Elektronegatiivisuus, kuten muutkin atomien ominaisuudet kemiallisia alkuaineita, muuttuu elementin järjestysluvun kasvaessa ajoittain:

Yllä oleva kaavio näyttää pääalaryhmien alkioiden elektronegatiivisuuden muutoksen jaksollisuuden, riippuen elementin järjestysluvusta.

Jaksollisen järjestelmän alaryhmää alaspäin liikkuessa kemiallisten alkuaineiden elektronegatiivisuus pienenee, jaksoa pitkin oikealle siirrettäessä se kasvaa.

Elektronegatiivisuus heijastaa alkuaineiden epämetallisuutta: mitä suurempi elektronegatiivisuuden arvo on, sitä enemmän ei-metallisia ominaisuuksia elementissä ilmaistaan.

Hapetustila

Kuinka laskea yhdisteen alkuaineen hapetusaste?

1) Kemiallisten alkuaineiden hapetusaste yksinkertaisissa aineissa on aina nolla.

2) On elementtejä, jotka ilmenevät monimutkaiset aineet vakio hapetustila:

3) On olemassa kemiallisia alkuaineita, joilla on jatkuva hapetustila suurimmassa osassa yhdisteitä. Näitä elementtejä ovat:

Elementti	Hapetusaste lähes kaikissa yhdisteissä	Poikkeukset
vety H	+1	Alkali- ja maa-alkalimetallihydridit, esim.
happi O	-2	Vety- ja metalliperoksidit: Happifluoridi -

4) Molekyylin kaikkien atomien hapetustilojen algebrallinen summa on aina nolla. Ionin kaikkien atomien hapetustilojen algebrallinen summa on yhtä suuri kuin ionin varaus.

5) Korkein (maksimi) hapetusaste on yhtä suuri kuin ryhmän numero. Poikkeuksia, jotka eivät kuulu tämän säännön piiriin, ovat ryhmän I toissijaisen alaryhmän elementit, ryhmän VIII toissijaisen alaryhmän elementit sekä happi ja fluori.

Kemialliset alkuaineet, joiden ryhmänumero ei vastaa niiden korkeinta hapetusastetta (pakollinen muistaa)

6) Metallien alin hapetusaste on aina nolla, ja epämetallien alin hapetusaste lasketaan kaavalla:

ei-metallin alin hapetusaste = ryhmänumero - 8

Edellä esitettyjen sääntöjen perusteella on mahdollista määrittää minkä tahansa aineen kemiallisen alkuaineen hapetusaste.

Alkuaineiden hapetusasteiden löytäminen eri yhdisteistä

Esimerkki 1

Määritä kaikkien rikkihapon alkuaineiden hapetusaste.

Ratkaisu:

Kirjoita rikkihapon kaava:

Vedyn hapetusaste kaikissa monimutkaisissa aineissa on +1 (paitsi metallihydridit).

Hapen hapetusaste kaikissa monimutkaisissa aineissa on -2 (paitsi peroksidit ja happifluoridi OF 2). Järjestetään tunnetut hapetustilat:

Merkitään rikin hapetustilaa x:

Rikkihappomolekyyli, kuten minkä tahansa aineen molekyyli, on yleensä sähköisesti neutraali, koska. molekyylin kaikkien atomien hapetustilojen summa on nolla. Kaavamaisesti tämä voidaan kuvata seuraavasti:

Nuo. saimme seuraavan yhtälön:

Ratkaistaan ​​se:

Siten rikin hapetusaste rikkihapossa on +6.

Esimerkki 2

Määritä kaikkien ammoniumdikromaatin alkuaineiden hapetusaste.

Ratkaisu:

Kirjoita ammoniumdikromaatin kaava:

Kuten edellisessä tapauksessa, voimme järjestää vedyn ja hapen hapetustilat:

Näemme kuitenkin, että kahden kemiallisen alkuaineen, typen ja kromin, hapetusasteet ovat tuntemattomia. Siksi emme voi löytää hapetustiloja samalla tavalla kuin edellisessä esimerkissä (yhdellä kahdella muuttujalla olevalla yhtälöllä ei ole ainutlaatuista ratkaisua).

Kiinnittäkäämme huomiota siihen, että ilmoitettu aine kuuluu suolojen luokkaan ja siten sillä on ionirakenne. Silloin voidaan perustellusti sanoa, että ammoniumdikromaatin koostumus sisältää NH 4 + -kationeja (tämän kationin varaus näkyy liukoisuustaulukossa). Siksi, koska ammoniumdikromaatin kaavayksikössä on kaksi positiivista kertavarauksella olevaa NH 4 + -kationia, dikromaatti-ionin varaus on -2, koska aine kokonaisuudessaan on sähköisesti neutraali. Nuo. aineen muodostavat NH 4 + -kationit ja Cr 2 O 7 2- anionit.

Tiedämme vedyn ja hapen hapetustilat. Tietäen, että ionin kaikkien alkuaineiden atomien hapetustilojen summa on yhtä suuri kuin varaus, ja merkitsee typen ja kromin hapetusasteita x ja y vastaavasti voimme kirjoittaa:

Nuo. saamme kaksi riippumatonta yhtälöä:

Ratkaisemme minkä löydämme x ja y:

Siten ammoniumdikromaatissa typen hapetustilat ovat -3, vety +1, kromi +6 ja happi -2.

Kuinka määrittää elementtien hapetusaste eloperäinen aine voidaan lukea.

Valenssi

Atomien valenssi osoitetaan roomalaisilla numeroilla: I, II, III jne.

Atomin valenssimahdollisuudet riippuvat suuresta:

1) parittomia elektroneja

2) jakamattomat elektroniparit valenssitasojen kiertoradalla

3) valenssitason tyhjät elektroniradat

Vetyatomin valenssimahdollisuudet

Kuvataan vetyatomin elektroninen graafinen kaava:

Sanottiin, että kolme tekijää voivat vaikuttaa valenssimahdollisuuksiin - parittomien elektronien läsnäolo, jakamattomien elektroniparien läsnäolo ulkotasolla ja ulkoisen tason tyhjien (tyhjien) kiertoratojen läsnäolo. Näemme yhden parittoman elektronin uloimmalla (ja ainoalla) energiatasolla. Tämän perusteella vedyn valenssi voi olla täsmälleen yhtä suuri kuin I. Ensimmäisellä energiatasolla on kuitenkin vain yksi alataso - s, nuo. ulomman tason vetyatomilla ei ole jakamattomia elektronipareja eikä tyhjiä orbitaaleja.

Siten ainoa valenssi, joka vetyatomilla voi olla, on I.

Hiiliatomin valenssimahdollisuudet

Harkitse hiiliatomin elektronista rakennetta. Perustilassa sen ulkotason elektroninen kokoonpano on seuraava:

Nuo. Perustilassa virittymättömän hiiliatomin ulompi energiataso sisältää 2 paritonta elektronia. Tässä tilassa sen valenssi voi olla yhtä suuri kuin II. Hiiliatomi menee kuitenkin erittäin helposti virittyneeseen tilaan, kun siihen välitetään energiaa, ja ulkokerroksen elektroninen konfiguraatio saa tässä tapauksessa muodon:

Vaikka hiiliatomin viritysprosessissa kuluu jonkin verran energiaa, kulutus on enemmän kuin kompensoitu neljän kovalenttisen sidoksen muodostumisella. Tästä syystä valenssi IV on paljon ominaisempi hiiliatomille. Joten esimerkiksi hiilellä on valenssi IV hiilidioksidin, hiilihapon ja ehdottomasti kaikkien orgaanisten aineiden molekyyleissä.

Parittomien elektronien ja yksinäisten elektroniparien lisäksi valenssitason vapaiden ()-orbitaalien läsnäolo vaikuttaa valenssimahdollisuuksiin. Tällaisten orbitaalien läsnäolo täytettyyn tasoon johtaa siihen, että atomi voi toimia elektroniparin vastaanottajana, ts. muodostavat lisää kovalenttisia sidoksia luovuttaja-akseptorimekanismin avulla. Joten esimerkiksi vastoin odotuksia hiilimonoksidimolekyylissä CO sidos ei ole kaksinkertainen, vaan kolminkertainen, mikä näkyy selvästi seuraavassa kuvassa:

Typpiatomin valenssimahdollisuudet

Kirjoita typpiatomin ulkoisen energiatason elektronigraafinen kaava:

Kuten yllä olevasta kuvasta voidaan nähdä, normaalitilassaan typpiatomissa on 3 paritonta elektronia, ja siksi on loogista olettaa, että sen valenssi voi olla yhtä suuri kuin III. Itse asiassa ammoniakkimolekyyleissä (NH 3) havaitaan valenssi, joka on yhtä suuri kuin kolme, typpihappo(HNO 2), typpitrikloridi (NCl 3) jne.

Yllä sanottiin, että kemiallisen alkuaineen atomin valenssi ei riipu vain parittomien elektronien lukumäärästä, vaan myös jakamattomien elektroniparien läsnäolosta. Tämä johtuu siitä, että kovalenttinen kemiallinen sidos voi muodostua, ei vain silloin, kun kaksi atomia tarjoavat toisilleen yhden elektronin, vaan myös silloin, kun yksi atomi, jolla on jakamaton elektronipari - luovuttaja () antaa sen toiselle atomille, jossa on tyhjä () kiertoradan valenssitaso (akseptori). Nuo. typpiatomille valenssi IV on myös mahdollinen luovuttaja-akseptorimekanismin muodostaman lisäkovalenttisen sidoksen ansiosta. Joten esimerkiksi neljää kovalenttista sidosta, joista yksi muodostuu luovuttaja-akseptorimekanismista, havaitaan ammoniumkationin muodostumisen aikana:

Huolimatta siitä, että yksi kovalenttisista sidoksista muodostuu luovuttaja-akseptorimekanismista, kaikki N-H-sidokset ammoniumkationit ovat täysin identtisiä eivätkä eroa toisistaan.

Valenssia, joka on yhtä suuri kuin V, typpiatomi ei pysty osoittamaan. Tämä johtuu siitä, että siirtyminen virittyneeseen tilaan on mahdotonta typpiatomille, jossa kahden elektronin pariutuminen tapahtuu, kun yksi niistä siirtyy vapaalle kiertoradalle, joka on lähimpänä energiatasolla. Typpiatomilla ei ole d-alataso, ja siirtyminen 3s-orbitaalille on energeettisesti niin kallista, että uusien sidosten muodostuminen ei kata energiakustannuksia. Monet saattavat ihmetellä, mikä sitten on typen valenssi esimerkiksi typpihapon HNO 3 tai typpioksidin N 2 O 5 molekyyleissä? Kummallista kyllä, valenssi siellä on myös IV, kuten voidaan nähdä seuraavista rakennekaavoista:

Kuvan katkoviiva osoittaa ns siirretty π -yhteys. Tästä syystä MITÄÄN terminaalisidoksia ei voida kutsua "puolitoistaiseksi". Samanlaisia ​​puolitoista sidoksia löytyy myös otsonimolekyylistä O 3 , bentseenistä C 6 H 6 jne.

Fosforin valenssimahdollisuudet

Kuvataan fosforiatomin ulkoisen energiatason elektronigraafinen kaava:

Kuten näemme, perustilassa olevan fosforiatomin ja typpiatomin ulkokerroksen rakenne on sama, ja siksi on loogista odottaa fosforiatomin sekä typpiatomin mahdolliset valenssit yhtä suuret. I, II, III ja IV, mitä käytännössä havaitaan.

Toisin kuin typessä, myös fosforiatomilla on d-alataso, jossa 5 vapaata orbitaalia.

Tässä suhteessa se pystyy siirtymään virittyneeseen tilaan, höyryttäen elektroneja 3 s-kiertoradat:

Siten typen ulottumattomissa olevan fosforiatomin valenssi V on mahdollinen. Joten esimerkiksi valenssi on viisi, fosforiatomilla on tällaisten yhdisteiden molekyyleissä fosforihappo, fosfori (V) halogenidit, fosfori (V) oksidi jne.

Happiatomin valenssimahdollisuudet

Happiatomin ulkoisen energiatason elektronigraafinen kaava on muotoa:

Näemme kaksi paritonta elektronia toisella tasolla, ja siksi valenssi II on mahdollinen hapelle. On huomattava, että tämä happiatomin valenssi havaitaan melkein kaikissa yhdisteissä. Yllä, kun tarkastelemme hiiliatomin valenssimahdollisuuksia, keskustelimme hiilimonoksidimolekyylin muodostumisesta. CO-molekyylin sidos on kolminkertainen, joten happi on siellä kolmiarvoinen (happi on elektroniparin luovuttaja).

Johtuen siitä, että happiatomilla ei ole ulkoista tasoa d-alitasot, elektronien hajoaminen s ja p- kiertoradat on mahdotonta, minkä vuoksi happiatomin valenssiominaisuudet ovat rajalliset verrattuna sen alaryhmän muihin alkuaineisiin, esimerkiksi rikki.

Rikkiatomin valenssimahdollisuudet

Rikkiatomin ulkoinen energiataso virittymättömässä tilassa:

Rikkiatomilla, kuten happiatomilla, on kaksi paritonta elektronia normaalitilassaan, joten voimme päätellä, että rikille on mahdollista kahden valenssi. Itse asiassa rikillä on valenssi II esimerkiksi vetysulfidimolekyylissä H2S.

Kuten näemme, ulomman tason rikkiatomilla on d alitaso tyhjillä kiertoradoilla. Tästä syystä rikkiatomi pystyy laajentamaan valenssikykyään, toisin kuin happi, johtuen siirtymisestä kiihtyneisiin tiloihin. Joten kun irrotat yksinäisen elektroniparin 3 s- alatasolla rikkiatomi saa ulkotason elektronisen konfiguraation seuraavassa muodossa:

Tässä tilassa rikkiatomissa on 4 paritonta elektronia, mikä kertoo meille mahdollisuudesta, että rikkiatomit osoittavat valenssia, joka on yhtä suuri kuin IV. Itse asiassa rikillä on valenssi IV molekyyleissä SO 2, SF 4, SOCl 2 jne.

Kun pariliitos puretaan toisesta yksinäisestä elektroniparista, joka sijaitsee kohdassa 3 s- alataso, ulkoinen energiataso saa seuraavan konfiguraation:

Tällaisessa tilassa valenssi VI:n ilmentyminen on jo mahdollista. Esimerkki yhdisteistä, joissa on VI-arvoinen rikki, ovat SO 3, H 2 SO 4, SO 2 Cl 2 jne.

Samalla tavalla voimme tarkastella muiden kemiallisten alkuaineiden valenssimahdollisuuksia.

Valenssi on monimutkainen käsite. Tämä termi on käynyt läpi merkittävän muutoksen samanaikaisesti kemiallisen sidoksen teorian kehittymisen kanssa. Aluksi valenssi oli atomin kyky kiinnittää tai korvata tietty määrä muita atomeja tai atomiryhmiä kemiallisen sidoksen muodostamiseksi.

Alkuaineatomin valenssin kvantitatiivinen mitta oli vety- tai happiatomien lukumäärä (näitä alkuaineita pidettiin vastaavasti yksi- ja kaksiarvoisina), jonka alkuaine lisää muodostaen kaavan EH x mukaisen hydridin tai kaavan mukaisen oksidin E n O m .

Joten typpiatomin valenssi NH 3 ammoniakkimolekyylissä on kolme ja rikkiatomi H 2 S -molekyylissä on kaksi, koska vetyatomin valenssi on yksi.

Yhdisteissä Na 2O, BaO, Al 2O 3, SiO 2 natriumin, bariumin ja piin valenssit ovat vastaavasti 1, 2, 3 ja 4.

Valenssin käsite otettiin kemiaan ennen kuin atomin rakenne tuli tunnetuksi, nimittäin vuonna 1853 englantilainen kemisti Frankland. Nyt on todettu, että elementin valenssi liittyy läheisesti atomien ulkoelektronien lukumäärään, koska atomien sisäkuorten elektronit eivät osallistu kemiallisten sidosten muodostumiseen.

Kovalenttisen sidoksen elektronisessa teoriassa uskotaan, että atomin valenssi määräytyy sen parittomien elektronien lukumäärän perusteella maa- tai viritetyssä tilassa, osallistuen yhteisten elektroniparien muodostumiseen muiden atomien elektronien kanssa.

Joillekin elementeille valenssi on vakioarvo. Joten natrium tai kalium kaikissa yhdisteissä on yksiarvoisia, kalsium, magnesium ja sinkki ovat kaksiarvoisia, alumiini on kolmiarvoisia jne. Useimmilla kemiallisilla alkuaineilla on kuitenkin vaihteleva valenssi, joka riippuu kumppanielementin luonteesta ja prosessin olosuhteista. Joten rauta voi muodostaa kaksi yhdistettä kloorin kanssa - FeCl 2 ja FeCl 3, joissa raudan valenssi on vastaavasti 2 ja 3.

Hapetustila- käsite, joka kuvaa alkuaineen tilaa kemiallisessa yhdisteessä ja sen käyttäytymistä redox-reaktioissa; Numeerisesti hapetusaste on yhtä suuri kuin muodollinen varaus, joka voidaan katsoa alkuaineelle, sillä oletuksella, että sen jokaisen sidoksen kaikki elektronit ovat siirtyneet elektronegatiivisemmalle atomille.

Elektronegatiivisuus- mitta atomin kyvystä hankkia negatiivinen varaus kemiallisen sidoksen muodostumisen aikana tai molekyylin atomin kyvystä vetää puoleensa valenssielektroneja, jotka osallistuvat kemiallisen sidoksen muodostumiseen. Elektronegatiivisuus ei ole absoluuttinen arvo, vaan se lasketaan eri menetelmillä. Siksi eri oppikirjoissa ja hakuteoksissa annetut elektronegatiivisuusarvot voivat vaihdella.

Taulukossa 2 on esitetty joidenkin kemiallisten alkuaineiden elektronegatiivisuus Sandersonin asteikolla ja taulukossa 3 on esitetty elementtien elektronegatiivisuus Paulingin asteikolla.

Elektronegatiivisuuden arvo on annettu vastaavan elementin symbolin alla. Mitä suurempi atomin elektronegatiivisuuden numeerinen arvo on, sitä elektronegatiivisempi alkuaine on. Elektronegatiivisin on fluoriatomi, vähiten elektronegatiivisin rubidiumatomi. Molekyylissä, joka muodostuu kahden eri kemiallisen alkuaineen atomeista, muodollinen negatiivinen varaus on atomissa, jonka elektronegatiivisuuden numeerinen arvo on suurempi. Joten rikkidioksidimolekyylissä SO 2 rikkiatomin elektronegatiivisuus on 2,5 ja happiatomin elektronegatiivisuuden arvo on suurempi - 3,5. Siksi negatiivinen varaus on happiatomissa ja positiivinen rikkiatomissa.

Ammoniakkimolekyylissä NH 3 typpiatomin elektronegatiivisuusarvo on 3,0 ja vedyn 2,1. Siksi typpiatomilla on negatiivinen varaus ja vetyatomilla on positiivinen varaus.

Sinun pitäisi selvästi tietää elektronegatiivisuuden yleiset suuntaukset. Koska minkä tahansa kemiallisen alkuaineen atomilla on taipumus saada ulomman elektronikerroksen - inertin kaasun oktettikuoren - vakaa konfiguraatio, elementtien elektronegatiivisuus jakson aikana kasvaa, ja ryhmässä elektronegatiivisuus yleensä vähenee kasvaessa. atominumero elementti. Siksi esimerkiksi rikki on elektronegatiivisempi kuin fosfori ja pii, ja hiili on elektronegatiivisempi kuin pii.

Kun laaditaan kaavoja kahdesta epämetallista koostuville yhdisteille, niistä elektronegatiivisempi sijoitetaan aina oikealle: PCl 3, NO 2. Tästä säännöstä on joitain historiallisia poikkeuksia, kuten NH 3 , PH 3 , jne.

Hapetusaste ilmaistaan ​​yleensä arabialaisella numerolla (numeron edessä merkki), joka sijaitsee elementtimerkin yläpuolella, esimerkiksi:

Kemiallisten yhdisteiden atomien hapetustilan määrittämiseksi noudatetaan seuraavia sääntöjä:

1. Yksinkertaisten aineiden alkuaineiden hapetusaste on nolla.
2. Molekyylin atomien hapetustilojen algebrallinen summa on nolla.
3. Yhdisteiden hapen hapetusaste on pääasiassa –2 (happifluoridissa OF 2 + 2, metalliperoksideissa, kuten M 2 O 2 –1).
4. Vedyn hapetusaste yhdisteissä on + 1, lukuun ottamatta aktiivisia metallihydridejä, esimerkiksi alkali- tai maa-alkalihappoa, joissa vedyn hapetusaste on -1.
5. Monatomisilla ioneilla hapetusaste on yhtä suuri kuin ionin varaus, esimerkiksi: K + - +1, Ba 2+ - +2, Br - - -1, S 2- - -2 jne.
6. Yhdisteissä, joissa on kovalenttinen polaarinen sidos, elektronegatiivisemman atomin hapetusasteella on miinusmerkki ja vähemmän elektronegatiivisen atomin plusmerkki.
7. Orgaanisissa yhdisteissä vedyn hapetusaste on +1.

Havainnollistetaan yllä olevia sääntöjä useilla esimerkeillä.

Esimerkki 1 Määritä alkuaineiden hapettumisaste kalium K 2 O, seleeni SeO 3 ja raudan Fe 3 O 4 oksideissa.

kaliumoksidi K 2 O. Molekyylin atomien hapetustilojen algebrallinen summa on nolla. Hapen hapetusaste oksideissa on –2. Merkitään kaliumin hapetusaste sen oksidissa muodossa n, silloin 2n + (–2) = 0 tai 2n = 2, joten n = +1, eli kaliumin hapetusaste on +1.

Seleenioksidi SeO 3 . SeO 3 -molekyyli on sähköisesti neutraali. Kolmen happiatomin negatiivinen kokonaisvaraus on –2 × 3 = –6. Siksi, jotta tämä negatiivinen varaus tasataan nollaan, seleenin hapetusasteen on oltava +6.

Fe3O4-molekyyli sähköisesti neutraali. Neljän happiatomin negatiivinen kokonaisvaraus on –2 × 4 = –8. Tämän negatiivisen varauksen tasaamiseksi kolmen rautaatomin positiivisen kokonaisvarauksen on oltava +8. Siksi yhden rautaatomin varauksen tulisi olla 8/3 = +8/3.

On syytä korostaa, että yhdisteen alkuaineen hapetusaste voi olla murtoluku. Tällaisilla fraktiohapetustiloilla ei ole järkeä selittää sidoksen kemiallisessa yhdisteessä, mutta niitä voidaan käyttää yhtälöiden muodostamiseen redox-reaktioihin.

Esimerkki 2 Määritä alkuaineiden hapettumisaste yhdisteissä NaClO 3, K 2 Cr 2 O 7.

NaClO 3 -molekyyli on sähköisesti neutraali. Natriumin hapetusaste on +1, hapen hapetusaste on -2. Merkitään kloorin hapetusaste n:nä, jolloin +1 + n + 3 × (–2) = 0 tai +1 + n – 6 = 0 tai n – 5 = 0, eli n = +5. Siten kloorin hapetusaste on +5.

K 2 Cr 2 O 7 -molekyyli on sähköisesti neutraali. Kaliumin hapetusaste on +1, hapen hapetusaste on -2. Merkitään kromin hapetusaste n:ksi, jolloin 2 × 1 + 2n + 7 × (–2) = 0 tai +2 + 2n – 14 = 0 tai 2n – 12 = 0, 2n = 12, joten n = +6. Siten kromin hapetusaste on +6.

Esimerkki 3 Määritetään rikin hapetusasteet sulfaatti-ionissa SO 4 2– . SO 4 2– -ionin varaus on –2. Hapen hapetusaste on –2. Merkitään rikin hapetusaste n:ksi, jolloin n + 4 × (–2) = –2, tai n – 8 = –2, tai n = –2 – (–8), eli n = +6. Siten rikin hapetusaste on +6.

On muistettava, että hapetustila ei joskus ole yhtä suuri kuin tietyn elementin valenssi.

Esimerkiksi typpiatomin hapetusasteet ammoniakkimolekyylissä NH3 tai hydratsiinimolekyylissä N2H4 ovat vastaavasti -3 ja -2, kun taas typen valenssi näissä yhdisteissä on kolme.

Pääalaryhmien elementtien suurin positiivinen hapetustila on yleensä yhtä suuri kuin ryhmän numero (poikkeukset: happi, fluori ja jotkut muut alkuaineet).

Suurin negatiivinen hapetusaste on 8 - ryhmän numero.

Koulutustehtävät

1. Missä yhdisteessä fosforin hapetusaste on +5?

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

2. Minkä yhdisteen hapetusaste on fosfori -3?

1) HPO 3
2) H3PO3
3) Li3PO4
4) AlP

3. Missä yhdisteessä typen hapetusaste on +4?

1) HNO2
2) N2O4
3) N20
4) HNO3

4. Missä yhdisteessä typen hapetusluku on -2?

1) NH3
2) N2H4
3) N2O5
4) HNO2

5. Missä yhdisteessä rikin hapetusaste on +2?

1) Na 2SO 3
2) SO2
3) SCI2
4) H2SO4

6. Missä yhdisteessä rikin hapetusaste on +6?

1) Na 2SO 3
2) SO3
3) SCI2
4) H2SO3

7. Aineissa, joiden kaavat ovat CrBr 2, K 2 Cr 2 O 7, Na 2 CrO 4, kromin hapetusaste on vastaavasti

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

8. Kemiallisen alkuaineen pienin negatiivinen hapetusaste on yleensä yhtä suuri

1) kauden numero
3) puuttuvien elektronien lukumäärä ennen ulomman elektronikerroksen valmistumista

9. Pääalaryhmissä olevien kemiallisten alkuaineiden suurin positiivinen hapetusaste on yleensä yhtä suuri

1) kauden numero
2) sarjanumero kemiallinen alkuaine
3) ryhmänumero
4) elementissä olevien elektronien kokonaismäärä

10. Fosforilla on maksimi positiivinen hapetusaste yhdisteessä

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

11. Fosforinäyttelyt vähimmäistutkinto hapettuminen yhdisteessä

1) HPO 3
2) H3PO3
3) Na3P04
4) Ca 3P 2

12. Ammoniumnitriitin typpiatomit, jotka ovat osa kationia ja anionia, osoittavat vastaavasti hapetustiloja

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

13. Hapen valenssi ja hapettumistila vetyperoksidissa, vastaavasti, ovat

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

14. Rikin valenssi ja hapetusaste rikkikiisussa FeS2 ovat vastaavasti

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

15. Ammoniumbromidin typpiatomin valenssi ja hapetusaste ovat vastaavasti

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

16. Hiiliatomilla on negatiivinen hapetustila, kun se yhdistetään

1) happi
2) natrium
3) fluori
4) kloori

17. Sen yhdisteissä on jatkuva hapettumisaste

1) strontium
2) rautaa
3) rikki
4) kloori

18. Niiden yhdisteiden hapetusaste voi olla +3

1) kloori ja fluori
2) fosfori ja kloori
3) hiili ja rikki
4) happi ja vety

19. Niiden yhdisteiden hapetusaste voi olla +4

1) hiili ja vety
2) hiili ja fosfori
3) hiili ja kalsium
4) typpi ja rikki

20. Sen yhdisteiden hapetusaste, joka on yhtä suuri kuin ryhmänumero

1) klooria
2) rautaa
3) happi
4) fluori

Kalkogeenien alaryhmään kuuluu rikki - tämä on toinen elementeistä, jotka voivat muodostaa suuren määrän malmiesiintymiä. Sulfaatit, sulfidit, oksidit ja muut rikkiyhdisteet ovat hyvin yleisiä, tärkeitä teollisuudessa ja luonnossa. Siksi tässä artikkelissa tarkastelemme, mitä ne ovat, mikä itse rikki on, sen yksinkertainen aine.

Rikki ja sen ominaisuudet

Tällä elementillä on seuraava sijainti jaksollisessa taulukossa.

1. Kuudes ryhmä, pääalaryhmä.
2. Kolmas alajakso.
3. Atomimassa - 32,064.
4. Sarjanumero on 16, protoneja ja elektroneja on sama määrä ja neutroneja on myös 16.
5. Viittaa ei-metallisiin elementteihin.
6. Kaavoissa se luetaan "es", elementin nimi rikki, latinalainen rikki.

Luonnossa on neljä stabiilia isotooppia, joiden massaluvut ovat 32, 33, 34 ja 36. Tämä alkuaine on kuudenneksi runsain luonnossa. Viittaa biogeenisiin alkuaineisiin, koska se on osa tärkeitä orgaanisia molekyylejä.

Atomin elektroninen rakenne

Rikkiyhdisteiden monimuotoisuus johtuu atomin elektronisen rakenteen ominaisuuksista. Se ilmaistaan ​​seuraavalla konfiguraatiokaavalla: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 .

Annettu järjestys heijastaa vain elementin stationaarista tilaa. Tiedetään kuitenkin, että jos atomille annetaan lisäenergiaa, elektronit voidaan muodostaa pariksi 3p- ja 3s-alatasoilla, minkä jälkeen tapahtuu toinen siirtyminen 3d:hen, joka pysyy vapaana. Tämän seurauksena atomin valenssi ei muutu, vaan myös kaikki mahdolliset hapetustilat. Niiden määrä kasvaa merkittävästi, samoin kuin erilaisten aineiden määrä, joissa on mukana rikkiä.

Rikin hapetustilat yhdisteissä

Tälle indikaattorille on useita päävaihtoehtoja. Rikille se on:

Näistä S +2 on harvinaisin, loput ovat hajallaan kaikkialla. Koko aineen kemiallinen aktiivisuus ja hapetuskyky riippuvat yhdisteiden rikin hapetusasteesta. Joten esimerkiksi yhdisteet, joissa on -2, ovat sulfideja. Niissä tarkastelemamme alkuaine on tyypillinen hapetin.

Mitä korkeampi yhdisteen hapetusaste on, sitä selvemmät aineen hapetusominaisuudet ovat. Tämä on helppo varmistaa, jos muistamme kaksi rikin muodostamaa päähappoa:

• H2S03 - rikkipitoinen;
• H 2SO 4 - rikki.

Tiedetään, että jälkimmäinen on paljon stabiilimpi, vahvempi yhdiste, jolla on korkeissa pitoisuuksissa erittäin vakava hapetuskyky.

yksinkertainen aine

Yksinkertaisena aineena rikki on keltaista kauniita kristalleja sileä säännöllinen pitkänomainen muoto. Vaikka tämä on vain yksi sen muodoista, koska tässä aineessa on kaksi pääosaa. Ensimmäinen, monokliininen tai rombinen, on keltainen, jota ei voida liuottaa veteen, vaan vain orgaanisiin liuottimiin. Se eroaa hauraudesta ja kauniista rakenteen muodosta, joka esitetään kruunun muodossa. Sulamispiste on noin 110 0 С.

Jos sellaista muunnelmaa lämmitettäessä ei kuitenkaan jätetä välihetkeä väliin, voidaan ajoissa havaita toinen tila - muovinen rikki. Se on kumimainen viskoosi liuos ruskea väri, joka edelleen kuumennettaessa tai nopeasti jäähtyessään muuttuu jälleen rombiseksi.

Jos puhumme toistuvalla suodatuksella saadusta kemiallisesti puhtaasta rikistä, se on kirkkaan keltaisia ​​pieniä kiteitä, hauraita ja täysin veteen liukenemattomia. Pystyy syttymään joutuessaan kosketuksiin ilman kosteuden ja hapen kanssa. Eroavat melko korkeassa kemiallisessa aktiivisuudessa.

Luonnossa oleminen

Luonnossa on luonnollisia esiintymiä, joista uutetaan rikkiyhdisteitä ja itse rikki yksinkertaisena aineena. Lisäksi se sisältää:

• mineraaleissa, malmeissa ja kivissä;
• eläinten, kasvien ja ihmisten kehossa, koska se on osa monia orgaanisia molekyylejä;
• sisään maakaasut, öljy ja kivihiili;
• öljyliuskeessa ja luonnonvesissä.

Voit nimetä joitain rikin rikkaimmista mineraaleista:

• sinooperi;
• rikkikiisu;
• sfaleriitti;
• antimoniitti;
• galena ja muut.

Suurin osa nykyään tuotetusta rikistä menee sulfaatin tuotantoon. Toista osaa käytetään lääketieteellisiin tarkoituksiin, maatalouteen ja teollisiin prosesseihin aineiden tuottamiseksi.

Fyysiset ominaisuudet

Niitä voidaan kuvata useissa kohdissa.

1. Se on liukenematon veteen, hiilidisulfidiin tai tärpättiin - se liukenee hyvin.
2. Pitkällä kitkalla kerääntyy negatiivinen varaus.
3. Sulamispiste on 110 0 C.
4. Kiehumispiste 190 0 С.
5. Saavutettuaan 300 0 C, se muuttuu nesteeksi, helposti liikkuvaksi.
6. Puhdas aine kykenee itsestään syttymään, palamisominaisuudet ovat erittäin hyvät.
7. Sillä itsessään ei käytännössä ole hajua, mutta rikkivetyyhdisteet tuottavat pistävän hajun mädistä munista. Aivan kuten jotkut kaasumaiset binääriedustajat.

Kyseisen aineen fysikaaliset ominaisuudet ovat olleet ihmisten tiedossa antiikista lähtien. Syttyvyydestään rikki sai nimensä. Sodissa tukehduttavia ja myrkyllisiä höyryjä, joita muodostuu tämän yhdisteen palamisen aikana, käytettiin aseena vihollisia vastaan. Lisäksi rikkipitoisilla hapoilla on aina ollut suuri teollinen merkitys.

Kemiallisia ominaisuuksia

Aihe: "Rikki ja sen yhdisteet" on koulun kurssi Kemia ei vie yhtä oppituntia, vaan useita. Loppujen lopuksi niitä on paljon. Tämä johtuu tämän aineen kemiallisesta aktiivisuudesta. Sillä voi olla sekä hapettavia ominaisuuksia vahvemmilla pelkistysaineilla (metallit, boori ja muut) että pelkistäviä ominaisuuksia useimmilla ei-metalleilla.

Tällaisesta aktiivisuudesta huolimatta vain vuorovaikutusta fluorin kanssa tapahtuu normaaleissa olosuhteissa. Kaikki muut vaativat lämmitystä. On olemassa useita aineluokkia, joiden kanssa rikki voi olla vuorovaikutuksessa:

• metallit;
• ei-metalliset;
• alkalit;
• voimakkaat hapettavat hapot - rikki- ja typpihappo.

Rikkiyhdisteet: lajikkeet

Niiden monimuotoisuus selittyy pääelementin - rikin - hapetustilan epätasaisella arvolla. Joten voimme erottaa useita päätyyppejä aineista tällä perusteella:

• yhdisteet, joiden hapetusaste on -2;

Jos otamme huomioon luokat, ei valenssiindeksiä, tämä elementti muodostaa molekyylejä, kuten:

• hapot;
• oksidit;
• suola;
• binääriyhdisteet ei-metallien kanssa (hiilidisulfidi, kloridit);
• orgaaniset aineet.

Harkitse nyt tärkeimpiä ja anna esimerkkejä.

Aineet, joiden hapetusaste on -2

Rikkiyhdisteet 2 ovat sen konformaatioita metallien kanssa sekä:

• hiili;
• vety;
• fosfori;
• pii;
• arseeni;
• boori.

Näissä tapauksissa se toimii hapettavana aineena, koska kaikki luetellut alkuaineet ovat sähköpositiivisempia. Katsotaanpa joitain tärkeimmistä.

1. Hiilidisulfidi - CS 2 . Läpinäkyvä neste, jolla on tyypillinen miellyttävä eetterin aromi. Se on myrkyllistä, syttyvää ja räjähtävää. Sitä käytetään useimpien öljyjen, rasvojen, ei-metallien, hopeanitraatin, hartsien ja kumien liuottimena. Se on myös tärkeä osa keinosilkin - viskoosin - tuotannossa. Teollisuudessa sitä syntetisoidaan suuria määriä.
2. Rikkivety tai rikkivety - H 2 S. Väritön kaasu, jolla on makea maku. Haju on terävä, erittäin epämiellyttävä, muistuttaa mätä munaa. Myrkyllinen, painaa hengityskeskusta, koska se sitoo kupari-ioneja. Siksi niiden myrkytyksenä tapahtuu tukehtuminen ja kuolema. Sitä käytetään laajasti lääketieteessä, orgaanisessa synteesissä, rikkihapon tuotannossa ja myös energiatehokkaana raaka-aineena.
3. Metallisulfideja käytetään laajalti lääketieteessä, sulfaattituotannossa, maalien valmistuksessa, fosforien valmistuksessa ja muissa paikoissa. Yleinen kaava on Me x S y .

Yhdisteet, joiden hapetusaste on +4

Rikkiyhdisteet 4 ovat pääasiassa oksidia ja sitä vastaavat suolat ja happo. Kaikki ne ovat melko yleisiä yhdisteitä, joilla on tietty arvo teollisuudessa. Ne voivat toimia myös hapettimina, mutta useammin niillä on pelkistäviä ominaisuuksia.

Kaavat rikkiyhdisteelle, jonka hapetusaste on +4, ovat seuraavat:

• oksidi - rikkidioksidi SO 2 ;
• happo - rikkipitoinen H2S03;
• suoloilla on yleinen kaava Me x (SO 3) y.

Yksi yleisimmistä on tai anhydridi. Se on väritön aine, jolla on palaneen tulitikkujen tuoksu. Suurissa klustereissa se muodostuu tulivuorenpurkauksissa; tällä hetkellä se on helppo tunnistaa hajulla.

Se liukenee veteen muodostaen helposti hajoavaa happoa - rikkipitoista. Se käyttäytyy kuten tyypillinen suola muodostuu, joka tulee sisään sulfiitti-ionina SO 3 2-. Tämä anhydridi on tärkein kaasu, joka vaikuttaa ympäröivän ilmakehän saastumiseen. Hän on se, joka vaikuttaa koulutukseen, teollisuudessa sitä käytetään sulfaattituotannossa.

Yhdisteet, joissa rikin hapetusaste on +6

Näitä ovat ensinnäkin rikkihappoanhydridi ja rikkihappo suolaineen:

• sulfaatit;
• hydrosulfaatit.

Koska niissä oleva rikkiatomi on korkeimmassa hapetusasteessa, näiden yhdisteiden ominaisuudet ovat varsin ymmärrettäviä. Ne ovat vahvoja hapettimia.

Rikkioksidi (VI) - rikkihappoanhydridi - on haihtuva väritön neste. Ominaisuus- vahva kosteuden imemiskyky. Käytössä ulkona polttaa. Veteen liuotettuna se antaa yhden vahvimmista mineraalihapoista - rikkihaposta. Sen tiivistetty liuos on raskas öljyinen, hieman kellertävä neste. Jos anhydridi liuotetaan rikkihappoon, saadaan erityinen yhdiste, nimeltään oleum. Sitä käytetään teollisesti hapon valmistuksessa.

Suolojen joukossa - sulfaatit - hyvin tärkeä on yhteyksiä kuten:

• kipsi CaSO 4 2H 2O;
• bariitti BaS04;
• mirabilite;
• lyijysulfaatti ja muut.

Niitä käytetään rakentamisessa, kemiallisessa synteesissä, lääketieteessä, optisten instrumenttien ja lasien valmistuksessa ja jopa elintarviketeollisuudessa.

Hydrosulfaatteja käytetään laajalti metallurgiassa, jossa niitä käytetään juoksutteena. Ja myös ne auttavat muuttamaan monia monimutkaisia ​​oksideja liukoisiksi sulfaattimuodoiksi, joita käytetään vastaavilla teollisuudenaloilla.

Rikin tutkiminen koulun kemian kurssilla

Milloin on paras aika opiskelijoille oppia mitä rikki on, mitkä ovat sen ominaisuudet, mikä on rikkiyhdiste? 9. luokka on parasta aikaa. Tämä ei ole aivan alku, kun kaikki on uutta ja käsittämätöntä lapsille. Tämä on kemian tutkimuksen keskitie, jolloin aiemmin luotu perusta auttaa ymmärtämään aihetta täysin. Siksi valmistuvien luokan toinen puolisko on varattu näiden asioiden pohtimiseen. Samalla koko aihe on jaettu useisiin lohkoihin, joissa on erillinen oppitunti "Rikkiyhdisteet. Arvosana 9".

Tämä johtuu niiden runsaudesta. Myös rikkihapon teollista tuotantoa tarkastellaan erikseen. Yleensä tälle aiheelle on varattu keskimäärin 3 tuntia.

Mutta rikki viedään opiskeluun vasta 10. luokalla, kun orgaanisia asioita pohditaan. Heihin vaikuttaa myös biologia lukiossa. Loppujen lopuksi rikki on osa sellaisia ​​orgaanisia molekyylejä kuin:

• tioalkoholit (tiolit);
• proteiinit (tertiäärinen rakenne, jossa disulfidisiltojen muodostuminen tapahtuu);
• tioaldehydit;
• tiofenolit;
• tioeetterit;
• sulfonihapot;
• sulfoksidit ja muut.

Ne eristetään erityisessä orgaanisten rikkiyhdisteiden ryhmässä. Ne ovat tärkeitä elävien olentojen biologisten prosessien lisäksi myös teollisuudessa. Esimerkiksi sulfonihapot ovat monien lääkkeiden (aspiriini, sulfanilamidi tai streptosidi) perusta.

Lisäksi rikki on vakiokomponentti yhdisteissä, kuten eräissä:

• aminohappoja;
• entsyymit;
• vitamiinit;
• hormonit.

Atomin muodollinen varaus yhdisteissä on apusuure, sitä käytetään yleensä alkuaineiden ominaisuuksien kuvauksissa kemiassa. Tämä ehdollinen sähkövaraus on hapettumisaste. Sen arvo muuttuu monien kemiallisten prosessien seurauksena. Vaikka varaus on muodollinen, se luonnehtii elävästi atomien ominaisuuksia ja käyttäytymistä redox-reaktioissa (ORD).

Hapetus ja pelkistys

Aikaisemmin kemistit käyttivät termiä "hapetus" kuvaamaan hapen vuorovaikutusta muiden alkuaineiden kanssa. Reaktioiden nimi tulee hapen latinankielisestä nimestä Oxygenium. Myöhemmin kävi ilmi, että myös muut alkuaineet hapettuvat. Tässä tapauksessa ne palautetaan - ne kiinnittävät elektroneja. Jokainen atomi muuttaa molekyylin muodostumisen aikana valenssielektronikuoren rakennetta. Tässä tapauksessa ilmestyy muodollinen varaus, jonka arvo riippuu ehdollisesti annettujen tai vastaanotettujen elektronien lukumäärästä. Tämän arvon karakterisoimiseksi käytettiin aiemmin englanninkielistä kemiallista termiä "hapetusluku", joka tarkoittaa käännöksessä "hapetuslukua". Sen käyttö perustuu oletukseen, että molekyyleissä tai ioneissa olevat sitoutuvat elektronit kuuluvat atomiin, jolla on korkeampi elektronegatiivisuus (EO). Kyky säilyttää elektronejaan ja houkutella niitä muista atomeista ilmaistaan ​​hyvin vahvoissa ei-metalleissa (halogeenit, happi). Vahvilla metalleilla (natrium, kalium, litium, kalsium, muut alkali- ja maa-alkalielementit) on päinvastaiset ominaisuudet.

Hapettumisasteen määritys

Hapetustila on varaus, jonka atomi saisi, jos sidoksen muodostumiseen osallistuvat elektronit siirtyisivät kokonaan elektronegatiivisemmalle alkuaineelle. On aineita, joilla ei ole molekyylirakennetta (alkalimetallihalogenidit ja muut yhdisteet). Näissä tapauksissa hapetustila osuu yhteen ionin varauksen kanssa. Ehdollinen eli todellinen varaus osoittaa, mikä prosessi tapahtui ennen kuin atomit saavuttivat nykyisen tilansa. Positiivinen hapetustila on atomeista poistettujen elektronien kokonaismäärä. Hapetustilan negatiivinen arvo on yhtä suuri kuin hankittujen elektronien lukumäärä. Kemiallisen alkuaineen hapetusastetta muuttamalla päätetään, mitä sen atomeille tapahtuu reaktion aikana (ja päinvastoin). Aineen väri määrittää, mitä muutoksia hapetustilassa on tapahtunut. Kromin, raudan ja useiden muiden alkuaineiden yhdisteet, joissa niillä on eri valenssit, ovat erivärisiä.

Negatiiviset, nolla- ja positiiviset hapetustilan arvot

Yksinkertaiset aineet muodostuvat kemiallisista alkuaineista, joilla on sama EO-arvo. Tässä tapauksessa sitoutuvat elektronit kuuluvat kaikkiin rakenteellisiin hiukkasiin yhtäläisesti. Siksi yksinkertaisissa aineissa hapetusaste (H 0 2, O 0 2, C 0) ei ole alkuaineille ominaista. Kun atomit ottavat vastaan ​​elektroneja tai yleinen pilvi siirtyy niiden suuntaan, on tapana kirjoittaa varaukset miinusmerkillä. Esimerkiksi F-1, O-2, C-4. Luovuttamalla elektroneja atomit saavat todellisen tai muodollisen positiivisen varauksen. OF 2 -oksidissa happiatomi luovuttaa yhden elektronin kumpikin kahdelle fluoriatomille ja on O +2 -hapetustilassa. Uskotaan, että molekyylissä tai moniatomisessa ionissa elektronegatiivisemmat atomit vastaanottavat kaikki sitovat elektronit.

Rikki on alkuaine, jolla on erilaiset valenssit ja hapetustilat.

Pääalaryhmien kemiallisilla elementeillä on usein pienempi valenssi, joka on yhtä suuri kuin VIII. Esimerkiksi rikin valenssi rikkivetyssä ja metallisulfideissa on II. Alkuaineelle on tunnusomaista keski- ja korkeammat valenssit viritetyssä tilassa, kun atomi luovuttaa yhden, kaksi, neljä tai kaikki kuusi elektronia ja osoittaa valenssit I, II, IV, VI. Samoilla arvoilla, vain miinus- tai plusmerkillä, on rikin hapetusaste:

• fluorisulfidissa antaa yhden elektronin: -1;
• rikkivetyssä alin arvo: -2;
• dioksidivälitilassa: +4;
• trioksidissa, rikkihapossa ja sulfaateissa: +6.

Hänen huippuluokkaa Hapetusrikki hyväksyy vain elektroneja, alimmassa määrin - sillä on voimakkaita pelkistäviä ominaisuuksia. S+4-atomit voivat toimia pelkistimenä tai hapettavina aineina yhdisteissä olosuhteista riippuen.

Elektronien siirtyminen kemiallisissa reaktioissa

Natriumkloridikiteiden muodostuessa natrium luovuttaa elektroneja elektronegatiivisemmalle kloorille. Alkuaineiden hapetustilat ovat yhtäpitäviä ionien varausten kanssa: Na +1 Cl -1 . Molekyyleille, jotka on luotu elektroniparien sosialisoimalla ja siirtymällä elektronegatiivisempaan atomiin, voidaan soveltaa vain muodollisen varauksen käsitettä. Mutta voidaan olettaa, että kaikki yhdisteet koostuvat ioneista. Sitten atomit hankkivat elektroneja puoleensa vetämällä ehdollisen negatiivisen varauksen ja luovuttamalla positiivisen varauksen. Ilmoita reaktioissa, kuinka monta elektronia on siirtynyt. Esimerkiksi hiilidioksidimolekyylissä C +4 O - 2 2 hiilen kemiallisen symbolin oikeassa yläkulmassa oleva indeksi näyttää atomista poistettujen elektronien lukumäärän. Tämän aineen hapen hapetusaste on -2. Vastaava indeksi kemiallisella merkillä O on lisättyjen elektronien lukumäärä atomissa.

Kuinka laskea hapetustilat

Atomien luovuttamien ja lisäämien elektronien lukumäärän laskeminen voi olla aikaa vievää. Seuraavat säännöt helpottavat tätä tehtävää:

1. Yksinkertaisissa aineissa hapetusaste on nolla.
2. Kaikkien neutraalissa aineessa olevien atomien tai ionien hapettumisen summa on nolla.
3. Kompleksisessa ionissa kaikkien alkuaineiden hapetustilojen summan tulee vastata koko hiukkasen varausta.
4. Elektronegatiivisempi atomi saa negatiivisen hapetustilan, joka kirjoitetaan miinusmerkillä.
5. Vähemmän elektronegatiiviset alkuaineet saavat positiiviset hapetustilat, ne kirjoitetaan plusmerkillä.
6. Hapen hapetusaste on yleensä -2.
7. Vedyn ominaisarvo on: +1, metallihydrideissä: H-1.
8. Fluori on kaikista alkuaineista elektronegatiivisin, sen hapetusaste on aina -4.
9. Useimmille metalleille hapetusluvut ja valenssit ovat samat.

Hapetustila ja valenssi

Useimmat yhdisteet muodostuvat redox-prosessien seurauksena. Elektronien siirtyminen tai siirtyminen alkuaineesta toiseen johtaa niiden hapetustilan ja valenssin muutokseen. Usein nämä arvot ovat samat. Synonyyminä termille "hapetustila" voidaan käyttää ilmaisua "sähkökemiallinen valenssi". Mutta on poikkeuksia, esimerkiksi ammoniumionissa typpi on neliarvoinen. Samaan aikaan tämän alkuaineen atomi on hapetustilassa -3. Orgaanisissa aineissa hiili on aina neliarvoista, mutta C-atomin hapetusasteilla metaanissa CH 4, muurahaisalkoholissa CH 3 OH:ssa ja HCOOH-hapossa on eri arvot: -4, -2 ja +2.

Redox-reaktiot

Redox sisältää monia tärkeimpiä prosesseja teollisuudessa, tekniikassa, elävässä ja elottomassa luonnossa: palaminen, korroosio, käyminen, solunsisäinen hengitys, fotosynteesi ja muut ilmiöt.

OVR-yhtälöitä laadittaessa kertoimet valitaan elektronisen tasapainon menetelmällä, jossa käytetään seuraavia luokkia:

• hapetustilat;
• pelkistävä aine luovuttaa elektroneja ja hapettuu;
• hapettava aine ottaa vastaan ​​elektroneja ja pelkistyy;
• annettujen elektronien lukumäärän on oltava yhtä suuri kuin kiinnittyneiden elektronien lukumäärä.

Elektronien hankkiminen atomin toimesta johtaa sen hapetustilan laskuun (pelkistykseen). Yhden tai useamman elektronin häviämiseen atomin toimesta liittyy alkuaineen hapetusluvun kasvu reaktioiden seurauksena. OVR:ssä käytetään useammin voimakkaiden elektrolyyttien ionien välistä virtausta vesiliuoksissa, ei elektronista vaakaa, vaan puolireaktioiden menetelmää.

Yhdisteet, joiden hapetusaste on –2. Tärkeimmät rikkiyhdisteet hapetustilassa -2 ovat rikkivety ja sulfidit. Rikkivety - H 2 S - väritön kaasu, jolla on tyypillinen mätänevän proteiinin haju, myrkyllinen. Rikkivetymolekyylillä on kulmikas muoto, sidoskulma on 92º. Se muodostuu vedyn suorasta vuorovaikutuksesta rikkihöyryn kanssa. Laboratoriossa rikkivetyä tuotetaan voimakkaiden happojen vaikutuksesta metallisulfideihin:

Na2S + 2HCl \u003d 2NaCl + H2S

Rikkivety on vahva pelkistävä aine, jota jopa rikkioksidi (IV) hapettaa.

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

Olosuhteista riippuen sulfidin hapettumistuotteet voivat olla S, SO 2 tai H 2 SO 4:

2KMn04 + 5H2S-2 + 3H2S04® 2MnS04 + 5S + K2S04 + 8H20;

H2S-2 + 4Br2 + 4H20 = H2S +4O4 + 8HBr

Ilmassa ja happiatmosfäärissä rikkivety palaa muodostaen rikkiä tai SO 2:ta olosuhteista riippuen.

Rikkivety liukenee heikosti veteen (2,5 tilavuutta H 2 S:tä / 1 tilavuus vettä) ja käyttäytyy kuin heikko kaksiemäksinen happo.

H2S H+ + HS-; K 1 \u003d 1 × 10 -7

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

Kaksiemäksisenä happona rikkivety muodostaa kaksi sarjaa suoloja: vetysulfideja (happamia suoloja) ja sulfideja (keskisuoloja). Esimerkiksi NaHS on vetysulfidi ja Na2S on natriumsulfidi.

Useimpien metallien sulfidit veteen ovat niukkaliukoisia, maalattuja tunnusväreillä ja eroavat liukoisuudessa happoihin: ZnS - valkoinen, CdS - keltaoranssi, MnS - lihanvärinen, HgS, CuS, PbS, FeS - musta, SnS - ruskea , SnS 2 - keltainen. Alkali- ja maa-alkalimetallien sulfidit sekä ammoniumsulfidi liukenevat helposti veteen. Liukoiset sulfidit hydrolysoituvat voimakkaasti.

Na 2 S + H 2 O NaHS + NaOH

Sulfidit, kuten oksidit, ovat emäksisiä, happamia ja amfoteerisia. Pääominaisuudet ovat alkali- ja maa-alkalimetallien sulfidit, happamat ominaisuudet - ei-metallien sulfidit. Ero kemiallinen luonne sulfidit ilmenevät hydrolyysireaktioissa ja luonteeltaan erilaisten sulfidien vuorovaikutuksessa keskenään. Emäksisiä sulfideja muodostuu hydrolyysissä emäksinen ympäristö, happo hydrolysoituu palautumattomasti, jolloin muodostuu vastaavia happoja:

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

Amfoteeriset sulfidit ovat veteen liukenemattomia, osa niistä, esimerkiksi alumiini-, rauta(III)-, kromi(III)sulfidit, hydrolysoituu täysin:

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

Kun emäksiset ja happamat sulfidit ovat vuorovaikutuksessa, muodostuu tiosuoloja. Niitä vastaavat tiohapot ovat yleensä epästabiileja, niiden hajoaminen on samanlaista kuin happea sisältävien happojen hajoaminen.

CS2 + Na2S \u003d Na2CS3; Na2CS3 + H2S04 \u003d H2CS3 + Na2S04;

natriumtiokarbonaatti tiohiilihappo

H 2 CS 3 = H 2 S + CS 2

persulfidiyhdisteet. Rikin taipumus muodostaa homoketjuja toteutuu persulfideissa (polysulfideissa), jotka muodostuvat kuumentamalla sulfidien liuoksia rikillä:

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

Persulfideja löytyy luonnosta, esimerkiksi laajalle levinnyt mineraalipyriitti FeS 2 on rauta(II)persulfidi. Mineraalihappojen vaikutuksesta polysulfidiliuoksiin eristettiin polysulfaaneja - epästabiileja öljymäisiä aineita, joiden koostumus on H 2 S n, jossa n vaihtelee välillä 2 - 23.

Persulfideilla, kuten peroksideilla, on sekä hapettavia että pelkistäviä ominaisuuksia, ja ne ovat myös helposti suhteettomia.

Na2S2 + SnS \u003d SnS2 + Na2S; 4FeS 2 + 11O 2 \u003d 2Fe 2O 3 + 8SO 2;

Na2S2-1 \u003d S0 + Na2S-2

Yhdisteet, joiden hapetusaste on +4. Tärkein on rikkioksidi (IV) - väritön kaasu, jolla on terävä epämiellyttävä palavan rikin haju. SO 2 -molekyylillä on kulmarakenne (OSO-kulma on 119,5 °):

Teollisuudessa SO 2 saadaan paahtamalla rikkikiisua tai polttamalla rikkiä. Laboratoriomenetelmä rikkidioksidin saamiseksi - vahvojen mineraalihappojen vaikutus sulfiitteihin.

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

Rikki(IV)oksidi on energinen pelkistävä aine

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

mutta vuorovaikutuksessa vahvojen pelkistysaineiden kanssa se voi toimia hapettavana aineena:

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

Rikkidioksidi liukenee hyvin veteen (40 tilavuutta per 1 tilavuus vettä). Vesiliuoksessa hydratoidut SO 2 -molekyylit hajoavat osittain muodostaen vetykationin:

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

Tästä syystä rikkidioksidin vesiliuosta pidetään usein rikkihapon H 2 SO 3 liuoksena, vaikka tätä yhdistettä ei todellisuudessa näytä olevan olemassa. Rikkihapon suolat ovat kuitenkin stabiileja ja ne voidaan eristää yksittäin:

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

natriumhydrosulfiitti natriumsulfiitti

Sulfiittianionilla on trigonaalisen pyramidin rakenne, jonka yläosassa on rikkiatomi. Rikkiatomin yksinäinen pari on avaruudellisesti suunnattu, joten anioni, elektroniparin aktiivinen luovuttaja, muuttuu helposti tetraedriksi HSO 3:ksi - ja esiintyy kahden tautomeerisen muodon muodossa:

Alkalimetallisulfiitit ovat erittäin vesiliukoisia, suurelta osin hydrolysoituneita:

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

Vahvat pelkistimet liuostensa varastoinnin aikana hapettuvat vähitellen ilmakehän hapen vaikutuksesta, kuumennettaessa ne suhteettomasti:

2Na2S +403 + O2 \u003d 2Na2S +604; 4Na 2S + 4 O 3 \u003d Na 2 S - 2 + 3Na 2 S + 6 O 4

Hapetustila +4 esiintyy halogenideissa ja oksohalogenideissa:

SF 4 SOF 2 SOCl 2 SOBr 2

Rikki(IV)fluoridi Rikki(IV)oksofluoridi Rikki(IV)oksokloridi Rikki(IV)oksobromidi

Kaikissa yllä olevissa molekyyleissä rikkiatomiin sijoittuu yksittäinen elektronipari, SF 4 on vääristyneen tetraedrin (bisfenoidin) muotoinen, SOHal 2 on trigonaalinen pyramidi.

Rikki(IV)fluoridi on väritön kaasu. Rikki(IV)oksokloridi (tionyylikloridi, tionyylikloridi) on väritön neste, jolla on pistävä haju. Näitä aineita käytetään laajalti orgaanisessa synteesissä organofluori- ja klooriyhdisteiden saamiseksi.

Tämän tyyppiset yhdisteet ovat happamia, mikä osoittaa niiden suhteen veteen:

SF4 + 3H20 = H2S03 + 4HF; SOCl2 + 2H20 \u003d H2S03 + 2HCl.

Yhdisteet, joiden hapetusaste on +6:

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

rikki(VI)fluoridi, rikki(VI)dioksodikloridi, rikki(VI)oksidi, rikkihapposulfaattianioni

Rikkiheksafluoridi on väritön inertti kaasu, jota käytetään kaasumaisena dielektrisenä aineena. SF 6 -molekyyli on erittäin symmetrinen ja sillä on oktaedrin geometria. SO 2 Cl 2 (sulfuryylikloridi, sulfuryylikloridi) - väritön neste, joka savuaa ilmassa hydrolyysin vuoksi, jota käytetään orgaanisessa synteesissä kloorausreagenssina:

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

Rikki(VI)oksidi on väritön neste (kp. 44,8 °C, sp. 16,8 °C). Kaasumaisessa tilassa SO 3:lla on monomeerinen rakenne, nestemäisessä tilassa se esiintyy pääasiassa syklisten trimeeristen molekyylien muodossa, kiinteässä tilassa se on polymeeri.

Teollisuudessa rikkitrioksidia saadaan hapettamalla sen dioksidia katalyyttisesti:

2SO 2 + O 2 ¾® 2SO 3

Laboratoriossa SO 3 voidaan saada tislaamalla oleumia - rikkitrioksidiliuosta rikkihapossa.

SO 3 on tyypillinen hapan oksidi, joka sitoo voimakkaasti vettä ja muita protoneja sisältäviä reagensseja:

SO 3 + H 2O \u003d H2S04; SO 3 + HF = HOSO 2 F

fluoririkkihappo (fluorisulfonihappo)

happoa

Rikkihappo- H 2 SO 4 - väritön öljyinen neste, joten pl. 10,4 °C, kp. 340 °C (hajoaa). Liukenee hyvin veteen, vahva kaksiemäksinen happo. Väkevä rikkihappo on voimakas hapetin, erityisesti kuumennettaessa. Se hapettaa ei-metalleja ja metalleja, jotka ovat vakioelektrodipotentiaalien sarjassa vedyn oikealla puolella:

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

Vuorovaikutuksessa aktiivisempien metallien kanssa rikkihappo voidaan pelkistää rikiksi tai rikkivedyksi, esim.

4Zn + 5H 2SO 4 (konsentr.) = 4ZnSO 4 + H2S + 4H2O

Kylmä väkevä rikkihappo passivoi monia metalleja (rautaa, lyijyä, alumiinia, kromia), koska niiden pinnalle muodostuu tiheä oksidi- tai suolakalvo.

Rikkihappo muodostaa kaksi suolasarjaa: sisältää sulfaattianionin - SO 4 2- (keskisuolat) ja sisältää hydrosulfaattianionin - HSO 4 - (happosuolat). Sulfaatit liukenevat yleensä hyvin veteen, heikosti liukenevat BaSO 4, SrSO 4, PbSO 4, Cu 2 SO 4. Valkoisen hienokiteisen bariumsulfaatin sakan muodostuminen, kun se altistetaan bariumkloridiliuokselle, on kvalitatiivinen reaktio sulfaattianionille. Tätä reaktiota käytetään myös rikin kvantitatiiviseen määritykseen.

Ba 2+ + SO 4 2- \u003d BaSO 4 ¯

Tärkeimmät rikkihapon suolat ovat: Na 2 SO 4 × 10H 2 O - mirabiliitti, Glauberin suola - käytetään soodan ja lasin valmistuksessa; MgSO 4 × 7H 2 O - katkera Epsom-suola - käytetään lääketieteessä laksatiivina, kankaiden viimeistelyyn, nahan parkitsemiseen; CaSO 4 × 2H 2 O - kipsi - käytetään lääketieteessä ja rakentamisessa; CaSO 4 × 1 / 2H 2 O - alabasteri - käytetty rakennusmateriaali; CuSO 4 × 5H 2 O - kuparisulfaatti - käytetty in maataloudessa suojella kasveja sienitaudeilta; FeSO 4 × 7H 2 O - rautasulfaattia - käytetään maataloudessa mikrolannoitteena ja vedenkäsittelyssä koagulaattorina; K 2 SO 4 × Al 2 (SO 4) 3 × 24H 2 O - kaliumaluna - käytetään nahan parkitsemiseen.

Rikkihapon synteesi teollisuudessa tapahtuu kontaktimenetelmällä, jonka ensimmäinen vaihe on rikkikiisupaahto:

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

2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3

Kun SO 3 liuotetaan väkevään rikkihappoon, muodostuu kokonainen sarja polyrikkihappoja. H 2 SO 4:n, H 2 S 2 O 7:n, H 2 S 3 O 10:n, H 2 S 4 O 13:n seos on paksu öljymäinen neste, joka savuaa ilmassa - oleumissa. Kun oleum laimennetaan vedellä S-O-S liitännät repeytyneet ja polyrikkihapot muuttuvat rikkihappo vaadittava pitoisuus.

Pyro-rikkihappo (kaksi rikkihappoa).- H2S2O7:

Oleumista vapautuvia värittömiä, sulavia kiteitä.

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

Pyrorikkihapon suolat - pyrosulfaatit (disulfaatit) - saadaan hydrosulfaattien termisellä hajoamisella:

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

Tiorikkihappo- H 2 S 2 O 3 - esiintyy kahdessa tautomeerisessa muodossa:

Vesiliuoksissa se on epästabiili ja hajoaa vapauttamalla rikkiä ja SO 2:ta:

H 2 S 2 O 3 \u003d S¯ + SO 2 + H 2 O

Tiorikkihapon suolat - tiosulfaatit - ovat stabiileja ja niitä voidaan saada keittämällä rikkiä sulfiittien vesiliuoksilla:

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

Tiosulfaattien ominaisuudet määräytyvät rikkiatomien läsnäolosta kahdessa vaihtelevassa määrin hapetus -2 ja +6. Joten rikin läsnäolo hapetustilassa -2 määrittää pelkistävät ominaisuudet:

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

Natriumtiosulfaattia käytetään laajasti valokuvauksessa kiinnitysaineena ja analyyttisessä kemiassa jodin ja jodia vapauttavien aineiden kvantitatiiviseen määritykseen (jodometrinen analyysi).

Polytionihapot. Tetraedriset rakenneyksiköt polyrikkihapoissa voidaan yhdistää rikkiatomien kautta ja saadaan yleisen kaavan H 2 S x O 6 mukaisia ​​yhdisteitä, joissa x = 2 - 6.

Polytionihapot ovat epästabiileja, mutta muodostavat pysyviä suoloja - polytionaatteja. Esimerkiksi. natriumtetrationaatti muodostuu jodin vaikutuksesta natriumtiosulfaatin vesiliuokseen:

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

Peroksorikkihapot (perrikkihapot).. Peroksidiryhmällä voi olla polyrikkihappojen rakenneyksiköitä yhdistävän sillan rooli. Sama ryhmä on osa monoperrikkihappoa:

H 2SO 5 - monoperrikkihappo H 2 S 2 O 8 - peroksodirikkihappo

(caro happo)

Peroksorikkihapot hydrolysoituvat vetyperoksidiksi:

H 2SO 5 + H 2O \u003d H2SO4 + H202; H 2 S 2 O 8 + 2 H 2 O \u003d 2H 2 SO 4 + H 2 O 2.

Peroksodirikkihappoa saadaan elektrolyysillä rikkihapon vesiliuoksesta:

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

Muodostaa suoloja - persulfaatteja. Ammoniumpersulfaattia - (NH 4) 2 S 2 O 8 - käytetään laboratoriossa hapettimena.