginys? 9 klasė yra geriausias laikotarpis. Tai dar ne pati pradžia, kai vaikams viskas nauja ir nesuprantama. Tai yra vidurinis chemijos mokslo studijų taškas, kai anksčiau padėti pamatai padės iki galo suprasti temą. Todėl šiems klausimams svarstyti skiriama antroji abiturientų pusė. Šiuo atveju visa tema suskirstyta į kelis blokus, kuriuose yra atskira pamoka „Sieros junginiai 9 klasė“.

Tai paaiškinama dideliu jų skaičiumi. Atskirai nagrinėjamas ir sieros rūgšties gamybos pramonėje klausimas. Apskritai šiai temai skiriama vidutiniškai 3 val.

Bet siera mokoma tik 10 klasėje, kai kalbama apie organines problemas. Jie taip pat paliečiami biologijoje vidurinėje mokykloje. Galų gale, siera yra tokių organinių molekulių dalis kaip:

• tioalkoholiai (tioliai);
• baltymai (tretinė struktūra, ant kurios susidaro disulfidiniai tilteliai);
• tioaldehidai;
• tiofenoliai;
• tioesteriai;
• sulfoninės rūgštys;
• sulfoksidai ir kt.

Jie priskiriami specialiai organinių sieros junginių grupei. Jie svarbūs ne tik gyvų būtybių biologiniuose procesuose, bet ir pramonėje. Pavyzdžiui, sulfonrūgštys yra daugelio vaistų (aspirino, sulfonamido ar streptocido) pagrindas.

Be to, siera yra nuolatinis tokių junginių komponentas kaip kai kurie:

• amino rūgštys;
• fermentai;
• vitaminai;
• hormonai.

Elektronegatyvumas, kaip ir kitos cheminių elementų atomų savybės, periodiškai kinta didėjant elemento atominiam skaičiui:

Aukščiau pateiktame grafike parodytas pagrindinių pogrupių elementų elektronegatyvumo pokyčių periodiškumas, priklausomai nuo elemento atominio skaičiaus.

Judant žemyn periodinės lentelės pogrupiu, cheminių elementų elektronegatyvumas mažėja, o judant į dešinę išilgai periodo – didėja.

Elektronegatyvumas atspindi elementų nemetališkumą: kuo didesnė elektronegatyvumo reikšmė, tuo daugiau elementas turi nemetalinių savybių.

Oksidacijos būsena

Kaip apskaičiuoti junginio elemento oksidacijos laipsnį?

1) Paprastų medžiagų cheminių elementų oksidacijos laipsnis visada lygus nuliui.

2) Yra elementų, kurie turi pastovią oksidacijos būseną sudėtingose ​​medžiagose:

3) Yra cheminių elementų, kurių daugumos junginių oksidacijos būsena yra pastovi. Šie elementai apima:

Elementas	Beveik visų junginių oksidacijos būsena	Išimtys
vandenilis H	+1	Šarminių ir šarminių žemių metalų hidridai, pavyzdžiui:
deguonis O	-2	Vandenilio ir metalų peroksidai: deguonies fluoridas -

4) Visų molekulėje esančių atomų oksidacijos būsenų algebrinė suma visada lygi nuliui. Visų jonų atomų oksidacijos būsenų algebrinė suma lygi jono krūviui.

5) Aukščiausia (maksimali) oksidacijos būsena yra lygi grupės skaičiui. Išimtys, kurioms ši taisyklė netaikoma, yra I grupės antrinio pogrupio elementai, VIII grupės antrinio pogrupio elementai, taip pat deguonis ir fluoras.

Cheminiai elementai, kurių grupės numeris nesutampa su aukščiausia oksidacijos būsena (privaloma atsiminti)

6) Žemiausia metalų oksidacijos būsena visada lygi nuliui, o žemiausia nemetalų oksidacijos būsena apskaičiuojama pagal formulę:

žemiausia nemetalų oksidacijos būsena = grupės skaičius − 8

Remdamiesi aukščiau pateiktomis taisyklėmis, galite nustatyti bet kurios medžiagos cheminio elemento oksidacijos būseną.

Elementų oksidacijos būsenų nustatymas įvairiuose junginiuose

1 pavyzdys

Nustatykite visų sieros rūgšties elementų oksidacijos laipsnius.

Sprendimas:

Parašykime sieros rūgšties formulę:

Vandenilio oksidacijos laipsnis visose sudėtingose ​​medžiagose yra +1 (išskyrus metalų hidridus).

Deguonies oksidacijos laipsnis visose sudėtingose ​​medžiagose yra -2 (išskyrus peroksidus ir deguonies fluoridą OF 2). Sutvarkykime žinomas oksidacijos būsenas:

Sieros oksidacijos būseną pažymėkime kaip x:

Sieros rūgšties molekulė, kaip ir bet kurios medžiagos molekulė, paprastai yra elektriškai neutrali, nes visų molekulėje esančių atomų oksidacijos būsenų suma lygi nuliui. Schematiškai tai gali būti pavaizduota taip:

Tie. gavome tokią lygtį:

Išspręskime:

Taigi sieros oksidacijos laipsnis sieros rūgštyje yra +6.

2 pavyzdys

Nustatykite visų amonio dichromato elementų oksidacijos laipsnį.

Sprendimas:

Parašykime amonio dichromato formulę:

Kaip ir ankstesniu atveju, mes galime išdėstyti vandenilio ir deguonies oksidacijos būsenas:

Tačiau matome, kad dviejų cheminių elementų oksidacijos būsenos iš karto nežinomos – azoto ir chromo. Todėl negalime rasti oksidacijos būsenų panašiai kaip ankstesniame pavyzdyje (viena lygtis su dviem kintamaisiais neturi vieno sprendimo).

Atkreipkime dėmesį į tai, kad ši medžiaga priklauso druskų klasei ir atitinkamai turi joninę struktūrą. Tada galime pagrįstai teigti, kad amonio dichromato sudėtis apima NH 4 + katijonus (šio katijono krūvį galima pamatyti tirpumo lentelėje). Vadinasi, kadangi amonio dichromato formulės vienete yra du teigiami vieno krūvio NH 4 + katijonai, dichromato jono krūvis yra lygus -2, nes visa medžiaga yra elektriškai neutrali. Tie. medžiagą sudaro NH 4 + katijonai ir Cr 2 O 7 2- anijonai.

Žinome vandenilio ir deguonies oksidacijos būsenas. Žinant, kad visų jonų elementų atomų oksidacijos būsenų suma yra lygi krūviui, ir nurodant azoto bei chromo oksidacijos būsenas kaip x Ir y atitinkamai galime rašyti:

Tie. gauname dvi nepriklausomas lygtis:

Kurį išspręsdami randame x Ir y:

Taigi amonio dichromate azoto oksidacijos būsenos yra -3, vandenilio +1, chromo +6 ir deguonies -2.

Galite perskaityti, kaip nustatyti organinių medžiagų elementų oksidacijos būsenas.

Valencija

Atomų valentingumas žymimas romėniškais skaitmenimis: I, II, III ir kt.

Atomo valentingumo galimybės priklauso nuo kiekio:

1) nesuporuoti elektronai

2) pavienės elektronų poros valentinių lygių orbitose

3) tuščios valentinio lygio elektronų orbitalės

Vandenilio atomo valentingumo galimybės

Pavaizduokime elektroninę grafinę vandenilio atomo formulę:

Sakoma, kad valentingumo galimybes gali paveikti trys veiksniai – nesuporuotų elektronų buvimas, vienišų elektronų porų buvimas išoriniame lygyje ir laisvų (tuščių) orbitalių buvimas išoriniame lygyje. Išoriniame (ir vieninteliame) energijos lygyje matome vieną nesuporuotą elektroną. Remiantis tuo, vandenilis tikrai gali turėti I valentiškumą. Tačiau pirmame energijos lygyje yra tik vienas polygis - s, tie. Vandenilio atomas išoriniame lygyje neturi nei pavienių elektronų porų, nei tuščių orbitų.

Taigi, vienintelis vandenilio atomo valentas yra I.

Anglies atomo valentingumo galimybės

Panagrinėkime anglies atomo elektroninę struktūrą. Pagrindinėje būsenoje išorinio lygio elektroninė konfigūracija yra tokia:

Tie. pagrindinėje būsenoje nesužadinto anglies atomo išoriniame energijos lygyje yra 2 nesuporuoti elektronai. Šioje būsenoje jis gali turėti II valentingumą. Tačiau anglies atomas labai lengvai pereina į sužadinimo būseną, kai jam perduodama energija, o išorinio sluoksnio elektroninė konfigūracija šiuo atveju yra tokia:

Nepaisant to, kad tam tikras energijos kiekis išleidžiamas anglies atomo sužadinimo procesui, išlaidas daugiau nei kompensuoja keturių kovalentinių ryšių susidarymas. Dėl šios priežasties IV valentingumas yra daug būdingesnis anglies atomui. Pavyzdžiui, anglies dioksido, anglies rūgšties ir absoliučiai visų organinių medžiagų molekulėse anglis turi IV valentingumą.

Be nesuporuotų elektronų ir vienišų elektronų porų, laisvų ()valentinių orbitalių buvimas taip pat turi įtakos valentingumo galimybėms. Tokių orbitalių buvimas užpildytame lygyje lemia tai, kad atomas gali veikti kaip elektronų poros akceptorius, t.y. sudaryti papildomus kovalentinius ryšius per donoro-akceptoriaus mechanizmą. Pavyzdžiui, priešingai nei tikėtasi, anglies monoksido molekulėje CO ryšys yra ne dvigubas, o trigubas, kaip aiškiai parodyta šioje iliustracijoje:

Azoto atomo valentingumo galimybės

Parašykime elektroninę grafinę azoto atomo išorinės energijos lygio formulę:

Kaip matyti iš aukščiau esančios iliustracijos, azoto atomas normalioje būsenoje turi 3 nesuporuotus elektronus, todėl logiška manyti, kad jis gali parodyti III valentiškumą. Iš tiesų, amoniako (NH 3), azoto rūgšties (HNO 2), azoto trichlorido (NCl 3) ir kt. molekulėse stebimas trijų valentų kiekis.

Aukščiau buvo pasakyta, kad cheminio elemento atomo valentingumas priklauso ne tik nuo nesuporuotų elektronų skaičiaus, bet ir nuo vienišų elektronų porų buvimo. Taip yra dėl to, kad kovalentinis cheminis ryšys gali susidaryti ne tik tada, kai du atomai aprūpina vienas kitą vienu elektronu, bet ir tada, kai vienas atomas su viena elektronų pora – donoras () suteikia jį kitam atomui su laisvu ( ) orbitos valentingumo lygis (akceptorius). Tie. Azoto atomui valentingumas IV galimas ir dėl papildomo kovalentinio ryšio, susidariusio pagal donoro-akceptoriaus mechanizmą. Pavyzdžiui, susidarant amonio katijonui, stebimos keturios kovalentinės jungtys, iš kurių vieną sudaro donoro-akceptoriaus mechanizmas:

Nepaisant to, kad viena iš kovalentinių jungčių susidaro pagal donoro-akceptoriaus mechanizmą, visos N-H jungtys amonio katijone yra absoliučiai identiškos ir viena nuo kitos nesiskiria.

Azoto atomas negali turėti valentingumo, lygaus V. Taip yra dėl to, kad azoto atomui neįmanoma pereiti į sužadintą būseną, kurioje du elektronai yra suporuoti, vienam iš jų pereinant į laisvą orbitą, kuri yra arčiausiai energijos lygio. Azoto atomas neturi d-sublygio, o perėjimas į 3s orbitą yra energetiškai toks brangus, kad energijos sąnaudos nepadengiamos formuojant naujas jungtis. Daugeliui gali kilti klausimas, koks yra azoto valentingumas, pavyzdžiui, azoto rūgšties HNO 3 arba azoto oksido N 2 O 5 molekulėse? Kaip bebūtų keista, valentingumas ten taip pat yra IV, kaip matyti iš šių struktūrinių formulių:

Punktyrinė linija iliustracijoje rodo vadinamąjį delokalizuotas π - ryšys. Dėl šios priežasties terminalinės NO obligacijos gali būti vadinamos „pusantros obligacijos“. Panašios pusantro jungtys taip pat yra ozono O 3, benzeno C 6 H 6 ir kt.

Fosforo valentingumo galimybės

Pavaizduokime fosforo atomo išorinės energijos lygio elektroninę grafinę formulę:

Kaip matome, pagrindinės būsenos fosforo atomo ir azoto atomo išorinio sluoksnio struktūra yra tokia pati, todėl logiška tikėtis fosforo atomo, kaip ir azoto atomo, galimų valentų, lygių I, II, III ir IV, kaip pastebėta praktikoje.

Tačiau, skirtingai nuo azoto, fosforo atomas taip pat turi d-poaukštis su 5 laisvomis orbitomis.

Šiuo atžvilgiu jis gali pereiti į sužadinimo būseną, garuodamas elektronus 3 s- orbitos:

Taigi fosforo atomo, kuris yra nepasiekiamas azotui, valentingumas V yra įmanomas. Pavyzdžiui, fosforo atomo valentingumas yra penkis junginių, tokių kaip fosforo rūgštis, fosforo (V) halogenidai, fosforo (V) oksidas ir kt., molekulėse.

Deguonies atomo valentingumo galimybės

Deguonies atomo išorinio energijos lygio elektroninė grafinė formulė yra tokia:

2 lygyje matome du nesuporuotus elektronus, todėl deguoniui galimas II valentingumas. Reikėtų pažymėti, kad šis deguonies atomo valentingumas stebimas beveik visuose junginiuose. Aukščiau, svarstydami anglies atomo valentingumo galimybes, aptarėme anglies monoksido molekulės susidarymą. CO molekulėje ryšys yra trigubas, todėl ten esantis deguonis yra trivalentis (deguonis yra elektronų poros donoras).

Dėl to, kad deguonies atomas neturi išorinio d-polygis, elektronų poravimas s Ir p- orbitos neįmanoma, todėl deguonies atomo valentingumo galimybės yra ribotos, palyginti su kitais jo pogrupio elementais, pavyzdžiui, siera.

Sieros atomo valentingumo galimybės

Išorinis sieros atomo energijos lygis nesužadintoje būsenoje:

Sieros atomas, kaip ir deguonies atomas, paprastai turi du nesuporuotus elektronus, todėl galime daryti išvadą, kad sieros valentingumas gali būti du. Iš tiesų, sieros valentingumas yra II, pavyzdžiui, vandenilio sulfido molekulėje H2S.

Kaip matome, sieros atomas atsiranda išoriniame lygyje d-polygis su laisvomis orbitomis. Dėl šios priežasties sieros atomas gali išplėsti savo valentingumo galimybes, skirtingai nei deguonis, dėl perėjimo į sužadintas būsenas. Taigi, suporuojant vienišą elektronų porą 3 p-polygis, sieros atomas įgyja tokios formos išorinio lygio elektroninę konfigūraciją:

Šioje būsenoje sieros atomas turi 4 nesuporuotus elektronus, o tai rodo, kad sieros atomai gali turėti IV valentingumą. Iš tiesų, siera turi IV valentingumą molekulėse SO 2, SF 4, SOCl 2 ir kt.

Suporuojant antrąją vienišą elektronų porą, esančią 3 s-polygis, išorinis energijos lygis įgyja konfigūraciją:

Šioje būsenoje tampa įmanoma VI valentingumo pasireiškimas. Junginių su VI-valente siera pavyzdžiai yra SO 3, H 2 SO 4, SO 2 Cl 2 ir kt.

Panašiai galime apsvarstyti ir kitų cheminių elementų valentingumo galimybes.

Valencija yra sudėtinga sąvoka. Šis terminas reikšmingai pasikeitė kartu su cheminio ryšio teorijos raida. Iš pradžių valentingumas buvo atomo gebėjimas prijungti arba pakeisti tam tikrą skaičių kitų atomų ar atominių grupių, kad susidarytų cheminis ryšys.

Kiekybinis elemento atomo valentingumo matas buvo vandenilio arba deguonies atomų skaičius (šie elementai buvo laikomi atitinkamai vienvalenčiais ir dvivalenčiais), prie kurių elementas prisijungia, sudarydamas EH x formulės hidridą arba E formulės oksidą. n O m.

Taigi, azoto atomo valentingumas amoniako molekulėje NH 3 yra lygus trims, o sieros atomo H 2 S molekulėje yra lygus dviem, nes vandenilio atomo valentingumas yra lygus vienetui.

Junginiuose Na 2 O, BaO, Al 2 O 3, SiO 2 natrio, bario ir silicio valentai yra atitinkamai 1, 2, 3 ir 4.

Valentiškumo sąvoka buvo įvesta į chemiją dar prieš tai, kai paaiškėjo atomo struktūra, būtent 1853 m. anglų chemikas Franklandas. Dabar nustatyta, kad elemento valentingumas yra glaudžiai susijęs su išorinių atomų elektronų skaičiumi, nes atomų vidinių apvalkalų elektronai nedalyvauja formuojant cheminius ryšius.

Elektroninėje kovalentinių ryšių teorijoje manoma, kad atomo valentingumas yra nulemtas jo nesuporuotų elektronų skaičiaus pagrindinėje arba sužadintoje būsenoje, dalyvaujančių formuojant bendras elektronų poras su kitų atomų elektronais.

Kai kuriems elementams valentingumas yra pastovi reikšmė. Taigi, natris arba kalis visuose junginiuose yra vienavalentis, kalcis, magnis ir cinkas yra dvivalenčiai, aliuminis yra trivalentis ir tt Tačiau dauguma cheminių elementų pasižymi kintamu valentiškumu, kuris priklauso nuo partnerio elemento pobūdžio ir proceso sąlygų. Taigi, geležis su chloru gali sudaryti du junginius – FeCl 2 ir FeCl 3, kuriuose geležies valentingumas yra atitinkamai 2 ir 3.

Oksidacijos būsena- sąvoka, apibūdinanti elemento būseną cheminiame junginyje ir jo elgesį redokso reakcijose; skaitine prasme oksidacijos būsena yra lygi formaliam krūviui, kurį galima priskirti elementui, remiantis prielaida, kad visi elektronai kiekvienoje jo jungtyje yra perėję į labiau elektronegatyvų atomą.

Elektronegatyvumas- atomo gebėjimo įgyti neigiamą krūvį formuojant cheminį ryšį matas arba molekulėje esančio atomo gebėjimas pritraukti valentinių elektronų, dalyvaujančių formuojant cheminį ryšį, matas. Elektronegatyvumas nėra absoliuti vertė ir apskaičiuojama įvairiais metodais. Todėl skirtinguose vadovėliuose ir žinynuose pateiktos elektronegatyvumo vertės gali skirtis.

2 lentelėje parodytas kai kurių cheminių elementų elektronegatyvumas pagal Sandersono skalę, o 3 lentelėje – elementų elektronegatyvumas pagal Paulingo skalę.

Elektronegatyvumo reikšmė pateikta po atitinkamo elemento simboliu. Kuo didesnė atomo elektronegatyvumo skaitinė reikšmė, tuo elementas elektronegatyvesnis. Labiausiai elektroneigiamas yra fluoro atomas, mažiausiai elektroneigiamas yra rubidžio atomas. Molekulėje, kurią sudaro dviejų skirtingų cheminių elementų atomai, formalusis neigiamas krūvis bus atomui, kurio elektronegatyvumo skaitinė vertė yra didesnė. Taigi sieros dioksido SO2 molekulėje sieros atomo elektronegatyvumas yra 2,5, o deguonies atomo elektronegatyvumas didesnis - 3,5. Todėl neigiamas krūvis bus ant deguonies atomo, o teigiamas – ant sieros atomo.

Amoniako molekulėje NH 3 azoto atomo elektronegatyvumo reikšmė yra 3,0, o vandenilio atomo - 2,1. Todėl azoto atomas turės neigiamą krūvį, o vandenilio atomas – teigiamą.

Turėtumėte aiškiai žinoti bendras elektronegatyvumo pokyčių tendencijas. Kadangi bet kurio cheminio elemento atomas linkęs įgyti stabilią išorinio elektroninio sluoksnio konfigūraciją – inertinių dujų oktetinį apvalkalą, elementų elektronegatyvumas tam tikru periodu didėja, o grupėje elektronegatyvumas paprastai mažėja didėjant atominiam skaičiui. elementas. Todėl, pavyzdžiui, siera yra labiau elektroneigiama, palyginti su fosforu ir siliciu, o anglis yra labiau elektroneigiama, palyginti su siliciu.

Sudarant formules junginiams, susidedantiems iš dviejų nemetalų, elektronneigiamesnis iš jų visada dedamas į dešinę: PCl 3, NO 2. Yra keletas istorinių šios taisyklės išimčių, pavyzdžiui, NH 3, PH 3 ir kt.

Oksidacijos numeris paprastai nurodomas arabišku skaitmeniu (su ženklu prieš skaičių), esančiu virš elemento simbolio, pavyzdžiui:

Norint nustatyti cheminių junginių atomų oksidacijos būseną, reikia laikytis šių taisyklių:

1. Elementų oksidacijos būsena paprastose medžiagose yra lygi nuliui.
2. Molekulėje esančių atomų oksidacijos būsenų algebrinė suma lygi nuliui.
3. Deguonies junginiuose oksidacijos būsena daugiausia yra –2 (deguonies fluoride OF 2 + 2, metalų peroksiduose, tokiuose kaip M 2 O 2 –1).
4. Vandenilio oksidacijos laipsnis junginiuose yra + 1, išskyrus aktyvių metalų, pavyzdžiui, šarminių arba šarminių žemių, hidridus, kuriuose vandenilio oksidacijos laipsnis yra – 1.
5. Vienaatominiams jonams oksidacijos būsena lygi jono krūviui, pvz.: K + - +1, Ba 2+ - +2, Br – - –1, S 2– - –2 ir kt.
6. Junginiuose su kovalentiniu poliniu ryšiu labiau elektroneigiamo atomo oksidacijos būsena turi minuso ženklą, o mažiau elektroneigiamo atomo – pliuso ženklą.
7. Organiniuose junginiuose vandenilio oksidacijos laipsnis yra +1.

Paaiškinkime aukščiau pateiktas taisykles keliais pavyzdžiais.

1 pavyzdys. Nustatykite elementų oksidacijos laipsnį kalio K 2 O, seleno SeO 3 ir geležies Fe 3 O 4 oksiduose.

Kalio oksidas K 2 O. Molekulėje esančių atomų oksidacijos būsenų algebrinė suma lygi nuliui. Deguonies oksidacijos laipsnis oksiduose yra –2. Kalio oksidacijos laipsnį jo okside pažymėkime n, tada 2n + (–2) = 0 arba 2n = 2, taigi n = +1, t.y. kalio oksidacijos laipsnis yra +1.

Seleno oksidas SeO 3. SeO 3 molekulė yra elektriškai neutrali. Trijų deguonies atomų bendras neigiamas krūvis yra –2 × 3 = –6. Todėl, norint sumažinti šį neigiamą krūvį iki nulio, seleno oksidacijos būsena turi būti +6.

Fe3O4 molekulė elektra neutralus. Bendras keturių deguonies atomų neigiamas krūvis yra –2 × 4 = –8. Norint išlyginti šį neigiamą krūvį, bendras trijų geležies atomų teigiamas krūvis turi būti +8. Todėl vieno geležies atomo krūvis turi būti 8/3 = +8/3.

Reikia pabrėžti, kad elemento oksidacijos laipsnis junginyje gali būti trupmeninis skaičius. Tokios trupmeninės oksidacijos būsenos nėra prasmingos aiškinant ryšį su cheminiu junginiu, tačiau gali būti naudojamos redokso reakcijų lygtims sudaryti.

2 pavyzdys. Nustatykite elementų oksidacijos laipsnį junginiuose NaClO 3, K 2 Cr 2 O 7.

NaClO 3 molekulė yra elektriškai neutrali. Natrio oksidacijos laipsnis yra +1, deguonies - –2. Chloro oksidacijos laipsnį pažymėkime kaip n, tada +1 + n + 3 × (–2) = 0, arba +1 + n – 6 = 0, arba n – 5 = 0, taigi n = +5. Taigi chloro oksidacijos laipsnis yra +5.

K 2 Cr 2 O 7 molekulė yra elektriškai neutrali. Kalio oksidacijos laipsnis yra +1, deguonies - –2. Chromo oksidacijos laipsnį pažymėkime n, tada 2 × 1 + 2n + 7 × (–2) = 0 arba +2 + 2n – 14 = 0, arba 2n – 12 = 0, 2n = 12, taigi n = +6. Taigi chromo oksidacijos laipsnis yra +6.

3 pavyzdys. Nustatykime sieros oksidacijos laipsnį sulfato jone SO 4 2–. SO 4 2– jono krūvis yra –2. Deguonies oksidacijos laipsnis yra –2. Sieros oksidacijos laipsnį pažymėkime n, tada n + 4 × (–2) = –2, arba n – 8 = –2, arba n = –2 – (–8), vadinasi, n = +6. Taigi sieros oksidacijos laipsnis yra +6.

Reikėtų prisiminti, kad oksidacijos būsena kartais nėra lygi tam tikro elemento valentiškumui.

Pavyzdžiui, azoto atomo oksidacijos būsenos amoniako molekulėje NH 3 arba hidrazino molekulėje N 2 H 4 yra atitinkamai –3 ir –2, o azoto valentingumas šiuose junginiuose yra trys.

Didžiausia teigiama pagrindinių pogrupių elementų oksidacijos būsena, kaip taisyklė, yra lygi grupės skaičiui (išimtys: deguonis, fluoras ir kai kurie kiti elementai).

Didžiausia neigiama oksidacijos būsena yra 8 – grupės numeris.

Treniruočių užduotys

1. Kuriame junginyje fosforo oksidacijos laipsnis yra +5?

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

2. Kuriame junginyje fosforo oksidacijos laipsnis yra –3?

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

3. Kuriame junginyje azoto oksidacijos laipsnis yra lygus +4?

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

4. Kuriame junginyje azoto oksidacijos laipsnis yra lygus –2?

1) NH3
2) N 2 H 4
3) N 2 O 5
4) HNO2

5. Kuriame junginyje sieros oksidacijos laipsnis yra +2?

1) Na2SO3
2) SO2
3) SCl 2
4) H2SO4

6. Kuriame junginyje sieros oksidacijos laipsnis yra +6?

1) Na2SO3
2) SO 3
3) SCl 2
4) H2SO3

7. Medžiagose, kurių formulės yra CrBr 2, K 2 Cr 2 O 7, Na 2 CrO 4, chromo oksidacijos būsena yra atitinkamai lygi

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

8. Minimali neigiama cheminio elemento oksidacijos būsena paprastai yra lygi

1) laikotarpio numeris
3) elektronų, kurių trūksta išoriniam elektronų sluoksniui užbaigti, skaičius

9. Didžiausia teigiama cheminių elementų, esančių pagrindiniuose pogrupiuose, oksidacijos būsena, kaip taisyklė, yra lygi

1) laikotarpio numeris
2) cheminio elemento eilės numeris
3) grupės numeris
4) bendras elektronų skaičius elemente

10. Fosforas turi didžiausią teigiamą junginio oksidacijos būseną

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

11. Fosforo oksidacijos būsena junginyje yra minimali

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

12. Azoto atomai amonio nitrite, esantys katijone ir anijone, atitinkamai demonstruoja oksidacijos būsenas

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

13. Vandenilio peroksido deguonies valentingumas ir oksidacijos būsena yra atitinkamai vienodi

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

14. Sieros valentingumas ir oksidacijos laipsnis pirite FeS2 yra atitinkamai vienodi

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

15. Azoto atomo valentingumas ir oksidacijos laipsnis amonio bromide yra atitinkamai lygūs

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

16. Anglies atomas turi neigiamą oksidacijos būseną, kai jis yra kartu su

1) deguonis
2) natrio
3) fluoras
4) chloras

17. pasižymi pastovia junginių oksidacijos būsena

1) stroncis
2) geležies
3) siera
4) chloras

18. Jų junginiuose gali būti oksidacijos būsena +3

1) chloras ir fluoras
2) fosforas ir chloras
3) anglis ir siera
4) deguonis ir vandenilis

19. Jų junginiuose gali būti oksidacijos būsena +4

1) anglis ir vandenilis
2) anglis ir fosforas
3) anglis ir kalcis
4) azotas ir siera

20. Rodoma oksidacijos būsena, lygi jos junginių grupės skaičiui

1) chloras
2) geležies
3) deguonis
4) fluoras